《原子结构与周期系》PPT课件.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1s2s2p3s3p3d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1s2s2p3s3p,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：E4sE3d，E5sE4d，E6sE4fE5d,1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p,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）E1sE2sE3sE4sE2pE3pE4pE5pn越大，受内层电子的屏蔽效应越大,能级越高。（2）EnsEnpEndEnfn相同(同一层)，l越小，钻得越深，能级越低。（3）E4sE3d，E5sE4d，E6sE4fE5dn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E6s（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Fe3d64s2，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1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p2、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O1s22s22p4Na1s22s22p63s1原子实体例，Ne代表1s22s22p6Ar代表1s22s22p63s23p6Kr代表1s22s22p63s23p63d104s24p6,13,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）CrAr3d54s13d54s1NiAr3d84s23d84s2CuAr3d104s13d104s1SrKr5s25s2SnKr4d105s25p25s25p2,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Cr3d54s1Cr3+3d3Ni3d84s2Ni2+3d8Cu3d104s1Cu+3d10Cu2+3d9Sn5s25p2Sn2+5s2Cl3s23p5Cl3s23p6O2s22p4O22s22p6,15,三、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、Ans12AAns2np16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)d10ns12ns电子数部分价电子数BB(n-1)d15ns12价电子数价电子数B(n-1)d610ns02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，ns2np16，大部分为非金属。d区：BB，(n-1)d110ns02，都是金属。ds区：B、B，(n-1)d10ns12，都是金属。f区：镧系(5771号元素)和锕系(89103号元素)，(n-2)f114(n-1)d02ns2，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)+eI1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。I1I2I3I4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：IZnIGa，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；概率密度与电子云3、