元素的周期表 大学普通化学.ppt

元素的周期表,6.1氢原子光谱与Bohr理论,6.2核外电子的运动状态,第六章原子结构和元素周期律,6.3多电子原子的结构,6.4元素周期律,6.1.2Bohr理论,6.1.1氢原子光谱,6.1氢原子光谱与Bohr理论,回顾历史,Dalton原子学说(1808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),H,H,H,H,6.1.1氢原子光谱,不连续光谱，即线状光谱其频率具有一定的规律,n=3,4,5,6,式中2，n，3.2891015各代表什么意义？,经验公式：,氢原子光谱特征：,Plank量子论(1900年)：微观领域能量不连续。Einstein光子论(1903年)：光子能量与光的频率成正比h光子的能量光的频率hPlanck常量，h=6.62610-34Js,核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量；通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低基态；原子获得能量后，电子被激发到高能量轨道上，原子处于激发态；从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。,E：轨道能量,6.1.2Bohr理论,原子能级,n=3红（H）n=4青（H）n=5蓝紫（H）n=6紫（H）,Balmer线系,其它线系,式中：RH为Rydberg常数，其值：,能级间能量差,RH=2.17910-18J,氢原子各能级的能量：,n1,n1,6.2.1电子的波粒二象性,6.2.4第四个量子数自旋量子数,6.2核外电子的运动状态,6.2.3波函数与原子轨道,6.2.5概率密度与电子云,1924年，deBroglie关系式,1927年，Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。,E=h,p=h/,6.2.1电子的波粒二象性,球坐标(r,)与直角坐标系的关系,(r,)=R(r)Y(,),坐标变换,1.主量子数n,n=1,2,3,4,5,6正整数,对应K,L,M,N,O,P电子层,与电子能量有关，对于氢原子而言，电子能量唯一决定于n。,n愈大，电子离核平均距离愈远，能量愈高。,l=0，1，2，3,4,(n1)对应着s,p,d,f,g.电子亚层l受n的限制：n=1，l=0；1s亚层。n=2，l=0,1；2s,2p亚层。n=3，l=0,1,2；3s,3p,3d亚层。n=4，l=0,1,2,3；4s,4p,4d,4f亚层。,2.角量子数l,m=0，1,2，3l；m决定原子轨道在核外的空间取向。l=0，m=0，s轨道为球形，只一个取向；l=1，m=0,1，代表pz,px和py3个轨道；l=2，m=0,1,2，代表d亚层有5个取向的轨道：,3.磁量子数m,6.2.3波函数与原子轨道,n=1，l=0，m=0,即1s轨道；,2s轨道；,2pz轨道；,轨道；,其中，,氢原子的基态：n=1，l=0，m=0,式中，a0=52.9pm，称为Bohr半径。,球形对称。,p轨道的角度分布图：,d轨道的角度分布图：,电子自旋现象的实验装置,6.2.4第四个量子数自旋量子数,n、l、m决定一个原子轨道，n、l、m、ms四个量子数描述一个电子的运动状态。,6.2.5概率密度与电子云,1.Heisenberg不确定原理,x微观粒子位置的测量偏差p微观粒子的动量偏差微观粒子的运动不遵循经典力学的规律。,微观粒子的波动性与粒子行为的统计性规律联系在一起，表现为：,微观粒子的波动性是大量微粒运动表现出来的性质，即是具有统计意义的概率波。,电子云是电子出现概率密度的形象化描述。,2.波函数的物理意义,：原子核外电子出现的概率密度。,节面数=n1,1s,2s,1s电子云的等密度面图。数字表示曲面上的概率密度。,1s电子云的界面图。界面内电子的概率90%。,s、p原子轨道和电子云的角度分布图：,d电子云的角度分布图：,D(r)径向分布函数。,空间微体积,3.径向分布函数图,1s态的最大值出现在近核处，,1s态的D(r)最大值出现在52.9pm处。,氢原子的各种状态的径向分布图,N峰=nl,1s,2s,3s,2p,3p,3d,6.3.1多电子原子的轨道能量,6.3.2核外电子的排布,6.3多电子原子的结构,1.屏蔽效应与有效核电荷,屏蔽效应：由核外电子云抵消一些核电荷的作用。,为屏蔽常数，可用Slater经验规则算得。,Z=Z*，Z*有效核电荷数,6.3.1多电子原子的轨道能量,2.Pauling近似能级图,E1sE2sE3sE4s,EnsEnpEndEnf“能级分裂”,E4sE3dE4p“能级交错”。,l相同的能级的能量随n增大而升高。,n相同的能级的能量随l增大而升高。,*3.Cotton原子轨道能级图,n相同的氢原子轨道的简并性。原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。随着原子序数的增大，原子轨道产生能级交错现象。,电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。,*4.钻穿效应,n相同时，l愈小的电子，钻穿效应愈明显：nsnpndnf，EnsEnpEndEnf。,钠原子的电子云径向分布图,8Z20：4s对K，L内层原子芯钻穿大，E4sE3dZ21：4s对原子芯钻穿效应相对变小，E4sE3d,3d和4s对1s2s2p原子芯的钻穿,3d和4s对1s2s2p3s3p原子芯的钻穿,1.基态原子的核外电子排布原则,最低能量原理电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上,使整个原子系统能量最低。,Pauli不相容原理每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。,Hund规则在n和l相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占m值不同的轨道,且自旋平行。,6.3.2核外电子的排布,2.基态原子的核外电子排布,半满全满规则：,C：1s22s22p2,He、Ar原子芯,N：He2s22p3,Z=24,Z=29,Cu：,全满：p6，d10，f14；半满：p3，d5，f7；全空：p0，d0，f0。,Z=11，Na：1s22s22p63s1或Ne3s1，Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或Ar4s2，Z=26，Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，或Ar3d64s2，价电子：例如：Fe的价电子排布式为：3d64s2。,6.4.1原子的电子层结构与元素的周期表,6.4元素周期律,6.4.2元素基本性质的周期性,6.4.1原子的电子层结构与元素的周期表,一、门捷列夫发现元素周期律前对元素分类的研究年，法国化学家拉瓦锡在他的专著化学纲要一书中，列出了世界上第一张元素表。他把已知的种元素分成了气体元素、非金属、金属、能成盐之土质等四类。但他把一些物，如光、石灰、镁土都列入元素。年，德国化学家德贝莱纳（Dobereiner,J.W.1780-1849）根据元素的原子量和化学性质之间的关系进行研究，发现在已知的种元素中有个相似的元素组，每组有种元素，称为“三元素组”，如钙、锶、钡、氯、溴、磺。每组中间一种元素的原子量为其它二种的平均值。例如，锂、钠、钾，钠的原子量为（.）。,年，法国的地质学家尚古多（Chancourtois,A.E.B.1820-1886）绘出了“螺旋图”。他将已知的个元素按原子量的大小次序排列成一条围绕圆筒的螺线，性质相近的元素出现在一条坚线上。他第一个指出元素性质的周期性变化。年，英国的化学家纽兰兹（Newlands,J.A.R.1837-1898）排出一个“八音律”。他把已知的性质有周期性重复，每第八个元素与第一个元素性质相似，就好象音乐中八音度的第八个音符有相似的重复一样。,二、元素周期律的发现年月，俄国化学家门捷列夫（1834-1907）公开发表了论文元素属性和原子量的关系，列出了周期表，提出了元素周期律元素的性质随着元素原子量的递增而呈周期性的变化。他在论文中指出：“按照原子量大小排列起来的元素，在性质上呈现明显的周期性。”“原子量的大小决定元素的特征。”“无素的某些同类元素将按他们原子量的大小而被发现。”年月，德国的化学家迈耶尔（Meyer,J.L.1830-1895）独立地发表了他的元素周期表，明确指出元素性质是它们原子量的函数。在他的表中，出现了过渡元素族。,材料丰富在前门捷列夫时期，发现的元素及有关的材料较少，分类工作都是局限于部分元素，而不是把所有元素作为一个整体考虑，因此也就不能很好地解释过去和现有的实验事实和化学现象。在门捷列夫时期，发现的元素已占全部元素（现周期表上元素）的一半，且掌握了这些元素的有关知识，如物理性质、化学性质、化合价等，测定元素性质的方法得到了重大突破，特别是原子量的测定工作不断取得进展。年，在世界化学家大会上，化学家们同意形成统一的原子量测定方法和系统的原子量表。门捷列夫出席了这次大会，并接受了阿佛加德罗的分子论。这促使他能提出正确的元素周期律。,自洽性好纽兰兹机械地按当时测定的原子量大小排列元素，没有估计到原子量数值存在错误，又没有考虑尚未发现的元素，因此很难将事物的内在规律清楚地揭示出来。理论内部的混乱引来了其它人的嘲笑和讥讽。而迈耶尔犯了同样的错误。门捷列夫却对一些原子量进行了大胆地修改，从而消除理论内部的矛盾。如当时公认金的原子量为，金就应排在锇，铱的前面，而门捷列夫认为应排在这些元素后面。经重新测定这些元素的原子量分别为：锇，铱，铂，金。事实证明了门捷列夫的正确。另外，他还大胆地修改了铀、铟、镧、钇、铒、铈、钍的原子量。,预见性好门捷列夫在表中对尚未发现的元素留下了个空格，在年的新表中又列出个空格，且预言了这些元素的存在及它们的性质。迈耶尔虽然也在表中留有空格，但他没有对未知元素的性质作出预言。年，法国化学家布阿博德朗（Boisbandran,P.E.L.1838-1912）在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓（法国的古名叫加里亚）。这只是又发现了一个新元素而已第个元素，本身并无精彩出奇的地方。然而，令镓的发现者吃惊的是一封来信，笔迹不熟，来自“圣彼得堡”。来信说，他所找到的镓的性质并不完全对，特别是该金属的比重不应当是布阿博德朗所求出的4，而应当在到之间。署名是“圣彼德堡大学教授狄米德里门捷列夫”。布阿博德朗是世界上独一无二的手中拿着刚发现镓的人，从没见过镓的俄罗斯教授怎么能这样说呢？,布阿博德朗感慨万千。但毕竟他是一个真正的科学家，他用严谨的科学态度来对待此事。他重新测定了纯净镓的比重，是。愤慨变为钦佩。布阿博德朗在一篇论文中写到：“我认为没有必要再来说明门捷列夫先生的这一理论的伟大意义了。”这是科学史上破天荒第一次事先预言一个新元素的发现。,年，瑞典化学家尼尔森（Nilson.L.F.1840-1899）发现了经门捷列夫预言并详细描述了的第二个元素“类硼”。尼尔森把它叫做钪。他写到：俄罗斯化学家的思想已经得到了最明白的证明了。年，德国的化学家文克列尔（Winkler.C.A.1838-1904）发现了元素锗。门捷列夫在年就曾经特别详细地预言过这个他叫“类硅”的元素性质。文克列尔的论文一问世，人们就把它与年前门捷列夫的预言相比，有令人感到惊奇的巧合。发明者本人说到：未必再有例子能更明显地证明元素周期学说的正确性了。,年英国化学家拉姆塞（Ramsay.W.1852-1916）等人发现了气体元素氦、氩、氙等一系列惰性气体元素；年，居里夫人等人发现钋、镭等放射性元素，它们都按门捷列夫周期表中预定的位置就座。另外，在Mn一列留下的空位，后由电力公司老板不惜重金去探索这一元素。年，德国化学家诺塔克（Noddack.W.1893-1960）夫妇发现了它铼，一种制白热电灯的极好灯丝的元素。,因此，对此理论的发现，有人作了这样的描述：在科学大道上，有一块宝石，它就是元素周期律。拉瓦锡、德贝莱纳、纽兰兹、迈耶尔等人从它身边走过，都把它拿起来看看，然后又把它扔掉。是门捷列夫吸取前人经验，仔细研究它，使之散发出本身的光彩，最后他拿着这块宝石，登上了化学的高峰，统一了整个无机化学。为了纪念门捷列夫，号元素被命名为钔（Mendelevium）门捷列夫成功地把过去遭到嘲笑和怀疑的的元素周期律排列的研究变成为任何人都无可置疑的事实，使宇宙间的所有元素都能如此精彩地进行排列。这是继原子理论后对庞杂的化学实验资料的又一次大规模的综合，是人们对元素概念认识的又一次深化和飞跃。它揭示了各种化学元素和化合物之间，各种不同原子间的内在联系。它表明分布于整个自然界的化学元素并不是偶然的、杂乱无章地出现，而是存在于一个严整的、有着内在联系的系统之中。元素周期律统一了整个无机化学。它又作为基本定律贯穿于化学领域的各个分支，它的科学思想渗透于边缘学科和交叉学科之中，改变着人们的思维方法与认识手段。它揭示了自然界的普遍联系的思想，应用了从量变到质变的辩证法规律，这是科学史上的一个伟大勋业，具有伟大的科学意义和哲学意义。,元素周期表中的七个周期分别对应7个能级组,元素周期表中价电子排布类似的元素集中在一起，分为5个区，并以最后填入的电子的能级代号作为区号。,ns12,ds区：(n1)d10ns12,f区：(n2)f014(n1)d02ns2,ns2np16,(n1)d110ns12,共价半径,vanderWaals半径,主族元素：从左到右r减小；从上到下r增大。过渡元素：从左到右r缓慢减小；从上到下r略有增大。,金属半径,1.原子半径,6.4.2元素基本性质的周期性,镧系收缩：镧系元素从镧(La)到镱(Yb)原子半径依次更缓慢减小的事实。,基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用I1表示。,由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用I2表示。,E+(g)E2+(g)+e-I2,E(g)E+(g)+e-I1,例