原子结构和元素周期律

原子结构和元素周期律1你对吗？你对了，你是唯一的吗？有普遍性吗？提出一种假设并不难，难的是用实验证明它是正确的，而且是唯一正确的。——严宣申2原子结构发现史的学习思路：传统观念不能解释实验新发现不仅解释实验现象而且为其他实验所证实

产生新观念

为世人接受→→↓←3

Dalton原子学说(1803年)

Thomson“西瓜式”模型(1897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)原子结构模型4

从公元前5世纪到19世纪，人们一直认为，宇宙万物都是由原子组成的，而原子是最微小、最坚硬、不可入、不可分的物质粒子。传统观念：微观粒子的运动特性原子结构发现史5（a）阴极射线实验—负电性物质的发现1879年，英国人克鲁克斯(Crookes)用阴极射线管在进行低气压导电性能实验时，发现阳极上出现了荧光，这说明在电场作用下，阴极上产生了一种看不见的东西，称之为阴极射线。

汤姆生实验装置简图A、B.阳极C.阴极D、E.电极K.荧光屏（1）突破口--电子的发现6（b）测定荷质比(e/m)—负电粒子带有普遍性

1897年，英国物理学家汤姆生(J.J.Thomson)，测定了这种带电粒子的电荷(e)和质量(m)之比，简称荷质比(e/m)。他发现无论任何气体，也不论任何材料做成的阴极，所产生粒子的e/m均相同。一位最先打开通向基本粒子物理学大门的伟人7

（C）确定质量和电荷---发现电子

1909年,美国物理学家Millikan设计了油滴实验测定了电子的电荷。根据e/m可以得到电子的质量。

结论：“有比原子小得多的粒子存在”，人们将这种粒子称为电子。

8

新的思考：

原子是电中性的，原子中既然存在带负电荷的电子，就必然还有带正电荷的物质，即原子是由带负电荷的电子和带正电荷的物质组成的，这就为人们认识物质的更深层次——原子结构打开了大门。9（1911年,卢瑟福(E.Rutherford)用α粒子射线(Ｈｅ２＋)轰击金箔时发现，多数α粒子畅通无阻，只有少数α粒子在前进中像遇到了不可穿透的壁垒一样，被折射和反弹回来。

2）α粒子散射实验--原子核的发现

著名的

粒子散射实验10α粒子电子α粒子散射实验11粒子散射实验1、绝大多数α粒子穿过金箔后仍沿原来方向前进．2、少数α粒子发生了较大的偏转．3、极少数α粒子的偏转超过90°．4、有的甚至几乎达到180°．第一条现象说明，原子中绝大部分是空的第二、三现象可看出，α粒子受到较大的库仑力作用第四条现象可看出，α粒子在原子中碰到了比他质量大的多的东西12通过测定和计算，他指出：原子中存在一个几乎集中了原子全部(99.9%以上)质量，而大小仅为原子１/１０１２的带正电荷的粒子。

他将其称为原子的核。

13在原子的中心有一个很小的核，叫做原子核．原子的全部正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里．带负电的电子在核外空间绕着核旋转．原子的核式结构卢瑟福提出的原子核式结构14意义：

电子像行星绕太阳运转一样绕原子核运动，这就是大家悉知的原子结构的“行星式模型”。这是人类认识微观世界的重要里程碑，这个模型已成为现代科学技术的象征.。15

卢瑟福在实验中还发现，被轰击的原子中还可能跑出带正电荷的粒子，经过测定和计算，这种粒子所带的电量和质量也都与原子种类无关，而电量正好等于1个电子电量的正值,卢瑟福将其命名为质子。

1912年英国人莫斯莱(Moseley)用实验测定了各种原子的荷电荷数，证明：原子核内的质子数和核外的电子数都恰好等于原子序数。（3）正电荷粒子--质子的发现16思考：

既然原子的质量集中于原子核，那么核内质子的总质量应当近似等于原子的质量。但是对于多数原子，其质子的总质量小于原子的质量？（4）质量关系推理--中子的发现17卢瑟福因此指出：原子核内还可能存在一种质量与质子相似的电中性粒子，他将其称为中子。这种预见于1932年被实验所证实。18小结：原子的组成

原子

组成

发现史

原子核质子

1896年，卢瑟福α粒子散射实验中子

核外电子

1897年家汤姆生阴极射线管实验19核电荷数(Z)

=核内质子数

=核外电子数=原子序数原子量(A)=质量数

=质子数（Z）+中子数（N）

原子(A)原子核电子(Z)→带负电，m→0质子(Z)→带正电中子(N)→不带电20实验证明，质子和中子是由更小的微粒“夸克”构成。有关夸克的结构和性质仍有探索和研究中……21核型原子模型的局限性经典电磁理论证实：运动着的电子要向外辐射电磁波，随之能量逐渐降低，绕核运动的圆周半径逐渐变小，原子应该不断辐射波长连续变大的电磁波—连续光谱。电子能量不断降低的结果，是电子最终能量为零，原子将不复存在。但事实上，电子稳定存在，且基态原子不对外辐射电磁波，激发态的原子的发射光谱也只是分立的线状光谱，而不是连续光谱。22卢瑟福（1871-1937）ErnestRutherfordl1895年英国剑桥大学博士导师汤姆逊（J.J.Thomson）卢瑟福一生从事放射性研究。发现了α和β射线，于1899年证明了α射线是氦核粒子，β射线是电子，为此，获得1908年诺贝尔化学奖；与他的学生F.Soddy

一起发现了放射性元素的自发蜕变现象；1909年发现α粒子的散射现象，1911年提出了他的核型原子模型。核物理学之父23近代原子结构理论的确立从氢原子光谱实验开始.

白光光谱氢原子光谱原子光谱：24氢原子光谱的不连续性充分说明电子运动状态的不连续性，以及状态变化的不连续性。251.玻尔(Bohr)模型

1913年，丹麦物理学家Bohr，在Planck量子论﹑Einstein光子学说和Rutherford有核模型基础上，提出关于原子结构模型，从理论上成功的解释了氢原子光谱。物理量变化的不连续性——量子化、玻尔原子模型262.波尔理论的基本要点a)电子只能在某些特定的轨道上绕核运动。此时既不吸收能量也不释放能量。这些稳定的状态称为定态。能量最低的定态称为基态；其余的则称为激发态。b)原子中可能存在的各种定态是不连续的。27c)电子由一个定态跃迁到另一个定态时，一定会放出或吸收能量，其大小取决于两个定态能量差，即hv

=E2-E1=ΔE28波尔理论成功之处：

1）成功地解释了氢原子的线状光谱；2）计算出氢原子半径和电离能。波尔理论的局限性：

1）不能解释多电子原子的光谱；2）不能解释氢光谱在磁场中的分裂现象和微观结构的关系。可见：从宏观到微观，物质已经实现了从量变到质变的飞跃，必须全面了解微观粒子的运动特性，才能建立起适合于微观粒子的全新的力学体系。29原因：没有考虑微观世界粒子的特性—波粒二象性(wave–particleduality)30

玻尔和他的原子模型玻尔（N.Bohr1885-1962）丹麦人，哥本哈根大学教授。是卢瑟福指导过的11名获得诺贝尔奖的学生之一。1913年，玻尔大胆地抛开了经典电动力学理论，硬性假设电子绕核运动不辐射出能量，将普朗克量子论应用于卢瑟福的核型原子模型，提出稳定轨道、定态和电子跃迁的概念。311924年，法国的德布罗依（L.DeBroglie）在光的波粒二象性的启发下，提出一个天才而大胆的假设：电子等实物微粒子的运动也具有波粒二象性。他认为，对于质量为m，速度为υ的微粒，具有的波长为：λ=h/mυ这个波称为物质波（常称为德布罗依波）。三年后，美国的戴维逊等在纽约贝尔实验室所做的电子衍射实验，证实了德布罗依的假设。一、电子的波粒二象性原子核外电子的运动状态32动画33

电子衍射实验

不仅证实了微观粒子的波粒二象性，同时由实验得到的电子波的波长也与按德布罗依公式计算出来的一样。

铝箔对波长71pm的电子衍射花纹34我们知道，对于火车、飞机、行星等宏观物体的运行，根据经典力学，可以指出它们在某一瞬间的速度和位置。但对于具有波粒二象性的微粒如电子来说，其运动状况就不能用经典力学来描述。1927年，德国物理学家海森堡提出了著名的测不准原理：对于波粒二象性的微粒而言，不可能同时准确测定它们在某瞬间的位置和速度（或动量）。二、不确定原理(测不准原理)351926年，海森堡(Heisenberg)关系式：36三、量子力学和原子轨道—波函数

在经典物理中，波的运动状态一般是通过波函数来描述的。

例如：电磁波可用函数ψ(x,y,z,t)来描述，ψ代表t时刻在(x，y，z)点电场或磁场的强度，它是空间坐标x,y,z和时间

t的函数，因此称Ψ为波函数。一、波函数、量子数371926年，奥地利物理学家薛定谔从电子的波粒二象性出发，把电子的运动与光的波动理论联系起来，提出了描述氢原子核外电子运动状态的数学表达式，建立了实物微粒的波动方程，这就是著名的薛定谔方程。薛定谔1887-1961(E.Stirödinger)38方程中,Ψ叫做波函数；m为电子质量；h为普朗克常数；E为系统的总能量；V为系统的势能。由于薛定谔方程包含有x,y,z三个变量，则方程的解Ψ也是包含有x,y,z三个变量的函数式，可以表示为Ψ(x,y,z),也可以用球坐标表示为Ψ(r,θ,φ)。39球坐标(r,θ,φ)与直角坐标系的关系222zyxr++=cosrz=qsinsinry=φqcossinrx=φq(r,θ,φ)=R(r)·Y(θ,φ)坐标变换40氢原子的一些波函数和能量空间状态Ψn,l,m(r,θ,φ)能量/J1s-2.179×10-182s-5.447×10-192px-5.447×10-1941关于波函数的说明将空间某点的坐标值，带入到某空间状态的波函数Ψn，l，m(r,θ,φ)式当中，就可以得知该点的波函数的值。波函数Ψ本身没有具体的物理意义，波函数的平方表示电子在该点的概率密度。这就是微观粒子运动规律的统计学意义。∣ψ∣242波函数Ψ常被称为原子轨道，但它不具有宏观轨道的含义，仅为一个函数式子，它对应着核外电子可能采取的一种运动状态。薛定谔方程含有三个坐标变量,它的解—波函数

ψ中一定含有三个常数项n,l,m。为了使方程的解有意义,n,l,m的取值不可任意，而要遵循一定的规则，n,l,m称为量子数。43小结:１.核外电子的运动具有量子化特征。每一ψ对应一确定的能量值，称为“定态”。基态时能量最小，比基态能量高的是激发态。２.核外电子的运动具有波粒二象性，电子波是几率波；即微观粒子的运动无明确的轨道，但可确定它在核外空间某处出现几率的大小。３.量子力学中：波函数ψ(x,y,z)=原子轨道。４.一个确定的波函数ψ代表电子的一种空间运动状态，∣ψ∣2表示在空间某处(x,y,z)电子出现的几率密度。5.电子云是电子几率密度∣ψ∣2分布的形象化描述。44n,主量子数

取值：1,2,3,···等自然数。意义：决定轨道的能级，如在单电子中：n取值越大，轨道能量越高，电子出现概率最大的区域离核越远。单电子原子中，n相同的原子轨道为简并轨道。能量相同的轨道称为“简并轨道”。45(2)l,角量子数

取值：0，1，2，3，……n-1；光谱符号：s，p，d，f，……取值数：n个n取值数l光谱符号轨道符号110s1s220s2s1p2p330s3s1p3p2d3d46角量子数与原子轨道的形状有关：l=0，即s轨道是球形对称的；l=1，即p轨道呈哑铃状；l=2，即d轨道呈花瓣状；

yxzxyzxypys

dyz+－－+z47(3)m,磁量子数

取值：0,±1,±2,…

±l；

取值数：2l+1个对于s

轨道,l=0,m=0，ns轨道只有一条；p轨道,l=1,

m=0,±1,np

轨道有三条；d轨道,l=2,

m=0,±1,±2,nd

轨道有五条。意义：磁量子数与轨道(或电子云)的伸展方向有关.如：npx

,npy

,npz这三条轨道就是分别沿着

x,y,z三个坐标轴伸展的。由于它们的伸展方向不同,在外磁场中必然要发生能级分裂。48磁量子数与轨道的伸展方向有关l=0，即s轨道是球形对称的；

l=1，即p轨道呈哑铃状；2px2py2pz1s49l=2，m=0,±1,±2.氢原子的5条3d轨道3dxy3dyz3dxz50(4)ms,自旋量子数人们在研究氢原子光谱的精细结构时发现，每一条谱线实际由2条十分接近的谱线组成，这种谱线的精细结构用n,l,m

三个量子数已不能解释。

电子自旋现象的实验装置511925年，有人假设：这是由于同一轨道中的电子自旋运动状态不同引起的，后经实验证实。运用量子力学处理电子的自旋运动时，得到了决定电子自旋运动的自旋量子数ms。ms取值:,或意义：在轨道表示式中，一般用“↑”和“↓”分别表示电子的两种不同的运动状态。52综上，在单电子原子中：主量子数n

决定了电子的能量和离核的远近；角量子数l

决定了轨道的形状；磁量子数m

决定了轨道的空间伸展方向。※n,l,m

三个量子数共同决定了一条原子轨道Ψ，决定了电子的空间(轨道)运动状态。自旋量子数ms决定了电子的自旋运动状态，与前三个量子数一起，共同决定了电子的运动状态。量子数小结53多电子原子的结构中心力场模型是一种近似方法，可使问题简化。它把其他所有电子对所研究电子的斥力平均起来看作是球形对称的，减弱了原子核发出的正电场对研究电子的作用。这样，研究电子可看作只受一个处于原子中心的正电荷的作用，类似于单电子原子进行处理。一、屏蔽作用对轨道能级的影响Z*=Z-σl相同，n不同E4f＜E5f＜E6f＜······54一、屏蔽效应

(1)将其它电子对某个选定电子的排斥作用归结为对核电荷的抵消作用，称为屏蔽效应。

(2)屏蔽常数

i的计算（Slater’srule）a．原子中的电子分若干个轨道组中：(1s)，(2s，2p)，(3s，3p)，(3d)，(4s，4p)，(4d)，(4f)，(5s，5p)，每个圆括号形成一个轨道组；b．一个轨道组外面的轨道组上的电子对内轨道组上的电子的屏蔽系数

=0，即屏蔽作用仅发生在内层电子对外层电子或同层电子之间，外层电子对内层电子没有屏蔽作用；c．1s轨道上的2个电子之间的

=0.30，其它同一轨道组内电子间屏蔽系数

=0.35；d．被屏蔽电子为ns或np轨道组上的电子时，主量子数为(n1)的各轨道组上的电子对ns或np轨道组上的电子的屏蔽常数

=0.85，而小于(n1)的各轨道组上的电子，对其屏蔽常数

=1.00；e．被屏蔽电子为nd或nf轨道组上的电子时，则位于它左边各轨道组上的电子对nd或nf轨道组上电子的屏蔽常数

=1.00。55二、钻穿效应

电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。n相同，l不同E4S＜E4p＜E4d＜E4f；561.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。三、基态多电子原子内电子排布57半满全满规则：C：1s22s22p2[He]、[Ar]——原子实N：[He]

2s22p31s2s2pZ=24Z=29Cu：全满：p6，d10，f14；半满：p3，d5，f7；全空：p0，d0，f0。例如：58Z=11，Na：1s22s22p63s1或[Ne]3s1，Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或[Ar]4s2，Z=50，Sn：[Kr]5s25p2，Z=56，Ba：[Xe]6s2。价电子：例如：Sn的价电子排布式为：5s25p2。591.稀有气体的原子序数：

2(12+22+22+32+32+42+42+52+52+…)

原子序数分别为：2、10、18、36、54、86、118、168、218。2.据构造原理，每一周期内电子的排布规律

ns2…(n-3)g18(n-2)f14(n-1)d10np6n≥4时，有3d,4d…轨道。n≥6时，有4f,5f…轨道。n≥8时，有5g,6g…轨道。排出基态原子的电子构型的有用通式60

n＝1n=2n=3n=4n=5n=6n=7周期

KLMNOPQ能级组

7654321能量1s2p2s3p3s4p3d4s5p4d5s6p5d4f6s7p6d5f7s原子轨道近似能级图61原子结构与元素周期律现代化学元素周期律可表达为：

元素的性质是原子序数的周期性函数。也就是说，元素性质取决于原子的内部结构，随着原子序数的递增，元素性质呈周期性变化，是原子结构周期性变化的体现。依照这个规律把众多化学元素组织在一起形成的系统叫化学元素周期系。周期系可以表达为各种各样的元素周期表。其中长式周期表简单明了，较好地反映了元素原子结构的特点，因此更为实用。62AgCdCuZnRbSrH

LiBeBCNOF

NaMgAlSiPSCl

KCaScTiVCrMnFeCoNiGaGeAsSeBr

YZrNbMoTcRuRhPdInSnSbTeI

CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBi

门捷列夫短式周期表元素周期表的种类63这种周期表的优点是能够十分清楚地看到元素周期系是如何由于核外电子能级的增多而螺旋性发展的，但它们的每个横列不是一个周期，纵列元素的相互关系也不容易看清。宝塔式或滴水钟式周期表64大家熟知长式周期表，分为7行18列，每行为一个周期，按列分为16族。周期的划分：根据能级组划分。族的划分：根据外电子层结构划分。其中：

主族：基态原子内电子层轨道全满或全空；主族序号与元素原子外层s,p电子总数一致。如：ⅠA,ⅢA。周期表的结构65

副族：除ⅠB、ⅡB外，次外层d轨道、次次外层f轨道均未完全充满。如：ⅣB,ⅥB。

常称镧系、锕系以外的副族元素为过渡元素。称镧系、锕系元素为内过渡元素。分别称4、5、6周期的过渡元素为第一、第二和第三系列过渡元素。6667元素的分区按元素基态原子价电子层结构特点，可将周期表分为五个区：

s区：ⅠA

～

Ⅱ

Ans1～ns2

p区：ⅢA～ⅦA，0族ns2np1～ns2np6

d区:

Ⅲ

B～ⅦB，Ⅷ族(n-1)d1~9ns0~2ds区:ⅠB

～

Ⅱ

B(n-1)d10ns1~2

f区:镧系和锕系，排在ⅢB中※注意族号与电子结构的对应关系。68元素的化学性质主要取决于三个因素：核外电子构型、价层电子的有效核电荷、原子半径。S区元素

内层轨道全满或全空、次外层为8电子的最稳定构型。失去外层s电子倾向强烈，活泼金属。

最稳定的电子构型

最外层8电子构型,轨道是全满和全空的构型。原子在化学反应中，有得失电子而达到稳定构型的趋势。影响元素性质的结构因素69P区元素

内层轨道是全满或全空的最稳定构型；最外层有2个s电子和1～6个p电子。0族元素不活泼，而从ⅢA～ⅦA元素，从趋向失电子渐变为趋向得电子，以达到稳定的电子构型，化学性质从金属性过渡到非金属性。D区元素

最外层含2个或1个s电子，故均表现为金属性；次外层d轨道含1～9个d电子，未完全充满，因此，d电子也参与化学反应。所以d区元素化合价复杂，且易于生成配位化合物。70ds区元素性质与d区元素相似，但因为d轨道已经全满，所以d电子的化学活泼性较d区元素差，化合价也不那么复杂。

f区元素最外层仅含2个s电子,均为活泼金属。由于次次外层f轨道和次外层d轨道大多未完全充满，也参加化学反应，故性质复杂。7172原子半径（r）:一般指共价半径和金属半径。共价半径

同一种元素的原子间以共价单键结合时，两原子核之间距离的一半。金属半径

金属晶体中，相邻两金属原子核间距的一半。原子的金属半径比单键共价半径一般要大10-15%范德华半径

稀有气体形成的单原子分子晶体中，分子核间距的一半。又称接触半径。73•共价半径

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rrr•范德华半径

74主族元素半径变化75

元素的原子半径变化趋势761.元素的电离能元素的气态原子在基态时失去一个电子变成一价气态正离子所需的能量

称为元素的第一电离能，用I1

表示。I2、I3······。单位：kJ·mol-1。意义：I

越小，代表失电子越容易；用途：①判断金属的活泼性；②判断离子常见价态。

元素I1I2I3I4常见价态Na4964562+1Mg73814517733+2Al5781817274511578+3元素重要性质的周期性变化77在比较元素的电离能大小时，主要考虑的是：

①原子核电荷数；②原子半径；③原子的电子层结构；电离能变化规律:

①同一周期主族元素：从左到右，原子半径减小，有效核电荷数增加，电离能总趋势增大；反常之处:ⅡA高于ⅢA、ⅤA高于ⅥA。

②同一主族：从上到下，电子层结构相同，有效核电荷增大不多，半径的增大起主要作用，核对外层电子的引力减弱，电离能逐渐降低。78第一电离能7980同系列过渡元素自左向右，有效核电荷的增大和原子半径的减小均不如主族元素显著，第一电离能不规则地缓慢升高。同副族过渡元素第一到第二系列，第一电离能减小，而第三系列比第二系列明显增大。这是由于镧系收缩造成的。镧系元素之间，作用于外层电子的有效核电荷相近,原子半径相近,故第一电离能也相近。81同一周期：•短周期：I增大。

I1(ⅠA)最小，I1(稀有气体)最大。•长周期的前半部分I增加缓慢。•N,P,As,Sb,Be,Mg电离能较大(半满、全满)同一族：I变小。822.元素的电子亲合能基态气态原子获得一个电子变成一价气态负离子所放出的能量称为元素的电子亲合能，用E表示。电子亲合能表示元素的原子获得电子的难易程度，电子亲合能越大，原子变成负离子的倾向越大,非金属性越强。电子亲合能变化规律：①同周期中，从左到右,电子亲合能增大；②同族中，从上到下，电子亲合能减小。83843.元素的电负性（X）

原子在分子中对成键电子吸引能力的相对大小.

Pauling指定氟（F）的电负性为4.0，锂为1.0依此对比求出了其他元素的电负性，因此电负性是一个相对数值。电负性变化规律：

①金属元素的电负性较小，非金属的较大，可用X=2作为判断界限。②同一周期元素从左到右，主族依次增大，过渡元素变化不大。从上到下主族元素依次减小,副族元素呈增加趋