原子结构与周期系2.ppt

1,第三节 原子核外电子排布和元素周期系 一、多电子原子的原子轨道能级 单电子原子中，只考虑原子核对电子的吸引，电子能量只与 n 有关。 即 1s 2s2p 3s3p3d 多电子原子中，电子能量不仅要考虑原子核对其的吸引，还应考虑各轨道电子之间的相互排斥作用，电子能量与 n 和 l 有关。 即 1s 2s2p 3s3p ,2,(一) 鲍林原子轨道近似能级图,3,(1) 将能级相近的原子轨道排为一个能级组，目前有7个能级组。 (2) 鲍林近似能级图表示多电子原子中，原子轨道能级的高低顺序（与 n 和 l 有关） (3) “能级交错” ： 例如： E4s E3d ， E 5s E4d ， E 6sE4fE5d,1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p,4,1、屏蔽效应 多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用看作部分地抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸引，即其他电子起到了部分地屏蔽核电荷对某电子的吸引力，称为屏蔽效应。 该电子受到的有效核电荷 Z* = Z - ， ：屏蔽常数 对单电子的氢原子：,不要求 的计算。,5,一般屏蔽效应是内层对外层或同一层之间；外层电子对内层电子一般不产生屏蔽效应。 同一层屏蔽效应： nsnpndnf 。 （与钻穿能力一致） 钻穿越深的电子对其他电子的屏蔽越大。,6,2、钻穿效应 由于l 不同，其壳层概率的径向分布不同而引起的能级变化称为钻穿效应。,峰数= n - l 。钻穿能力 nsnpndnf 。n 相同时， l 越小，峰越多，钻得越深，受核的吸引力越强，能级越低。,另参见p144 图7-18,7,多电子原子中，原子轨道的能级变化的解释 （1）E1s E2s E3s E4s E2p E3p E4p E5p n 越大，受内层电子的屏蔽效应越大, 能级越高。 （2） Ens Enp End Enf n 相同(同一层) ， l 越小，钻得越深，能级越低。 （3） E4s E3d ， E 5s E4d ， E 6sE4fE5d n 和l 都不同，钻得越深，能级越低。 从而引起“能级交错” ，内层电子能级高于外层。,8,(二) 科顿原子轨道能级图 （了解） 鲍林原子轨道能级图 假设所有不同元素原子的相同轨道能级高低相同。但简单明了，基本反映了原子核外电子的填充次序。 科顿原子轨道能级图 反映了随原子序数的增加，不同元素原子的相同轨道能级逐渐降低。较全面反映了光谱实验结果，但较复杂难记。,9,(三) 徐光宪近似规律 （了解） 多电子原子体系外层电子的能级与(n+ 0.7l )有关, (n+ 0.7l ) 值越大, 能级越高; 如 E 6s （6+0） E4f （4+2.1） E5d （5+1.4） 对于离子的外层电子, (n+ 0.4l) 值越大, 能级越高; 如 Fe 3d64s2 ， Fe2+ 3d64s0 即原子失去电子的次序与充填电子的次序不完全相同。,10,二、原子核外电子的排布与电子结构 (一) 核外电子排布的原则 1、能量最低原理 在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道，使整个体系的能量最低。 具体可按鲍林近似能级图依次充填电子 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 2、泡利不相容原理 在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两个电子存在。（每个原子轨道最多能容纳两个电子，并且自旋相反）,11,3、洪特规则 在等价轨道(n 和l 相同)中，电子尽可能单独占据各等价轨道，且自旋方向相同。 （电子成对能） 如， p3 而不是 洪特规则的特例等价轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的。 如，全充满 p6，d10，f14 半充满 p3，d5， f7 全空 p0，d0， f0 （电子云整体为一球形对称状态，比较稳定。）,12,(二)原子的电子结构 例 写出原子序数为8、11的元素的符号及电子结构式和电子轨道式。 元素符号 电子结构式 电子轨道式 O 1s22s22p4 Na 1s22s22p63s1 原子实体 例，Ne 代表 1s2 2s22p6 Ar 代表 1s2 2s22p6 3s23p6 Kr 代表 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p6,13,例 写出原子序数为24、28、29、38、50的元素的符号及电子结构式和外围电子构型。 解 元素符号 电子结构式 外围电子构型（价电子构型） Cr Ar 3d54s1 3d54s1 Ni Ar 3d84s2 3d84s2 Cu Ar 3d104s1 3d104s1 Sr Kr 5s2 5s2 Sn Kr 4d105s25p2 5s25p2,按鲍林近似能级图排布电子,再调整同一电子层排在一起。,14,原子失去或得到电子是从最外层开始的。 例 元素符号 原子价电子构型 离子价电子构型 Cr 3d54s1 Cr3+ 3d3 Ni 3d84s2 Ni2+ 3d8 Cu 3d104s1 Cu+ 3d10 Cu2+ 3d9 Sn 5s25p2 Sn2+ 5s2 Cl 3s23p5 Cl 3s23p6 O 2s22p4 O2 2s22p6,15,三、原子的电子层结构和元素周期系 (一) 原子的电子层结构 见p162164 表9-4以及元素周期表。 主族元素、 第4周期副族和B 、B元素，完全符合核外电子排布三原则。 第5、6周期副族元素以及镧系、锕系元素，有少部分“例外”情况。要以实验结果为准。,16,(二) 原子的电子层结构与周期的划分 原子的电子层结构呈现周期性变化，导致元素性质呈现周期性变化。能级组的划分是周期划分的本质原因。第7周期是不完全周期。 周期数能级组数电子层数 例 根据外围电子构型判断元素在第几周期。 3s23p2 (第3周期) 3d104s1 (第4周期) 4s1 (第4周期) 4d15s2 (第5周期) 5s25p5 (第5周期) 5d76s2 (第6周期) 例外，46Pd ， 4d10，第5周期，只有4个电子层。,17,18,(三) 原子的电子层结构与族的划分 8个主族(A族)：AA， A为稀有气体元素。 8个副族(B族)：BB， B包含3个纵列。 价电子层（外围电子) ：参与化学反应的电子层。 （1） A族： A 、A ns12 AA ns2 np16 主族的族数 =价电子数=最高氧化值 （2） B族： 族数 最高氧化值 B 、B (n-1)d10 ns12 ns 电子数 部分价电子数 B B (n-1)d1 5ns12 价电子数 价电子数 B (n-1)d 610 ns02 部分价电子数 部分价电子数,19,例 根据外围电子构型判断元素在第几族。 3s23p2 (A) 3d104s1 (B) 4s1 (A) 4d15s2 (B ) 5s25p5 (A) 5d76s2 (B ),20,(四) 原子的电子层结构与元素的分区 按价电子构型的特点，分为五个区 s 区：A 、A ，ns12，都是活泼金属。 p 区： AA，ns2 np16 ，大部分为非金属。 d 区： B B，(n-1)d 110 ns02 ，都是金属。 ds 区：B 、B，(n-1)d10 ns12 ，都是金属。 f 区：镧系(57 71号元素)和锕系(89 103号元素) ， (n-2) f114 (n-1)d0 2ns2 ，都是金属。,21,第四节 元素某些性质的周期性 一、原子半径 概念： （1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单价结合时，核间距离的一半。 （2）范德华半径：在分子晶体中，相邻分子间两个邻近的非成键原子的核间距离的一半。 （3）金属半径：在金属晶体中，相邻的两个接触原子的核间距离的一半。 共价半径金属半径范德华半径,22,（一）同一周期元素原子半径的变化 短周期 (1、2、3) ：从左到右，原子半径逐渐减小，变化幅度较大，最后稀有气体的原子半径变大(范德华半径)。 长周期 (4、5、6) ：从左到右，原子半径逐渐减小(指总体趋势，过渡元素有起伏)，变化幅度较小。 （二）同一族元素原子半径的变化 主族元素： 自上而下，原子半径逐渐增大。 副族元素：自上而下，原子半径逐渐增大 (指总体趋势，有例外) ，变化幅度较小，第五、六周期元素原子半径非常接近 ( 镧系收缩 )。,23,二、电离势 概念： 第一电离势：基态的气态原子失去最外层的一个电子成为气态的+1价离子所需的能量。 A(g) A+(g) + e I1 第二电离势：由气态的+1价离子再失去一个电子成为气态的+2价离子所需的能量。 I1 I2 I3 I4 关于电离势： (1) 电离势越小，说明原子越易失去电子，在气态时金属性越强。 (2) 电离势随Z的变化而呈现周期性的变化。,24,(一)同一周期元素电离势的变化 短周期 (1、2、3) ：从左到右， I1 逐渐增大(总体趋势) ，最后稀有气体的 I1 很大( 8电子稳定结构 ) 。 反常：IBeIB，IMgIAl，INIO，IPIS (洪特规则) 长周期 (4、5、6) ：从左到右， I1 逐渐增大(总体趋势) ，最后稀有气体的 I1 很大。过渡元素规律性较差。 反常： I ZnIGa，IAsISe，IHgITl，等等。 (二)同一族元素电离势的变化 主族元素： 自上而下， I1 逐渐减小。 副族元素：副族元素I1 变化不规则。,25,三、电子亲和势 概念： 元素的一个气态原子在基态时得到一个电子形成气态的1价离子所释放的能量，称为第一电子亲和势E1 。 E2 、 E3 类推。 说明： （1）大多数元素的E1是正值(放出能量)， E2 、 E3是负值。 （2）电子亲和势数值越大，该原子生成气态负离子的倾向越大。元素具有较高的电离势，也倾向于具有较高的电子亲和势。 第一电子亲和势最大的是Cl ，不是F ，为什么？,26,(一) 同一周期元素第一电子亲和势的变化 同一周期(主族) ，自左至右， E1逐渐增大(总体趋势) 。 （IIA 、VA有特殊） (二) 同一族元素第一电子亲和势的变化 同一族元素(主族) ，自上而下， E1逐渐减小(总体趋势) 。 第二周期元素的电子亲和势比第三周期的小，是由于第二周期原子半径小、轨道数目少、电子间排斥力大等因素。,27,四、元素的电负性 概念： 在分子中，元素原子吸引电子的能力叫元素的电负性。（常用鲍林电负性） (一) 同一周期元素的电负性的变化 同一周期，自左至右，电负性逐渐增大(总体趋势) 。 （过渡元素变化较不规则） (二) 同一族元素的电负性的变化 主族元素： 自上而下，电负性 逐渐减小。 副族元素：电负性变化较不规则。 F电负性最大，Cs电负性最小。（不考虑稀有气体）,28,本章小结 1、核外电子运动状态的特征量子化特性(氢原子光谱)；波粒二象性(电子衍射实验) 。 2、波函数n ,l ,m与原子轨道；概