原子结构与周期系.ppt

1 2 3 第一节原子结构与周期系 1803年 J Dalton原子学说 近代化学的建立1897年 J J Thomson发现电子 测得了电子的电荷 1909年 R A Millikan测定了电子的质量 原子不再不可分割 1911年 E Rutherford运用 粒子 He核 散射实验确认原子核存在 建立了原子结构的行星模型 1 原子是一个电中性微粒 由z个正电荷的原子核和z个负电的核外电子构成 原子核由z个正电荷的质子 p 和若干中子 n 组成的紧密体 直径不及原子直径万分之一 电子直径更小 10 15m 2 质子数相同中子数不同的原子互为同位数 质子数不同的原子为不同元素 不同元素按质子数 核电荷数 从小到大在周期表中排列 排列的序数叫 原子序数 原子序数 核内质子数 核电荷数 核外电子数 原子的认识 背景知识 4 第一节原子结构与周期系 一 原子结构的近代概念核外电子运动的特殊性 运动的粒子性 Newton经典力学 v c 波动性 Maxwell波动方程热现象 热力学和古典统计物理学 黑体辐射 曲线方程 光电效应 光电子初动能与频率相关 与光强无关 光电效应存在红限 光电效应与时间 原子光谱 非连续 1900 Plank 1903 Eistein 1913 Bohr 1924 L deBroglie 1926 S Schr dinger 近代量子物理和化学 原子 核外电子 的近代认识 5 1 量子化特征 量子化 质点的运动和运动中能量状态的变化不连续 呈跳跃式变化 能量最低的定态叫基态 能量较高的定态叫激发态 这些不连续能量的定态叫能级 能量的传播以某一最小能量 的整数倍 h Plank e0 T 2phc2 5 ehc k T 1 Einstan 1 2mv2 h A e T dE d 黑体e0 T Stefen BoltzmannEo T sT4 WienT m b 基态到激发态之间不连续 6 Bohr氢原子模型与氢原子光谱 Bohr原子模型 H 承上启下 开拓性工作具有里程碑的意义1定态轨道的概念 核外电子的运动不是任意的 只能在有确定半径和能量的轨道上运动 称为定态轨道 定态轨道上运动的电子不辐射能量2轨道能级的概念 不同的定态轨道能量不同 称为能级 电子尽可能处于离核较近 能量较低的能级 称为基态 其余为激发态 激发态电子不稳定 跃迁到较低能级 释放光能 光的频率决定于能级差 h E2 E1 根据Ruthford原子模型 运用库仑定律和牛顿定律rn n2e0h2 pme2En me4 8e02n2h2 2 18 10 18 n2 J 1885年 J J Balmer Bn2 n2 4 B 3645 7 c 2 998 108m s 1890年 J R Rydberg 4c B 1 n12 1 n22 3 29 1015 1 n12 1 n22 模型仍然以古典理论为基础 定态时不发生辐射与该理论抵触 量子化条件的引入缺乏理论基础 对原子光谱的强度 宽度 偏振等无法解释 动量矩Pn nh 2p mvnrn mvn2 rn e2 4pe0rn2 En mvn2 2 e2 4peorn eo 真空电容率 7 电子具有确定体积 d 10 15m 质量 9 1 10 31kg J J Thomson和R A Milikan分别于1897 1909年实验测得 因此其粒子性勿庸置疑 1927年 C J Davisson L H Germer电子衍射现象证明电子运动时具有光的波动性 Einstan光电效应证明光的粒子性 光是波动的粒子流 每个粒子为一个光子 能量为h 电子运动与所有光运动形式类似 具有显著的波粒两象 这就是电子的波粒二象性 2 波粒二象性 例如 一个电子m 9 11 10 31kg 106m s 1 按德布洛依关系 此电子 727pm 1924年德布罗依设想具有静止质量的微观粒子与光一样也具有波粒二象性的特征 为此他给出了一个关于粒子的波长 质量和运动速率的关系式 微观粒子波动性和粒子性通过普朗克常数h 6 625 10 34J S 联系起来 h p h mv 8 1 10 2kg 1 103m sl 6 6 10 35m 子弹 9 3 统计性 概率 电子的波动性是电子无数次行为的统计结果 所以 电子波是一种统计波 测不准关系式 x p nh 微观粒子的古典理论的应用范围 10 电子云 电子的概率密度随电子离核的距离而变化 离核越近 电子出现的几率越大 以黑点的疏密表示电子几率密度分布的图形叫做电子云 二 原子轨道和电子云 波函数 描述原子核外电子运动状态的数 原子轨道 学函数式 是电子的一种运动状态 原子核外某空间单位体积内电子出现的几率 波函数 为描述电子的数学表示式 又是空间坐标的函数 其空间图像可以形象地理解为电子运动的空间范围 俗称原子轨道 11 氢原子的1S电子云 以黑点的疏密表示电子几率密度分布的图形叫做电子云 氢原子基态电子云呈球形 对于氢原子来说 只有1个电子 图中黑点的数目并不代表电子的数目 而只代表1个电子在瞬间出现的那些可能的位置 电子云示意图 12 13 1 从外形上观看到s p d电子云角度分布图的形状与原子轨道相似 但p d电子云角度分布图稍 瘦 些 2 原子轨道角度分布图中有正 负之分 而电子云角度分布图则无正 负号 电子云角度分布图和原子轨道角度分布图都只与l m两个量子数有关 而与主量子数n无关 14 角量子数l01234电子亚层符号spdfg 主量子数n1234567 电子层符号KLMNOP 四个量子数 自旋量子数ms能取 1 2两个数值 确定能级En 2 18 10 18 n2电子层数rn n2e0h2 pme2 轨道形状 球 纺锤 花瓣形 确定电子亚层 能量 磁量子数m2l 1取值范围 l l 1 0 l 1 l 确定原子轨道的空间取向 表示电子自旋状态 15 表4 1氢原子轨道与三个量子数的关系 电数2818322n2 16 同一个原子中没有四个量子数一样的电子每个轨道内最多容纳两个自旋相反的电子电子的三个量子数相同则第四个必不同每个电子都具有以量子数描述的不同运动状态 Pauliexclusionprinciple 17 近似能级图 Pauling近似能级图根据光谱实验数据结合理论推算 用图示近似表示能级相对高低 H原子轨道能级仅与n值有关多电子原子轨道的能级由n l共同决定 2 原子轨道的能级与核外电子分布 多电子原子中发生 能级分裂 同层电子能级不同能级交错 E4s E3d 能级低于次层 3s 4f 4d 2p 能量 Pauling近似能级图 能级组 18 7s5f6d7p 1s 2s 4s 5s 6s 3p 4p 5p 6p 3d 5d 表示一个原子轨道 位置表示能级高低能级接近归为能级组n相同能级随l增大l相同能级随n增大n l不同能级有交错 19 sequence 20 2 6 2 6 2 2 21 遵守三原则 按能级高低顺序 再按电子层 n 归并 如 22Ti1s22s22p63s23p63d24s2 原子的 外层电子构型 如 22Ti1s22s22p63s23p63d24s2 电子分布式可写为 Ar 3d24s2 原子的电子分布式 原子实 Ar 剩余电子 22 原子的电子分布式和外层电子构型 外层电子 即价层电子 价电子层未必是最外电子层 包括次层和再次层 价电子层电子未必都是价电子 23 17Cl3s23p526Fe3d64s229Cu3d104s1 主族 nsornsnp过渡元素 n 1 dns镧系 锕系 n 2 fns 外层电子构型 24 大量事实表明 元素以及由其形成的单质和化合物的性质随元素原子序数 核电荷数 的递增呈现周期性变化 这一规律称为元素周期律 3 核外电子分布与周期系 元素性质的周期性 元素原子核外电子排布的周期性 25 元素的周期数与原子轨道能级组对应每周期的元素数目 每周期元素的数目等于相应能级组内各轨道所容纳的最多电子数 元素在周期表中的位置 元素在周期表中所处周期的号数等于该原子的电子层数 元素在周期表中的分区 根据各族元素的外层电子构型 可把周期表分成五个区域 3 核外电子分布与周期系 26 超短能级组 1s 短能级组 2s2p 短能级组 3s3p 长能级组 4s3d4p 长能级组 5s4d5p 超长 6s4f5d6p 7s5f6d7p 元素在周期表中的位置周期数 n族号数 主族 A ns np电子数之和 ns1 2 s区 ns2np1 6p区副族 B n 1 d ns电子数之和 1 7d区 d10s1 2ds区 B族 n 1 d ns电子数之和 8 10 零族 A ns2或ns2np6 27 主族元素 最后一个电子填入ns或np副族元素 最后一个电子填入 n 1 d或 n 2 f又称过渡元素 f区为内过渡区 元素在周期表中的分区 28 29 四 元素性质的周期性1 原子半径 共价半径 同种元素原子形成共价单键时相邻两原子核间距离的一半 金属半径 金属晶体中相邻两原子核间距离的一半 主族元素在同一短周期中 从左至右随原子序数的递增 原子半径逐渐减小 同一主族 自上而下各元素的原子半径逐渐增大 30 2 元素的金属性和非金属性 短周期元素从左至右 元素的金属性