原子结构和元素周期表

1、原子结构和元素周期表第六章第六章 原子结构和元素周期表原子结构和元素周期表本章要求本章要求n要求理解四个量子数的物理意义。要求理解四个量子数的物理意义。n理解近似能级图的意义，能够运用核外电子理解近似能级图的意义，能够运用核外电子排布的三个原则，写出元素的原子核外电子排排布的三个原则，写出元素的原子核外电子排布式。布式。n学会利用电离势、原子半径等数据，讨论各学会利用电离势、原子半径等数据，讨论各种元素的某些性质与电子层结构的关系。种元素的某些性质与电子层结构的关系。n重点掌握原子结构与元素同期律间的关系。重点掌握原子结构与元素同期律间的关系。西西 昌昌 学学 院院原子结构和元素周期表第一节、

2、人类认识原子结构简史第一节、人类认识原子结构简史n 公元前公元前460-370,460-370,德莫克利特（德莫克利特（DemocritusDemocritus）年提出万物）年提出万物原子构成说。原子构成说。n 中国的物质无限可分说：中国的物质无限可分说：“一尺之椎，日取其半，万世一尺之椎，日取其半，万世不竭。不竭。”n 17561756年，俄罗蒙诺索夫的质量守恒定律。年，俄罗蒙诺索夫的质量守恒定律。n 17791779年，法普劳斯特的定组成定律。年，法普劳斯特的定组成定律。n 18031803年，英道尔顿的倍比定律。年，英道尔顿的倍比定律。n 18081808年，英道尔顿的原子学说。年，英道

3、尔顿的原子学说。n 18111811年，意阿佛加德罗的分子学说。年，意阿佛加德罗的分子学说。n 18971897年，小汤姆逊发现电子，提出汤姆逊原子模型。年，小汤姆逊发现电子，提出汤姆逊原子模型。n 普朗克的量子理论。普朗克的量子理论。( (黑体辐射黑体辐射) )n 19051905年，爱因斯坦的光电效应解释。年，爱因斯坦的光电效应解释。n 19111911年，英卢瑟福原子模型。年，英卢瑟福原子模型。n 19131913年，丹玻尔原子模型。年，丹玻尔原子模型。原子结构和元素周期表第二节、核外电子运动状态第二节、核外电子运动状态n n n1 1=1=1时，在紫外光区时，在紫外光区, ,为拉曼系。

4、为拉曼系。n n n1 1=2=2时，在可见光区，为巴尔麦系。时，在可见光区，为巴尔麦系。n n n1 1=3=3时，在红外光区，为帕邢系。时，在红外光区，为帕邢系。一、一、 氢原子光谱和玻尔理论氢原子光谱和玻尔理论1 1、氢原子光谱、氢原子光谱原子结构和元素周期表2 2、玻尔原子模型、玻尔原子模型n核外电子运动有一定的轨道，在轨道核外电子运动有一定的轨道，在轨道上运动的电子不放出也不吸收能量。上运动的电子不放出也不吸收能量。n在一定轨道上运动的电子能量一定，在一定轨道上运动的电子能量一定，不同轨道能量不同，且不连续，即量不同轨道能量不同，且不连续，即量子化。对氢原子，其轨道能量满足子化。对氢

5、原子，其轨道能量满足： E=-13.6/nE=-13.6/n2 2 eV=-2.179 eV=-2.1791010-18-18/n/n2 2 J J据第一假定，原子能稳定存在；据第据第一假定，原子能稳定存在；据第二假定，电子在不同轨道间发生跃迁二假定，电子在不同轨道间发生跃迁则产生原子光谱。则产生原子光谱。E=EE=En2n2-E-En1n1=h=h h=6.626 h=6.6261010-34-34J.sJ.s-1-1原子结构和元素周期表3、电子跃迁能量计算、电子跃迁能量计算 求氢原子电子由第四电求氢原子电子由第四电子层跳回第三和第二电子层时放出的光子波子层跳回第三和第二电子层时放出的光子波

6、长长. .解解: E: E4 4=-2.179=-2.1791010-18-18/4/42 2 =-0.1362 =-0.1362 1010-18-18 E E3 3=-2.179=-2.1791010-18-18/3/32 2 =-0.2421 =-0.2421 1010-18-18 E E2 2=-2.179=-2.1791010-18-18/2/22 2 =-0.5448 =-0.5448 1010-18-18 3434= =19.88 19.88 1010-26 -26 /1.059/1.059 1010-19-19 =1.877 =1.877 1010-6-6m m 3434= =1

7、9.88 19.88 1010-26 -26 /4.086/4.086 1010-19-19 =4.865=4.8651010-7-7m m 原子结构和元素周期表二、二、 核外电子运动的波粒二象性核外电子运动的波粒二象性1 1、德布罗意的预言：若光具有波粒二、德布罗意的预言：若光具有波粒二象性，则物质具有二象性。象性，则物质具有二象性。=h/P=h/(mv)=h/P=h/(mv)以以8Km/s8Km/s运行的火箭，质量运行的火箭，质量1000T1000T的运的运动波长和以动波长和以1000km/s1000km/s运动的电子，质运动的电子，质量量9.119.111010-31-31KgKg所产生

8、的波长。所产生的波长。解：解：火箭火箭=6.63=6.631010-34-34/8/810109 9 =8.29 =8.291010-44-44m m 电子电子=6.63=6.631010-34-34/9.11/9.111010-31-31/10/106 6 =7.28 =7.281010-10-10m m原子结构和元素周期表2 2、 电子衍射实验电子衍射实验原子结构和元素周期表3 3、测不准原理：微观粒子不能、测不准原理：微观粒子不能同时测定其位置和动量。同时测定其位置和动量。 x xphph绕核运动的电子，其位置测定误差为绕核运动的电子，其位置测定误差为1010-11-11m,m,则其速度

9、测定误差为多少？则其速度测定误差为多少？解：解：v=6.63v=6.631010-34-34/10/10-11-11/9.11/9.111010-31-31 =7.28=7.2810107 7m/sm/s 从结果可以看出，其速度误差已超过从结果可以看出，其速度误差已超过其运动速度。其运动速度。原子结构和元素周期表三、核外电子运动状态的描述三、核外电子运动状态的描述1 1、薛定谔方程、薛定谔方程: :波函数波函数 n,l,m,msn,l,m,ms(x,y,z,t)(x,y,z,t)主量子数主量子数n: 1 2 3 4 n: 1 2 3 4 角量子数角量子数l: 0 1 2 3 4 (n-1)l:

10、 0 1 2 3 4 (n-1)磁量子数磁量子数m: 0 m: 0 1 1 2 2 3 3 l l原子结构和元素周期表n 主量子数主量子数n :n :单电子原子中能量完全由单电子原子中能量完全由它来决定它来决定, ,多电子运动的能量主要由它多电子运动的能量主要由它决定。决定。E=-13.6Z/nE=-13.6Z/n2 2 eV ( eV (单电子原子中单电子原子中) )电子离核的平均距离也由它来决定电子离核的平均距离也由它来决定. .对对同一原子来说，处于同一主量子数的电同一原子来说，处于同一主量子数的电子，其离核的平均距离是相同的，其能子，其离核的平均距离是相同的，其能量也比较接近。这一点正

11、好说明核外电量也比较接近。这一点正好说明核外电子是分层排布的。子是分层排布的。 n 1 2 3 4 5 6 7n 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q K L M N O P Q原子结构和元素周期表n 角量数角量数l:l:角量子数确定轨道的形状角量子数确定轨道的形状.l=0.l=0时轨道为球形对称，时轨道为球形对称，l=1l=1时轨道为哑铃时轨道为哑铃形，形，l=2l=2时轨道为花瓣形。时轨道为花瓣形。多电子原子中同主量子数一起决定能量多电子原子中同主量子数一起决定能量l 0 1 2 3 4 5 6l 0 1 2 3 4 5 6 s p d f g h i s p d f g

12、 h i角量子数角量子数l l说明了电子在核外排布时同说明了电子在核外排布时同一个电子层的电子能量是不一定相等的，一个电子层的电子能量是不一定相等的，即同一电子层中有电子亚层。尽管同一即同一电子层中有电子亚层。尽管同一电子层离原子核的平均距离相同，但由电子层离原子核的平均距离相同，但由于轨道形状上的差异，导致该轨道上的于轨道形状上的差异，导致该轨道上的电子受原子核作用的能力不一样，电子电子受原子核作用的能力不一样，电子之间的作用力不一样，而引起能量上的之间的作用力不一样，而引起能量上的差异。当然也说明轨道的种类差异。当然也说明轨道的种类. .原子结构和元素周期表n 磁量子数磁量子数m :m :

13、磁量子数磁量子数m m决定轨道的伸展决定轨道的伸展方向方向在外磁场或电场作用下，也参与决定能在外磁场或电场作用下，也参与决定能量。量。l ml m0 00 01 -11 -1，0 0，1 12 -22 -2，-1-1，0 0，1 1，2 23 -33 -3，-2-2，-1-1，0 0，1 1，2 2，3 34 -44 -4，-3-3，-2-2，-1-1，0 0，1 1，2 2，3 3，4 4原子结构和元素周期表原子轨道不同的取向说明了每一个轨道原子轨道不同的取向说明了每一个轨道是不同的即同一原子不可能有相同的轨是不同的即同一原子不可能有相同的轨道。因方向不同，故外加电场或磁场沿道。因方向不同，

14、故外加电场或磁场沿某一方向靠近时，该方向轨道上的电子某一方向靠近时，该方向轨道上的电子所受作用力一定更加强烈，从而引起能所受作用力一定更加强烈，从而引起能量上的差异。在无外电场磁场作用的情量上的差异。在无外电场磁场作用的情况下，其能量完全由主量子数和角量子况下，其能量完全由主量子数和角量子数决定。主量子数和角量子数都相同的数决定。主量子数和角量子数都相同的轨道在能量上完全一样，这种轨道称为轨道在能量上完全一样，这种轨道称为简并轨道。当主量子数、角量子数和磁简并轨道。当主量子数、角量子数和磁量子数全确定时，则这个轨道就完全确量子数全确定时，则这个轨道就完全确定了。其能量，形状也完全确定了。用定了

15、。其能量，形状也完全确定了。用n,l,mn,l,m（x,y,zx,y,z）确定轨道，更合适的说）确定轨道，更合适的说法是原子轨函。法是原子轨函。原子结构和元素周期表n 自旋量子数自旋量子数m ms s 从薛定厄方程得到的解最从薛定厄方程得到的解最多到轨函，得不到第四个量子数。但在多到轨函，得不到第四个量子数。但在强磁场下的原子光谱的精细结构发现，强磁场下的原子光谱的精细结构发现，每条谱线都是由靠得很近的两条谱线组每条谱线都是由靠得很近的两条谱线组成，这是因为在同一轨道上可以运行两成，这是因为在同一轨道上可以运行两个自旋方向相反的电子。引进了第四个个自旋方向相反的电子。引进了第四个量子数，自旋量

16、子数量子数，自旋量子数m ms s自旋量子数的取值只能是自旋量子数的取值只能是，代表自，代表自旋的两个方向。旋的两个方向。原子结构和元素周期表n 四个量子数间关系四个量子数间关系N l N l |m| M |m| Ms s = = 第第n n电子层有电子层有n n种轨道种轨道第第l l电子亚层有电子亚层有2l+12l+1个轨道个轨道第第n n电子层有电子层有 n n2 2= = 2l+1 2l+1 个轨道个轨道第第n n电子层最多可填充电子层最多可填充n n2 2个电子个电子原子结构和元素周期表2 2、波函数角度部分、波函数角度部分n 将三维坐标函数转化为球坐标函数：将三维坐标函数转化为球坐标

17、函数：n,l,mn,l,m（x,y,zx,y,z）=R=Rn,l(n,l(r).Yr).Yl,ml,m(,)(,)s s轨道无方向性轨道无方向性Y Y0 0，0 0(,)(,)p p轨道有方向性，有两个部分一正一负反轨道有方向性，有两个部分一正一负反对称，共三个轨道对称，共三个轨道Y Y1 1， m m(,)(,)， m=-m=-1,0,11,0,1d d轨道有方向性，有四个部分，两正两负轨道有方向性，有四个部分，两正两负中心对称，共五个轨道中心对称，共五个轨道Y Y2 2，m m(,)(,) ,m=- ,m=-2,-1,0,1,22,-1,0,1,2。原子结构和元素周期表轨道角度分布图+xy

18、zzx+zx_y+_spxpypz+_xzy+_xz+y+_z+ydxydxzdyzddxy22-z2原子结构和元素周期表n 波函数的径向部分波函数的径向部分径向部分是任意角度下，随离核距离变化径向部分是任意角度下，随离核距离变化波函数值的变化。只有波函数值的变化。只有1s1s轨道径向部分在轨道径向部分在离核越近时值越大，其余离核越近并不是离核越近时值越大，其余离核越近并不是越大，而是在离核某一距离有最大值。越大，而是在离核某一距离有最大值。径向部分值也有正负之分，正负只是表示径向部分值也有正负之分，正负只是表示位相的不同，其绝对值才表示其大小。对位相的不同，其绝对值才表示其大小。对任意轨道其

19、径向部分与任意轨道其径向部分与r r轴有轴有n-l-1n-l-1个交点。个交点。原子结构和元素周期表波函数的径向部分图原子结构和元素周期表n 几率密度和电子云电子运动测不准，几率密度和电子云电子运动测不准，故电子在何处运动无多大意义。几率故电子在何处运动无多大意义。几率密度：密度： | |2 2，几率，几率：电子波动性只有通过其微粒性的统计电子波动性只有通过其微粒性的统计结果来得到说明结果来得到说明:d=|:d=|2 2ddd=4rd=4r2 2drdr=0 04r4r2 2|2 2dr=1dr=1电子云的角度分布径向部分电子云的角度分布径向部分 在方向上在方向上, ,电子云的角度分布图与波函

20、数的角度电子云的角度分布图与波函数的角度分布图一致；但它们有重大差别，电分布图一致；但它们有重大差别，电子云值总是正值，而波函数有波峰波子云值总是正值，而波函数有波峰波谷之分，波函数图形相对较胖，而电谷之分，波函数图形相对较胖，而电子云较细巧。子云较细巧。原子结构和元素周期表电子云的角度分布电子云的角度分布xyzzxzxyspxpypzxzyxzyzydxydxzdyzddxy22-z2_原子结构和元素周期表与波函数径向分布图比较，电子云出现与波函数径向分布图比较，电子云出现n-ln-l个峰，全是正值，而波函数有正有负。离个峰，全是正值，而波函数有正有负。离核越近电子云值并不值越大。核越近电子

21、云值并不值越大。电子云径向部分反映电子在离核某处的球电子云径向部分反映电子在离核某处的球面薄壳层内出现的可能性。面薄壳层内出现的可能性。n 电子云总体分布图和电子云界面图电子云总体分布图和电子云界面图 电子云图应是角度部分和径向部分的总合。电子云图应是角度部分和径向部分的总合。电子云界面图是将电子云密度相等的等密电子云界面图是将电子云密度相等的等密度面画出，且包含其度面画出，且包含其95%95%的电子云图。的电子云图。原子结构和元素周期表n 电子运动状态小结电子运动状态小结 经典力学中，能量、经典力学中，能量、角动量是连续变化的，而在微观世界则是角动量是连续变化的，而在微观世界则是不连续的，电

22、子运动用四个量子数来描述，不连续的，电子运动用四个量子数来描述，其能量由两个量子数来描述。其能量由两个量子数来描述。以典力学中，质点的运动状态可以同时测以典力学中，质点的运动状态可以同时测定其位置和动量，而在微观世界，则因具定其位置和动量，而在微观世界，则因具有波动性十分显著而有性测不准关系，故有波动性十分显著而有性测不准关系，故只有用波函数来描述，用统计法得出其运只有用波函数来描述，用统计法得出其运动规律，故用电子云来形象描述。动规律，故用电子云来形象描述。波函数被形象地叫为原子轨道，它与宏观波函数被形象地叫为原子轨道，它与宏观的轨道有很大差别，宏观轨道是指运动轨的轨道有很大差别，宏观轨道是

23、指运动轨迹，而波函数则是指一个伸宿性很大的区迹，而波函数则是指一个伸宿性很大的区域；而电子云则是电子在某区域出现的可域；而电子云则是电子在某区域出现的可能性。能性。原子结构和元素周期表第三节第三节 原子核外电子排布原子核外电子排布和元素周期律和元素周期律原子结构和元素周期表一、多电子原子的能级一、多电子原子的能级n 单电子原子来说，核外电子只受原子核的单电子原子来说，核外电子只受原子核的吸引，无其它电子的排斥，其能量只与主吸引，无其它电子的排斥，其能量只与主量子数有关：量子数有关： E=-2.179E=-2.1791010-18-18Z Z2 2/n/n2 2n 多电子原子来说，还要受其它电子

24、的排斥，多电子原子来说，还要受其它电子的排斥，故受核作用要相对减小，也即抵消部分核故受核作用要相对减小，也即抵消部分核电荷，我们称这种作用为屏蔽电荷，我们称这种作用为屏蔽:Z:Z* *=Z-, =Z-, E=-2.179 E=-2.1791010-18-18（Z-Z-）2 2/n/n2 2, , =-2.179=-2.1791010-18-18Z Z* *2 2/n/n2 2原子结构和元素周期表n SlaterSlater规则规则 一套估算一套估算屏蔽常数的方法：屏蔽常数的方法： 先将电子按内外次序分组：先将电子按内外次序分组：n ns,s,n np p一组一组n nd d一组一组n nf f

25、一组如：一组如：1s;2s,2p;3s3p;3d;4s,4p;4d;4f;5s,5p;5d;5f1s;2s,2p;3s3p;3d;4s,4p;4d;4f;5s,5p;5d;5f。 外组电子对内组电子的屏蔽作用外组电子对内组电子的屏蔽作用 =0=0 同一组，同一组， =0.35(=0.35(但但1s1s， =0.3)=0.3) 对对n ns,s,n np p，( (n n-1)-1)组的组的 =0.85=0.85；更内的各组；更内的各组 =1=1 对对n nd d、n nf f的内组电子的内组电子 =1=1注：注： 该方法用于该方法用于n n为为4 4的轨道准确性较好，的轨道准确性较好，n n大

26、于大于4 4后后较差。较差。 主量子数越大，其离核平均距离越远，故能量主量子数越大，其离核平均距离越远，故能量越高。越高。 主量子数一样的时候，角量子数越大能量越高。主量子数一样的时候，角量子数越大能量越高。从电子云的径向部分可以看出，其在核附近出从电子云的径向部分可以看出，其在核附近出现的可能性越小，故能量越高。现的可能性越小，故能量越高。 原子结构和元素周期表 n SlaterSlater规则举例规则举例 CaCa的最后两个电子应排在何处？的最后两个电子应排在何处？Ca 1sCa 1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 63d3dx x4s4sy yx=0,y=2x

27、=0,y=21 1=10+8=10+80.85+0.35=17.150.85+0.35=17.15E E1 1=-2=-213.613.6(20-17.15)(20-17.15)2 2/4/42 2=-13.808eV=-13.808eVx=1,y=1x=1,y=123d23d=18.00=18.0024s24s=10+9=10+90.85=17.650.85=17.65E E2 2=-13.6=-13.6(20-18)(20-18)2 2/9+(20-17.65)/9+(20-17.65)2 2/14)/14) = -6.044-4.694 = -10.738eV = -6.044-4.69

28、4 = -10.738eVx=2,y=0 x=2,y=03 3=18+0.35=18.35=18+0.35=18.35E E3 3=-2=-213.613.6(20-18.35)(20-18.35)2 2/9=-8.228eV/9=-8.228eVE E1 1EE2 2EE3 3Ca的两个电子应排在的两个电子应排在4S上。上。原子结构和元素周期表n 屏蔽效应屏蔽效应 屏蔽效应是指电子对其它电子的排斥，屏蔽效应是指电子对其它电子的排斥，减弱了原子核对其它电子的吸引力而导致能量减弱了原子核对其它电子的吸引力而导致能量升高的现象。内层电子的屏蔽能力强于外层电升高的现象。内层电子的屏蔽能力强于外层电子

29、；若为同层电子则子；若为同层电子则s s电子强于电子强于p p电子电子, ,p p电子强电子强于于d d，d d强强于于f f。n 钻穿效应钻穿效应 钻钻穿效应是指外层电子躲避内层电子穿效应是指外层电子躲避内层电子屏蔽的现象。从电子云径向分布图可以看出，屏蔽的现象。从电子云径向分布图可以看出，一些主量子数高的电子在核附近仍有小峰，故一些主量子数高的电子在核附近仍有小峰，故能量降低。角量子数大小决定钻穿能力，角量能量降低。角量子数大小决定钻穿能力，角量子数越小钻穿能力越强。与主量子数无关。子数越小钻穿能力越强。与主量子数无关。n 屏蔽效应和钻穿效应的结果使核外电子排布时屏蔽效应和钻穿效应的结果使

30、核外电子排布时发生能级交错现象：发生能级交错现象：E EnsnsEE(n-1)d(n-1)d，E EnsnsEE(n-2)f(n-2)f原子结构和元素周期表原子结构和元素周期表二、原子轨道填充顺序能级组原子轨道填充顺序能级组 n 能量相近的轨道组组成能级组，它相当于周期表能量相近的轨道组组成能级组，它相当于周期表中的一个周期。中的一个周期。n 任意一能级组，其轨道为：任意一能级组，其轨道为： ns,(n-3)g,(n-2)f,(n-1)d,npns,(n-3)g,(n-2)f,(n-1)d,npn 当当n2n2时出现时出现npnp轨道轨道 当当n4n4时出现时出现ndnd轨道轨道 当当n6n6

31、时出现时出现nfnf轨道轨道 当当n8n8时出现时出现ngng轨道。轨道。n 每一个能级组都有是以每一个能级组都有是以nsns开始，以开始，以npnp结束。结束。n 最外层最多最外层最多8 8个电子，次外层最多个电子，次外层最多1818个电子，次个电子，次次外层最多次外层最多3232个电子。个电子。1 1s s2 2s s2 2p p3 3s s3 3p p3 3d d4 4s s4 4p p4 4d d4 4f f5 5s s5 5p p5 5d d5 5f f5 5g g6 6s s6 6p p6 6d d7 7s s构造原理原子结构和元素周期表n 核外电子排布三原则核外电子排布三原则能量

32、最低原理：电子优先占用能量最低能量最低原理：电子优先占用能量最低的轨道，填满低能量轨道后，再填其余的轨道，填满低能量轨道后，再填其余能量最低的轨道。能量最低的轨道。保里不相容原理：在同一个原子内不可保里不相容原理：在同一个原子内不可能出现四个量子数完全一样的电子。或能出现四个量子数完全一样的电子。或句话说，每个轨道最多只能填两个电子句话说，每个轨道最多只能填两个电子而且自旋方向必须相反。而且自旋方向必须相反。洪特规则：电子在能量相同的简并轨道洪特规则：电子在能量相同的简并轨道上填充时，尽量分占不同的轨道，且自上填充时，尽量分占不同的轨道，且自旋方向相同。此状态能量很低，有时甚旋方向相同。此状态

33、能量很低，有时甚至舍低能量轨道而就洪特规则。至舍低能量轨道而就洪特规则。原子结构和元素周期表三、原子结构和元素周期系的关系三、原子结构和元素周期系的关系n 元素周期律元素周期律 元素的性质随着核电荷的递增而元素的性质随着核电荷的递增而呈周期性变化的规律。造成元素周期律的原因呈周期性变化的规律。造成元素周期律的原因在于其核外电子的周期性变化，即总是从在于其核外电子的周期性变化，即总是从nsns开开始过渡到始过渡到npnp结束，电子排布的周期性导致了元结束，电子排布的周期性导致了元素性质的周期性。素性质的周期性。n 每个能级组就相当于一个周期。每周期的元素每个能级组就相当于一个周期。每周期的元素数

34、目就等于该能级组轨道所能容纳的最大电子数目就等于该能级组轨道所能容纳的最大电子数。数。n 中性原子的最外层电子的主量子数就是该元素中性原子的最外层电子的主量子数就是该元素所在的周期。所在的周期。n 主族主族= =最外层电子数总和最外层电子数总和(ns+np)(ns+np) 副族由副族由nsns和和(n-1)d(n-1)d电子的总和来决定：电子的总和来决定： 总和总和8,10,10,电子总和电子总和-10=-10=副族族副族族 总和总和=8-10=8-10，第，第族族n 区的划分：电子填充时最后一个电子所填充的区的划分：电子填充时最后一个电子所填充的轨道即为该区。轨道即为该区。s p d fs

35、p d f区区原子结构和元素周期表第四节第四节 元素的电离势、电负性和原子结构元素的电离势、电负性和原子结构n 电离势电离势 气态原子电子从基态跃迁为自由电子所气态原子电子从基态跃迁为自由电子所吸收的能量为电离势。吸收的能量为电离势。 A A(g)(g)AA+ +(g)(g)+e +e E=IE=I1 1 A A+ +（g g）A A2+2+(g)(g)+e I+e I2 2 A A2+2+（g g）A A3+3+(g)(g)+e I+e I3 3n 对 同 一 原 子 ， 其 电 离 势 大 小 依 次 是 ：对 同 一 原 子 ， 其 电 离 势 大 小 依 次 是 ：I I1 1II2

36、2II3 3 2.0；s区金属电负性大多小于区金属电负性大多小于1.2；而；而d-,ds-和和p-区金属的电区金属的电负性在负性在1.7左右。左右。1934年马利肯年马利肯(R.S.Mulliken 1896-1986)建议把元素建议把元素的第一电离能和电子亲和能的平均值的第一电离能和电子亲和能的平均值(I1+E)/eV=c作为电负性的标度。尽管由于电子亲和能数值不齐全，作为电负性的标度。尽管由于电子亲和能数值不齐全，马利肯电负性数值不多，但马利肯电负性马利肯电负性数值不多，但马利肯电负性(Mc)与泡林与泡林电负性电负性(Pc)呈现很好的线性关系呈现很好的线性关系Pc=(0.336Mc-0.2

37、07),可见马利肯对电负性的思考对理解电负性跟电离能与可见马利肯对电负性的思考对理解电负性跟电离能与电子亲和能的关系以及电负性的物理意义很有帮助。电子亲和能的关系以及电负性的物理意义很有帮助。原子结构和元素周期表元元 素素 周周 期期 性性19571957年阿莱（年阿莱（A.L.AllredA.L.Allred）和罗周）和罗周(E.Rochow)(E.Rochow)又从又从另一个角度建立了一套电负性的新标度：另一个角度建立了一套电负性的新标度：c c=(0.359=(0.359Z Z* */ /r r2 2)+0.744,)+0.744,其中其中Z Z* *为原子核有效电荷，为原子核有效电荷，

38、r r为原子半径。为原子半径。阿莱阿莱- -罗周电负性与泡林电负性也吻合得很好，罗周电负性与泡林电负性也吻合得很好，而且，还可以求得不同价态的原子的电负性，如而且，还可以求得不同价态的原子的电负性，如FeFe2+2+:1.8, Fe:1.8, Fe3+3+:1.9,Cu:1.9,Cu+ +:1.9,Cu:1.9,Cu2+2+:2.0:2.0等，又一次加等，又一次加深了对电负性的理解。深了对电负性的理解。考虑到电负性的应用主要是定性地判断化学键的考虑到电负性的应用主要是定性地判断化学键的性质，我们仍取经典的、尽管较粗略但数据却相对好性质，我们仍取经典的、尽管较粗略但数据却相对好记忆的泡林标度。记

39、忆的泡林标度。分子的许多性质可以通过泡林电负性进行理论估分子的许多性质可以通过泡林电负性进行理论估算算, ,例如例如, ,用电负性可以估算共价键的离子性百分数等。用电负性可以估算共价键的离子性百分数等。原子结构和元素周期表元元 素素 周周 期期 性性五、氧化态五、氧化态1 1、正氧化态、正氧化态绝大多数元素的最高正氧化态等于它所在族的序绝大多数元素的最高正氧化态等于它所在族的序数。但氧通常为数。但氧通常为-1和和-价价,氟没有正氧化态，氟没有正氧化态，IB族铜族铜银金的最高氧化态则全超过银金的最高氧化态则全超过+1，已知的最高价分别为，已知的最高价分别为+4，+3和和+5。80年代出现的钇钡铜

40、氧高临界温度超导体中年代出现的钇钡铜氧高临界温度超导体中,铜呈铜呈+2和和+3两种氧化态。两种氧化态。AgO中的银呈中的银呈+1和和+3两种氧化态。两种氧化态。非金属表现正氧化态形成真正意义的正离子存在非金属表现正氧化态形成真正意义的正离子存在的寿命极短，大多数场合它们表现的正氧化态只是将的寿命极短，大多数场合它们表现的正氧化态只是将共价键里的电子对偏离到另一元素原子一方。稀有气共价键里的电子对偏离到另一元素原子一方。稀有气体中的氙可以形成如体中的氙可以形成如XeO4这样的化合物，其中氙的氧这样的化合物，其中氙的氧化态是化态是+8。原子结构和元素周期表元元 素素 周周 期期 性性2、负氧化态、

41、负氧化态非金属元素普遍可呈现负氧化态。它们的最低非金属元素普遍可呈现负氧化态。它们的最低负氧化态等于族序数减负氧化态等于族序数减8。过去认为金属不可能呈现负氧化态，但在金属过去认为金属不可能呈现负氧化态，但在金属羰基化合物的衍生物中，负氧化态金属不是个别的羰基化合物的衍生物中，负氧化态金属不是个别的例子，例如，我们可认为在例子，例如，我们可认为在Mn2(CO)10中锰的氧化中锰的氧化态为零态为零(其中其中CO可看成电中性分子可看成电中性分子)，则在羰基化合，则在羰基化合物衍生物物衍生物 Mn(CO)5中，可认为锰呈中，可认为锰呈1氧化态。氧化态。更惊人的是，在更惊人的是，在1974年有一个叫年

42、有一个叫Dye的美国人的美国人合成了一种晶体，并令人确信无疑地证实其中半数合成了一种晶体，并令人确信无疑地证实其中半数钠原子呈钠原子呈1氧化态，且是切切实实的互相独立的氧化态，且是切切实实的互相独立的Na离子离子(该化合物中另一半钠原子则逐个地被封闭该化合物中另一半钠原子则逐个地被封闭在一种叫做穴醚的笼状分子中，为在一种叫做穴醚的笼状分子中，为Na+离子离子)。原子结构和元素周期表元素符号的首创者元素符号的首创者贝采里乌斯还创造性地发展了一套表达物质化贝采里乌斯还创造性地发展了一套表达物质化学组成和反应的符号体系，他用拉丁字母表达学组成和反应的符号体系，他用拉丁字母表达元素符号元素符号,一直沿

43、用至今。一直沿用至今。原子结构和元素周期表贝采里乌斯原子量贝采里乌斯原子量(1818和和1826)元元素素道尔顿原子道尔顿原子量量（1810）贝采里乌斯原子贝采里乌斯原子量（量（1818）贝采里乌斯原贝采里乌斯原子量（子量（1826）现今相对原子质现今相对原子质量（量（1997）O71616.02615.9994Cl35.4135.47035.4527F18.73418.9984032N514.18614.00674S13.032.232.23932.066P962.731.43630.973761C5.412.512.2512.0107H10.9911.00794As42150.5275.3

44、2974.92160Pt 100194.4194.753195.078原子结构和元素周期表1859年，德国海德堡大学的基尔霍夫年，德国海德堡大学的基尔霍夫和和本生发本生发明了光谱仪，奠定了光谱学的基础明了光谱仪，奠定了光谱学的基础,使光谱使光谱分析成为认识物质和鉴定元素的重要手段。分析成为认识物质和鉴定元素的重要手段。光谱仪发明者光谱仪发明者原子结构和元素周期表光谱仪光谱仪光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波长，拍摄各种光谱图。光谱图就像长，拍摄各种光谱图。光谱图就像“指纹指纹”辨辨人一样，可以辨别形成光谱的元素。人们用光人一样，可以辨别形成光谱的元素。人们

45、用光谱分析发现了许多元素谱分析发现了许多元素,如铯、铷、氦、镓、铟如铯、铷、氦、镓、铟等十几种。等十几种。原子结构和元素周期表（从上到下）氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱（从上到下）氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱直到本世纪初，人们只知道物质在高温或电激励下会直到本世纪初，人们只知道物质在高温或电激励下会发光，却不知道发光机理；人们知道每种元素有特定发光，却不知道发光机理；人们知道每种元素有特定的光谱，却不知道为什么不同元素有不同光谱。的光谱，却不知道为什么不同元素有不同光谱。原子光谱原子光谱 原子结构和元素周期表氢原子光谱氢原子光谱氢光谱是所有元素的光谱中最简单的光谱。在氢光谱是所有

46、元素的光谱中最简单的光谱。在可见光区，它的光谱只由几根分立的线状谱线组成可见光区，它的光谱只由几根分立的线状谱线组成,其波长和代号如下所示：其波长和代号如下所示： 谱线谱线 H H H H H 编号编号(n) 波长波长/nm 656.279 486.133 434.048 410.175 397.009 不难发现，从红到紫不难发现，从红到紫,谱线的波长间隔越来越小。谱线的波长间隔越来越小。5的谱线密得用肉眼几乎难以区分。的谱线密得用肉眼几乎难以区分。1883年，瑞士年，瑞士的巴尔麦（的巴尔麦（J.J.Balmer 1825-1898）发现，谱线波长）发现，谱线波长()与编号与编号(n)之间存在

47、如下经验方程：之间存在如下经验方程：3646 00422.nn原子结构和元素周期表后来，里德堡后来，里德堡(J.R.Rydberg 1854-1919)把巴尔麦的经验方程改写把巴尔麦的经验方程改写成如下的形式：成如下的形式：22121ncRc上式中的常数上式中的常数 后人称为里德堡常数，其数值后人称为里德堡常数，其数值为为1.09677107m-1。氢的红外光谱和紫外光谱的谱线也符合里德堡氢的红外光谱和紫外光谱的谱线也符合里德堡方程，只需将方程，只需将1/22改为改为1/n12,n1=1,2,3,4;而把后一个而把后一个n改写成改写成n2=n1+1,n1+2,即可。当即可。当1=2时时,所得到

48、的是所得到的是可见光谱的谱线可见光谱的谱线,称为巴尔麦系称为巴尔麦系,当当n1=3,得到氢的红外得到氢的红外光谱光谱,称为帕逊系称为帕逊系,当当n1=1,得到的是氢的紫外光谱得到的是氢的紫外光谱,称称为来曼系。为来曼系。原子结构和元素周期表巴尔麦的经验方程引发了一股研究各种元素巴尔麦的经验方程引发了一股研究各种元素的光谱的热潮，但人们发现，只有氢光谱的光谱的热潮，但人们发现，只有氢光谱(以及类以及类氢原子光谱氢原子光谱)有这种简单的数学关系。有这种简单的数学关系。类氢原子是指类氢原子是指He+、Li2+等原子核外只有一个等原子核外只有一个电子的离子。电子的离子。里德堡把巴尔麦的方程作了改写大大

49、促进了里德堡把巴尔麦的方程作了改写大大促进了揭示隐藏在这一规律后面的本质揭示隐藏在这一规律后面的本质,这是科学史上形这是科学史上形式与内容的关系的一个典型例子。寻找表达客观式与内容的关系的一个典型例子。寻找表达客观规律的恰当形式是一种重要的科学思维方法。规律的恰当形式是一种重要的科学思维方法。原子结构和元素周期表原子结构和元素周期表玻尔理论玻尔理论1913年年,年轻的丹麦物理学家玻尔在总结当时最年轻的丹麦物理学家玻尔在总结当时最新的物理学发现（普朗克黑体辐射和量子概念、爱新的物理学发现（普朗克黑体辐射和量子概念、爱因斯坦光子论、卢瑟福原子带核模型等）的基础上因斯坦光子论、卢瑟福原子带核模型等）

50、的基础上建立了氢原子核外电子运动模型建立了氢原子核外电子运动模型,解释了氢原子光解释了氢原子光谱，后人称为玻尔理论。玻尔理论的要点如下：谱，后人称为玻尔理论。玻尔理论的要点如下：1、行星模型、行星模型假定氢原子核外电子是处在一定的线性轨道上绕假定氢原子核外电子是处在一定的线性轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样。核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样。这是一种这是一种“类比类比”的科学思维方法。因此，玻尔的科学思维方法。因此，玻尔的氢原子模型形象地称为行星模型。后来的新量子的氢原子模型形象地称为行星模型。后来的新量子论根据新的实验基础完全抛弃了玻尔行星模型的论根据新的实验基础完全

51、抛弃了玻尔行星模型的“外壳外壳”，而玻尔行星模型的合理，而玻尔行星模型的合理“内核内核”却被保却被保留了，并被赋予新的内容。留了，并被赋予新的内容。原子结构和元素周期表2、定态假设、定态假设定态定态 假定氢原子的核外电子在轨道上运行时具假定氢原子的核外电子在轨道上运行时具有一定的、不变的能量有一定的、不变的能量,不会释放能量状态。不会释放能量状态。基态基态 能量最低的定态能量最低的定态。 激发态能量高于基态的定态。激发态能量高于基态的定态。据经典力学，电子在原子核的正电场里运行，据经典力学，电子在原子核的正电场里运行，应不断地释放能量，最后掉入原子核。如果这样，应不断地释放能量，最后掉入原子核

52、。如果这样，原子就会毁灭，客观世界就不复存在。原子就会毁灭，客观世界就不复存在。因此，定态假设为解释原子能够稳定存在所必因此，定态假设为解释原子能够稳定存在所必需。玻尔从核外电子的能量的角度提出的定态、基需。玻尔从核外电子的能量的角度提出的定态、基态、激发态的概念至今仍然是说明核外电子运动状态、激发态的概念至今仍然是说明核外电子运动状态的基础。态的基础。原子结构和元素周期表3、量子化条件、量子化条件玻尔假定，氢原子核外电子的轨道不是连续的，玻尔假定，氢原子核外电子的轨道不是连续的，而是分立的，在轨道上运行的电子具有一定的角动而是分立的，在轨道上运行的电子具有一定的角动量（量（L=mvr，其中其

53、中m电子质量电子质量，v电子线速度电子线速度，r电电子线性轨道的半径），只能按下式取值：子线性轨道的半径），只能按下式取值：Lnhn21 2 3 4 5, , , , ,这一要点称为量子化条件。这是玻尔为了解这一要点称为量子化条件。这是玻尔为了解释氢原子光谱提出它的模型所作的突破性假设。释氢原子光谱提出它的模型所作的突破性假设。如果氢原子核外电子不具有这样的量子化条如果氢原子核外电子不具有这样的量子化条件，就不可能有一定的能量。量子化条件是违背件，就不可能有一定的能量。量子化条件是违背经典力学的，是他受到普朗克量子论和爱因斯坦经典力学的，是他受到普朗克量子论和爱因斯坦光子论的启发提出来的。上式

54、中的光子论的启发提出来的。上式中的正整数正整数n n称为量称为量子数。子数。原子结构和元素周期表4、跃迁规则、跃迁规则跃迁规则跃迁规则 电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，反过来，激发态的电子会放出光子，返回基态发态，反过来，激发态的电子会放出光子，返回基态或能量较低的激发态；光子的能量为跃迁前后两个能或能量较低的激发态；光子的能量为跃迁前后两个能级的能量之差。可以用下式来计算任一能级的能量及级的能量之差。可以用下式来计算任一能级的能量及从一个能级跃迁到另一个能级时放出光子的能量：从一个能级跃迁到另一个能级时放出光子的能量：J101792218n.ED22

55、211811101792nn.E原子结构和元素周期表当当n=1时能量最低，此时能量为时能量最低，此时能量为2.17910-18J,此时对应的半径为此时对应的半径为52.9pm,称为玻尔半径。称为玻尔半径。能过理论计算得到的波长与实验值惊人的吻合，能过理论计算得到的波长与实验值惊人的吻合，误差小于千分之一。因此，玻尔理论曾风行一时。误差小于千分之一。因此，玻尔理论曾风行一时。由公式：由公式：D22211811101792nn.E及及D DE=E2-E1=h 22211811101792nnh.2221341811106.626102.179nn2221151110289. 3nn原子结构和元素周

56、期表例：求激发态氢原子的电子从例：求激发态氢原子的电子从n=4能级跃迁到能级跃迁到n=2能级时所发射的辐射能的频率、波长及能量？能级时所发射的辐射能的频率、波长及能量？解：由解：由2221151110289. 3nn2215412110289. 3114s10167. 6486.1nm106.16710102.9979c1498(J)104.086106.167106.6262-191434hE原子结构和元素周期表行星轨道和行星模型是玻尔未彻底抛弃经典行星轨道和行星模型是玻尔未彻底抛弃经典物理学的必然结果，用玻尔的方法计算比氢原子稍物理学的必然结果，用玻尔的方法计算比氢原子稍复杂的氦原子的光谱

57、便有非常大的误差。复杂的氦原子的光谱便有非常大的误差。新量子力学证明了电子在核外的所谓新量子力学证明了电子在核外的所谓“行星轨行星轨道道”是根本不存在的。玻尔理论合理的是：核外电是根本不存在的。玻尔理论合理的是：核外电子处于定态时有确定的能量；原子光谱源自核外电子处于定态时有确定的能量；原子光谱源自核外电子的能量变化。这一真理为后来的量子力学所继承。子的能量变化。这一真理为后来的量子力学所继承。玻尔理论的基本科学思想方法是，承认原子体玻尔理论的基本科学思想方法是，承认原子体系能够稳定而长期存在的客观事实，大胆地假定光系能够稳定而长期存在的客观事实，大胆地假定光谱的来源是核外电子的能量变化，用类

58、比的科学方谱的来源是核外电子的能量变化，用类比的科学方法，形成核外电子的行星模型，提出量子化条件和法，形成核外电子的行星模型，提出量子化条件和跃迁规则等革命性的概念。跃迁规则等革命性的概念。原子结构和元素周期表尽管玻尔理论已被新量子论所代替，尽管玻尔理论已被新量子论所代替，玻尔的科学思想却永远值得我们学习，而玻尔的科学思想却永远值得我们学习，而且，玻尔理论中的核心概念且，玻尔理论中的核心概念定态、激定态、激发态、跃迁、能级等并没有被完全抛弃，发态、跃迁、能级等并没有被完全抛弃，而被新量子力学继承发展，甚至而被新量子力学继承发展，甚至“轨道轨道”的概念，量子力学赋予了新的内涵。的概念，量子力学赋

59、予了新的内涵。玻尔及早把握了最新的科学成就信息玻尔及早把握了最新的科学成就信息是他获得成功的基本条件。单单这一点也是他获得成功的基本条件。单单这一点也值得我们学习值得我们学习努力把握科技发展的最努力把握科技发展的最新成就新成就而这恰恰是许多人欠缺的。而这恰恰是许多人欠缺的。原子结构和元素周期表波粒二象性波粒二象性光子光子 光的粒子。光的粒子。光的强度光的强度 粒子学说的密度粒子学说的密度 和光子的能量和光子的能量 ( =h ，其中其中 是光的频率是光的频率)的乘积：光的强度：的乘积：光的强度：I= h 波动学说光的强度波动学说光的强度I和光的电磁波的振幅和光的电磁波的振幅 的平方成正比：光的强

60、度：的平方成正比：光的强度：I= 2/4 后来，物理学家们把光的粒子说和光的波动说统后来，物理学家们把光的粒子说和光的波动说统一起来，提出光的波粒二象性，认为光兼具粒子性一起来，提出光的波粒二象性，认为光兼具粒子性和波动性两重性。因此有：和波动性两重性。因此有：光的强度：光的强度：I= h = 2/4 原子结构和元素周期表上式等号的成立意味着：上式等号的成立意味着：I= h = 2/4 (1)在光的频率在光的频率 一定时，光子的密度一定时，光子的密度( )与光的与光的振幅的平方振幅的平方(Y Y2 2) )成正比：成正比： Y Y2 2这就是说，光的强度大，则光子的密度大，光这就是说，光的强度