原子结构与周期系.ppt

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1、1,2,3,第一节 原子结构与周期系,1803年，J.Dalton原子学说近代化学的建立 1897年，J.J.Thomson发现电子（测得了电子的电荷；1909年， R.A.Millikan测定了电子的质量）原子不再不可分割； 1911年，E.Rutherford运用粒子（He核）散射实验确认原子 核存在，建立了原子结构的行星模型。 1、原子是一个电中性微粒，由z个正电荷的原子核和z个负电的核外电子构成；原子核由z个正电荷的质子（p）和若干中子（n）组成的紧密体，直径不及原子直径万分之一，电子直径更小（10-15m）。 2、质子数相同中子数不同的原子互为同位数，质子数不同的原子为不同元素，不同

2、元素按质子数（核电荷数）从小到大在周期表中排列，排列的序数叫“原子序数”，原子序数核内质子数核电荷数核外电子数。,原子的认识背景知识,4,第一节 原子结构与周期系,一、原子结构的近代概念 核外电子运动的特殊性,运动的粒子性Newton经典力学(v c); 波动性Maxwell波动方程 热现象热力学和古典统计物理学,黑体辐射（曲线方程），光电效应（光电子初动能与频率相关，与光强无关；光电效应存在红限；光电效应与时间）， 原子光谱（非连续）; 1900, Plank; 1903, Eistein; 1913, Bohr;1924, L.de Broglie; 1926,S.Schrdinger近代

3、量子物理和化学原子（核外电子）的近代认识：,5,1、量子化特征,量子化: 质点的运动和运动中能量状态的变化不 连续,呈跳跃式变化。 能量最低的定态叫基态， 能量较高的定态叫激发态, 这些不连续能量的定态叫能级。 能量的传播以某一最小能量的整数倍 =h,Plank,e0(,T)=2phc2 -5/(ehc/kT-1);Einstan,1/2mv2=h-A,eT=dE/d 黑体 e0(,T); Stefen-Boltzmann Eo(T)=sT4;Wien Tm=b,基态到激发态之间不连续,6,Bohr氢原子模型与氢原子光谱,Bohr原子模型(H)承上启下，开拓性工作具有里程碑的意义 1 定态轨道

4、的概念:核外电子的运动不是任意的，只能在有确定半径和能量的轨道上运动，称为定态轨道，定态轨道上运动的电子不辐射能量 2 轨道能级的概念:不同的定态轨道能量不同，称为能级。电子尽可能处于离核较近、能量较低的能级，称为基态，其余为激发态。激发态电子不稳定，跃迁到较低能级，释放光能，光的频率决定于能级差，h=E2-E1。,根据Ruthford原子模型，运用库仑定律和牛顿定律 rn=n2e0h2/pme2 En= -me4/8e02n2h2 = -2.1810-18/n2(J),1885年，J.J.Balmer =Bn2/(n2-4), B=3645.7; (=c=2.998108m/s) 1890年

5、,J.R.Rydberg,=4c/B(1/n12-1/n22)=3.291015(1/n12-1/n22),模型仍然以古典理论为基础，定态时不发生辐射与该理论抵触，量子化条件的引入缺乏理论基础，对原子光谱的强度、宽度、偏振等无法解释。,动量矩Pn=nh/2p=mvnrn, mvn2/rn=e2/4pe0rn2;En=mvn2/2-e2/4peorn(eo-真空电容率）,7,电子具有确定体积（d=10-15m）、质量（9.110-31kg）， （J.J.Thomson和R.A.Milikan分别于1897、1909年实验测得） 因此其粒子性勿庸置疑； 1927年，C.J.Davisson, L.

6、H.Germer电子衍射现象证明电子运动时具有光的波动性。 Einstan光电效应证明光的粒子性，光是波动的粒子流，每个粒子为一个光子，能量为h。 电子运动与所有光运动形式类似，具有显著的波 粒两象。这就是电子的波粒二象性。,2、波粒二象性,例如：一个电子 m =9.1110-31kg =106m.s-1,按德布洛依关系,此电子 =727pm,1924年德布罗依设想具有静止质量的微观粒 子与光一样也具有波粒二象性的特征。为此 他给出了一个关于粒子的波长、质量和运动 速率的关系式： 微观粒子波动性和粒子性通过普朗克常数h (6.62510-34 JS)联系起来。,= h / p = h / m

7、v,8,110-2kg;1103m/s l=6.610-35m(子弹),9,3、统计性-概率,电子的波动性是电子无数次行为的统计结果。 所以，电子波是一种统计波。,测不准关系式，xp=nh；微观粒子的古典理论的应用范围,10,电子云：电子的概率密度随电子离核的距离 而变化，离核越近，电子出现的几 率越大。以黑点的疏密表示电子几率密度分布的图形叫做电子云。,二、原子轨道和电子云,波函数： 描述原子核外电子运动状态的数 (原子轨道) 学函数式，是电子的一种运动状态。,原子核外某空间单位体 积内电子出现的几率。,波函数为描述电子的数学表示式，又是空间坐标的函数，其空间 图像可以形象地理解为电子运动的

8、空间范围，俗称原子轨道。,11,氢原子的1S电子云,以黑点的疏密表示电子几 率密度分布的图形叫做电 子云。氢原子基态电子云 呈球形。对于氢原子来说， 只有1个电子，图中黑点的 数目并不代表电子的数目， 而只代表1个电子在瞬间出 现的那些可能的位置。,电子云示意图,12,13,(1)从外形上观看到s、p、d电子云角度分布图的形状与原子轨 道相似，但p、d电子云角度分布图稍“瘦”些。 (2)原子轨道角度分布图中有正、负之分，而电子云角度分布 图则无正、负号。电子云角度分布图和原子轨道角度分布图 都只与l、m两个量子数有关，而与主量子数n无关 。,14,角量子数 l 0 1 2 3 4 电子亚层符号

9、 s p d f g,主量子数n 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P ,四个量子数,自旋量子数 ms 能取1/2两个数值,确定能级 En= -2.1810-18/n2 电子层数 rn=n2e0h2/pme2,轨道形状 (球、纺锤、花瓣形) 确定电子亚层、能量,磁量子数 m 2 l +1 取值范围 -l、-(l-1)0、+(l-1)、+l,确定原子轨道 的空间取向,表示电子自旋状态,15,表4.1 氢原子轨道与三个量子数的关系,电数 2 8 18 32 2 n2,16,同一个原子中没有四个量子数一样的电子 每个轨道内最多容纳两个自旋相反的电子 电子的三个量子数相同则第

10、四个必不同 每个电子都具有以量子数描述的不同运动状态,Pauli exclusion principle,17,近似能级图Pauling近似能级图 根据光谱实验数据结合理论推算，用图示近似表示能级相对高低,H原子轨道能级仅与n值有关 多电子原子轨道的能级由 n、l 共同决定,2、原子轨道的能级与核外 电子分布,多电子原子中发生： 能级分裂：同层电子能级不同 能级交错：E4s E3d (能级低于次层）,3s ,4f ,4d ,2p ,能量,Pauling近似能级图,能级组,18,7s5f6d7p,1s ,2s ,4s ,5s ,6s ,3p ,4p ,5p ,6p ,3d ,5d ,表示一个原子

11、轨道 位置表示能级高低 能级接近归为能级组 n相同能级随l增大 l相同能级随n增大 n、l不同能级有交错,19,sequence,20,2,6,2,6,2,2,21,遵守三原则，按能级高低顺序，再按电子层(n)归并。如：,22Ti 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2, 原子的“外层电子构型”如：,22Ti 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2,电子分布式可写为：Ar3d2 4s2, 原子的电子分布式,原子实 Ar剩余电子,22,原子的电子分布式和外层电子构型,“外层电子”即价层电子，价电子层未必是最外电子层（包括次层和再次层）， 价电子层电子未必都是价电子

12、,23,17Cl 3s2 3p5 26Fe 3d6 4s2 29Cu 3d10 4s1,主族：ns or ns np 过渡元素：(n-1)d ns 镧系、锕系： (n-2) f ns,外层电子构型：,24,大量事实表明：元素以及由其形成的单质和化合物的性质随元素原子序数（核电荷数）的递增呈现周期性变化，这一规律称为元素周期律。,3、核外电子分布与周期系,元素性质的周期性元素原子核外电子排布的周期性,25,元素的周期数与原子轨道能级组对应 每周期的元素数目: 每周期元素的数目等于相应能级组内各轨道所容纳的最多电子数。 元素在周期表中的位置: 元素在周期表中所处周期的号数等于该原子的电子层数。 元

13、素在周期表中的分区: 根据各族元素的外层电子构型，可把周期表分成五个区域：,3、核外电子分布与周期系,26,超短 能级组:1s,短 能级组:2s2p,短 能级组:3s3p,长 能级组:4s3d4p,长 能级组:5s4d5p,超长:6s4f5d6p,7s5f6d7p,元素在周期表中的位置 周期数= n 族号数: 主族(A)ns、np电子数之和;ns1-2:s区,ns2np1-6 p区 副族(B)(n-1)d、ns电子数之和,1-7 d区；d10s1-2ds区 B 族 (n-1)d、ns电子数之和(8-10) 零 族(A)ns2 或ns2np6。,27,主族元素最后一个电子填入ns或np 副族元素

14、最后一个电子填入(n-1)d或 (n-2)f又称过渡元素，f区为内过渡区,元素在周期表中的分区,28,29,四、元素性质的周期性 1、原子半径,共价半径： 同种元素原子形成共价单键时相邻两原子核间距离的一半； 金属半径： 金属晶体中相邻两原子核间距离的一半。 主族元素在同一短周期中，从左至右随原子序数的递增，原子半径逐渐减小； 同一主族，自上而下各元素的原子半径逐渐增大。,30,2、元素的金属性和非金属性,短周期元素 从左至右，元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。 长周期过渡元素 金属性从左到右减小缓慢。 镧系、锇系元素都是金属 原子半径减小得更缓， 金属性更接近。,使基态的气态原子或离子失去电子所需要的最低能量,规律：主族：左右，增大；上下，减小。 副族：规律不明显。,3、电离能,31,32,*电负性：分子中原子吸引电子的能力。 以(F)=4.0为基准计算其它元素的电负性。,规律：左右，由小大；上下，由大小。 一般以2.0作为金属性的分界。,33,