原子结构与元素周期律.ppt

1、第六章原子结构与元素周期律,基本内容,二.核外电子运动状态的近代描述,三.原子核外电子的分布,四.元素基本性质的周期性变化,一.原子的玻尔模型,原子结构模型的发展史,1808年道尔顿模型是一个坚硬的小球1879年汤姆生模型原子是一个带正电荷的球，电子镶嵌在里面，原子好似一块“布满浆果的松糕”1911年卢瑟福模型,卢瑟福英国物理学家，生于新西兰，后来到英国剑桥大学留学。他是J.J.汤姆孙的研究生，1895年成为卡文迪许实验室主任。他1899年发现和射线，并提出天然放射性元素的衰变理论，为此于1908年获诺贝尔化学奖。,1911年卢瑟福根据粒子散射理论提出原子有核模型。他对镭的放射性进行了研究，和

2、助手用镭放射出来的粒子轰击氮原子核，实现了人类历史上第一次原子核的人工蜕变。卢瑟福被誉为原子物理之父，又是开创原子核物理学的奠基人。,卢瑟福（ERutherford）的“行星模型”,原子由原子核和核外电子构成，原子核带正电荷，它几乎集中了原子的全部质量，半径为原子的万分之一或十万分之一，占据整个原子的极小一部分空间，而电子带负电，绕着原子核为中心的圆形高速转动，如同行星绕太阳转动一样。,A.电子绕核作加速运动,不断地以电磁波的形式向外辐射能量，能量逐渐减小,电子绕核旋转的频率也逐渐改变,发射光谱应是连续光谱。,B.由于原子总能量减小，电子将逐渐的接近原子核而后相遇，原子不稳定。,经典模型的困难

3、：,氢原子的玻尔理论,卢瑟福的原子结构模型也不完善,第一节原子的玻尔模型,光谱：物质发出的光，经过色散系统分光后，形成的按波长（或频率）的大小依次排列的图案，被称之为光谱。,不连续光谱（又称线状光谱）,光谱,连续光谱,一、氢原子光谱,白炽固体、液体、高压下的气体均给出连续光谱,为连续光谱,例如：日光通过棱镜分光，可得到红、橙、黄、绿、青、蓝、紫连续变化的谱带。,原子光谱为不连续光谱任何原子被火焰、电火花、电弧或其它方法激发时，都可给出原子光谱，且每种原子均有自己的特征光谱。氢原子光谱是最简单的一种。,装有低压高纯H2(g)的放电管所发出的光，通过棱镜分光后，在可见光区波长范围内，可以观察到不连

4、续的四条谱线。,实验基础：氢原子光谱理论基础：1900年，普朗克提出的量子论,二、玻尔理论,量子论基本思想：物质对能量的吸收和发射是不连续的，这种不连续的现象称为量子化。不连续能量的最小单位称为能量子或光量子E=h。物质吸收或发射的能量为量子的整数倍。,即某一物理量的变化是不连续的，而且是以某一最小的单位做跳跃式的变化，我们就称这一物理量是“量子化”了的，而不连续的能量最小的这一单位称为“量子”。,如电荷的最小单位是：一个电子的电量：1.610-19库伦,当微观粒子由一种状态变化到另一种状态时，可以通过吸收或发射电磁波来实现。E2-E1=hh=6.62610-34J.s:光的频率,3.玻尔理论

5、：,1)定态轨道：电子在绕核运动时是在符合一定量子化条件的轨道上运动的，这些符合量子化条件的轨道称为定态轨道或稳定轨道，电子在稳定轨道上运动时，既不吸收能量也不释放能量。,即:电子运动的轨道为定态轨道，在轨道上运动时，没能量的释放或吸收.,1913年，在此基础，玻尔提出了他的原子结构模型及理论：,2)轨道能级：不同定态轨道有不同的能量，定态轨道的能量状态称为能级.定态轨道所具有的能量并不连续，符合量子化条件,P电子做圆周运动的角动量H为普朗克常数n为整数,电子离核远，能量高，电子离核近，能量低.正常状态下，电子总是尽量离核近，处于较低的能级。基态：能量最低的定态，其余都为激发态：能量较高。,3

6、）能量辐射：,正常状态下，原子不会发光，更不会自行毁灭。通常电子在定态轨道上运动，如果没有诱因，电子不会吸收或发射辐射能。只有当电子在不同轨道之间跃迁时才有能量的吸收或放出能量释放的形式是辐射一定频率的光，光的频率取决于跃迁两能级间的能量差:EE2-E1h(E2-E1)/h,如图，各轨道能级是不连续的，因此，由电子跃迁所发出的光频率也是不连续的，这就解释了氢原子光谱为线状的原因。,（1）正确地指出原子能级的存在(原子能量量子化);（2）正确的解释了氢原子及类氢离子光谱；,氢原子玻尔理论的意义和困难,（3）无法解释比氢原子更复杂的原子；（4）把微观粒子的运动视为有确定的轨道是不正确的；（5）是半

7、经典半量子理论，存在逻辑上的缺点，即把微观粒子看成是遵守经典力学的质点，同时又赋予它们量子化的特征.,玻尔理论的不完善性使人们认识到，从宏观物体到微观粒子，物质的性质发生了从量变到质变的飞跃。因此，要建立起适合于微观粒子的力学体系，必须更全面了解微观粒子的运动特性。即促使人们去研究和建立能描述原子内电子运动规律的量子力学原子模型。,回顾,原子光谱为线状光谱，每种原子都有自己的特征谱线微观粒子的能量是量子化的，即：能量的变化是不连续的，不连续变化的最小单位叫做“量子”。微观粒子从一种状态到另一种状态，是通过吸收或发射电磁波来实现的。玻尔理论：1.定态轨道2.轨道能级3.能量辐射玻尔理论仍不完善，

8、又提出原子的量子力学模型。,第二节核外电子运动状态的近代描述,一、核外电子运动特征电子运动的波粒二象性,1）德布罗意假设：1924年（1929Physics）受到光的波粒二象性启发，提出实物微粒都具有波粒二象性的假设并给予推理论证,人们称这种波为德布罗意波或物质波。,1927年（1937Physics）戴维逊（Davisson）和革末（Germer）用单晶电子衍射实验证实了德布罗意的假设：电子运动确实具有波动性。,2）Davisson等的衍射试验：,电子衍射实验示意图,微观粒子和光子一样具有波粒二象性,正是由于微观粒子具有波粒二象性这一运动特征，所以描述微观粒子的运动不能使用经典的牛顿力学，而

9、要用量子力学。宏观物体也具有波粒二象性，只不过波性不显著，可以认为不表现波性，可以用经典力学来解释。,对于具有波粒二象性的微观粒子，不可能同时准确测定它们在某一时刻的空间坐标和动量。,P为粒子的动量的不准量X为粒子的位置的不准量,2.海森堡测不准原理：,电子的波是大量电子行为的统计结果。,对于不能同时确定其位置与动量的事物，并非无法对它的运动方式进行描述了，而是需要换一种描述方式，即用“概率”来描述。,因为微观粒子具有波性，不能同时准确的测定出来位置和动量，不能用经典力学来解释，只能用量子力学的方法描述电子的运动状态，所以引入了薛定谔方程。,薛定谔是奥地利科学家，他首先提出了描述核外电子运动状

10、态的数学表达式，薛定谔方程。（1933年获得诺贝尔奖）,1、薛定谔方程：（1933年获得诺贝尔奖）1）形式：,波性：(x.y.z)粒性：E总能量V势能m质量hPlanck常数常数,描述微观粒子运动状态的基本方程,二、波函数和原子轨道,对薛定谔方程求解，可以得到一系列解所得合理解叫波函数s、s、p.i相应的能量值Es、Es、Ep.Ei,在量子力学中，用波函数和与其对应的能量来描述电子的运动状态。,2.波函数和原子轨道：,量子力学中常借用经典力学中描述物体运动的“轨道”的概念，把波函数的空间图象称为原子轨道，但并非电子运动轨迹。原子轨道的数学表达式就是波函数。,波函数是量子力学中描述核外电子在空间

11、运动状态的数学函数式。符号：.,波函数,原子轨道,A.原子轨道和宏观物体的运动轨道是根本不同的，它只是代表原子中电子运动状态的一个函数。,B.每一种原子轨道即每一个波函数都有与之相对应的能量E。,注意,3.波函数的角度分布图：,波函数是量子力学中描述核外电子在空间运动状态的数学函数式。,作为函数式也可以做图。为做图方便，做如下处理：,坐标转换变量分离(xyz)(r)R(r)Y()R(r)波函数的径向分布,Y()角度分布,对波函数的角度分布部分Y()做图，所得的图象称原子轨道的角度分布图,S轨道为球性对称的。,原子轨道的角度分布图,原子轨道分为s，p，d,f,g.,P轨道是无柄哑铃形的，有三个伸

12、展方向：,d轨道为四瓣花形，有五个伸展方向。,这些图象仅是函数的图形,不能代表实体,对于原子轨道的伸展方向和角度分布的正、负号应予以特别的关注。,注意,三、核外电子几率密度分布和电子云,几率密度：|2电子在原子核外某单位体积内出现的几率,用小黑点的疏密来表示电子出现几率密度的相对大小，得到的图形象天空中云团一样，所以人们形象的称之为电子云。,如1s的电子云,可代表实体,电子云的角度分布图，与原子轨道形状相似但略瘦，全正，因Y1，|Y|Y,与原子轨道角度分布图的不同：,主量子数(n),1）表示原子中电子出现几率最大的区域离核的远近(电子主层数)，n越大，表明电子离核越远。取值：正整数，n=1、2

13、、3、4、5、6.,四、四个量子数：,2）另一重要的意义在于：它是决定电子能级高低的主要因素。,n值越小，该电子层离核越近，能级越低。,EKELEMEN,1)描述电子在核外运动时所处的轨道的形状(即原子轨道的形状)。2)取值：ln-1，=0、1、2、3.(n-1)的正整数即：当主量子数n=1时，l只能取0，n=2时，l可以取0、1，当主量子数为n时，l=0123.n-1,即l的最大值为：n-1。,2.角量子数(),角量子数表示同一主层的不同状态的亚层。,3)l取值不同，轨道的形状不同。每一个取值对应着轨道的一种形状。,同一电子层,值越小,该电子亚层能级越低。,4）与主量子数共同决定多电子原子中

14、的能量,n=3l=0,1,2,当不同电子层中，l相同时，其能量关系：E1sE2sE3sE4s,n=3,l=03sn=3,l=13pn=3,l=23d,E3sE3pE3d,3.磁量子数(m),1）描述原子轨道或电子云在空间的伸展方向2)取值|m|l,m值：-、0、+的正整数,共(2l+1)个,n=2,l=0,m=0，2s1个伸展n=2,l=1,m=0,m=1,m=-12p3个伸展n=3,l=2,m=0,1,2，3d5个伸展,当主量子数n和角量子数l相同时，其轨道的能量也相同，即同一亚层内的各原子轨道,能量是相等的,量子力学上称这些轨道为等价轨道(或简并轨道)，等价轨道的数目称为简并度，简并度取决

15、于m的取值。,3）磁量子数与原子轨道的能量无关。,例：l=1，为p轨道，m有3个取值，简并度为3，因此有3个等价轨道，即3个伸展方向：py、px、pzl=2，为d轨道，m有5个取值，简并度为5，因此有5个等价轨道，即5个伸展方向：dxy、dyz、dz2、dxz、dx2-y2l=3，为f轨道，m有7个取值，简并度为7，因此有7个等价轨道，即7个伸展方向。,4.自旋量子数(ms),光谱实验证明，原子中的电子除了绕核运动外，还存在自旋运动。,1)描述电子的自旋状态2)ms值：,顺时针方向或逆时针方向,数值相同，方向相反的两个运动状态。,在同一个原子中最多只能有两个电子处于同一轨道中，且自旋相反。亦可

16、认为，同一原子中没有四个量子数完全相同的电子存在。,泡利不相容原理：,四个量子数：即主量子数(n)：电子所处的电子层角量子数(l)：电子所处的电子亚层的原子轨道的形状磁量子数(m)：轨道在空间的伸展方向自旋量子数(ms)：电子自旋方向,描述原子中每个电子的运动状态必须用,确定电子所在轨道的能量必须用两个量子数,主量子数(n)和角量子数(l)：,确定电子所在的轨道必须用三个量子数,轨道：(3.0.0)第三层，s亚层，只有一个伸展方向(3.1.0)第三层，p亚层，三个伸展方向中的px,主量子数(n),角量子数(l)和磁量子数(m)：,3s,3px,5.四个量子数与电子运动状态的关系：,小结,三、原

17、子核外电子分布,能量最低原理,保利不相容原理,洪特规则,一、基态原子核外电子排布规则,多电子原子,能量最低原理:,泡利不相容原理:,如1s上的电子的运动状态用四个量子数描述,只有两种，分别为:（1，0，0，+1/2）（1，0，0，-1/2）,沃尔夫冈泡利（WolfgangE.Pauli，19001958），1900年4月25日生于奥地利维也纳一位医学博士的家庭里，从童年时代就受到科学的熏陶，在中学时就自修物理学。19231928年，泡利在汉堡大学任讲师。其中1925年1月，泡利提出了他一生中发现的最重要的原理泡利不相容原理，为原子物理的发展奠定了重要基础。1945年泡利获得了这年的诺贝尔物理学

18、奖，以表彰他发现的不相容原理。,1）每种运动状态只能容纳一个电子；2）每一个原子轨道只含有两种运动状态，最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。3）各亚层轨道数及容纳的电子数为:,亚层：spdf,轨道数：1357,电子数：261014,4）每层轨道数为n2，容纳的电子数为2n2,如5B1s22s22p1,图中每一个圆圈代表一个原子轨道，圆圈中每一个箭头代表一个电子，圆圈中两个方向相反的箭头则表示自旋不同的两个电子。,原子核外电子排布式(电子层结构、电子组态),洪特规则,因为当一个轨道中已占有一个电子时，另一个电子要继续填入同前一个电子成对，就必须克服他们之间的相互排斥作用，其所需要的能量称之为电子

19、成对能。,如7N1s22s22p3,全满:s2p6d10f14半满:s1p3d5f7全空:s0p0d0f0,作为洪特规则的特例，等价轨道全充满、半充满、全空的状态是比较稳定的。,基态原子核外电子排布的三原则是：。并指出下列基态原子电子排布违背了什么规则?1s22s22p63s3(Z=13)。1s22s22px2(Z=6)。1s22p2(Z=4)。1s22s22p63s13p1(Z=12)。,习题,二、多电子体系中原子轨道的能级,Pauling近似能级图,LinusPaulingremainstheonlypersontohavewontwounsharedNobelPrizes(Chemist

20、ry,1954;Peace,1962).,1.Pauling近似能级图特点,1）Pauling近似能级图是按原子轨道的能量高低排列的，而不是按原子轨道离核远近顺序排列的。,2）能级相近的能级划为一组，称为能级组。能级组之间的能量差较大，而能级组内个能级间的能量差小，通常共分为七个能级组。,3）在近似能级图中，每个小圆圈代表一个原子轨道。S分层中有一个圆圈，表示此分层中只有一个原子轨道，p分层中有三个圆圈，表示此分层中有三个原子轨道。,4）在量子力学中，把能量相同的状态叫做简并状态。由于三个p轨道能量相同只是空间取向不同，所以三个p轨道是简并轨道，也叫等价轨道。又把相同能量的轨道的数目称为简并度

21、。三个p轨道是三重简并的。,1）l同,n越大,能级越高，E越大;E1sE2sE3sE4s2）n同,l越大,能级越高,E越大;EnsEnpEndEnf此现象称为同层能级分裂。3）n不同,l也不同时，出现能级交错EnsE(n2)fE(n-1)dEnp例如：E4sE3dE4pE6sE4fE5dE6p,2.轨道能级的相对高低：,3能级分裂与能级交错的原因,1）屏蔽效应（1）含义：在多电子体系中，核外电子受原子核的吸引，同时也受到其它电子的排斥，这种排斥相当于地消了部分核电荷的作用，使作用于某一电子上的有效核电荷数降低，此效应称为屏蔽效应。,Z*=Z-,Z*为有效核电核数，Z为核电荷数。为屏蔽常数：代表

22、由于电子间的斥力而使原核电荷数减小的部分。,1.起屏蔽效应的电子的数目2.电子的运动状态。,A.越是内层的电子，对外层的电子屏蔽作用越大；B.同层电子间的屏蔽作用较小；C.外层电子对内层电子没有屏蔽作用。,（2）影响屏蔽效应的因素：,(3)屏蔽效应与能级分裂l同，n不同，电子受到的屏蔽效应为：1S4d4p4s所以：E4sE4p,2)钻穿效应,外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，称为钻穿作用。,钻穿作用越大的电子的能量越低。因电子钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象，称为钻穿效应。,电子钻得越深，受到其它电子的屏蔽作用就越小，受核引力就越强，因而能量越低。,钻穿能力：nsnpndnf,同

23、一原子，不同电子亚层有能级交错现象,EnsE(n2)fE(n-1)dEnp,屏蔽效应、钻穿效应,电子的钻穿能力：nsnpndnf电子受到的屏蔽效应为：nsnpndnf,1.核外电子填入轨道的顺序,根据泡利不相容原理、能量最低原理、洪德规则，核外电子顺序填入轨道中,按此顺序可以写出元素原子的核外电子分布式。,如19K1s22s22p63s23p64s1,(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

24、,三基态原子核外电子的分布,1s，2s2p，3s3p，4s3d4p，5s4d5p，6s4f5d6p，7s5f6d7p,2、核外电子分布式：,1）电子分布式:,1s22s22p63s1,1s22s22p63s23p64s1,1s22s22p63s23p64s23d6,19K,26Fe,11Na,方括号中的稀有气体符号称为原子实,29Cu,1s22s22p63s23p64s13d10,全充满,24Cr,1s22s22p63s23p64s13d5,半充满,Ar3d104s1,Ar3d54s1,20Ca,练习,47Ag,82Pb,Ar4s2,Kr4d105s1,Xe4f145d106s26p2,2）电

25、子分布特点：,2s2p,3s3p，4s3d4p，5s4d5p，6s4f5d6p，7s5f6d7p（1）最外层只能容纳8个电子（2）次外层只能容纳18个电子s+p+d=2+6+10=18（3）倒数第三层只能容纳32个电子s+p+d+f=2+6+10+14=32,ns2(n-2)f14(n-1)d10np6,3)价层电子构型：,主族元素:最外电子层,29Cu,Ar3d104s1,3d104s1,26Fe,Ar3d64s2,3d64s2,24Cr,Ar3d54s1,17Cl,Ne3s23p5,3s23p5,3d54s1,价层电子构型,82Pb,Xe4f145d106s26p2,副族元素:最外电子层和

26、次外层的d亚层。,6s26p2,79Au,Xe4f145d106s1,5d106s1,四、元素周期系与核外电子分布的关系,1、能级组与周期数：最高能级组数=周期数,2、元素分区与族：,1）价层电子构型与元素分区：,根据原子的价电子构型来确定区,区,(n-1)d10ns1-2,p,d,s,f,ns12,ns2np16,(n-1)d1-10ns0-2,ds,(n-2)f(1-14)(n-1)d0-2ns2,2）价层电子构型与族：,主族：As区ns1-2p区ns2np1-6共7个主族和0族价层电子数=主族数Cl3s23p5A族Na3s1AC2s22p2A,d区B族数=(n-1)d+ns（价层电子数）

27、24Cr3d54s1B25Mn3d54s2B26Fe3d64s2B27Co3d74s2B28Ni3d84s2B(n-1)d+ns=8.9.10B,ds区：B族数=ns电子数(n-1)d10ns1B(n-1)d10ns2B29Cu3d104s1B30Zn3d104s2Bf区：B镧系、锕系,副族：B,例20Ca,Ca为第四周期、A族元素,3.元素在周期表的位置(周期、区、族),1s22s22p63s23p64s2,例24Cr,写出电子排布式1s22s22p63s23p63d54s1,Cr为第四周期、B族、D区元素,32号元素1s22s22p63s23p64s23d104p24周期，p区，A族已知：

28、3d54s2，此价电子构型为周期表中几号元素？哪周期、哪区、哪族？Ar3d54s24周期d区B族25号元素,练习,内容回顾,Pauling近似能级图能级分裂和能级交错的原因基态电子核外电子排布（原则，方法）价电子构型元素周期系与核外电子分布的关系,由于原子的电子层结构随核电荷的递增呈周期性变化，促使原子的某些性质（如：原子半径、电离能、电子亲合能、电负性等）也呈周期性变化。,第四节元素性质的周期性变化,Z*=Z-屏蔽常数（由于屏蔽效应）变化规律：1）同族：自上而下Z，Z*主族：自左至右ZZ*明显2）同周期：副族：Z*变化不明显原因：副族增加的电子填在df轨道使增加的核电荷几乎被屏蔽掉了。,一、

29、有效核电荷数：,共价半径:同种元素的两个原子以共价单键连接时，其核间距离的一半。,d=198pmr(Cl)=99pm,金属半径:金属单质晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半。,d=256pmr(Cu)=128pm,二、原子半径：,范德华半径:当两个原子之间没有形成化学键而只靠分子间作用力互相接近时，分子核间距离的一半。,d=320pmr(Ne)=160pm,非金属为共价半径(最小)、金属为金属半径、稀有气体为范德华半径(最大),变化规律：,同一周期的主族元素,自左到右,随核电荷的增加,原子半径逐渐减小。,同一周期的d区元素,自左到右,随核电荷的增加,原子半径略有减小。IB族开始，反而有所增加。d10因有较强的屏蔽效应。,同一周期,同一主族元素,自上往下,原子半径逐渐增大,同一副族元素(除B外),自上往下,原子半径一般略有增大。五、六周期同族元素原子半径十分相似。,同一族,五：ZrNbMo145134129六：HfTaW144134130,由于镧系收缩造成了La以后同族元素的原子半径接近、性质相似,镧系元素,自左到右,随核电荷的增加,原子半径逐渐减小的现象称为镧系收缩。,原因,镧系收缩,三、电离能(I),基态气态原子失去电子变为气态阳离子，克服核电荷对电子的引力所消耗的能量。,第一电离能(I1)：基态的中性气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子