原子结构与元素周期律精选幻灯片PPT课件.ppt

第5章原子结构和元素周期律 5 1近代原子结构理论的确立 5 2微观粒子运动的特殊性 5 3核外电子运动状态的描述 AtomicStructureandperiodiclawofelement 5 4核外电子的排布 5 5元素周期表 5 6元素基本性质的周期性 第5章原子结构与元素周期律 AtomicStructureandperiodiclaw 第5章原子结构与元素周期律 AtomicStructureandperiodiclaw 了解微观粒子的波粒二象性 测不准原理 微观粒子运动的统计性规律 了解薛定谔方程 熟悉几率和几率密度的概念 了解波函数的径向分布和角度分布图 熟悉并掌握用四个量子数描述电子的运动状态 理解并掌握屏蔽效应和Slater规则 理解钻穿效应 掌握核外电子排布和元素周期系的关系 熟悉并掌握元素基本性质的周期性 基本要求 第5章原子结构与元素周期律 AtomicStructureandperiodiclaw 用四个量子数描述电子的运动状态 核外电子的屏蔽效应和钻穿效应以及Slater规则 核外电子排布和元素周期表 元素基本性质的周期性 重点 第5章原子结构与元素周期律 AtomicStructureandperiodiclaw 四个量子数n l m ms的意义及取值 屏蔽效应和钻穿效应与能级分裂和能级交错的关系 多电子原子核外电子排布 原子半径 电离能 电子亲合能 元素电负性的周期性变化规律及反常现象的解释 难点 原子结构的探索过程 1 天然放射性的发现 2 电子的发现 3 原子核的发现 4 核电荷的确定 5 质子的发现 6 中子的发现 1 1879年Crooks发现阴极射线 2 1896年Becquerel发现铀的放射性 3 1897年Thomson测定了电子的荷质比 4 1898年Curie发现钚和镭的放射性 5 1900年Planck提出量子论 7 1905年Einstein提出光子论 6 1904年Thomson提出原子模型 8 1909年Millikand的油滴实验 10 1913年Bohr提出Bohr理论 9 1911年卢瑟福提出原子的有核模型 探索原子结构的重大事件 Dalton原子学说 1803年 Thomson 西瓜式 模型 1904年 Rutherford核式模型 1911年 Bohr电子分层排布模型 1913年 量子力学模型 1926年 5 1 1原子结构模型 从经典力学到早期量子论 1 黑体辐射与能量量子化Planck提出量子论 微观领域能量的数值是不连续的 他只是某个最基本能量单位的整数倍 这个最基本的能量单位就是能量子 在微观领域 动量 电荷量等也是不连续的 这种不连续的现象称为 量子化 5 1近代原子结构理论的确立 2 光电效应与光量子化Einstein提出光量子 光子 概念 应用普朗克的量子理论 解释了光电效应中光电子的初动能与入射光的强度无关 而与入射光的频率有关 E h h 普朗克常数一束光是由具有粒子特征的光子组成 每一个光子的能量与光的频率成正比 微观世界中状态量子化的另一证据是原子的线状光谱 连续光谱一般由分子发出 而线状光谱由原子发出 任何单原子气体在激发态时都会产生线状光谱 每种元素都有自己的特征线状光谱 1 实验 2 特点 在可见光有四条明显的谱线 四条谱线的波长满足 当n 3 4 5 6时 为Balmer线系 四条谱线的波数也满足Rydberg公式 n2 n1 RH为Rydberg常数 n 3红 H n 4青 H n 5蓝紫 H n 6紫 H Balmer线系 1 假设 核外电子不能沿任意轨道运动 而只能在确定半径和能量的轨道上运动 正常情况下 原子中电子尽可能处在离核最近的轨道上运动 此时能量最低 原子处于基态 最低能级n1 1 当原子受到辐射获得能量后 电子可跃迁到离核较远的轨道上 原子处于激发态 较高能级n2 5 1 3玻尔理论 Bohr sTheory 处于激发态的电子不稳定 可以跃迁到离核较近的轨道上 能量差以电磁波的形式辐射 E 轨道能量 OrbitalEnergy 频率 Frequency h Planck常数 PlanckConstant 普朗克 2 求出氢原子轨道的半径 能量 辐射能频率 r 0 053n2 nm 如 n 1 r 0 053 nm E 2 179 10 18J 由Bohr模型 结合经典力学运动定律 可解出Rydberg常数的理论值 进而计算各已知线系波数 结果与实验值相当符合 波尔理论的成功与缺陷 成功解释了氢原子光谱的产生 证实了里德堡公式 提出了能级概念 无法解释多电子原子的光谱和氢光谱精细结构等问题 未能完全冲破经典物理的束缚 电子在原子核外的运动采取了宏观物体的固定轨道 没有考虑电子本身具有微观粒子所特有的规律性 波粒二象性 5 2 1微观粒子的波粒二象性 wave particlequality 1 实物粒子的波粒二象性 5 2微观粒子运动的特殊性 Newton认为 光是由光子流组成 Huygens认为 光是一种波 Maxwell用电磁场实验证实了波动性 Einstein的光子学说 光电效应 又证明了光的粒子性 E h E mc2 h mc2 p mc LouisdeBroglie认为 对于光 其波动性发现在先 微粒性发现在后 对于实物微粒是否可以颠倒过来 即微粒性发现在先 波动性发现在后呢 同时指出 电子及所有实物粒子应与光相似 既具有波动性又具有微粒性 deBroglie关系式为 证实 电子衍射实验的干涉图纹 电子衍射示意图 1927年 Davisson和Germer实验 定向电子射线 晶片光栅 衍射图象 应用Ni晶体进行的电子衍射实验 证实了电子具有波动性的假设 48个铁原子在铜表面排列成直径为14 2纳米的圆形量子栅栏 Heisenberg指出 对于一个物体的动量 mv 的测量的偏差 mv 和对该物体的运动坐标 也就是该物体的位置 x 的测量偏差 x 的乘积处于Planck常数的数量级 5 2 2不确定原理 uncertaintyprinciple 微观粒子的运动无轨迹 意味着在一定时间没有一确定的位置 单缝衍射 1 电子束通过狭缝前 动量分量Px完全确定 坐标完全不确定 2 电子束通过狭缝后 Px不确定度为 Px 坐标不确定度为 x 3 x和Px可能同时精确测定 x和 Px之积大于等于某个阀值 考察第一极小就能搞清楚这个阀值有多小 由更详细的计算可以得出 或 位置的测量偏差和动量的测量偏差之积不小于常数h 2 5 2 3微观粒子运动的统计规律 对于不能同时确定其位置与动量的粒子 并非无法对它的运动方式进行描述 而是需要换一种方式 即用概率来进行描述 可以统计其在空间某区域内出现的机会的多少 原子核外电子已可以用统计规律来研究 即研究电子出现的空间区域 这需要一个函数 并该函数的空间图像应该与空间区域有关联 这个函数就是波函数 奥地利物理学家 1911年起在维也纳大学从事固体物理学研究 后任苏黎世大学教授 研究热统计理论 1926年建立波动力学 1927年任柏林大学教授 1933年任牛津大学特别研究员 1938年去美国 任达布林研究所所长 1933年获诺贝尔物理学奖 他在20世纪40年代发表的名著 生命是什么 对分子生物学的建立产生过重大影响 5 3核外电子运动状态的描述 Schr dinger 1887 1961 5 3 1薛定谔方程 Schr dingerEquation 1 方程式 m 微观粒子的质量 V 势能E 总能量 h Planck常数 波函数 是薛定谔方程的解 其中 x y z 空间直角坐标 电子的质量m和电子的势能V是已知条件 将直角坐标x y z变换成球坐标r r OP的长度 0 OP与z轴的夹角 0 OP在xoy平面内的投影OP 与x轴的夹角 0 2 根据r 的定义 有x rsin cos y rsin sin z rcos r2 x2 y2 z2 P为空间一点 解薛定谔方程第一步 坐标变换 将以上关系代入薛定谔方程中 经过整理 得到 n l m r Rn l r Yl m Rn l r 是波函数径向分布函数 Yl m 是波函数角度分布函数 r R r Y R r 引入参数m m 0 1 2 引入参数l l 0 1 2 l m 引入参数n n 1 l 解薛定谔方程第二步 变量分离 说明 引用该方程 不是在于掌握解法 而是要指出 的出处以及与 有关的电子在空间的运动情况 分布规律 Schr dinger方程不是从理论引证推导出来的 而是量子力学中的一个基本假设 合理性在于其推导出来的结果与实验相符 2 意义与目的 反映了微观粒子的波粒二象性 所谓求解薛定谔方程 就是求得描述微粒运动状态的波函数 以及与该状态相对应的能量E 波函数 是量子力学中用以描述核外电子运动状态的函数 又称原子轨道 与Bohr理论中的轨道有何区别 氢原子的若干波函数 轨道 r R r Y 1s2s2pz 主量子数1234567电子层符号KLMNOPQ 意义 原子中电子出现几率最大的区域离核的远近 是决定电子能级高低的主要因素 取值 n个 从1 任何非零的正整数 举例 n 1代表电子出现几率最大的区域离核最近 代表能量低的电子层 列表 5 3 2量子数的概念 1 主量子数 PrincipalQuantumNumber 2 角量子数 AzimuthalQuantumNumber 意义 决定原子轨道符号及形状 对应着同一主层的电子亚层 和n共同决定电子能级 取值 n个 0 n 1 n个从零开始的正整数 l 0的原子轨道 在光谱中定为s轨道 l 0的原子轨道 说明角动量在各方向无变化 原子轨道呈球形 l 0的原子轨道 又称s亚层 举例 角量子数0123光谱符号spdf 角量子数的意义 角量子数l的不同取值代表同一电子主层中具有不同状态的亚层或分层 s原子轨道 2p原子轨道 3d原子轨道 主量子数和角量子数关系 3 磁量子数 MagneticQuantumNumber 意义 描述原子轨道在空间的伸展方向 或空间取向 每一个伸展方向相当于一个原子轨道 取值 2l 1个 从0 l l 0 s轨道 m 2l 1 1个 m 0 1个s轨道l 1 p轨道 m 2l 1 3个 m 0 13个p轨道l 2 d轨道 m 2l 1 5个 m 0 1 25个d轨道 举例 对于n l相等但m不相等的轨道称为简并轨道或等价轨道 其能量相等 如3个np轨道 5个nd轨和7个nf轨道 p电子云角度分布图的空间取向 4 自旋量子数 ms SpinQuantumNumber 四个量子数的基本概念 解 解 l 3对应的有m 0 1 2 3 共7个值 即有7条轨道 每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为 1 2和 1 2的自旋方向相反的电子 所以有2 7 14个运动状态不同的电子 分别用n l m ms描述如下 例 用四个量子数描述n 4 l 3的所有电子的运动状态 n l m ms4301 243 11 24311 243 21 24321 243 31 24331 2 n l m ms430 1 243 1 1 2431 1 243 2 1 2432 1 243 3 1 2433 1 2 21243714601252510 例 填表 原子轨道nlm个数容纳电子数 2px4f6s5d 1 电子云图 5 3 3用图形描述核外电子的运动状态 概率 几率 电子在核外空间某区域出现的机会 概率密度 电子单位体积内出现的概率 概率与概率密度之间的关系 概率 W 概率密度 体积 V 量子力学理论证明 概率密度 2 本身没有明确的物理意义 只能说是描述核外电子运动状态的数学函数式 2有明确的物理意义 代表电子在原子空间的某点 r 附近单位微体积内出现的概率即概率密度 电子云是空间某单位体积内找到电子的概率分布的图形 即概率密度的形象化描述 电子云的统计概念 二维投影 a 单张照片 b 二张照片 c 大量照片 原子轨道 电子出现概率较大的区域 它和波函数是同义词 原子轨道 Bohr理论 电子运动的一条轨道 遵循的路径 量子力学 电子出现的区域 概率总和 90 电子云示意图a s电子云 b p电子云 c d电子云 等概率密度 概率密度相等的点用曲面连结 界面图 等密度面 概率在95 以上 径向概率密度图 概率密度 2随r的变化 即表现为 R 2随r的变化 即 R 2对r做图 2s 3s 2 径向分布图 1 径向概率密度分布图 径向密度分布图和电子云图中黑点的疏密一致 s状态 r 0时 R 2的值即概率密度值最大 2s比1s多一个峰 即多一个概率密度的极值 3s再多出一个峰 p状态 r 0时 R 2值即概率密度为零 2p有一个概率密度峰 3p有2个概率密度峰 d状态 r 0时 R 2的值即概率密度为零 3d有一个概率密度峰 2p 3d 3p 能否根据 2或 的解析式画出其图象呢 的图形无法画出来 所以只好从不同的角度 片面地去认识这一问题 把波函数分为径向部分和角度部分 分别加以讨论 r 或 x y z 3个变量加1个函数 共四个变量 需要在四维空间中作图 r R r Y 为波函数 与r之间的关系 即径向部分R r 与r之间的关系 径向概率分布应体现随着r的变化 或者说随着离原子核远近的变化 在单位厚度的球壳中 电子出现的概率的变化规律 以1s为例 概率密度随着r的增加单调减少 但是在单位厚度的球壳中 电子出现的几率随r变化的规律就不是这样简单了 离核距离为r 厚度为 r的薄球壳内电子出现的概率 用 R 2表示球壳内的概率密度 且近似地认为在这个薄球壳中各处的概率密度一致 则有W R 2 V 半径为r的球面 表面积为4 r2球壳的体积近似为V 4 r2 r 单位厚度球壳内概率为 则厚度为 r的球壳内电子出现的概率为W R 2 4 r2 r 令D r 4 r2 R 2 D r 称为径向分布函数 用D r 对r图 即得到径向概率分布图 必须注意的是 离中心近的球壳中概率密度大 但由于半径小 故球壳的体积小 离中心远的球壳中概率密度小 但由于半径大 故球壳的体积大 所以径向分布函数不是单调的 即不单调上升或单调下降 其图象是有极值的曲线 以1s为例来回答上述问题 首先 看1s的径向几率分布图 1s在r a0处概率最大 是电子按层分布的第一层 ao 53pm 称Bohr半径 概率峰之间有节面 概率为零的球面 1s有1个峰 2s有2个峰 3s有3个峰 ns有n个峰 np有 n 1 个峰 nd有 n 2 个峰 概率峰的数目的规律是 在概率峰之间有几率为零的节面 节面的数目有规律 节面的数目 n l 1 2s 2p的最强概率峰比1s的最强峰离核远些 属于第二层 3s 3p 3d的最强几率峰比2s 2p的最强峰离核又远些 属于第三层 如果说核外电子是按层分布的话 其意义应与径向概率分布有关 概率峰的数目 n l n l m r Rn l r Yl m 3 角度分布图 1 波函数的角度分布图 Rn l r 是波函数径向分布函数 Yl m 是波函数角度分布函数 将Y 对 作图 即可得到波函数角度分布图 例 s轨道角度分布图 轨道 r Rn l r Yl m 1 表达式 2 列表 与角度无关 3 作图 4 结论 Yl m与n无关 所有的s原子轨道角度分布图是一个半径为的球面 符号为正 1s 例 pz轨道角度分布图 轨道 1 表达式 Ylm Ypz pz 2 列表 不同 角的Y值 4 结论 由于三角函数在不同象限有正负值 导致原子轨道有正负 Y l m 与n无关 所有的pz都是双球形 r p x y z 或 r p x y z o x rsin cos y rsin sin z rsin 3 作图 2pz轨道轮廓图 2p轨道角度分布图 3d轨道角度分布图 2 概率密度的角度分布图 n l m r Rn l r Yl m 概率密度 2的空间分布叫电子云 波函数径向分布函数 波函数角度分布函数 电子云径向分布函数 电子云角度分布函数 原子轨道角度分布图和电子云角度分布图的区别 原子轨道角度分布图较宽大 电子云图形较瘦小 区别 原子轨道角度分布图符号有正有负 电子云图形无正负号 角量子数与磁量子数关系 角量子数lm个数m取值伸展方向数原子轨道数 0 s 1011个s轨道 s 1 p 303个p轨道 pz px py 2 d 505个d轨道 dxz dyz 1 1 2 2 1 1 3 5 5 4核外电子的排布 5 4 1影响轨道能量的因素 对于单电子体系 其能量为 即单电子体系中 轨道 或轨道上的电子 的能量 只由主量子数n决定 n相同的轨道 能量相同 E4s E4p E4d E4f n越大能量越高 E1s E2s E3s E4s 多电子体系中 电子不仅受到原子核的作用 而且受到其余电子的作用 故能量关系复杂 所以多电子体系中 能量不只由主量子数n决定 当n相同 l越大 原子轨道的能量越高 E4s E4p E4d E4f 称为能级分裂 当n较小 l较大的原子轨道的能量高于n较小原子轨道的能量 E4s E3d 称为能级交错 原因 出现了屏蔽效应和钻穿效应 1 产生 2 定义由于其它电子对某一个电子的排斥作用 而抵消一部分核电荷 从而使有效核电荷降低 削弱了核电荷对该电子的吸引 这种作用称为屏蔽效应 3 表示式Z Z Z 有效核电荷数 EffectNuclearNumber Z 核电荷数 NuclearChargeNumber 屏蔽常数 ScreeningConstant 其中 氢原子系统的总能量 多电子原子中每个电子的能量为 4 Slater经验规则 值的估算 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 位于被屏蔽电子右边的各组轨道中的电子 对此电子无屏蔽作用 即 0 将原子中的轨道分组 1s轨道两电子之间的 0 30 其它主量子数相同的各分层电子之间 0 35 被屏蔽电子为 ns np 时 主量子数为 n 1 的各电子对屏蔽电子的 0 85 n 2 及更小的各电子对屏蔽电子的 1 00 被屏蔽电子为nd或nf时 位于它左边各组电子对屏蔽电子的 1 00 同组中各电子对屏蔽电子的屏蔽常数为0 35 例 Sc z 21 核外电子排布为1s22s22p63s23p63d14s2 试分别计算处于3p和3d轨道上电子的有效核电荷 Z Z 21 0 35 7 0 85 8 1 00 2 9 75 解 3p电子 5 解释 E1s E2s E3sE2p E3p E4p n越大 内层电子越多 屏蔽效应越大 有效核电荷越小 核外电子受到吸引力小 电子能级越高 2n l m r R2n l r Y2lm 2 钻穿效应 PenetrationEffect Ens Enp End EnfE4s E3d E4p 电子云径向分布函数 电子云角度分布函数 1 产生 解释 O O 2 定义外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象称钻穿效应 穿透效应 主要表现在穿入内层的小峰数目上 3 意义峰越多 峰数 n l 钻入内层的小峰越多 穿透效应越大 屏蔽效应越小 Z 越大 E越低 Ens Enp End 峰的数目越多 钻入内层的小峰就越多 穿透效应越大 屏蔽效应越小 能量越低 4 解释 E4s E3d 3d和4s电子的径向几率分布图 O Pauling大量光谱实验数据和理论计算 提出了多电子原子的原子轨道近似能级图 所有的原子轨道 共分成七个能级组 第一组1s第二组2s2p第三组3s3p第四组4s3d4p第五组5s4d5p第六组6s4f5d6p第七组7s5f6d7p 其中除第一能级组只有一个能级外 其余各能级组均以ns开始 以np结束 各能级组之间的能量高低次序 以及能级组中各能级之间的能量高低 5 4 2多电子原子轨道能级 1 Pauling的原子轨道能级图 Pauling近似能级图 鲍林 各亚层的电子填充顺序 1s Pauling近似能级图表示的顺序 1 意义 反映了原子轨道能级高低 电子填充的顺序 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 2 特点 其一 按能级高低而不是按电子层的顺序排列 其二 原子轨道与能级组 周期 电子最大容量的关系 l相同 n不相同 n越大 能量越高 n相同 l不相同 l越大 能量越高 除氢原子外 n l都不同 能级交错 其四 各原子轨道的能级由n l共同决定 其三 对n l相同的轨道 等价轨道 其能量相同 其五 划分 n 0 7l 第一位数字相同为一组 n 0 7l 大 能级高 徐氏规则 2 科顿 F A Cotton 轨道能级图 科顿能级图讨论了原子轨道的能量与原子序数之间的关系 1 Z 1 不产生能级分裂 即 Ens Enp End Enf2 Z 1 各轨道能量 基本随Z的升高而下降 3 n相同 l不同的轨道 能量下降幅度不同 产生能级分裂 l大的 受屏蔽大 下降幅度小 EnsE3d15 20号 E4sE3d 5 4 3核外电子排布 三种表达方式 1 Pauli不相容原理 Pauli sExclusionPrinciple 一 排布规则 2 能量最低原理 TheLowestEnergyPrinciple 提问 3 洪特规则 Hund sRule 1 电子分布式 原则 核外电子排布三原则 近似能级图 举例 Z 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 Ar 3d54s1 Ar 称为原子实Z 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 Ar 3d104s1 二 电子的排布 原则 2 价层电子分布式 主族元素 ns np轨道电子排布 副族元素 n 1 d ns轨道电子排布 举例 Cr 3d54s1Cu 3d104s1 3 离子的价层电子分布式 负离子 仍按近似能级图 正离子 无能级交错 举例 Cr3 3s23p63d3Cu 3s23p63d10 原则 属类 11NaSodium钠1s22s22p63s112MgMagnesium镁1s22s22p63s213AlAluminium铝1s22s22p63s23p114SiSilicon硅1s22s22p63s23p215PPhosphorus磷1s22s22p63s23p316SiSulfur硫1s22s22p63s23p417ClChlorine氯1s22s22p63s23p518ArArgon氩1s22s22p63s23p6 原子序数 元素符号 英文名称 中文名称 电子结构式 19KPotassium钾 Ar 4s120CaCalcium钙 Ar 4s2 Ar 原子实 表示Ar的电子结构式1s22s22p63s23p6 原子实后面是价层电子 即在化学反应中可能发生变化的电子 虽先排4s后排3d 但电子结构式中先写3d 后写4s 21ScScandium钪 Ar 3d14s222TiTitanium钛 Ar 3d24s223VVanadium钒 Ar 3d34s2 24CrChromium铬 Ar 3d54s1 5 5元素周期表 periodictableofelement 5 5 1元素的周期 周期的划分与能级组的划分完全一致 每个能级组都独自对应一个周期 共有七个能级组 所以共有七个周期 周期划分的本质 能级组的划分 0 IIA IA 元素周期表 第一周期 2种元素第一能级组 2个电子1个能级1s1个轨道 第二周期 8种元素第二能级组 8个电子2个能级2s2p4个轨道 第三周期 8种元素第三能级组 8个电子2个能级3s3p4个轨道 第五周期 18种元素第五能级组 18个电子3个能级5s4d5p9个轨道 第四周期 18种元素第四能级组 18个电子3个能级4s3d4p9个轨道 第七周期 32种元素第七能级组 32个电子4个能级7s5f6d7p16个轨道 第六周期 32种元素第六能级组 32个电子4个能级6s4f5d6p16个轨道 5 5 2元素的族 主族和 B和 B族 族数 最外层电子数 ns1 2 B和 B族 族数 最外层电子数 次外层电子数 n 1 d1 5ns1 2 族 族数 最外层电子数 次外层电子数 n 1 d6 8ns2 零族 最外层电子数为2或8 5 5 3元素的分区 s区元素包括IA族 IIA族 价层电子组态为ns1 2 属于活泼金属 p区元素包括IIIA IVA VA VIA VIIA和0族 VIIIA族 价层电子组态为ns2np1 6 右上方为非金属元素 左下方为金属元素 d区元素包括IIIB族 IVB族 VB族 VIB族 VIIB族 VIII族 价层电子组态一般为 n 1 d1 8ns2 为过渡金属 d区元素的族数 等于价层电子中 n 1 d的电子数与ns的电子数之和 若和数大于或等于8 则为VIII族元素 n 1 d中的电子由不充满向充满过渡 第4 5 6周期的过渡元素分别称为第一 第二 第三过渡系列元素 ds区元素价层电子组态为 n 1 d10ns1 2 ds区元素的族数 等于价层电子中ns的电子数 f区元素价层电子组态为 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2 包括镧系和锕系元素 称为内过渡元素 n 2 f中的电子由不充满向充满过渡 有时将d区和ds区定义为过渡金属 区与原子结构的关系 长式周期表元素分区示意图 5 6元素基本性质的周期性 5 6 1原子半径 5 6 2电离能 PeriodicRuleofElements 5 6 3电子亲和能 5 6 4电负性 0 IIA IA 元素周期表 5 6 1原子半径 AtomicRadius 用r表示 1 定义 同周期原子半径变化的影响因素 核电荷数Z增大 对电子吸引力增大 使得原子半径r有减小的趋势 主要影响因素 核外电子数增加 电子之间排斥力增大 使得原子半径r有增大的趋势 2 规律 原子半径在同周期中的变化 从左到右 原子半径减小 短周期的主族元素 以第3周期为例 r pm15413611811711010499154 Na Cl 7个元素 r减少了55pm 相邻元素之间 平均减少幅度10pm许 Ar为范德华半径 所以比较大 只有当d5 d10 f7 f14半充满和全充满时 层中电子的对称性较高 这时 占主导地位 原子半径r增大 Cu Zn为d10结构 电子斥力大 所以r不但没减小 反而有所增加 Sc Ni 8个元素 r减少了29pm 相邻元素之间 平均减少幅度4pm许 长周期的过渡元素 以第4周期的第一过渡系列为例 r pm144132122118117117116115117125 短周期主族元素 电子填加到外层轨道 对核的正电荷中和少 有效核电荷Z 增加得多 所以r减小的幅度大 长周期过渡元素 电子填加到次外层轨道 对核的正电荷中和多 Z 增加得少 所以r减小的幅度小 同周期原子半径变化的影响因素 核电荷Z增加许多 对电子吸引力增大 使r减小 增加一个电子层 使r增大 原子半径在同族中的变化 同一主族元素从上到下 原子半径增大 同一副族元素半径增加的幅度减小 镧系收缩所致 主族元素Li123pmNa154pmK203pmRb216pmCs235pm r增大 副族元素TiVCrr pm132122118ZrNbMo145134130HfTaW144134130 第二过渡系列比第一过渡系列原子半径r增大12 13pm 第三过渡系列和第二过渡系列原子半径r相近或相等 镧系收缩影响的结果 特点 缓慢 积累 导致结果 B族后第五 六周期各对元素分离困难 金属活泼性减弱 定义 镧系元素从镧到镥整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩 镧系收缩 LanthanideContraction 15种元素 r共减小9pm 电子填到内层 n 2 f轨道 屏蔽系数更大 Z 增加的幅度更小 所以r减小的幅度很小 r pm177178176176176193174 r pm183182182181183180208180 Eu 4f76s2 f轨道半充满 Yb 4f146s2 f轨道全充满 电子斥力的影响占主导地位 原子半径变大 KCaScTiVCrr pm203174144132122118RbSrYZrNbMor pm216191162145134130CsBaLaHfTaWr pm235198169144134130 对于镧系元素自身的影响 使15种镧系元素的半径相似 性质相近 分离困难 对于镧后元素的影响 使得第二 第三过渡系的同族元素半径相近 性质相近 分离困难 镧系收缩造成的影响 5 6 2电离能 IonizationEnergy I表示 1 定义 元素的基态气态原子失去一个电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称第一电离能 I1 Na g e Na g I1 495kJ mol 1 气态 1价离子失去一个电子成为 2价离子所需的能量称第二电离能 e 元素的第一电离能越小表示越容易失去电子 即该元素的金属性越强 电离能的大小 反映了原子失去电子的难易 2 规律 同一周期 主族元素从左到右 r减小 I增大 过渡元素从左到右 r减小缓慢 I略有增大 同周期中 从左向右 核电荷Z增大 原子半径r减小 核对电子的吸引增强 愈来愈不易失去电子 所以第一电离能I1增大 短周期主族元素I1 kJ mol 1LiBeBCNOFNe52090080110861402131416812081 B硼 电子结构为 He 2s22p1 失去2p的一个电子 达到类似于Be的2s2全充满的稳定结构 所以其I1小于Be N氮 电子结构为 He 2s22p3 2p3为半充满结构 比较稳定 不易失去电子 I1增大明显 O氧 电子结构为 He 2s22p4 失去2p4的一个电子 即可达到2p3半充满稳定结构 所以I1有所降低 以至于小于氮的第一电离能 Ne氖 电子结构为 He 2s22p6 为全充满结构 不易失去电子 所以其电离能在同周期中最大 长周期副族元素I1 kJ mol 1ScTiVCrMnFeCoNiCuZn631658650653717759758737746906 总趋势上看 长周期副族元素的电离能随Z的增加而增加 但增加的幅度较主族元素小些 原因 副族元素的原子半径减小的幅度较主族元素小 Zn的I1比较大 因其结构稳定 不易失去电子 内过渡元素第一电离能增加的幅度更小 且规律性更差 电离能随原子序数的增加呈现出周期性变化 为什么N P As Sb BeMg 电离能较大 0 核电荷数Z增大 核对电子吸引力增大 I 增大 电子层增加 原子半径增大 电子离核远 核对电子吸引力减小 I 减小 这对矛盾中 以 为主导 同族中自上而下 元素的电离能减小 同族中自上而下 互相矛盾的两种因素影响电离能变化 同一族 副族元素的电离能第二过渡系列明显小于第三过渡系列 原因是第二 三过渡系的半径相近 但第三过渡系列的核电荷数要比第二过渡系列大得多 TiVCrMnFeCoNiCuZnI1 kJ mol 1658650653717759758737746906ZrNbMoTcRuRhPdAgCdI1 kJ mol 1660664685702711720805731868HfTaWReOsIrPtAuHgI1 kJ mol 16547617707608408808708901007 电离能与价态之间的关系 失去电子形成正离子后 有效核电荷数Z 增加 半径r减小 故核对电子引力大 再失去电子更加不易 所以对于一种元素而言有I1 I2 结论 电离能逐级加大 Li 14 02倍 扩大14倍 I2过大 不易生成 2价离子 所以锂经常以 1价态存在 形成Li B 1 38倍 6 83倍 I4过大 所以B IV 不易形成 B III 是常见价态 C 1 35倍 6 08倍 I5过大 所以C V 不易形成 C IV 是常见价态 Be 1 95倍 8 45倍 I3过大 不易生成 3价离子 所以铍经常以 2价态存在 形成Be2 5 6 3电子亲和能 ElectronAffinity 用E表示 元素的气态原子在基态时得到一个电子成为 1价气态负离子所放出的能量称为第一电子亲