原子结构和元素周期律课件

原子结构和元素周期律引言碱金属和碱土金属的焰色反应：Na:黄色K、Rb、Cs：紫色Ca：橙红色Sr：洋红色Ba：黄绿色Li：紫红色Cu：绿色1895年12月22日伦琴用X射线得到的其夫人的手指骨照片瑞典皇家学院于1901年12月,将历史上第一个诺贝尔物理学奖授予伦琴。特征X射线，可用来鉴定靶极材料的成分—X射线荧光分析1、早期的“原子”概念：道尔顿原子论(1803年)：认为一切物质都是由不可分割的原子组成，原子是保持物质化学性质的最小微粒；同种原子的质量和性质相同，不同种原子则不同。原子是不可再分割的最小粒子！1897年汤姆逊(Thomson)发现了电子，打破了原子不可再分的旧观点第一节人类对原子的认识2、现代原子结构的模型

粒子的散射实验证明原子内部绝大部分是空的，正电荷组分占很小的体积。★

原子的含核模型（卢瑟福）1911年卢瑟福(Rutherford)的

粒子散射实验每一个原子的中央有一个体积很小的、带正电荷的原子核，原子核几乎集中了整个原子的质量；电子可以在离原子核不同距离的轨道上绕核运动。----行星式模型原子的玻尔(Bohr)模型原子的发射光谱特点：线状光谱不连续性a.核外电子在绕核的稳定轨道上运动。在此轨道上运动的电子不吸收或放出能量，处于稳定态。b.在一定的轨道上运动的电子有一定的能量，其能量只能取某些符合量子化条件的分立数值。理论要点：对于氢原子：E=-2.1810-18/n2(J)

=-13.6/n2(eV)

(n=1(基态),2,3…整数)局限性：沿用经典的力学概念，把核外电子的运动看作是行星绕太阳运动，硬性规定没有电磁辐射产生。c.当电子由某一轨道跃迁到另一轨道时，有能量的吸收或放出。

E=E2-E1=h

h为普朗克常数6.626×10-34J·s

优点：成功地解释了氢原子光谱(1)光的波粒二象性爱因斯坦(Einstein)的光子说用以下两式表示光的波粒二象性：3、微观粒子的运动特性

－波粒二象性

E(能量)

=hn

P(动量)

=h/

两式中，左端能量E和动量P代表粒子性，右端频率n和波长

代表波动性，二者通过普朗克常数h联系在一起。1924年，德布罗意(deBroglie)大胆假设：

实物微粒也具有波粒二象性！(2)德布罗意波波长：这一假设在1927年被美国的戴维森（Davission）和杰尔麦（Germer）用电子衍射实验所证实。

电子的衍射实验证明电子具有波粒二象性。1932年，查德威克发现了中子。表明原子核是由质子和中子组成。4、中子的发现5、原子的结构原子原子核核外电子中子：质子：不带电荷带正电荷带负电荷核电荷数（Z）=质子数=核外电子数原子质量单位(atomicmassunit）把一个

126C原子的质量（1.9927×10-26kg）的1/12作为一个原子质量单位，即1u=1.6605402×10-27kg质量数—原子相对质量的整数部分质量数与质子数、中子数之间有如下关系

质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）某原子x的原子核用符号ZAX表示，A为质量数，Z为质子数元素：具有相同的质子数（即核电荷数）的同一类原子的总称同位素：具有相同的质子数而有不同的质量数的原子互为同位素如：原子量的计算方法：氧的原子量=0.99759×15.99491+0.00037×16.99913

+0.00204×17.99916

=15.9994第二节核外电子的运动状态1、电子云的概念海森堡(Heisenberg)测不准原理：电子在核外空间所处的位置及其运动速度不能同时确定，也就是不能描绘出它的运动轨迹。概率密度电子在核外空间某单位体积中出现的几率。电子云电子在核外空间出现概率密度的一种形象描述。原子核位于中心，小黑点的疏密表示核外电子概率密度的大小。yx氢原子基态电子云（二维投影）2、薛定谔方程及四个量子数1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schrödinger）提出了微观粒子运动的波动方程，即薛定谔方程：其中，

为波动函数，是空间坐标x、y、z的函数。E为核外电子总能量，V为核外电子的势能，h为普朗克常数，m

为电子的质量。ψ2表示电子在核外空间出现的概率密度。(1)薛定谔方程(2)四个量子数(n,l,m,ms)a)

主量子数

n

的物理意义：n

的取值：n=1，2，3，4,···求解氢原子薛定谔方程得到：每一个对应原子轨道中电子的能量只与n有关：En=(–1312/n2)kJ·mol-1n的值越大，电子能级就越高。n

=1，2，3，4,···

对应于电子层K，L，M，N,···

表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离确定单电子原子的电子能量的高低b)

角量子数l的物理意义：l的取值：l=0,1,2,3,···,(n–1)l=0,1,2,3的原子轨道习惯上分别称为s、p、d、f轨道。s轨道投影yxpz轨道投影zx+-

表示亚层，基本确定原子轨道的形状。

对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量。

原子轨道的形状c)

磁量子数m的物理意义：

m

的取值:m=0,

1,

2,···

l,共可取2l+1个值。p轨道,m=-1,0,+1,有三个伸展方向

原子轨道伸展方向除s轨道外,都是各向异性的。

确定原子轨道的空间伸展方向。m值不影响能量。n,l相同,m不同的原子轨道称简并轨道（等价轨道）。当n、l

和m

的值确定时，波函数便可确定。波函数是描述核外电子运动状态的函数，也称为原子轨道。原子轨道与经典力学的轨道是完全不同的两个概念。之所以这样叫，只是沿用了“轨道”这个名称而已。d)自旋量子数ms一个轨道中的电子可以有两种不同的自旋方向。电子除绕原子核运动外,它本身还做自旋运动，因而产生磁矩，电子自旋磁矩只有两个方向。因此，自旋量子数的取值仅有两个，分别为+1/2和-1/2，也常形象地表示为

和

。核外电子的运动状态由四个量子数共同确定，其中n,l,m

三个量子数决定轨道运动，ms决定自旋运动。思考题1：波函数一般与下列哪一个名词同义：（1）几率密度（2）电子云（3）原子轨道（4）原子轨道的角度分布图答：3思考题2：ψ2一般与下列哪一个名词同义：（1）几率（2）电子云（3）原子轨道（4）原子轨道的角度分布图答：2思考题3：对原子中的电子来说，下列各组量子数中不可能存在的是（1）3,1,1,-1/2（2）2,1,-1,+1/2（3）3,3,0,+1/2（4）4,3,3,-1/2答：3思考题4：如果一个原子的主量子数是3，下列叙述正确的是（1）可以有s,p和d电子（2）只能有s,p电子（3）有s,p,d和f电子（4）只有p电子答：1为描述核外电子运动状态，试填上合理的量子数取值：(1)n=2,l=______,m=1,ms=-1/2(2)n=4,l=2,m=0,ms=_______(3)n=2,l=0,m=______,ms=+1/2(4)n=______,l=3,m=2,ms=-1/23、核外电子排布(1)多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级取决于主量子数n和角量子数l：

主量子数n相同时，l越大，能量越高

角量子数l相同时，n越大，能量越高

当主量子数n和角量子数l都不同时，可以发生能级交错的现象。2p(2)核外电子排布原子核外电子的分布要服从以下规则：

保里不相容原理

能量最低原理

洪特规则此外，还有一些其它的补充规则，用以解释以上规则不足以说明实验事实的一些特例。在同一个原子中,没有两个电子具有完全相同的四个量子数。即，同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反。答：根据泡里原理，主量子数为n的电子层内允许排布的电子数最多为2n2个。思考:第n层最多可以排布几个电子？a)保里不相容原理b)

能量最低原理在不违反保里不相容原理的条件下,核外电子优先占据能量较低的原子轨道。2p例5.1

写出N原子的核外电子分布式。解：核外有7个电子，电子排布式应是1s22s22p3例5.2

写出Ne原子的电子分布式。解：核外有10个电子，电子分布式应是1s22s22p6例5.3

写出Na原子的电子分布式。解：核外有11个电子，电子分布式应是1s22s22p62s1常把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以相应稀有气体的元素符号外加方括号来表示。因此，Na原子的电子构型也可表示为[Ne]3s1例5.5

写出Fe原子的核外电子分布式。解：原子序数为26，因此核外电子分布式应是

1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2例5.4

写出K原子的核外电子分布式。解：原子序数为19，因此核外电子分布式应是

1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1当电子在n,l

相同的数个等价轨道上分布时，电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。思考：碳原子(1s22s22p2)的两个p电子在三个能量相同的2p轨道上如何分布？IIIIII共有以下三种排列方法：两个电子在p轨道上的分布c)

洪特规则d)

洪特规则的补充当能量相等的轨道为全充满、半充满或全空的状态时，能量较低。例5.6

写出Z=24的铬元素的电子排布式解：

原子序数为24，不考虑补充规则时，排列方式应是1s22s22p63s23p63d44s2，考虑补充规则时，应为1s22s22p63s23p63d54s1([Ar]3d54s1)思考：29号元素的的电子排布式如何？1s22s22p63s23p63d104s1([Ar]3d104s1)

3、元素周期律元素周期律是原子中电子层结构周期性变化的结果。每一周期元素：从ns1

np6（除第一周期外）a)周期数该元素中能量最高电子所在能级组数（最外层轨道的主量子数）。

(1)元素周期表能级组能级组中的原子轨道元素数目周期数11s2122s2p8233s3p8344s3d4p18455s4d5p18566s4f5d6p32677s5f6d(未满）未满7表5.1能级分组3、元素周期律元素周期律是原子中电子层结构周期性变化的结果。每一周期元素：从ns1

np6（除第一周期外）a)周期数该元素中能量最高电子所在能级组数（最外层轨道的主量子数）。每一周期元素个数=相应能级组原子轨道所能容纳的电子数(1)元素周期表b)族数外层电子构型相同的元素排在同一列，构成了元素周期表中的族。主族元素族数=原子的最外层电子数

=主族元素最高化合价IA~VIIIA

副族元素：

(n-1)d电子数+ns电子数

=3~7IIIB~VIIB(n-1)d电子数+ns电子数

=8~10VIIIB

[(n-1)d10]ns电子数=1~2

IB~IIB共有16个族s区:价电子构型只含s轨道电子(通式为ns1~2)。包括IA和IIA族。p区：价电子构型中s轨道已满，p轨道电子数为1~6(通式为ns2np1~6)。包括IIIA~VIIIA族。d区：价电子构型中内层d轨道电子数为1~8(通式为(n-1)d1~8ns2)。包括IIIB~VIIIB族。f区：价电子构型n-2层f轨道电子数为1~14(通式为(n-2)f1~14(n-1)d0~2ns2)。包括镧系和锕系元素。c)周期表分成5个区ds区：内层d轨道电子数为10，外层s轨道电子数为1~2(通式为(n-1)d10ns1~2)。包括IB~IIB族。元素周期表分区1s2ns2np1-6P区元素ns1-2s区元素(n-1)d1-8ns2d区元素(n-1)d10

ns1-2ds

区

元素(n-2)f1-14ns2f

区元素附图5.6元素分区d)原子半径的变化规律在同一周期中，从左到右减小由于核电荷的增加，核外电子受核的引力增大，原子半径减小。在同一族中，从上到下增加由于主量子数n

的增加，原子半径一般增加。主要是主族元素。副族元素的原子半径规律性不明显。前36号元素原子半径变化原子半径(pm)原子序数Z第一电离能：气态原子失去一个电子成为一价气态正离子所需吸收的能量，称为该原子的第一电离能(I1)。气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的能量称为第二电离能(I2).以此类推。思考：第一电离能与原子半径之间的关系如何？答：原子半径大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小。电离能越大，原子越难失去电子，其金属性越弱；反之金属性越强。a)电离能

(I)(2)元素的周期性质同一周期中自左至右，第一电离能一般增加，但有一些波动。当电子结构为全充满或半充满时，其第一电离能相应较大。主族，自上而下第一电离能依次减小；副族元素电离能变化缓慢，规律性不明显。同一族中第一电离能的周期性同一周期中自左至右，第一电离能一般增加，但有一些波动。当电子结构为全充满或半充满时，其第一电离能相应较大。主族，自上而下第一电离能依次减小；副族元素电离能变化缓慢，规律性不明显。同一族中思考：N(2s22p3)的第一电离能偏大，而B(2s22p1)的第一电离能偏小？为什么？答：N原子的特征电子构型为p轨道半充满，较稳定(不易电离)，B原子失去一个2p电子后变成2s22p0的稳定结构。电负性是分子中原子对成键电子吸引能力的相对大小。1932年，鲍林（Pauling）首先提出了电负性的概念。鲍林指定氟（F）的电负性为4.0，从而求出其它元素的电负性。电负性是一个相对数值c)电负性

(

)意义：元素电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中得到或靠近成键电子，成为带负电荷一方。如

Cl>>

Na,所以

Na+ClNa+Cl-

在同一周期中，从左到右电负性增加。

在同一族中，自上而下电负性下降。

思考：电负性最大和最小的元素分别是什么？答：电负性最大的元素为F(4.0)和O(3.5)。电负性最小的元素是Cs和Fr(0.7)。H