第八章原子结构与元素周期律案例

Thestructureoftheatomandtheperiodicpropertiesoftheelements 第八章原子结构和元素周期律 内容要点 1 核外电子的运动状态原子轨道 和电子云 2的概念原子轨道 电子云的图象表示 s p d轨道 2 四个量子数的物理意义和取值规则3 氢原子与多电子原子的区别4 原子的电子排布与价层电子构型 屏蔽效应 钻穿效应 核外电子排布的三原则 5 原子性质的周期性 半径 电离势 亲合能 电负性 1 核外电子运动状态 一 氢原子光谱 稀薄氢气在高电压下放电时 发出的光经棱镜色散 在屏幕上所得到的线状光谱 经验关系式 里德堡方程 解释 经典物理学的尴尬 光谱应是连续 原子是不稳定体系 二 波尔理论 Bohr sModel 1 三个基本假设 1 定态假设 2 轨道角动量量子化 3 量子跃迁假设 轨道角动量L等于h 2 的正整数倍 电子的轨道和能量是量子化的 原子从较高的定态En跃迁到另一个较低的定态Ek时 才会有辐射产生 发出光子 2 氢原子的电子轨道半径和能级 1 轨道量子化 玻尔半径 2 能级量子化 基态能级 其中 其中 3 对光谱规律解释 1 里德伯常数的理论值 实验值R 1 0967758 107m 1 2 能级和光谱线系的形成 Bohr的氢原子图像 5 玻尔理论的成功 指出了经典物理的规律 不能完全适用于原子内部 提出了微观体系特有的量子规律 a 比较成功地解释了氢原子和类氢离子光谱线 b 计算出来的氢原子的轨道半径及能级与实验值非常接近 6 玻尔理论的局限性 a 不能解释多电子原子的光谱线 b 不能解释氢原子光谱的精细结构 c 不能计算谱线的强度 d 逻辑上不自洽 c 说明了原子的稳定性 三 微观粒子的波粒二象性 1 要点 1 实物粒子是粒子性和波动性的统一 2 E h P mv h 德布罗意波 也叫物质波 2 对氢原子轨道量子化的解释 3 德布罗意波的物理意义 德布罗意波的强度和微观粒子在某处附近出现的概率密度 probabilitydensity 成正比 概率波 慢速电子衍射实验示意图 四 不确定原理 TheUncertaintyPrinciple 不确定关系是自然界的客观规律 不是测量技术和主观能力的问题 是量子理论中的一个重要概念 1 要点 同时准确地测定微观粒子的动量和位置是不可能的 3 原子轨道概念的自然形成 对于微观粒子的运动轨迹 不能象经典力学所描写的那样有确定的运动轨迹 只能用统计的方法来描述电子在原子核周围某处出现的几率 2 不确定原理是微观粒子第二个显著的运动特点 五 量子力学和原子轨道 波函数 QuantumMechanicsandAtomicOrbitals Wavefunction 1 薛定谔方程 Schrodingerequation E 总能量 V 势能 h 普朗克常数6 626 10 34J s 解薛定谔方程的目的就是求出波函数 以及与其对应的能量E 2 波函数 Wavefunction 1 描述核外电子运动状态的数学表达式 没有直接的物理意义 空间和时间的函数 2 波函数的意义 绝对值平方 2表示电子在核外某一点的几率密度 3 量子数 quantumnumbers 原子中每个波函数都可以用这里介绍的三个量子数来确定 例2 判断下列各组量子数是否合理 n 2 l 1 m 0n 2 l 2 m 1n 3 l 0 m 0n 3 l 1 m 2n 4 l 0 m 1n 1 l 2 m 2 4 原子轨道 1 把n l ml都有确定值的波函数成为原子轨道 2 符号表示 即用n l m表示原子轨道 其中n由n的取值1 2 3 等数字表示 l的取值0 1 2 3 等分别用s p d f等符号表示 m的符号用角度波函数的最大绝对值在直角坐标系的轴向x y z表示 写在l的右下标 组态 状态 符号 轨道数量2n2 轨道 m值 3 波函数 的描述 z rcos y rsin sin x rsin cos x y z r 分离变量 r R r Y R r 波函数的径向分布 Y 波函数的角度分布 与主量子数和角量子数有关 与角量子数和磁量子数有关 a 直角坐标向球坐标的转换 b 有正负 函数图形也有正负 5 电子云 原子轨道的直观定性描述 ii 用小黑点的疏密表示空间各处电子几率密度大小 得到电子云图 i 波函数的绝对值平方 2表示电子在核外某一点的几率密度 在空间某点 r 附近的一个体积元d 中 电子出现的几率为 2d 6 原子轨道和电子云的空间图像 重点 分部处理 径向部分和角度部分 1 电子云的径向分布图 电子在半径为r 厚度为dr的薄球壳中出现的几率为4 r2R2 r 只表示电子出现几率大小与离核远近的关系 对于n和l确定的轨道有n l个峰 即 n l 个极大值 同一层内的不同l值的峰位 R2 r 2 原子轨道的角度分布图 a 原子轨道的角度波函数Y 随角度 变化的图形 b 绘制 以原子核为坐标原点 引出方向为 的线段 取其长度为Y的绝对值 将所有这些线段的端点连接起来 在空间形成一个立体曲面 c Y 取决于l及m量子数 与主量子数n无关 只要量子数l和m相同的原子轨道 它们的角度分布图相同 d 各种轨道的角度分布图 i s轨道的角度分布图 球形 ii p轨道的角度分布图 浅色为 号 深色为 号 纺锤形 iii d轨道的角度分布图 叶瓣形 空间伸展的极大值方向 正负号 对称性 3 电子云的角度分布图 a 即Y2 随角度 变化的图形 b 电子云角度分布图与原子轨道角度分布图的区别 i 有无正负值 ii 形状相似 但电子云瘦一点 电子云的径向分布图和角度分布图只是反映出电子云的两个侧面 它们都不能完整地表示出电子云的形状 7 实际电子云图 8 2核外电子排布和元素周期表 一 多原子电子的能级 1 类氢原子的能级 能量 半径 2 中心势场模型 1 基本思想 把多电子原子结构简化为单电子结构 2 用有效核电荷 effectivenuclearcharge Z 替代核电荷数 Z 则多电子原子中第i个电子的基态能量 3 屏蔽效应 Screeningeffect 1 在多电子原子中 由于电子间的排斥作用而减小核对电子地吸引 从而引起有效核电荷降低 这种现象称为屏蔽效应 2 屏蔽常数 i的计算 斯莱脱规则 Slater srule a 轨道分组 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p b 后面组电子对前组电子屏蔽为0 c 同组电子间屏蔽系数 0 35 1s轨道的 0 30 d 被屏蔽电子为ns或np电子时 n 1 轨道组上的电子 0 85 更内轨道组电子 1 00 e 被屏蔽电子为nd或nf电子 前面轨道组电子 1 00 例题 计算铁原子中各个能级上一个电子的屏蔽常数 值和有效核电荷数Zi 解 1 1s 0 30 Z 26 0 30 25 7 2 2s或2p 4 15 Z 26 4 15 21 85 3 3s或3p 11 25 Z 26 11 25 14 75 4 3d 19 75 Z 26 19 75 6 25 5 4s 22 25 Z 26 22 25 3 75 例题 计算钪原子中一个3s电子和3d电子的能量 解 21Sc的核外电子排布 1s22s22p63s23p63d14s2 3s电子 7 0 35 8 0 85 2 1 00 11 253d电子 18 1 00 18 00 4 有效核电荷的周期性变化 同一周期 新增电子填充位置同一族 外两层电子结构 元素性质的周期性变化的本质原因 4 钻穿效应 Penetratingeffect 1 外层电子向内穿过内层电子靠近原子核的现象叫原子轨道的钻穿作用或者钻穿效应 2 E ns E np E nd E nf 3 能级交错 主量子数大的能级反而比主量子数小的能级为低的现象叫做能级交错现象 5 多电子原子轨道的近似能级图 1 Pauling的原子轨道能级图 轨道能量是指中性原子失去所指轨道电子而其他电子仍处于最低能态时所需要能量的负值 电子层 K L M N 亚层 Ens Enp End Enf 同一电子亚层内 能级相同 等价轨道 能级交错 每个电子层最多可容纳电子数是2n2 但每个能级组容纳的电子数不同 分别是1 2 22 2 22 2 32 2 32 2 42 2 42 2 52 2 52 几点注意 1 近似意义 2 同一原子 3 价电子层 2 Cotton原子轨道能级图 实际反映中性原子的轨道能级图 表明轨道上的电子受核影响后的能级高低 其意义可以说明失去价电子的先后次序 Pauling 填电子Cotton 失电子 二 原子核外电子的排布 1 电子的自旋 Electronspin ms称为自旋量子数 取值 1 2或 1 2 描述核外电子的运动状态四个量子数 n l ml 和ms 2 电子排布的规则 1 泡利不相容原理 原子中不能容纳运动状态完全相同的电子 2 能量最低原理 基态原子中的电子首先占有能量最低的空轨道 3 洪特规则 在等价轨道 相同电子层 电子亚层上的各个轨道 上排布的电子将尽可能分占不同的轨道 且自旋方向相同 全满 半满 全空的情况下较为稳定 3 核外电子的排布 2 可用稀有气体 原子实 再加上价电子排布 1 按电子层写 同层写在一起 不按能级组写 例题 21Sc原子的电子分布式是什么 同时写出2p轨道上六个电子的四个量子数 解 电子分布式为1s22s22p63s23p63d14s2 或 Ar 3d14s2 所以 2p轨道上六个电子的四个量子数分别是 2 1 1 1 2 2 1 1 1 2 2 1 0 1 2 2 1 0 1 2 2 1 1 1 2 2 1 1 1 2 19种元素原子外层电子的分布情况特殊 Nb Kr 4d45s1 Ru Kr 4d75s1 Rh Kr 4d85s1 Pd Kr 4d105s0 Pt Xe 4f145d96s1 价层电子构型熟练掌握 24 3d54s1 29 不是3d94s2而是3d104s1 解释 不能解释 主族元素 ds区元素 第一过渡系元素 Cr Cu必须掌握 除57 71 89 103外其它均要求 要求 特例不影响化合物性质 周期越大 不规则的越多 3 特例 三 电子排布与元素周期表 ElectronConfigurationsandthePeriodicTable 维尔纳长式周期表 1 周期的划分按照核外电子能级组来进行 周期的元素数目是2 2 22 2 22 2 32 2 32 2 42 2 42 2 52 2 52 n周期通式为ns2 n 3 g18 n 2 f14 n 1 d10np6 2 族的划分 主族的族数 最外层电子数的总和 1 整个周期表中共有7个主族 7个副族 一个0族 一个VIII族 2 由短周期和长周期元素组成的族 叫主族 除零族 3 完全由长周期元素构成的族 叫副族 除VIII族 最后一个电子填入 n 1 d或 n 2 f亚层 过渡元素 内过渡元素 4 稀有气体元素化学性质非常不活泼 在通常状况下难以发生化学反应 把它们的化合价看作为0 因而叫做0族 5 VIII族较特殊 3 区的划分 元素周期表分为五个区 即 s区 p区 d区 ds区 f区 以最后一个电子落得轨道类型来判断 例 已知某元素在周期表中位于第五周期 A 试写出该元素的基态电子结构式 元素名称 符号和原子序数 解 第五周期 最高能级组 第五组 5s4d5p A 最外层电排布是5s25p4 4d10 所以基态电子排布是 Kr 4d105s25p4 碲Te共52个e 原子序数 52 解 其失去3个电子后 为3d3 原最外层为4s1 可见还失去了2个d电子 所以 原为 Ar 3d54s1 为第四周期 第六副族 为Cr 例题 某元素原子X的最外层只有一个电子 其X3 离子的最高能级三个电子的主量子数n 3 角量子数L 2 写出元素符号 第几周期 第几族 8 3元素基本性质的周期性 一 原子半径 AtomicRadius 1 原子半径定义 共价半径 同种元素的两个原子以共价单键连接时 如H2 Cl2 它们核间距离的一半 称为共价半径 金属半径 在金属晶体中 两个相邻金属原子的核间距离的一半 称为金属半径 范德华半径 当两个原子间只靠分子间的作用力相互接近时 两个原子核间距的一半 称为范德华半径 r范 r金 r共 一般采用的是共价半径 除惰性气体 2 原子半径在周期和族中的变化规律 电子层数和有效核电荷数 与最外层电子数关系较小 1 相邻元素原子半径的减小辐度 非过渡元素 10pm 过渡元素 5pm 内过渡元素 1pm 2 同族元素 3 镧系收缩 后果 二 电离能 IonizationEnergy 1 基态的气态原子失去一个电子形成基态气态一价正离子时所需能量称为元素的第一电离能 I1 衡量元素的金属性强弱 2 元素气态一价正离子失去一个电子形成气态二价正离子时所需能量为元素的第二电离能 I2 I1 I2 I3 惰性气体构型的电离能会突然上升 3 第一电离能的讨论 有效核电荷 原子半径 原子的电子层结构 有效核电荷数越多 半径越小 核对电子吸引力越大 不易失去 I越大 确具有8e稳定结构及洪特规则特例的电子层结构稳定 电子不易失去 所以I越大 变化规律 1 主族元素从上到下 依次降低 2 同周期总趋势上依次增大 3 同周期 同主族副族变化幅度较小且不规则 4 第二电离能及更高电离能 5 应用 i 元素的金属活泼性的一种衡量尺度 ii 说明元素可呈现的氧化态 元素第一电离能 例 计算C的I1 C的电子层结构1s22s22p2 EC I1 EC I1 EC EC C 的电子层结构1s22s22p1 I1 2E1s 2E2s E2p 2E1s 2E2s 2E2p I1 EC EC 11 46ev 三 电子亲合能 ElectronAffinities 1 定义 某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态基态负离子时 所放出的能量 称为该元素的第一电子亲合能 用A1表示 2 A1有正 负 但A2无例外地都是负值 思考题 O一般容易得到两个电子 其A2为正还是负 3 A1的变化规律 1 同一周期总