大学化学(非专业)第5章原子结构和元素周期律教学课件

1、 化学热力学、动力学是从外因上、宏观上解决化学化学热力学、动力学是从外因上、宏观上解决化学反应问题，要从内因、从根本上探究化学反应的实质，反应问题，要从内因、从根本上探究化学反应的实质，只有从其内部结构入手，研究物质的内部结构。人类探只有从其内部结构入手，研究物质的内部结构。人类探讨物质结构已有两千年的历史。讨物质结构已有两千年的历史。 18051805年，道尔顿，提出原子论，认为原子不能再分；年，道尔顿，提出原子论，认为原子不能再分； 18981898年，汤姆逊，电子的发现；年，汤姆逊，电子的发现； 19111911年，卢瑟福，认为原子有原子核和电子年，卢瑟福，认为原子有原子核和电子 ； 1

2、9131913年，莫斯来，原子核的正电荷数，等于核外电子数；年，莫斯来，原子核的正电荷数，等于核外电子数； 19201920年，将带正电荷的氢原子称为质子；年，将带正电荷的氢原子称为质子； 19321932年，中子的发现。年，中子的发现。 形成了经典的原子模型形成了经典的原子模型 E能量能量H*H1EhH*H2 物质从物质从高能量能级高能量能级跃迁到跃迁到低能量能级低能量能级时时, , 以某种以某种光波的形式放出能量，其频率取决于两能级间的能光波的形式放出能量，其频率取决于两能级间的能量差。根据放出能量的不同，可得到不同波长的光量差。根据放出能量的不同，可得到不同波长的光。波长频率分布波长频率

3、分布一、氢原子光谱一、氢原子光谱连续光谱：所含不同光的波长和频率没有明显分界连续光谱：所含不同光的波长和频率没有明显分界 线的光谱。线的光谱。光谱是指许多不同波长的光波排成的光带。光谱是指许多不同波长的光波排成的光带。 太阳光或白炽灯发太阳光或白炽灯发出的白光，通过玻璃三出的白光，通过玻璃三棱镜时，光可折射成赤棱镜时，光可折射成赤、橙、黄、绿、青、蓝、橙、黄、绿、青、蓝、紫等、紫等, ,没有明显分界没有明显分界线线-连续光谱。连续光谱。氢原子在电场激发下，电子被激发到高能级，再跃迁到低能级氢原子在电场激发下，电子被激发到高能级，再跃迁到低能级时所发出的光，经过棱镜分光后，得到由若干条谱线组成的

4、光时所发出的光，经过棱镜分光后，得到由若干条谱线组成的光谱，为谱，为不连续光谱。不连续光谱。这种波长不连续的几条谱线组成的光谱，称为这种波长不连续的几条谱线组成的光谱，称为线线状光谱或原子光谱。状光谱或原子光谱。氢原子光谱的特点：氢原子光谱的特点： （1 1）在可见区内有四条比较明显的谱线：）在可见区内有四条比较明显的谱线： H H(656.3)(656.3)、H H(486.1)(486.1)、H H(434.1)(434.1)、H H(410.2 (410.2 ) )；（2 2）从）从H H到到H H相邻谱线间的距离越来越小。相邻谱线间的距离越来越小。 瑞士物理学家巴尔麦研究了瑞士物理学家

5、巴尔麦研究了氢原子光谱在可见光区的几条谱线，发现各谱线的氢原子光谱在可见光区的几条谱线，发现各谱线的波长间存在着一定关系，得到波长间存在着一定关系，得到巴尔麦公式：巴尔麦公式： 瑞典里德堡研究了氢原子光谱中谱线的频率，指出谱瑞典里德堡研究了氢原子光谱中谱线的频率，指出谱线间关系符合线间关系符合里德堡公式：里德堡公式：1221211()R csnnn2 n2 的正整数；的正整数；n n分别为分别为 3 3、4 4、5 5、6 6时，时，为为H H、H H、H H、H H四条谱线的波长四条谱线的波长(B(B为常数为常数) ) R为里德堡常数，值为为里德堡常数，值为1.097 107m-1，c是光速

6、，或是光速，或R c =3.289 1015 s-1 ，n1=2；n2为为2以上的正整数，即以上的正整数，即3，4，5等等。422nn=B如：如：n1=2； n2 = 3时时谱线的波长谱线的波长=3.289 1015（ ）=4.568 1014(s-1)，= 656.3 (nm)这就是氢原子光谱中的这就是氢原子光谱中的H线。线。221231每种原子都有自己的特征线状光谱。每种原子都有自己的特征线状光谱。 但氢原子光谱的实验结果与经典的电磁理论产生了矛但氢原子光谱的实验结果与经典的电磁理论产生了矛盾。按经典理论：盾。按经典理论： 电子在核外运动时，由于连续地辐电子在核外运动时，由于连续地辐射电磁

7、波，电子的能量将逐渐减小，电子运动的轨道半径射电磁波，电子的能量将逐渐减小，电子运动的轨道半径也将逐渐缩小，最终电子会落入原子核上。也将逐渐缩小，最终电子会落入原子核上。 电子的能量逐渐变化，辐射出的电磁波的频率应该是电子的能量逐渐变化，辐射出的电磁波的频率应该是连续的。连续的。 1913年，年轻的丹麦物理学家玻尔年，年轻的丹麦物理学家玻尔(N. Bohr)运用了运用了德国物理学家普朗克德国物理学家普朗克(K.M. Planck)的量子理论成功地解的量子理论成功地解释了氢原子线状光谱产生的原因及其规律性。释了氢原子线状光谱产生的原因及其规律性。 玻尔理论的理论基础玻尔理论的理论基础： 卢瑟福原

8、子模型：卢瑟福原子模型：1911年英国的年英国的Rutherford提出原子中有一提出原子中有一个极小的核为原子核，几乎集中了原子的全部质量，带有正电荷个极小的核为原子核，几乎集中了原子的全部质量，带有正电荷，数量和核电荷相同的电子在核外绕核旋转，像行星绕恒星转一，数量和核电荷相同的电子在核外绕核旋转，像行星绕恒星转一样，是一相对永恒的体系。样，是一相对永恒的体系。 普朗克量子论：普朗克量子论：19001900年德国科学家年德国科学家Planck提出在微观领域能量提出在微观领域能量是不连续的，它具有微小的能量单位是不连续的，它具有微小的能量单位-能量子，能量子，物质吸收或放出的物质吸收或放出的

9、能量是能量子的整数倍。能量是能量子的整数倍。 爱因斯坦光子论：爱因斯坦光子论：1905年瑞士科学家年瑞士科学家Einstein指出指出: 以光形式传以光形式传播的能量，其最小单位叫播的能量，其最小单位叫光量子光量子(光子光子)。光子的能量与光的频率成光子的能量与光的频率成正比：正比：E = h 物质以光的形式吸收或放出的能量只能是光量子能量物质以光的形式吸收或放出的能量只能是光量子能量(h )的整数倍的整数倍， 是不连续的是不连续的(量子化的量子化的)。二、玻尔理论二、玻尔理论玻尔用玻尔用量子理论量子理论解释了氢原子光谱产生的原因及其规律。解释了氢原子光谱产生的原因及其规律。 1. 1. 玻尔

10、假设玻尔假设（1 1）行星模型）行星模型 玻尔假定，氢原子核外电子是处在一玻尔假定，氢原子核外电子是处在一定线性轨道上绕核运动的。定线性轨道上绕核运动的。 -后来的新量子论根据新的实后来的新量子论根据新的实验基础完全抛弃了该模型的验基础完全抛弃了该模型的“外壳外壳”，而，而“内核内核”却被保留，却被保留，并被赋予新的内容。并被赋予新的内容。（2 2）定态假设：玻尔假设，氢原子核外电子在特定的）定态假设：玻尔假设，氢原子核外电子在特定的原子轨道上运动时，具有一定的、不变的能量，这种原子轨道上运动时，具有一定的、不变的能量，这种状态称为状态称为定态定态。能量最低的定态叫做。能量最低的定态叫做基态基

11、态。能量高于。能量高于基态的定态叫做基态的定态叫做激发态激发态。-该假设为解释原子能够稳定存在该假设为解释原子能够稳定存在所必需，这些概念至今仍然是说明核外电子运动状态的基础。所必需，这些概念至今仍然是说明核外电子运动状态的基础。（3 3）量子化条件：玻尔假定，氢原子核外电子的轨道）量子化条件：玻尔假定，氢原子核外电子的轨道是不连续的，而是分立的。在轨道上运行的电子具有一是不连续的，而是分立的。在轨道上运行的电子具有一定的角动量，只能按下式取值：定的角动量，只能按下式取值： ， 43212nhnmvrPm为电子质量；为电子质量；v为电子运动线速度；为电子运动线速度；r为轨道半径；为轨道半径；h

12、为普朗克为普朗克常数，值为：常数，值为：sJ 3410623. 6-这一要点称为这一要点称为“量子化条件量子化条件”。这是玻尔在解释氢光谱时所。这是玻尔在解释氢光谱时所做的革命性假设。式中的正整数做的革命性假设。式中的正整数n n称为称为“量子数量子数”，这一概念，这一概念也被保留。也被保留。（4 4）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发态，反过来，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，返回基态或能量较低的激发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级的能级之差。态；光子的能量为跃迁前后两个能级的能级之

13、差。2E1E21hEE21EEhv 为光的频率；为光的频率；h为普朗克常数。为普朗克常数。 电子在电子在n=1的轨道上运动，能量最低的轨道上运动，能量最低(-13.6eV),这种状态称为基这种状态称为基态，氢原子处于基态时，其半径为态，氢原子处于基态时，其半径为52.9pm, 称为玻尔半径，随着称为玻尔半径，随着n的的增加，电子离核越远，电子的能量以量子化的方式不断增加。增加，电子离核越远，电子的能量以量子化的方式不断增加。 )(26 .132)(6 .131221eVEneVEn，依据量子化条件，氢原子核外轨道的能量依据量子化条件，氢原子核外轨道的能量182213.62.179 10()Ee

14、VJnn 电子从较高能级跳回到电子从较高能级跳回到第二能级第二能级时，可以得到时，可以得到可见光区的氢原子光谱可见光区的氢原子光谱( (即即巴尔麦系巴尔麦系) )；当电子从；当电子从其他能级跳回到其他能级跳回到第一能第一能级级( (n n1 1= 1)= 1)时，可以得到时，可以得到紫外光区的光谱紫外光区的光谱( (即即莱曼莱曼系系) )；当电子从高能级跳；当电子从高能级跳回到回到第三能级第三能级( (n n1 1= 3)= 3)时时，可以得到红外光区的，可以得到红外光区的光谱光谱( (即即帕邢系帕邢系) )。 玻尔理论玻尔理论： 行星轨道和行星模型只是波尔理论的行星轨道和行星模型只是波尔理论

15、的“外壳外壳”。它是玻尔未。它是玻尔未彻底抛弃经典物理学的必然结果，用玻尔的理论解释氢以外的多彻底抛弃经典物理学的必然结果，用玻尔的理论解释氢以外的多电子原子的光谱便有难以忍受的误差，后来的新量子力学证明了电子原子的光谱便有难以忍受的误差，后来的新量子力学证明了所谓的所谓的“行星轨道行星轨道”是根本不存在的。是根本不存在的。 玻尔理论的玻尔理论的“内核内核”是核外电子处于定态时有确定的能量；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的能量变化。这一真理为后来的量子力学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。所继承。 玻尔理论的基本科学思想方法是，承认原子体系

16、能够稳定而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，大胆假设光谱的来源是核外电子的能量变长期存在的客观事实，大胆假设光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，提出量子化条件和跃迁规则等革命性的概念。条件和跃迁规则等革命性的概念。 玻尔成功的基本条件是及早把握了最新的成就信息，这一点玻尔成功的基本条件是及早把握了最新的成就信息，这一点和玻尔的科学思想一样，值得我们学习。和玻尔的科学思想一样，值得我们学习。“二象性二象性”指微粒在运动时，同时表现出指微粒在运动时，同时表现出“微粒性

17、微粒性”和和“波动性波动性”：微粒性：指运动着的物体具有一定的动能和动量，他们的微粒性：指运动着的物体具有一定的动能和动量，他们的 大小决定物体的质量和速度。大小决定物体的质量和速度。波动性：微粒在运动中，表现出波的特性，具有一定的波动性：微粒在运动中，表现出波的特性，具有一定的波长、频率，能发生衍射和干涉等现象。波长、频率，能发生衍射和干涉等现象。第二节第二节 核外电子运动的波粒二象性核外电子运动的波粒二象性Einstein 的质能公式的质能公式 E = m c 2 光子的能量公式光子的能量公式 E = h 2cmchhP=mc=h /hP粒子性粒子性波动性波动性 通过普郎克常数通过普郎克常

18、数(h)将光的微粒性将光的微粒性(p)和波动性和波动性() 联联系起来了，揭示了光的波粒二象性的本质。系起来了，揭示了光的波粒二象性的本质。具有动量具有动量 P P 的微观粒子，其物质波的波长为的微观粒子，其物质波的波长为 ，则有，则有：二、德布罗意的预言二、德布罗意的预言 19241924年法国物理学家德布罗意预言：微观粒子年法国物理学家德布罗意预言：微观粒子也具有波粒二象性。也具有波粒二象性。hhPmv德布罗意的德布罗意的将一束高速电子流穿过一金属箔时，得到明暗相间的将一束高速电子流穿过一金属箔时，得到明暗相间的环纹，类似于光波的衍射环纹。环纹，类似于光波的衍射环纹。该实验证明：电该实验证

19、明：电子不仅是具有一子不仅是具有一定质量高速运动定质量高速运动的带电粒子，而的带电粒子，而且能呈现波动性且能呈现波动性质质. . 具有波粒二具有波粒二象性象性。 德国海森堡（德国海森堡（ HeisenbergHeisenberg） 提出了测不准原理提出了测不准原理: : 对于具对于具有波粒二象性的微观粒子，不能同时准确测得其位置和动量有波粒二象性的微观粒子，不能同时准确测得其位置和动量. . 2hxP 位置的测不准量位置的测不准量动量的测不准量动量的测不准量不能同时准确测得微观粒子的位置和动量；不能同时准确测得微观粒子的位置和动量；不能用经典物理中的不能用经典物理中的“波波”和和“粒子粒子”概

20、念来给微观粒子（电子概念来给微观粒子（电子）的行为以恰当的描述。）的行为以恰当的描述。核外电子的运动状态怎样描述呢？核外电子的运动状态怎样描述呢？量子化：核外电子运动的能量只能取一些不连续量子化：核外电子运动的能量只能取一些不连续的能量状态；的能量状态；波粒二象性：电子不仅是一种具有一定质量且作波粒二象性：电子不仅是一种具有一定质量且作高速运动的带粒子，而且能呈现波动的性质；高速运动的带粒子，而且能呈现波动的性质；测不准原理：对于具有波粒二象性的微观粒子，测不准原理：对于具有波粒二象性的微观粒子，不能同时测准其位置和动量。不能同时测准其位置和动量。 1926 1926 年，奥地利物理学家年，奥

21、地利物理学家提出了一个提出了一个描述描述微观粒子运动状态的基本方程微观粒子运动状态的基本方程，命名为薛定谔方程，通，命名为薛定谔方程，通过解方程得到波函数过解方程得到波函数 . .1.1.薛定谔方程薛定谔方程222222228()0(1)mEVxyzh ：波函数，：波函数， X X、Y Y、Z Z：是空间坐标，：是空间坐标，E E：体系总能量，：体系总能量，V V： 势能，与被研究粒子的环境有关，势能，与被研究粒子的环境有关，m m ：微粒的质量微粒的质量 ， h h 普朗克常数普朗克常数. . 方程中体现电子的微观粒子性（方程中体现电子的微观粒子性（E,V,mE,V,m）和波动）和波动性（性

22、（ ）两种物理量；能正确反映电子运动状态）两种物理量；能正确反映电子运动状态。 从方程中解出的不是一个具体数值，而是一个从方程中解出的不是一个具体数值，而是一个波的函数式波的函数式-波函数波函数， 是描述原子核外电子是描述原子核外电子运动状态的数学表达式。运动状态的数学表达式。222222228()0(1)mEVxyzh 代数方程的解是一个数，微分方程的解是一组函数，对于薛代数方程的解是一个数，微分方程的解是一组函数，对于薛定谔方程来讲，它的解将是一系列多变量的波函数定谔方程来讲，它的解将是一系列多变量的波函数的具体函数的具体函数表达式。表达式。 解解Schodinger方程需要涉及全部三个变

23、量，难度大，为使解中涉及尽可方程需要涉及全部三个变量，难度大，为使解中涉及尽可能少的变量：能少的变量： 将将三维直角坐标系变换成球坐标系三维直角坐标系变换成球坐标系 变量分离变量分离222222228()0(1)mEVxyzh x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2P P 为空间一点为空间一点r ( 0 ) ( 0 ) ( 0 2 )( , , ), ,x y zr x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2对薛定谔方程求解，对薛定谔方程求解，得到的波函数

24、是得到的波函数是 （ r， ， ）22222222221118 mZe(r)(sin)( E)0rrrr sinr sin hr 变量分离变量分离, ,( )( , )rR rY 直角坐标直角坐标( x，y，z)与球坐标与球坐标(r， ， )的变换，将的变换，将变换关系代入薛定谔方程，整理得：变换关系代入薛定谔方程，整理得：。称为波函数的角度部分，称为波函数的径向部分),()(YrR注意注意：（1） （）（） (r， ， ) n,l,m是是描述电子运动状态的描述电子运动状态的数学表达式，数学表达式，的空间图象的空间图象又叫做又叫做原子轨道。原子轨道。 2.量子数的意义量子数的意义（重点）（重点

25、） n n是决定原子中电子能量以及离核平均距离的主要因素是决定原子中电子能量以及离核平均距离的主要因素，它决定电子的层数。，它决定电子的层数。 n=1 表示第一层表示第一层 ( K 层层 ) ，n=2表示第二层表示第二层 (L 层层 )在一个原子内，具有相同主量子数的电子，为一个电子层。在一个原子内，具有相同主量子数的电子，为一个电子层。 n值越小，该电子层离核越近，能量越低值越小，该电子层离核越近，能量越低; 取值取值n= 1 2 3 4 5 6 7 (正整数正整数)光谱学符号光谱学符号 K L M N O P Q 主量子数主量子数n是决定电子能量高低的量子数。对于单电子原是决定电子能量高低

26、的量子数。对于单电子原子或离子子或离子, n 的数值越大的数值越大, 电子距离原子核越远电子距离原子核越远, 电子的能量越电子的能量越高。高。 对于氢原子，各电子层的能量为：对于氢原子，各电子层的能量为：2213.6()ZEeVn n n 的数值越大，电子距核越远，能量的数值越大，电子距核越远，能量E E则越高则越高对于氢原子，核外电子的能量决定于主量子数对于氢原子，核外电子的能量决定于主量子数n。 由不同的主量子数由不同的主量子数n和角量子数和角量子数 l表示的各分层，其能量不表示的各分层，其能量不同，这些分层常称为能级。如：同，这些分层常称为能级。如：n=2,有有2s,2p两个能级。两个能

27、级。 例例 n = 3 时，时，l 有有 几几 种取值？核外第三层有种取值？核外第三层有 几种形状不同的原子轨道？几种形状不同的原子轨道？第三层有几个能级？第三层有几个能级？l = 0 s 轨道，球形，即轨道，球形，即 3 s 轨道轨道l = 1 p 轨道，哑铃形，轨道，哑铃形， 3 p 轨道轨道l = 2 d 轨道，花瓣形，轨道，花瓣形， 3 d 轨道轨道有三种形状不同的原子轨道，有三个能级有三种形状不同的原子轨道，有三个能级所以，在多电子原子中，电子的能量是由所以，在多电子原子中，电子的能量是由主量子主量子数数n n和角量子数和角量子数 l l共同决定的。共同决定的。 zyx 注意：注意：

28、三个量子数三个量子数(n, (n, l l, m), m)决定电子的空间运动状态；而四决定电子的空间运动状态；而四个量子数决定电子在核外完整的运动状态。个量子数决定电子在核外完整的运动状态。 例例：下列量子数不合理的是（：下列量子数不合理的是（ ） （A A）n=2,l=0, m=0, ms=1/2n=2,l=0, m=0, ms=1/2，(B(B）n=2,l=0, m=-1, ms=-1/2n=2,l=0, m=-1, ms=-1/2 n ， l ， m， m s 4 3 0 1/2 4 3 1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 2 1/2 4 3 2 1/2 4 3 3 1/2 4 3

29、3 1/2 n ， l ， m， m s 4 3 0 1/2 4 3 1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 2 1/2 4 3 2 1/2 4 3 3 1/2 4 3 3 1/2 例如：例如： 1,0,0 1,0,0就是就是1s1s轨道，记作轨道，记作1 1s s， 2,1,02,1,0就是就是 2p2px x轨轨道，记作道，记作2p2px x 。 ),()(),(YrRr 波函数波函数 R ( r ) 在任意方向角度上随在任意方向角度上随 r 变化所作的图为波函数变化所作的图为波函数径向分布图。径向分布图。 s 轨道离核越近时轨道离核越近时，正值越大，正值越大，1s 只取正值，只取正值，

30、2s 图图形由正变负，形由正变负， 3s 由正负正的由正负正的变化。变化。 2 p ,3 p ,3 d 原原子轨道的径向子轨道的径向部分离核较近部分离核较近，径向函数值，径向函数值为零。径向函为零。径向函数值为零的点数值为零的点称为节点，显称为节点，显然节点数等于然节点数等于 n - l -1 。 分布图的画法。为例讨论原子轨道角度现以zPcos)24102250012aZrreaZ（，cos),(Y，在空间形成的曲面。轴旋转为母线绕来所得图形。并以此将这些线段的端点连起为取其长度的直线轴的夹角为与从坐标原点出发，引出ozYz360.cos, 度分布图相同。的原子轨道，它们的角相同、无关，只要

31、数有关，而与主量子、只与量子数，由于mlnnmY)( 率。在某个区域内出现的概道电子概率密度，由此进而知该点处的内电子出现的概率，即处单位体积，（一点间却十分明确。它表示空的意义，（但没有明确的物理意义，（波函数描述，（数电子运动的状态由波函)2rPrrr核外的一个球形空间。经常出现的区域，这是以统计规律描述电子，用如图所示的电子云图电子，我们还可以电子的运动，例如对于原子核外的一个s1.2的图像电子云图是的形象化图示，也即电子云就是概率密度 d = | R |2 d22),()(YrR 224|dwrRdr 氢原子的氢原子的1s电子的电子的D函数图函数图象表明，该电子在离核象表明，该电子在离

32、核52.9pm的球壳内出现的几率的球壳内出现的几率是最大的。是最大的。52.9pm正好是玻正好是玻尔半径尔半径ro！ D函数图象是峰形的函数图象是峰形的，峰数恰等于相应能级的，峰数恰等于相应能级的主量子数主量子数n和角量子数和角量子数l之之差（差（nl）。）。 当概率峰的数目大于当概率峰的数目大于1 1时，总有一个概率最大的时，总有一个概率最大的主峰，且当主峰，且当n n相同时，主峰相同时，主峰离核的远近相似，离核的远近相似，n n越大，越大，离核越远。从此意义上讲离核越远。从此意义上讲核外的电子是按层分布的核外的电子是按层分布的。 D(r)=0处的球面表示电处的球面表示电子在该处出现的概率为

33、零子在该处出现的概率为零，为节面，数目为，为节面，数目为n-l-1。无关。）的变化，与，概率密度随（空间某处出现的作图，表示电子在核外rYml,),(2,22cos),(,cos),(YYPz为例：以 电子云的角度分布图电子云的角度分布图coscos- - coscos2 2 - - 原子轨道的角度分布图原子轨道的角度分布图 eVnZ13.6E22 有效核电荷有效核电荷：核对外层电子的实际作用：核对外层电子的实际作用 用用Z Z* *来表示：来表示： 被研究电子的排斥。代表其它所有电子对于：屏蔽常数,ZZeVnZeVnZE2222)(6 .136 .13的能量表示为：多电子原子中一个电子近和运

34、动状态。）被屏蔽电子离核的远原子轨道；（数目及它所处的）产生屏蔽作用的电子的因素（影响21 先将核外电子分组：先将核外电子分组：(1s); (2s,2p); (3s,3p); (3d); (4s,4p); (4d); (4f); (5s,5p); (5d); (5f)等等. n相同的相同的s, p为一组，为一组，d, f各为一组各为一组 外层电子对内层电子没有屏蔽作用：外层电子对内层电子没有屏蔽作用：0 同组电子之间，同组电子之间，0.35 (但但1s, 0.30) 如果被屏蔽电子为如果被屏蔽电子为ns或或np电子时，则其电子时，则其(n-1)层每个电子层每个电子0.85，而更内层各电子，而更

35、内层各电子1.00 如果被屏蔽电子为如果被屏蔽电子为nd, nf时，则位于它左边各组电子对它时，则位于它左边各组电子对它们的屏蔽均为们的屏蔽均为1.00 表表1 1 原子轨道中一个电子对于屏蔽常数的贡献原子轨道中一个电子对于屏蔽常数的贡献被屏蔽电子被屏蔽电子屏屏 蔽蔽 电电 子子1s2s,2p3s,3p3d4s,4p4d4f5s,5p1s0.302s,2p0.850.353s,3p1.000.850.353d1.001.001.000.354s,4p1.001.000.850.850.354d1.001.001.001.001.000.354f1.001.001.001.001.001.000

36、.355s,5p1.001.001.001.000.850.850.850.35解解:(1)钾原子的核外电子排布为：钾原子的核外电子排布为：1s22s22p63s23p64s1 核外电子排布分组核外电子排布分组 K：(1s2) (2s22p6)(3s23p6)(4s1)对价层电子对价层电子4s1: =80.85+101.00=16.8 Z*1916.82.20E4s-13.62.202/42-4.11ev(2) 如钾的最后一个电子排在如钾的最后一个电子排在3d轨道轨道钾的核外电子排布是：钾的核外电子排布是： 1s22s22p63s23p63d1对价层电子对价层电子3d1: =181.00=18

37、.0Z*19-18=1.0E3d-13.61.02/32 -1.51 ev钾钾4s电子的能量低于电子的能量低于3d，所以钾的最后一个电子是排在，所以钾的最后一个电子是排在4s轨道轨道.能级交错能级交错 屏蔽效应往往是内层屏蔽效应往往是内层对外层电子的作用。屏蔽对外层电子的作用。屏蔽效应越大，能量越高；效应越大，能量越高；钻穿钻穿效应是电子钻到效应是电子钻到核附近，有效躲避其他电核附近，有效躲避其他电子屏蔽的能力。子屏蔽的能力。钻穿钻穿效应效应越大越大, ,能量越低。能量越低。 在多电子原子中，角量子数不同的电子受到的屏蔽作用在多电子原子中，角量子数不同的电子受到的屏蔽作用不同，所以发生了能级分

38、裂。该现象的产生，与概率的径不同，所以发生了能级分裂。该现象的产生，与概率的径向分布有关。向分布有关。 4s4s与与3d3d电子的径向概率分布图电子的径向概率分布图4s3d屏蔽效应：其它电子对选定电子的屏蔽能力。屏蔽效应：其它电子对选定电子的屏蔽能力。钻穿效应：选定电子回避其它电子屏蔽的能力。钻穿效应：选定电子回避其它电子屏蔽的能力。 从两个侧面描述多电子原子中电子之间的相互从两个侧面描述多电子原子中电子之间的相互作用对轨道能级的影响。作用对轨道能级的影响。等现象。现了也引起了能级交错，出级分裂引起了多电子原子的能钻穿效应，同，导致了屏蔽效应和原子轨道径向分布的不共同决定电子的能量。多电子原子

39、体系中，dsnsnpndnfEEEEEEln34, 在大量的光谱数据及某些近似理论计算的基础上，在大量的光谱数据及某些近似理论计算的基础上， Pauling提出了多电子原子的原子轨道近似能级图。图中提出了多电子原子的原子轨道近似能级图。图中的能量顺序是指电子按能级高低在核外排布的顺序，即的能量顺序是指电子按能级高低在核外排布的顺序，即填入电子时各能级能量的相对高低。填入电子时各能级能量的相对高低。代表一个原子轨道代表一个原子轨道 原子轨道的近似能级图原子轨道的近似能级图 1(1s)2(2s 2p)3(3s 3p)4(4s 3d 4p)5(5s 4d 5p)6(6s 4f 5d 6p)7(7s

40、5f 6d 7p)共分成七个能级组共分成七个能级组第一能级组只第一能级组只有一个能级，有一个能级，其余各能级组其余各能级组均以均以ns 开始，开始，np结束。结束。能级组内能能级组内能级间能量差级间能量差小；组间能小；组间能量差大。量差大。5-5- - 基态原子中电子的分布基态原子中电子的分布(2)2s(4)3s(1)1s(6)4s(9)5s(16) 7s(3)2p(12) 6s(5)3p(8)4p(11) 5p(15) 6p(19) 7p(7)3d(10) 4d(14) 5d(18) 6d(13) 4f(17) 5f核外电子填入轨道的顺序核外电子填入轨道的顺序1s2s2p3s3p4s3d4p

41、5s4d5p6s4f5d6p7s）的整数部分。数，就是（该能级所在能级组的组。）值越大，则能量越高对于一个能级，其（规则：提出了对多电子能级高低次序我国化学家徐光宪教授lnlnln7 . 07 . 07 . 0 在鲍林能级图中，所有元素的原子其轨道能级顺序是在鲍林能级图中，所有元素的原子其轨道能级顺序是一样的，反映不出某一能级的能量与元素的原子序数之间的一样的，反映不出某一能级的能量与元素的原子序数之间的关系。一般来讲，随着原子序数的增加，核对电子的引力增关系。一般来讲，随着原子序数的增加，核对电子的引力增强，轨道的能量趋于降低，由于各轨道能量随原子序数增加强，轨道的能量趋于降低，由于各轨道能

42、量随原子序数增加时降低的程度不同，所以不同元素的原子轨道能级次序不完时降低的程度不同，所以不同元素的原子轨道能级次序不完全一致。全一致。 降低。的增大，轨道能量趋于）随（裂：时，轨道能级不发生分）（ZEEEEZnfndnpns211轨道式：轨道式：1s 2s 1s 2s 2p 00007531141062fdpsfdpsfdps、全空、半满、全满 原子实原子实如：如：2He1s11 Na Sodium 钠钠 1s2 2s22p63s114 Si Silicon 硅硅 1s2 2s22p63s23p222 Ti Titanium 钛钛 Ar 3d24s2 23 V Vanadium 钒钒 Ar

43、3d34s2 24 Cr Chromium 铬铬 Ar 3d54s1 原子序数原子序数 元素符号元素符号 英文名称英文名称 中文名称中文名称 电子结构式电子结构式 Ar 1s22s22p63s23p6例：例：M3+离子离子3d轨道上有轨道上有3个电子，试写出：个电子，试写出：该原子的核外电子排布式，为何元素？该原子的核外电子排布式，为何元素？例：例：M原子原子3d轨道上有轨道上有5个电子，试写出：该原个电子，试写出：该原子的核外电子排布式，为何元素？子的核外电子排布式，为何元素？例例：某元素某元素M在在Kr之前，当它的原子失去之前，当它的原子失去3个电子个电子后，角量子数为后，角量子数为2 的

44、轨道上的电子恰好是半充满的轨道上的电子恰好是半充满。试指出：试指出：M原子的核外电子排布，该元素的名称。原子的核外电子排布，该元素的名称。例例：写出：写出13号元素铝原子的电子层结构排布式，号元素铝原子的电子层结构排布式，并写出各个价电子的四个量子数并写出各个价电子的四个量子数. 元素周期性的内涵极其丰富，具体内容不可穷尽，其中最基元素周期性的内涵极其丰富，具体内容不可穷尽，其中最基本的是：随原子序数递增，元素周期性地从金属渐变成非金属本的是：随原子序数递增，元素周期性地从金属渐变成非金属, ,以以稀有气体结束，又从金属渐变成非金属稀有气体结束，又从金属渐变成非金属, ,以稀有气体结束，如此循

45、以稀有气体结束，如此循环反复。环反复。 自从自从1869年门捷列夫给出第一张元素周期表的年门捷列夫给出第一张元素周期表的100多年以来多年以来，至少已经出现，至少已经出现700多种不同形式的周期表。人们制作周期表的多种不同形式的周期表。人们制作周期表的目的是为研究周期性的方便。研究对象不同，周期表的形式就会目的是为研究周期性的方便。研究对象不同，周期表的形式就会不同。不同。维尔纳长式周期表维尔纳长式周期表:是由诺贝尔奖得主维尔纳（是由诺贝尔奖得主维尔纳（Alfred Werner 1866-1919）首先倡导的，长式周期表是目前最通用的元素周期表）首先倡导的，长式周期表是目前最通用的元素周期表

46、。它的结构如下：。它的结构如下：（1）周期的划分）周期的划分 周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七都独自对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。个周期。元素所在的周期数元素所在的周期数 = 该元素原子的电子层数该元素原子的电子层数 = 最外层电子的主量子数最外层电子的主量子数n 各周期元素的数目各周期元素的数目= =相应能级组中原子轨道所能容纳的相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。电子总数。 HHe1第一周期：第一周期： 2 种元素种元素第一能级组：能级第一能级组：能级 1s 1 个个

47、轨道轨道 2 个电子个电子BeLiBCNOFNe2 第二周期：第二周期： 8 种元素种元素 第二能级组：第二能级组： 能级能级 2s 2p 4 个个轨道轨道 8 个电子个电子MgNaAlSiPSCl Ar3 第三周期：第三周期： 8 种元素种元素 第三能级组：能级第三能级组：能级 3s 3p 4 个个轨道轨道 8 个电子个电子K Ca ScTiVCr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr4第四周期：第四周期： 18 种元素种元素第四能级组：第四能级组： 能级能级 4s 3d 4p 9 个个轨道轨道 18 个电子个电子 YZr Nb Mo TcRh PdRuAg

48、 CdSrRbIn Sn Sb TeIXe5第五周期：第五周期： 18 种元素种元素第五能级组：第五能级组： 能级能级 5s4d5p 9 个个轨道轨道 18 个电子个电子Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu4fTl Pb Bi Po At RnBaCsLa Hf Ta W ReIrPtOsAu Hg第六周期：第六周期： 32 种元素种元素第六能级组：第六能级组： 能级能级 6s 4f 5d 6p 16 个个轨道轨道 32 个电子个电子Th PaU Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr5fRaFrAc Rf Db Sg B

49、h Hs Mt UunUuuUub第七周期：第七周期： n种元素种元素第七能级组：能级第七能级组：能级 7s 5f 6d 7p 16 个个轨道轨道 32 个电子个电子(2)(2)族的划分族的划分 我国采用美国系统，用罗马数码标记，如：我国采用美国系统，用罗马数码标记，如：IA、VIIB等等，而且，第等等，而且，第8-10列叫第列叫第VIII族或族或VIIIB，第，第18列叫列叫0族族,但但“0”不是自然数不是自然数,也不是罗马数码。也不是罗马数码。 A族：族：周期表最左边的两个纵列是周期表最左边的两个纵列是IA和和IIA主族；周期表主族；周期表最右边的最右边的6个纵列从左到右分别是个纵列从左到

50、右分别是IIIA，IVA，VA，VIA，VIIA主族和主族和0(零零)族。族。 主族元素的原子在形成化学键时只使用最外层电子主族元素的原子在形成化学键时只使用最外层电子(ns和和/或或np)，不使用结构封闭的次外层电子。从这个特征看，零族元，不使用结构封闭的次外层电子。从这个特征看，零族元素也属于主族元素。素也属于主族元素。IA、IIA和和VII族元素分称碱金属、碱土金族元素分称碱金属、碱土金属和卤素，这些术语早于发现周期系。属和卤素，这些术语早于发现周期系。 零族元素的确认在发现周期系之后，曾长期叫惰性气体零族元素的确认在发现周期系之后，曾长期叫惰性气体（inert gases），直到），直

51、到20世纪世纪60年代才发现它也能形成化合物，年代才发现它也能形成化合物，改称稀有气体（改称稀有气体（noble gases或或rare gases）。）。 主族常用相应第二周期元素命名，如硼族、碳族、氮族，主族常用相应第二周期元素命名，如硼族、碳族、氮族，氧族等。此外，还常见到源自门捷列夫周期表的镓分族氧族等。此外，还常见到源自门捷列夫周期表的镓分族(镓铟铊镓铟铊)、锗分族、锗分族(锗锡铅锗锡铅)、砷分族、砷分族(砷锑铋砷锑铋)、硫分族（硫硒碲）等术、硫分族（硫硒碲）等术语。语。 副族副族(B):B、B 族数最外层电子数族数最外层电子数(ns) B-B 族数最高能级组电子数族数最高能级组电子

52、数(n-1)d+ns 从周期表左边第从周期表左边第3纵列开始有纵列开始有10个纵列，每个纵列个纵列，每个纵列3个元素个元素(包括第七周期元素应是包括第七周期元素应是4个元素个元素)，从左到右的顺序是，从左到右的顺序是IIIB，IVB，VB，VIB，VIIB，VIII，IB，IIB。族序数与该族元素最高氧化。族序数与该族元素最高氧化态对应态对应(有少数例外，如铜银金有少数例外，如铜银金)； VIII族是族是3个纵列个纵列9个元素，是狭义的个元素，是狭义的“过渡元素过渡元素”(这这个概念是门捷列夫提出来的个概念是门捷列夫提出来的)。 副族常以相应第四周期元素命名，分称钪副族、钛副族、副族常以相应第

53、四周期元素命名，分称钪副族、钛副族、钒副族，钒副族，.等等等等;但但VIII族中的铁钴镍族中的铁钴镍(第四周期元素第四周期元素)又称铁系又称铁系元素，钌铑钯锇铱铂元素，钌铑钯锇铱铂(第五、六周期元素第五、六周期元素)则总称铂系元素。广则总称铂系元素。广义的过渡元素是指除主族元素外的所有其他元素。义的过渡元素是指除主族元素外的所有其他元素。 5-3-5元素周期系与核外电子分布元素周期系与核外电子分布的关系的关系根据最后一个电子填入的亚层确定根据最后一个电子填入的亚层确定最后一个电子填入的亚层最后一个电子填入的亚层区区最外层的最外层的 s 亚层亚层s最外层的最外层的 p 亚层亚层p一般为次外层的一

54、般为次外层的 d 亚层亚层d一般为次外层的一般为次外层的 d 亚层亚层, 且为且为d10ds一般为外数第三层的一般为外数第三层的 f 亚层亚层f5-3-5元素周期系与核外电子分布元素周期系与核外电子分布的关系的关系AA0一一1AAAAAA2二二3456789 10三三11 12BBBB BBB13 14 15 16 17 18四四19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36五五37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54六六55 56 57* 72 73 74 75 76

55、 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86七七87 88 89*104 105 106 107 108 109 110 111 112镧系镧系57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71锕系锕系89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99100 101 102103Sddspfns12 (n-1)d19ns12(n-1)d10ns12ns2np16(n-2)f014(n-1)d02ns2区区 周期系已知周期系已知112种元素中种元素中只有只有21种非金属（包括稀有种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周气体），

56、它们集中在长式周期表期表p区右上角三角区内。区右上角三角区内。 处于非金属三角处于非金属三角区边界上的元素兼具金区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，有属和非金属的特性，有时也称时也称“半金属半金属”或或“准金属准金属”，例如，硅是，例如，硅是非金属，但其单质晶体非金属，但其单质晶体为具蓝灰色金属光泽的为具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却半导体，锗是金属，却跟硅一样具金刚石型结跟硅一样具金刚石型结构，也是半导体构，也是半导体.5-3-元素周期表元素周期表元素在周期表的位置元素在周期表的位置(周期、区、族周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布取决于该元素原子核外电子的分布例：例：写出写

57、出20Ca的电子排布式的电子排布式, ,指出其所在的周期表位置指出其所在的周期表位置. . 电子排布式电子排布式 1s22s22p63s23p64s2周期数电子层数周期数电子层数四周期四周期最后一个电子填入最后一个电子填入s亚层亚层s区元素区元素族数最外层电子数族数最外层电子数2AACa 为第为第四四周期、周期、A族族、 s s区区元素元素。电子的原子属于（）族个价电子层中具有）周期；的元素的原子属于第（、价层电子构型为例psd354123。第（）周期，第（）族于），在元素周期表中位原子的价电子构型为（、例Cr242第（）族。（）周期，），在周期表中位于第原子的价电子构型为（、例Ti223其所

58、属的离子构型。价离子的价电子构型及）指出该元素的（期、族以及区；）指出该元素所属的周（布式及其价电子构型；写出该原子核外电子排。子序数为、已知某元素原子的原例132) 1 (474第五节第五节 元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性 原子的电子层结构随核电荷的递增呈现周期性变化，促使原子的电子层结构随核电荷的递增呈现周期性变化，促使原子的某些性质呈周期性变化，下面讨论的原子半径、离子半原子的某些性质呈周期性变化，下面讨论的原子半径、离子半径、电离能、电子亲和能、电负性等概念被总称为径、电离能、电子亲和能、电负性等概念被总称为“原子参数原子参数”，广泛用于说明元素的性质。，广泛用于说明元素的性

59、质。 原子的大小可以用原子的大小可以用“原子半径原子半径”来描述。原子半径的标来描述。原子半径的标度很多，各种不同的标度，原子半径的定义不同，差别可能度很多，各种不同的标度，原子半径的定义不同，差别可能很大。很大。 d共价半径共价半径 同种元素的两个原子，以共价单键相同种元素的两个原子，以共价单键相连时，核间距的一半，为共价半径。连时，核间距的一半，为共价半径。2dr 共 金属晶体中的原子轨道无重叠金属晶体中的原子轨道无重叠。 （1 1）同周期自左至右随着原子序数的增加，原子半径递）同周期自左至右随着原子序数的增加，原子半径递减减 . .随原子序数增加，两个因素影响原子半径随原子序数增加，两个

60、因素影响原子半径: : Z 增大，对电子吸引力增大，原子半径增大，对电子吸引力增大，原子半径 r 减小减小; Z 增大，核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原增大，核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径子半径 r 有增大的趋势有增大的趋势.以第为主以第为主 但但递减幅度不同，顺序：递减幅度不同，顺序：主族主族 (10 pm ) d 区过渡区过渡(4 pm) f 区过渡区过渡(1pm)（2）同族元素，原子半径从上到下依次增大。）同族元素，原子半径从上到下依次增大。 因为每一族元素从上到下，随着核电荷增加，原子的电子因为每一族元素从上到下，随着核电荷增加，原子的电子层数增多，原子半径