高考化學二輪專題培優(yōu)課件-專題六：原子結(jié)構(gòu) (含解析)

無機部分專題六：原子結(jié)構(gòu)6.1微觀粒子的波粒二象性6.2氫原子核外電子的運動狀態(tài)6.4原子結(jié)構(gòu)和元素周期律原子結(jié)構(gòu)6.3多電子原子核外電子的運動狀態(tài)1、掌握四個量子數(shù)的意義2、能運用不相容原理，能量最低原理和洪特規(guī)則寫出元素的原子核外電子排布和價電子構(gòu)型。3、理解周期表、元素性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關系。本章重點6.1.1氫光譜和玻爾理論6.1.3不確定原理6.1.2微觀粒子的波粒二象性6.1微觀粒子的波粒二象性1924年，法國青年物理學家deBroglie大膽地提出電子也具有波粒二象性的假說。并預言：對于質(zhì)量為me，運動速率為的電子，其相應的波長

可由下式給出：

6.1.2微觀粒子的波粒二象性p：動量，m:光子質(zhì)量（粒子性）

:光的波長（波動性）h=6.626×10-34J.s(Planck常數(shù))1、電子的波粒二象性電子衍射實驗:

1927年,兩位美國科學家進行了電子衍射實驗,證實了德布羅意關系式的正確性。

重要暗示——不可能存在Rutherford

和Bohr

模型中行星繞太陽那樣的電子軌道。1、海森堡的不確定原理不可能同時測得電子的精確位置和精確動量！6.1.3不確定原理2、微觀粒子運動的統(tǒng)計規(guī)律

具有波粒二象性的電子，不再遵守經(jīng)典力學規(guī)律，它們的運動沒有確定的軌道，只有一定的空間概率分布。若通過電子槍一粒粒發(fā)射電子，通過狹縫打到感光屏幕上，時間較短時，電子數(shù)目少，每個電子的分布無規(guī)律；而當時間較長時，電子的數(shù)目足夠多時，出現(xiàn)衍射環(huán)。

衍射環(huán)的出現(xiàn)，表明了電子運動的波動性，所以波動性是粒子性的統(tǒng)計結(jié)果。實驗中明暗交替的衍射環(huán)中，亮的地方，電子出現(xiàn)的機會大，暗的地方電子出現(xiàn)機會小。即這種電子的分布是有規(guī)律的。微觀粒子的三個特征（波粒二象性，不確定原理，運動規(guī)律的統(tǒng)計性）說明，研究微觀粒子，不能用經(jīng)典的牛頓力學理論。而找出微觀粒子的空間分布規(guī)律，必須借助數(shù)學方法，建立一個數(shù)學模式，找出一個函數(shù)，用這這一函數(shù)來研究微觀粒子。

6.2.2四個量子數(shù)6.2氫原子核外電子的運動狀態(tài)6.2.1波函數(shù)與薛定諤方程6.2.3波函數(shù)和電子云圖形式中:

稱為波函數(shù),

是核外電子出現(xiàn)區(qū)域的函數(shù);E為原子的總能量;V為原子核對電子的吸引能();m為電子的質(zhì)量;h為普朗克常數(shù);x、y、z為電子的空間坐標。1、薛定諤方程:二階偏微分方程：6.2.1波函數(shù)和薛定諤方程薛定諤（1）波函數(shù)是一個函數(shù)，不是一個數(shù)值；

從薛定諤方程解出來的波函數(shù)，是球坐標

的函數(shù)式，記為常將波函數(shù)分解為兩個函數(shù)的乘積：

2、波函數(shù)

：薛定諤方程的解（2)波函數(shù)是表示原子中電子在原子核外空間的可能的運動狀態(tài)，由量子數(shù)確定，確定一個電子的空間運動狀態(tài)需要用三個量子數(shù)n,l,m。（3)波函數(shù)沒有明確直觀的物理意義。

原子軌道是電子在原子核外空間的運動狀態(tài)，可以用波函數(shù)來描述。3、原子軌道注意：原子軌道與宏觀的軌道不同，沒有軌跡；原子軌道ψ與玻爾理論中的軌道不同，是一函數(shù)式；原子軌道ψ有相應的能量，由量子數(shù)確定。四個量子數(shù)①主量子數(shù)n

③磁量子數(shù)

m

④自旋量子數(shù)

ms②角量子數(shù)ln=1,2,3,……6.2.2四個量子數(shù)n取值：1，2，3，4，5……n意義：n主要決定電子能量高低；

n表示離核的遠近；不同的n值，對應于不同的電子層。1、主量子數(shù)n：

取值：12345…

符號：KLMNO…

l的取值：0，1，2，3……n-1(亞層）

s,p,d,f…...

意義：l決定了原子軌道的形狀；單電子原子中電子的能量由n決定，多電子原子中電子的能量由n和l

共同決定。2、角量子數(shù)lnl1234（亞層0000s111p22d3f

)原子軌道的形狀取決于l:

n=3,

l=0:表示軌道為第三層的3s軌道，形狀為球形

l=1:表示軌道為第三層的3p軌道，形狀為啞鈴形

l=2:表示軌道為第三層的3d軌道，形狀為花瓣形m取值：可取0，±1,±2……±l意義：m決定原子軌道的空間取向;m與能量無關

(m取值相同的軌道互為等價軌道)。3、磁量子數(shù)mlm軌道數(shù)

0(s)1(p)2(d)3(f)

0

＋10－1

＋2＋10－1－2

＋3＋2＋10－1－2－31357s軌道(l=0,m=0):m一種取值,空間一種取向,一條s軌道

p軌道(l=1,m=+1,0,-1)

m三種取值,三種取向,三條等價(簡并)p軌道d

軌道(l=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m五種取值,空間五種取向,五條等價(簡并)d

軌道

所以,m只決定原子軌道的空間取向,不影響軌道的能量。因

n和

l

一定,軌道的能量則為一定,空間取向(伸展方向)不影響能量。1)電子層,電子距離核的遠近,軌道能量高低;2)軌道的形狀;3)軌道在空間分布的方向。

因而,利用三個量子數(shù)即可將一個原子軌道描述出來。

n電子層電子亞層軌道數(shù)1K01s0

12L012s2p01,0,+1

3M0123s3p3d

0

4

N01234s4p4d4f

0

電子層、電子亞層、原子軌道與量子數(shù)之間的關系4、自旋量子數(shù)(ms):

ms：決定電子在空間的自旋方向。

取值：+1/2,-1/2，通常用“↑”“↓”表示。

綜上所述：原子中每一個電子的運動狀態(tài)可以用四個量子數(shù)(n,l,m,ms)來描述，為此根據(jù)量子數(shù)數(shù)值間的關系可知各電子層中可能有的運動狀態(tài)數(shù)。(1)用下列各量子數(shù)來表示某一電子在核外的運動狀態(tài)，其中合理的是

。A、n=2,l=2,m=0B、n=3,l=2,m=+1C、n=2,l=0,m=-1D、n=2,l=3,m=+2(2)多電子原子中，以下列量子數(shù)表征的電子，其能量最高的是

。

A、2,l,-1,+1/2B、2,0,0,-2/1C、3,1,1,+1/2D、3,2,-1,+1/2Question1(3)寫出與軌道量子數(shù)n=4,l=2,m=0的原子軌道名稱。

原子軌道是由n,l,m三個量子數(shù)決定的。與l=2

對應的軌道是d

軌道。因為n=4,該軌道的名稱應該是4d.

磁量子數(shù)m=0

在軌道名稱中得不到反映,但根據(jù)我們迄今學過的知識,m=0表示該4d

軌道是不同伸展方向的5條4d

軌道之一。6.3.1屏蔽效應和鉆穿效應6.3.2原子核外電子的排布6.3多電子原子核外電子的運動狀態(tài)

由核外其余電子抵消部分核電荷對指定電子吸引的作用稱屏蔽效應。1、屏蔽效應：6.3.1屏蔽效應和鉆穿效應

以Li原子為例說明這個問題：

研究外層的一個電子。它受到核的的引力，同時又受到內(nèi)層電子的－2的斥力。

實際上受到的引力已經(jīng)不會恰好是+3，受到的斥力也不會恰好是－2

我們把看成是一個整體，即被中和掉部分正電的的原子核。

于是我們研究的對象——外層的一個電子就相當于處在單電子體系中。中和后的核電荷Z

變成了有效核電荷Z*

。有效核電荷Z*=(Z－σ)2、鉆穿效應:

外層電子鉆入原子核附近而使體系能量降低的現(xiàn)象叫做鉆穿效應。E3d

>E4s,就是4s電子的鉆穿效應較3d電子強的緣故。3d與4s軌道的徑向分布圖1、核外電子分布三規(guī)則6.3.2原子核外電子排布

（1）Pauli不相容原理

在一個原子中，不可能存在四個量子數(shù)完全相同的兩個電子。由Pauli不相容原理，可知一個原子軌道最多只能容納兩個電子，而且這兩個電子的自旋方式必須相反。（3）Hund

規(guī)則在n和l相同的軌道上分布的電子,將盡可能分占m值不同的軌道,且自旋平行。（2）最低能量原理電子在核外排列應盡先分布在低能級軌道上,使整個原子系統(tǒng)能量最低。根據(jù)順序圖,電子填入軌道時遵循下列次序：

1s

2s2p

3s3p

4s3d4p

5s4d5p

6s4f5d6p

7s5f6d7p

Question2

根據(jù)Hund’srule,下列三種排布中哪一種是氮原子的實際電子組態(tài)?N：1s22s22p3半滿全滿規(guī)則：當軌道處于全滿、半滿時，原子較穩(wěn)定。原子芯電子排布式價電子構(gòu)型注意:①電子填充是按近似能級圖自能量低向能量高的軌道排布的,但書寫電子結(jié)構(gòu)式時,要把同一主層(n相同)的軌道寫在一起。

即不能將相同主層的電子軌道分開書寫，且保證n最大的軌道在最右側(cè)。②原子芯表示電子排布時，內(nèi)層已經(jīng)達到稀有(惰性)氣體原子的結(jié)構(gòu)。

③原子失電子的順序為：np,ns,(n-1)d,(n-2)f。

④特殊的電子結(jié)構(gòu)要記憶。主要是部分過渡元素：正常填充:先填充ns,達到ns2之后,再填(n-1)d;

特殊的:先填ns,只填一個電子成ns1,未達到ns2,就開始填(n-1)d，這種現(xiàn)象在

(n-1)d軌道處于半充滿,全充滿左右發(fā)生。原子

能級排列序列

光譜實驗序列

Cr

Mo

Cu

Ag

Au

[Ar]3d

44s

2

[Kr]4d

45s

2

[Ar]3d

94s

2

[Kr]4d

95s

2

[Xe]4f

145d

96s

2

[Ar]3d

54s

1

[Kr]4d

55s

1

[Ar]3d

104s

1

[Kr]4d

105s

1

[Xe]4f14

5d106s

1

6.4.1

核外電子排布和周期表的關系6.4原子結(jié)構(gòu)和元素周期律6.4.2原子結(jié)構(gòu)與元素基本性質(zhì)6.4.1核外電子結(jié)構(gòu)和周期表的關系（1）元素周期律：元素的性質(zhì)隨著核電荷的遞增呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。（2）內(nèi)在原因：周期律的產(chǎn)生是由于核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化。周期表是周期律的表現(xiàn)形式。1、元素周期律的內(nèi)在原因2、元素的周期周期能級組能級中原子軌道電子最大容量元素數(shù)目

111s222s2p333s3p444s3d4p

555s4d5p666s4f5d6p

777s5f6d(未完)228888181818183232尚未布滿26(未完)周期數(shù)＝電子層層數(shù)(共有7個周期)各周期元素的數(shù)目等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。

3、元素的族主族元素的族數(shù)=原子最外層的電子數(shù)

(ns+np)的電子數(shù)=族數(shù)

(ns+np)的電子數(shù)=8,則為0族元素。副族元素:ds區(qū):

(n-1)d10全充滿,

ns中的電子數(shù)=族數(shù)d區(qū):[(n-1)d+ns]的電子數(shù)=族數(shù);

[(n-1)d+ns]的電子數(shù)≧8,則為VIII族元素f區(qū):內(nèi)過渡元素,(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2

鑭系:La-Lu,錒系:Ar-lr4、元素的分區(qū)①s區(qū):,最后的電子填在ns上包括：IAIIA，屬于活潑金屬，為堿金屬和堿土金屬;②p區(qū):最后的電子填在np上包括：IIIA-VIIA以及0族元素,為非金屬和少數(shù)金屬;

結(jié)構(gòu)分區(qū)③d區(qū):最后的電子填在(n-1)d上包括：IIIB-VIIB以及VIII族元素,為過渡金屬④ds區(qū):(n-1)d全充滿,最后的電子填在ns

包括：IB-IIB,過渡金屬(d和ds區(qū)金屬合起來稱為過渡金屬);⑤f區(qū):最后的電子填在(n-2)f0-14

包括：鑭系和錒系元素,稱為內(nèi)過渡元素或內(nèi)過渡系。6.4.2

原子結(jié)構(gòu)與元素基本性質(zhì)

元素基本性質(zhì)包括：原子半徑、電離能、電子親合能、電負性。選擇元素的這些性質(zhì)討論其周期性變化規(guī)律，目的是從總體上認識元素性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關系，理解元素性質(zhì)是其原子結(jié)構(gòu)的反映。198pm←360pm→金屬半徑范德華半徑180pm99pm氯原子的共價半徑氯原子的范德華半徑共價半徑256pm銅原子半徑1、原子半徑:128pm

一般原子半徑根據(jù)化合物中相鄰原子的平均核間距來測定，所以有三種原子半徑。主族元素決定原子半徑大小的主要因素:有效核電荷;核外電子層數(shù).主族元素原子半徑變化規(guī)律規(guī)律:從上到下,r略有增大.從左到右,r

緩慢減小;過渡元素原子半徑變化規(guī)律2、電離能

基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一電離能，用I

1表示。

由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第二電離能，用I

2表示。

E+(g)E2+(g)+e-I

2E(g)

E+(g)+e-I

1例如:Al(g)-e-→Al+(g),I1=578kJ·mol-1;Al+(g)-e-→Al2+(g),I2=1817kJ·mol-1;Al2+(g)-e-→Al3+(g),I3=2745kJ·mol-1;