第四章 物质结构-2.ppt

1、第三节 原子核外电子的排布和元素周期系,一. 原子轨道的能级,1.单电子原子的能级: E只与主量子数n有关,E=-13.6(eV) E1SE2SE3SE4S Ens =Enp= End,2.多电子原子的能级: E决定于n和l,(1) n不同，l相同 n E E1SE2SE3SE4S (2) n相同，l不同 l E E3SE3pE3d (3) n和 l都不相同,E4SE3d 出现“能级交错”现象,3. 徐光宪规则,对于一个能级，其（n + 0.7 l ）值越大，则能量越高。而且该能级所在能级组的组数，就是（n + 0.7 l ）的整数部分。以第七能级组为例进行讨论,7 p （n + 0.7 l

2、）= 7 + 0.7 1 = 7.7 6 d （n + 0.7 l ）= 6 + 0.7 2 = 7.4 5 f （n + 0.7 l ）= 5 + 0.7 3 = 7.1 7 s （n + 0.7 l ）= 7 + 0.7 0 = 7.0,因此，各能级均属于第七能级组，能级顺序为 E7s E5f E6d E7p,这一规则称为 n + 0.7 l 规则。,4.对近似能级图的几点说明,二.核外电子排布的三条原则,1. 能量最低原理,能量最低原理基态原子是处于最低能量状态的原子。 能量最低原理认为，基态原子核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。 随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子

3、的电子按如下顺序填入核外电子运动轨道，叫做构造原理。,电子先填最外层的ns，后填次外层的(n-1)d，甚至填入倒数第三层的(n-2)f的规律叫做“能级交错”。 请注意：能级交错现象是电子随核电荷递增填充电子次序上的交错,并不意味着先填能级的能量一定比后填能级的能量低。,随核电荷数递增,电子每一次从填入ns能级开始到填满np能级,称为建立一个周期，于是有： 周期: ns开始np结束 同周期元素的数目 第一周期：1s2 第二周期：2s，2p8 第三周期：3s，3p8 第四周期：4s，3d，4p18 第五周期：5s，4d，5p18 第六周期：6s，4f，5d，6p32 第七周期：7s，5f，5d，.

4、 ?,2.泡里不相容原理,(1)泡利原理基态多电子原子中不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。或者在一个轨道里最多只能容纳2个电子，它们的自旋方向相反。,n 1 2 3 4 .n 轨道数 1 4 9 16 n2 电子数 2 8 18 32 2 n2,(1)洪特规则基态多电子原子中同一能级的轨道能量相等，称为简并轨道；基态多电子原子的电子总是首先自旋平行地、单独地填入简并轨道。,2. 洪特规则,(2)洪特规则特例： 对于等价轨道当是半充满，全充满或全空时， 能量最低。,半充满 p3 d5 f7 全充满 p6 d10 f14 全 空 p0 d0 f0, 洪德规则 (Hunds rule)：,电子

5、分布到等价轨道时, 总是尽量先以相同的自旋状态分占轨道。即在 n 和 l 相同的轨道上分布电子, 将尽可得分布在 m 值不同的轨道上, 且自旋相同。,例如 Mn 原子：,未成对电子的存在与否, 实际上可通过物质在磁场中的行为确定：含有未成对电子的物质在外磁场中显示顺磁性(paramagnetism), 顺磁性是指物体受磁场吸引的性质；不含未成对电子的物质在外磁场中显示反磁性(diamagnetism), 反磁性是指物体受磁场排斥的性质。,根据Hunds rule, 下列三种排布中哪一种是氮原子的实际电子组态?,Question 8,Solution,三. 原子的电子层结构和元素周期系,1. 原

6、子的电子层结构,两种表示方法：轨道表示式 电子排布式,用一条下划短线_或以及表示一条原子轨道和用上下箭头分别表示两种不同自旋方向的电子.如氧原子的轨道排布图.,(1) 轨道表示式,1s 2s 2p,(2) 电子排布式,根据电子排布的三原则，可以写出电子结构式。 Z = 11 钠原子， 其电子结构式为 1s2 2s2 2p6 3s1 Z = 19 钾原子， 其电子结构式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1,为了避免电子结构式过长，通常把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成稀有气体的元素符号外加方括号的形式来表示，这部分称为“原子实”。钾的电子结构式也可以表示为 Ar 4s1。,19

7、种元素原子的外层电子分布有例外,基态原子电子分布,其中：29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 全充满,24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 半充满,同样有：46Pd、 47Ag、 79Au,同样有：42Mo、 64Gd、 96Cm,当电子分布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、 d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时, 原子结构较稳定,例外的还有： 41Nb、 44Ru、 45Rh、 57La、 58Ce、78Pt、89Ac、90Th、91Pa、92U、 93Np,ns12 (n-1)d19ns12 ns2np16,(n-1)d10ns12,价层

8、价电子所在的亚层 价层电子构型指价层的电子分布式,基态原子的价层电子构型,5-3-4 简单基态阳离子的电子分布,基态原子外层电子填充顺序： ns (n-2)f (n-1)d np 价电子电离顺序： np ns (n-1)d (n-2)f,例 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 或 Ar 3d64s2 Fe2+ 1s22s22p63s23p63d6 或 Ar 3d6,原子实原子中除去最高能级组以外 的原子实体,经验规律,离子失电子时先失最外层电子。 核外电子排布式经验写法： 原子序数-靠近比其小的稀有气体=原子实 1, 2, 3, 4, 5, 6 2,10,18，36(18+1

9、8)，54(36+18)，86(54+32) 剩余电子在 (n-2)f (n-1)d ns np中填充 填充顺序 ， ， 例如：75号元素 75-54=21 n=6 4f145d56s2 49号元素49-36=13 n=5 4d105s25p1 117号元素117-86=31 n=7 5f146d107s27p5,三、元素周期律和元素周期表 1869年，俄国化学家门捷列夫在批判和继承前人工作的基础上，对大量实验事实进行了订正、分析和概括。他总结：元素的性质随着相对原子质量的递增而呈现周期性的变化。这就是元素周期律。他还根据元素周期律编制了第一张元素周期表，把已经发现的63种元素全部列入表里。他

10、预言了类似硼、铝、硅的未知元素的性质，并为这些元素在表中留下了空位。他在周期表中也没有完全按照相对原子质量数值由小到大的顺序排列，并指出了当时测定某些元素的相对原子质量数值有错误。若干年后，他的预言都得到了证实。门捷列夫工作的成功，引起了科学界的震动。人们为了纪念它的功绩，就把元素周期表称门捷列夫元素周期表。,门捷列夫的第一张周期表,镓 （1875年布瓦博德朗发现镓后测定）,原子量为69.72,比重等于5.94（原4.7）,熔点为30.1,灼热时略起氧化,能生成结晶较好的镓矾,镓是用分光镜发现的,灼热时确能分解水汽,他预言了一些未知元素（如：类硼、类硅、类铝）的存在并得到了证实,1894-18

11、98年稀有气体的发现，使元素周期律理论经受了一次考验。 门捷列夫当时指出，可以在周期表上开辟一个走廊，结果在周期表中增 添了一个0族。更进一步完善了周期表，使元素周期律理论得到了发展。,1913年英国科学家莫斯莱 “化学元素的性质是它们原子序数（而不再是原子量）的周期性函数”。,I get it!,But I have a better one!,20世纪初期，逐步发展起来了原子电子层结构理论和原子核结构理论，使人们能够更深入地认识到元素性质周期性变化的本质原因：“化学元素性质的周期性来源于原子电子层结构的周期性”。,元素周期表的应用,1、寻找和判断性质相似的元素。 2、寻找特定性质的物质。

12、如：两性元素，高效农药，催化剂，耐高温、耐腐蚀的合金材料，致冷剂，超导材料等。 3、预测和寻找新的元素。 4、是对自然科学量变到质变规律强有力的佐证。 5、把元素的结构-性质-位置三者作了完整地结合,1.周期与能级组及结构的关系 周期与能级组 n+0.7l整数同为同一能级组，一个能级组为一个周期,能级组=周期期数=电子层数= n 1、2、3短周期 共7个周期 4、5、6长周期 -镧系57到 70 7不完全周期-锕系 89到102 各周期元素数目=对应能级组中原子轨道能容纳的电子数目。 最外层电子不超过8，次外层不超过18；而不都是各个电子层电子最大容纳数2n2（能级组与能级交错决定）。,2.

13、族,(1) 周期表中有七个A 族，位于表的第 1、2、 13、14、15、16 和 17 列，A 族也叫主族。主族从 IA 到 VIIA，最后一个电子填入 ns 或 np 轨道，其族数等于价电子总数。,(2)周期表有七个 B 族,位于第 3、4、5、6、7、11 和 12 列，B 族也叫副族。副族元素从 IB 到 VIIB，最后一个电子多数填入( n1)d 轨道，其族数通常等于最高能级组中的电子总数。,(3) 有零族元素，它是稀有气体，其电子构型呈稳定结构。还有 VIII 族，它包括了 8、9 和 10 三列元素，其最后一个电子也填在 ( n1)d 轨道，它们最高能级组中的电子总数是 8 到

14、10，电子构型是 ( n1)d 6-10 ns0-2。,3. 元素的分区,(1) s 区元素 ,包括 IA族，IIA 族。其价层电子构型为 ns12，属于活泼金属。,(2) p 区元素,包括 IIIA族，IVA 族，VA 族，VIA 族，VIIA 族，0 族（也称为VIII A族）。其价层电子构型为 ns2 np16。,(3) d 区元素,包括 IIIB 族，IVB 族，VB 族，VIB 族，VIIB 族和VIII 族。其价层电子构型一般为 (n-1)d110ns02。,(4) ds 区元素，包括 IB 族和 IIB 族，过渡 金属,价层电子构型为 ( n- 1 )d10ns12,(5) f区

15、元素，包括镧系和锕系元素，价层电子构型为 (n 2)f014 (n1)d02 ns2,4. 原子的电子层结构和族的关系,(1) 主族族数=最外层电子数 (2) 副族族数=(n-1)dns的电子数 (3) IB和B族数=最外层（ns层）电子数,例1已知某元素位于周期表中第四周期第 B族，试写出它的电子排布式,解：根据题意：该元素的原子有4个电子层和5 个价电子（d+s）电子,能级组 : 一 二 三 四 电子数: 2 8 8 4S23d3 Ar 3d34S2 为钒 ,例1已知某元素原子序数为21，试指出它属于 哪一周期，哪一族，什么区，什么元素？,解：21 1S22S22P63S23P63d14S

16、2 Ar3d14S2 该元素属第四周期 B 钪Sc,第三节 原子结构和元素周期律 一、有效核电荷Z* (1) 屏蔽效应,由于电子对另一电子的排斥而抵消了一部分核电荷对电子的吸引力的作用称为屏蔽作用(或效应),把被其他电子屏蔽后的核电荷称为有效核电荷.用符号Z*表示,Z*=Z-,Z为未屏蔽时的核电荷数(即原子序数), 称为屏蔽系数. 值越大,表示目标电子受到 的屏蔽作用就越大.,E=-13.6 (Z-/n2)(eV),多电子原子中每一个电子允许的能量,(2)钻穿效应：, n相同，l不同：（3s,3p,3d）l越小，峰个数越 多，第一个小峰离核越近，电子运动在核附近的 机会多，能量低。 EnSEn

17、pEnd,外层电子有机会钻到内部空间而靠近原子核的现象，通常称为钻穿作用,由于电子的钻穿作用的不同而使其能量发生变化的现象，称为钻穿效应。, n不同，l不同：4s,3d 决定E高低有两个因素,n大：E高 l小：钻穿效应强，E低,2.有效核电荷,电子实际受到原子核的引力(净吸引作用)。 （Z*=Z-）,屏蔽常数,原有核电荷减小 或被抵消的部分。,3变化规律 同周期的主族元素中，随其电子增加在外层而有效电荷增加显著。在同一周期的副族元素中，则随着其电子增加在次外层而有效电荷增加不多（邻近元素间相差约0.07）。镧系和锕系元素的有效核电荷则因电子增加在次次外层而增加极少。 由此可以理解：同一周期主族

18、元素的性质变化比较明显，而副族和镧系、锕系元素的性质变化就不太明显。 同一主族或副族中，由上至下，由于电荷增加较多，有效核电荷也增加较大。元素性质的改变也较显著。,二. 原子半径,单质中两个相同原子核间距离的一半,1.共价半径： 两个相同原子以共价单键结合其核间距的一半。,M2分子的共价半径(d/2),金属晶体中相邻原子核间距的一半。,2. 金属半径：,金属原子的密堆集紧密程度不同，其求得的金属半径也不同，引入金属半径的校正系数,相邻两分子的两个原子核间距的一半,3. 范德华半径：,图 r范,r共示意图(r共=d1/2,r范=d2/2),r共价 r金属 r范 rMn+ rM r Mn-,4.

19、原子半径变化规律,同一周期主族元素:从左到右，n相同，z* 增大，r显著降低，到零族r增大。（范氏半 径）,(2) 同周期副族元素：d区：从左到右，n相同，z* 增大幅度不大，r递减缓慢。到s区，r稍增大。,(3) f区：z*几乎不变，r递减极缓慢，这种现象叫 镧系收缩。,(4) 从左到右，两个相邻元素原子半径减小幅度 短周期元素：减小0.1 过渡元素：减小0.05 内过渡元素：减小0.01 ,(5) 同族元素：主族从上到下，r逐增较大 副族 : 四、 五周期 r逐增不大 镧系：五、六周期 r相差不大 （镧系收缩造成）,5.离子半径大小比较 核外电子数相等时，核内质子数越多，半径越小； Al3

20、+Mg2+ Na+ Ne F- O2- N3- Ca2+ K + Ar Cl- S2- 核内质子数相等（同一元素），核外电子数越少（氧化数越高），半径越小。 Fe3+ Fe2+,Cu2+ Cu+,O- O2-,三. 电离能变化规律（I）,1. 处于基态的气态原子失去最外层的第一个电子成为气态+1价离子所需的能量叫第一电离能(I1),再相继逐个失去电子所需能量称为第二,三,电离能(I2,I3).,M(g) e-M+ (g) I1 M+ (g) e-M2+ (g) I2 M2+ (g) e-M3+ (g) I3,对于同一元素,其: I1I2I3.,I越小，越易失去电子，气态时其金属性越强 。衡量元素金属性强弱的尺度,2. 影响电离能的因素: z*,