第九章原子结构和元素周期律.ppt

*,*,单击此处编辑母版标题样式,*,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,第九章原子结构和元素周期律,Atomic Structure and Periodic Table,1,主要内容,第一节 核外电子运动特性,第二节 氢原子的波函数,第三节 多电子原子的原子结构,第四节 原子的电子组态与元素周期表,2,基本要求,熟悉,波函数与原子轨道、概率密度与电子云、电负性等概念。,掌握,四个量子数的物理意义及取值规律。,熟悉,s、p,原子轨道、电子云角度分布图，了解径向分布函数图的意义和特征。,掌握,核外电子排布原理，,并能,根据电子填充顺序书写一般的(基态原子、离子)电子排布式。,掌握,核外电子构型与元素周期表的关系。,3,作 业,P176,作业：,9,、,10,、11、12、15,思考题：1、2、5,4,原子核外的电子只能在一系列具有一定半径和能量的稳定轨道上作圆形轨道运动。电子在这些轨道上运动时，既不吸收能量也不辐射能量，,一、氢原子光谱和,Bohr,模型,Bohr,模型,(,Bohr,假定),仅简单介绍理论，不介绍有关关系式,1.能级假说,这种稳定状态称为,定态,（,stationary state）,轨道上电子有特定的能量值，称为,能级,能量最低的定态称为,基态,，,其他能量较高的定态称为,激发态,。,卢瑟夫的,有核模型,6,圆形轨道不只一条，但电子的各种定态不是连续的。即电子不能在任意半径的轨道上运动，而满足一定量子化条件的轨道才是可能的轨道。即电子轨道运动的角动量,L,必须等于,h/2,的整数倍。,电子从一个定态跃迁到另一个定态时，将以光子形式吸收或放出能量。,E=h,2.量子化条件,3.,能级间的跃迁,n,=1,2,3,n=,1,时允许轨道的半径为,52.9,pm,这就是著名的,波尔半径,。,波尔理论的成功与不足之处,7,要想真正揭示微观粒子运动的特点和规律必须用量子力学理论。,8,2.电子波动性的证实衍射实验,如何理解电子的波粒二象性呢？,对于电子这样的实物粒子，其粒子性早在发现电子时就已得到人们的公认。,X,射线,的衍射图,电子衍射图,10,3.电子波动性的,解释,统计解释,在衍射图系中，,衍射强度大,的地方表示电子在该处出现的次数多，即,电子出现的概率较大,。反之则电子出现的的概率较小。衍射强度是物质波强度的一种反映，,在空间任一点物质波的强度与微观粒子出现的,概率密度,（单位体积的概率）成正比,。,4.,电子波是(具有统计性的),概率波,11,电子运动的三个基本特征：,电子具有波粒二象性；,能量的量子化能量变化是不连续的，即量子化的（有一个最小单位）；,运动的统计性规律。,综上所述,13,3薛定谔方程（,Schr,dingers equation）,这就是,薛定谔方程的基本形式。它本身是一个假设，由于它的结论均得到实验的证明，因此它已经成为公认的理论。,求解薛定锷方程，就是求得波函数,和能量,E.,至今只能准确求解单电子原子（,H,和类氢离子）的方程。即使是对单电子原子，求解方程也很复杂，需要较深的数学知识，非本课程的任务，我们只学习其重要结论。,量子力学的另一个假设,15,4结论（,p159）,Schr,dinger,方程的解,是一函数，而非具体数值；,描述电子运动状态的波函数是薛定谔方程的合理解（波函数必须是有限的、单值的、连续的、归一化的即可积）；,薛定锷方程的解不只一个，可得到一组合理的波函数和相应的能量，用以描述电子的一组不同的运动状态。每一个运动状态都有其特定的能量，故都称为,定态,；,本身无明确的物理意义（因有虚数部分）；,但|,|,2,却有明确的物理意义，|,|,2,表示在原子核外空间某点,P,(,r,),处电子出现的,概率密度,。,一般情况下，,是复数，而概率必须是实正数,2,应等于波函数与其共轭复数的乘积，即|,|,2,=,*,.|,|,表示,的模。,16,从,Schr,dinger,方程解出来的波函数，是球坐标,r,的函数式，记为,(,r,),6.量子数,波函数即原子轨道是薛定谔方程的合理解，为了使解合理，必须使波函数中某些常数的取值受到限制，这些受限制的常数共有三个，量子力学中把这三个受特定限制的常数称为,量子数,。,主量子数,n,、,轨道角动量量子数,l,和,磁量子数,m,18,6.量子数,当这,三个量子数的取值和组合一定时,，这个波函数才是合理的，这个,波函数的形式（数学表达式）也就定了,。,用符号,n,，,l,，,m,(,r,，,，,),表示,一个波函数可简化用一组量子数,(,n,，,l,，,m,),来表示,19,7三个量子数的取值范围和物理意义,（1）,主量子数,n,(principal quantum number),取值范围：,非零的正整数,n,=1，2，3，4,无穷大,物理意义：,决定电子出现概率最大的区域距原子核的平均距离。,n,，,距原子核,所以,n,也称为,电子层数,。,n,1，2，3，4，5，6，7,第,一，二，三，四，五，六，七,电子层,电子层符号,K，L，M，N，O，P，Q,20,物理意义：,对于,单电子,系统，是决定电子能量的唯一因素,且是决定电子能量高低的主要因素。,如,n,=1,时，电子离核的平均距离最近，能量最低。,n,远,E,距原子核无限远时，能量为0。,21,（2）,轨道角动量量子数,l,（orbital,angular momentum quantum number）,取值范围,：,角量子数,l,=,0，1，2，,n,1,(,共,n,个值),取值受,n,的制约，只能取包括零至,(,n,1),的正整数 。,物理意义,：,决定原子轨道的形状（,决定了,的角度函数的形状）,图9-7、图9-9、图9-10,如,l=,0,，,球形；,l=,1,，,哑铃形,在多电子原子中是决定电子能量的次要部分（,n,相同时，,l,E,即同一电子层中,E,ns,E,np,E,nd,npndnf,3.应用,l,相同，,n,不同时,轨道能级只由,n,值决定,n,E,例,:,E,(1,s,),E,(2,s,),E,(3,s,),E,(4,s,),E,(2,p,),E,(3,p,),E,(4,p,),（,屏蔽作用）,n,相同，,l,不相同时,轨道能级则由,l,值决定,l,E,例,:,E,(4,s,),E,(4,p,),E,(4,d,),E,(4,f,),（钻穿效应、屏蔽作用）,n,和,l,都不同时出现更为复杂的情况,能级交错,由此可见：多电子原子能级是十分复杂的问题。,53,4多电子原子的原子轨道的近似能级顺序,Pauling,近似能级图（鲍林）,美国科学家鲍林(,Pauling LC),根据大量的光谱数据计算出多电子原子的原子轨道的,近似能级图。,(,1,s,)(,2s2p,)(,3s3p,)(,4s3d4p,)(,5s4d5p,)(,6s4f5d6p,)(,7s5f6d7p,),近似能级顺序,能级组,：,nsnp,为一能级组,54,能级组,：,nsnp,为一能级组,注意：,鲍林能级图严格意义上只能叫“,顺序图,”,顺序是指轨道被填充的顺序或电子填入轨道的顺序。,换一种说法，填充顺序并不总是能代表原子中电子的实际能级！,例如,Mn,原子,(,Z=25),最先的,18,个电子填入,n,=1,和,2,的,9,条轨道,接下来,2,个电子填入,4,s,轨道,最后,5,个电子填入顺序图中能级最高的,3,d,轨道.但是,如果你由此得,“,Mn,原子中,3,d,电子的能级高于,4,s,电子,”，,那就错了.金属锰与酸反应生成,Mn,2+,失去的,2,个电子属于,4,s,而非,3,d,！,55,徐光宪先生,n,+0.7,l,规则,我国化学家徐光宪先生提出了多电子原子的原子轨道能级分别的定量依据：,(,n,+0.7,l,),值,，轨道能级,；,将,（,n,0.7,l,）,整数相同的轨道划分为一个能级组。,如,3,p 3d 4s 4p,轨道的能级高低,3,p,n,=3,l,=1,(,n,+0.7,l,),=3+0.7,1=,3.7,3d,n,=3,l,=2,(,n,+0.7,l,),=3+0.7,2=,4.4,4,s,n,=4,l,=0,(,n,+0.7,l,),=4+0=,4,4p,n,=4,l,=1,(,n,+0.7,l,),=4+0.7,1=,4.7,56,二、原子的电子组态,原子核外的电子排布又称为,电子组态、电子构型,，就是根据多电子原子原子轨道的能级给出所有电子的运动状态，即将原子中的所有电子排布在原子轨道上。,已经知道了周期表中各种元素基态原子的电子组态（参周期表），人们总结出了下列三个电子排布的规则。即,Pauli,不相容原理(,Pauli exclusion principle,),能量最低原理,(,Aufbau principle),Hund,规则(,Hunds rule),57,Pauli,不相容原理,(泡利),一个原子轨道最多只能容纳两个电子，而且这两个电子的自旋方式必须相反。,每一电子亚层最多容纳的电子数为：,s,2,、p,6,、d,10,、f,14,每个电子层最多可容纳的电子数为,2,n,2,在一个原子中，不可能存在四个量子数完全相同的两个电子。,58,能量最低原理,轨道能量的高低,依据近似能级顺序,。,注意,：,能量最低原理的真实含义是 当核外电子排布使整个原子的能量达到最低时，这个原子才是最稳定的基态原子。,在不违背,Pauli,不相容原理的前提下，基态多电子原子核外电子排布时，总是尽先排布在能量最低的轨道上，当能量最低的轨道排满后，电子才依次排布在能量较高的轨道上。,59,根据,Pauling,近似能级图和上述两原理，可得基态原子核外电子的填充顺序,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,2,3d,10,4p,6,5s,2,4d,10,5p,6,6s,2,4f,14,5d,10,6p,6,7s5f,各项的说明,例,6,C 1s,2,2s,2,2p,2,7,N 1s,2,2s,2,2p,3,8,O,9,F,19,K,电子组态的两种常用表示形式,电子排布式,、,轨道式,1s,2,2s,2,2p,4,1s,2,2s,2,2p,5,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,1,60,22,Ti,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,2,3d,2,电子填充顺序,22,Ti,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,2,4s,2,电子排布式,注意：,书写,电子排布式时应一律按电子层的顺序，而不按电子的填充顺序；,有例外时，应以实验为准,。,26,Fe 1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,6,4s,2,（有例外，都是副族元素共,19,种？有些例外可用下面的,Hund,规则解释,Cu，Ag，Au，Cr，Mo，,有些例外至今仍无圆满的解释。）,61,Hund,规则,复习,简并轨道：,原子中能量相等的轨道。,即,n,，,l,相同,m,不同的轨道。,s,轨道,m,=0,，,有,1,个简并轨道。,p,轨道,m,=0，1，,有,3,个简并轨道,。,d,轨道,m,=0，1，2，,有,5,个简并轨道。,f,轨道,m,=0，1，2，3，,有,7,个简并轨道。,电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。,62,例,6,C 1s,2,2s,2,2p,2,6,C,轨道式,7,N 1s,2,2s,2,2p,3,7,N,8,O 1s,2,2s,2,2p,4,8,O,2,1,0,1/2,;2,1,1,1/2,;2,1,1,1/2,2,1,0,1/2,;2,1,1,1/2,;2,1,1,1/2,或,63,Hund,规则的特例,简并轨道在全充满,（,p,6,，d,10,，f,14,）,、,半充满,（,p,3,，d,5,，f,7,）,和全空,（,p,0,，d,0,，f,0,）,时是比较稳定的。,例,24,Cr,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,2,3d,4,（,电子填充顺序）,电子排布式似是,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,4,4s,2,实验测定,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,5,4s,1,29,Cu,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,2,3d,9,（,电子填充顺序）,电子排布式似是,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,9,4s,2,实验测定,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,10,4s,1,根据光谱实验和量子力学得出：,简并轨道全充满、半充满、或全空的状态都是能量较低的稳定状态。,64,离子的电子构型（离子的电子排布式）,书写离子的电子排布式是在基态原子的电子排布式的基础上,加上,（负离子）或,失去,（正离子）电子。,失去电子时，先失去最外电子层上的电子。但应注意，在填充电子时，,4,s,能量低于,3,d，,但,3,d,上填上电子后,4,s,的能量就高于,3,d,，（,由于,3,d,的屏蔽作用）形成离子时，先失去,4,s,上的电子。,如,Fe,3+,26,Fe,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,6,4s,2,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,5,Fe,2+,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,6,65,几个概念,原子芯,：,把内层已达到稀有气体电子层结构的部分，用稀有气体的元素符号加方括号表示。,价电子层（价层）：,化学反应中结构发生变化的电子层。,价电子：,价电子层中的电子。,如,19,K:1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,1,Ar4s,1,4s,1,价层组态,66,基态原子的电子组态：小结,根据鲍林图中给出的能级顺序，运用构造原理写出基态原子的电子组态，是本章最重要的教学目的之一。,记住一些重要的例外,它们与亚层半满状态和亚层全满状态的相对稳定性有关。几个例子,Cu，Ag，Au，Cr，Mo。,67,当元素按照核电荷数递增的顺序排列时，,电子排布,(,电子组态,)呈周期性变化,元素性质呈现周期性变化。这一规律叫做,元素周期律,。,原子核外电子组态的周期性变化是元素周期律的本质,。,元素周期表,是周期律的表现形式。,周期表,（参附录）、,周期,、,族,第四节 电子组态和元素周期表,68,0,元素周期表,69,（一）能级组和元素周期,1.七个周期,第,1,周期是超短周期，第,2,和第,3,周期是短周期；以后是长周期，第,7,周期为未完成周期。,2.,电子填充顺序中,ns-np,为一个能级组。,徐光宪的,（,n,0.7,l,）,计算方法中整数相同的轨道划分为一个能级组，整数值等于能级组数。,3.每一个周期与一个能级组对应,周期数=最高能级组数=该周期元素原子最外电子层的主量子数（最外电子层数）,4.各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。,2，8，8，18，18，32，32,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,2,n,2,（,能级组与能级交错决定）。,7s,2,5f,14,6d,10,7p,6,例9-5,p168,70,（二）价层电子组态与族,周期表中把性质相似的,元素,归为一族(竖行)。,周期表中共有十六个族，分为主族和副族。它们是按电子组态划分的。,标示方法：,我国采用美国系统，用罗马数码标记，如：,IA、B,等等，而且，第8-10列叫第,族不叫,B，,第18列叫0族,但“0”不是自然数,也不是罗马数码;,IUPAC,推荐的族编号系统,自左至右依次编为第1至第18族.,71,1.主族,A,族,2）特点,内层电子为全充满状态,最外层为价电子层,价电子数,=,所属族数,=,最外层电子数,最高氧化值与族数相等（,O、F,除外）,A,族（,0,族）价电子层全充满，比较稳定,按电子填充顺序,，凡,最后一个电子填入,ns,或,np,能级的元素是,主族,元素。,1）共有8个,价层结构及价层电子数与族数的关系,72,2.副族,B,族,从周期表左边第3纵列开始有10个纵列；,从左到右的顺序是,B，B，VB，B，B，B（3,个纵列），,IB，B；,族序数与该族元素最高氧化态对应(有少数例外，如铜银金)。,按电子填充顺序,，凡,最后一个电子填入,d,或,f,能级的元素是,副族,元素。,1）共8个副族，10个纵列,2）价电子层,内过渡元素的价层为：,(,n-2)f(n-1)d ns,其余价层为：,(,n-1)d ns,73,3）族数与价电子层电子数的关系,镧系、锕系,对于,(,n-1)d,电子未充满的元素,37,个电子，族数,=(,n-1)d,电子数,+,ns,电子数,810,个电子,，族数,=8,对于,(,n-1)d,电子充满的元素,族数,=,ns,电子数,74,2.族与原子的电子组态价层电子构型相似的元素列为一列为族,IA,A,族:,ns,1-2,:,8,个主族：,A ,族:,ns,2,np,1-5,共16个族,零族:,ns,2,np,6,(,氦：1,s,2,),BB,族:(,n-1)d,10,ns,1-2,8,个副族:,BB,族:(,n-1)d,1-5,ns,1-2,族:(,n,1)d,610,n,s,0,1,2,特点：,一般地，,族数=价层电子数,(除,B,B),75,（三）元素分区,1）分区,价层电子构型,元素,性质,s,区,n,s,1,或,n,s,2,A A,金属,p,区,n,s,2,n,p,16,A,A,非金属,d,区,(,n,1)d,19,n,s,12,B,过渡,元素,ds,区,(,n,1)d,10,n,s,12,B B,f,区,(,n-2)f,0-14,ns,2,(,n-2)f,014,(n-1)d,01,ns,2,镧系和锕系,但有例外,2）特点,P169,76,（四）过渡元素和稀土元素,过渡元素,：全部副族元素,内过渡元素,：镧系和锕系元素,稀土元素：镧系元素,、钪、钇共17个元素,本部分要求：,一般可以根据元素的原子序数，写出该原子的电子组态并推断它在周期表中的位置，或者根据它在周期表中的位置，推知它的原子序数和电子组态。,77,例 题,已知周期、族确定电子构型,已知原子序数，确定周期、族、区,例9-6,已知某元素的原子序数为,25,，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。,解：,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,5,4s,2,或,Ar,3d,5,4s,2,属于第四周期,最外层电子数+次外层,d,电子数,=7,应为,VIIB,族,3,d,电子未充满，应属于,d,区元素,78,补例1,已知某元素位于第五周期,VIIA,族位置上，试写出该元素的电子排布式和原子序数。,解：,该元素最外层电子的主量子数,n,=5,第,VIIA,族，所以最外层电子数应为7，,应是,5,s,2,5p,5,其内层应为全充满状态，,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,10,4s,2,4p,6,4d,10,5s,2,5p,5,原子序数,为：,2+8+18+18+7=53,79,补例2,据下列元素的外层电子构型判断它们在周期表中所属于周期、族、区。,A.3s,2,B.2s,2,2p,5,C.3d,2,4s,2,D.3d,5,4s,1,E.4d,10,5s,1,F.4s,2,4p,6,补例3,某元素,+3,价离子电子排布式为：,1,s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,5,4s,0,，,判断元素所在周期、族。,Ar3d,6,4s,2,第,4,周期,，,2+6,=8，,VIII,80,第四节 元素性质的周期性变化规律,一、有效核电荷,Z,Z,=,Z-,:,实际受到吸引的核电荷。,变化规律,:原子序数,，,Z,且呈周期变从,左右,：,Z,；,从上到下,81,二、原子半径,从左到右,r,缓慢减小；,从上到下,r,略有增大。,类型：,共价半径、,van der Waals,半径、金属半径,变化规律,主族元素,：,从左到右,r,减小；,从上到下,r,增大。,过渡元素,：,82,三、,元素的电负性,电负性的标度有多种，常见的有,Mulliken,标度(,X,M,)，Pauling,标度(,X,P,),和,Allred-,Rochow,标度(,X,AR,)。,元素的电负性越大，原子在分子中吸引电子的能力就越强，元素的非金属性也就越强；元素的电负性越小，原子在分子中吸引电子的能力就越弱，元素的金属性也就越强。,1定义,元素的电负性是指元素的原子在分子中吸引电子的能力。,2变化规律,同一周期从左到右电负性依次增大；,同一主族从上到下电负性依次变小，,F,元素,X,P,为,3.98,，非金属性最强。,一般金属元素,x,2.0,83,电负性在周期表的,变化规律,同一周期，从左到右,，有效核电荷数递增，原子半径递减，原子吸引成键电子的能力增强，,电负性增大,。,同一主族，从上到下,，有效核电荷数基本相同，原子半径增加较多，原子吸引成键电子的能力减弱，,电负性减小,。,副族元素电负性变化较复杂。,电负性最大,电负性最小,一般金属元素,x,2.0,84,85,