最新原子结构和元素周期系课件PPT.ppt 53页

'原子结构和元素周期系 本章要求基本要求：1、了解人类认识原子结构的发展历史；2、了解原子结构有关术语和概念；3、掌握四个量子数n、l、m、ms的意义和相互关系；4、会用四个量子数写出1—4周期常见元素的电子结构式，并会由结构式确定元素所在周期、族、区、特征电子构型（即价电子构型）、元素名称和高氧化态及低氧化态化合物化学式。5、掌握原子结构与周期系的关系。 第一节人类认识原子结构的简史1、古代朴素的原子论：古希腊哲学家德模克利特的原子论；19世纪初，道尔顿在实验基础上提出的原子论。2、通过阴极管射线的研究发现了电子；3、通过粒子的散射实验证实了原子中除了有带负电的电子，还有带正电、质量大的原子核；4、卢瑟福提出了世界上第一个带核原子模型，但解释不了氢等原子光谱是线状光谱的事实； 二电子衍射实验电子衍射实验证明了“德布罗意”科学预言的准确性。实验结果表明：电子不仅是一种有一定质量高速运动的带电粒子，而且能呈现波动的特性。（当然，其运动还是量子化的。）既然电子是具有波粒二象性的微观粒子，能否用经典力学中确定宏观物体运动状态的物理量“位置”和V描述其运动状态呢？ 三海森堡测不准原理海森堡认为：“由于微观粒子具有波粒二象性，所以不可能同时精确地测出它的运动速度和空间位置。”其数学表达式为：xph（6—6）（6-6）表明：对于任何一个微观粒子，测定其位置的误差与测定其动量的误差之积为一个常数h.（即原子中核外电子的运动不可能同时准确测出其位置和动量。） 2-3核外电子运动状态的描述一薛定谔波动方程（6-7）该方程是描述核外电子等微观粒子运动状态的方程，是一个二阶偏微分方程，其中x、y、z表示e的空间直角坐标；方程的解是波函数。二波函数和四个量子数在薛定谔方程中：由于包含了体现微粒性的m（质量）、E（总能量）、V（势能）和体现波动性的波函数，所以该方程能反映电子等微观粒子的运动状态。解方程的目的是要解出波函数和相应的能量。为了得到电子运动状态合理的解，必须引用只能取整数值的三个参数——量子数。 三个量子数的取值及它们的关系主量子数：n=1、2、3、4-----。角（副）量子数：L=0、1、2---(n-1)；n确定时，L可取L(n-1)的所有整数。磁量子数：m=i取0、1、2-----。L确定可取mL的所有整数。除了以上三个量子数，量子力学中还引入了电子的自旋量子数ms，其值为1/2。研究证明：核外电子运动状态必须用4个量子数n、L、m、ms来描述，缺一不可。 四个量子数及其意义1主量子数n—又称能量量子数，是决定电子能量的主要量子数。2角（副）量子数L—是确定原子轨道形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子能级能量大小的量子数。 四个量子数及意义3-43磁量子数m—即决定原子轨道空间取向的量子数。一个取值表示一个空间伸展方向。4自旋量子数ms—是表示电子自旋方向的量子数。有两个取值，+1/2~-1/2。 学习四个量子数的目的学习四个量子数的目的：是为了根据原子轨道能量高低，按照核外电子排布原理，写出常见元素的电子构型，掌握各类元素电子构型的特征及与元素周期表的关系，进而掌握元素的性质变化规律。 第三节原子核外电子排布和元素周期表3-1多电子原子的能级在多电子原子中，由于存在电子与核之间的静电引力，电子与电子之间的相互排斥力，因此电子的运动状态比较复杂，为了表示这种复杂性，人们建立了——中心势场模型，用屏蔽效应和钻穿效应来解释。 一中心势场模型——“即在讨论核电荷数Z>1的原子中某个电子的运动状态时，将其它电子对该电子的静电排斥作用设想为是由原子中心发出来的，而这种排斥作用相当于降低了原子核对该电子的吸引力，形成了一个中心势场。”这就是中心势场摸型。 二屏蔽效应和钻穿效应1屏蔽效应——在中心势场模型的基础上，人们把多电子原子中其它电子降低核电荷对某电子的吸引力的作用称为屏蔽效应。有效核电荷——被屏蔽效应降低后所剩余的核电荷称为有效核电荷，用Z*表示。显然：屏蔽效应会减弱原子核对外层电子的吸引力，使其离核更远，所以外层电子的能量升高。实验证明：屏蔽效应随n的增大而增大，n越大其能级E越高。 2钻穿效应钻穿效应——简单的说，“即外层电子有钻到核附近的现象。”钻穿效应的结果，使核对电子的吸引力增大，电子的能量降低。综上所述：当n同而L不同，L越小钻穿效应越强，E越低。即Ens18的元素中。按上公式，可将所知的能级分为七个能级组，恰好与周期表中的七个周期相对应。 3-2核外电子排布原理与电子排布1能量最低原理——“核外电子在原子轨道上的分布总是按能级由低到高的顺序进入各个原子轨道的。”2保里不相容原理——“每个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。”即同一原子中没有两个4个量子数都相同的电子。3洪特规则—等价轨道中的电子将尽可能以相同的自旋方向分占不同轨道。 学习核外电子排布还应注意的问题：第一电子层结构（电子排布式）与电子填充的表示不一样。即在能级交错的地方，填充电子时先填入低能量轨道，再填入高能量轨道；但是，表示电子层结构或写电子排布式时，则按电子层写，同层写在一起，不按能级组写。第二填充电子和失去电子的顺序不一致，不是先失去能量高的电子，而是先失去最外层的电子，再失去次外层的电子。 学习核外电子排布还应注意的问题：第三在写价电子构型（价e结构）时，对于过渡元素的原子，一般应包括次外层的d电子；对于离子，若原子失去电子后次外层变为最外层，则要将最外层电子写完整。第四判断元素属于某一分区时，（分为S、P、d、ds区)要按最后一个电子排入哪类轨道划分。 3-3原子结构与元素周期系的关系周期系—是指自然界中元素所形成的一个完整的体系。周期律—是指“随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，而使元素性呈现周期性递变的规律。”元素周期表—是元素周期律的直观的表达形式。 常见元素周期表1、最早是门捷列夫短式周期表（1869年）；2、三角行周期表；3、宝塔式（滴水钟式）周期表；4、现在最通用的是维尔纳长式周期表。 维尔纳长式周期表的结构1、周期：——维尔纳长式周期表分主表和副表。2、列：维尔纳长式周期表有18纵列，包括8个主族和8个副族。3、族：主族（A族），副族（B族）。4、区：主表从左到右分为S、d、ds、p区，副表（镧系和锕系）是f区。5、非金属三角区：21种非金属集中于此。 注意：1周期律的本质电子排布的周期性导致了元素性质的周期性，每一周期都从开始到结束，周期性的重复这一变化。 2.周期的划分周期不是按电子层划分，而是按能级组划分。周期数=能级组数=元素最外电子层数各周期元素数目=相应能级组中所具有的运动状态数（即所容纳的电子数）。各电子层所容纳的电子数等于2n2,且最外层电子数小于等于8。3.族的划分族是按价电子数（特征电子构型）划分的。 4元素的分区S—外层e构型为nS1~2的ⅠA和ⅡA为S区;P—外层e构型为nS2nP1~6的ⅢA至ⅧA和零族为P区；d—外层构型一般为(n-1)d1~8nS1~2的ⅢB至ⅧB为d区；ds—外层e构型为(n-1)d10nS1~2的ⅠB和ⅡB为ds区；f—外层e构型为(n-2)f1~14nS2的镧系58~71和锕系90~103为f区。 第四节元素的电离势、电负性和原子结构电离势—指“使基态的气态原子失去1个电子，形成+1价气态阳离子时所需的能量称为第一电离势，用Ⅰ1表示。Ⅰ1