原子的电子层结构和元素周期律课件.ppt

1、 第二章 原子结构 第一节第一节 核外电子运动的特殊性核外电子运动的特殊性 一、历史回顾 二、核外电子运动的特殊性 三、波函数 四、电子云 五、四个量子数 第二节第二节 核外电子排布规律核外电子排布规律 一、多电子原子轨道能级 二、核外电子排布原理 第三节第三节 原子的电子层结构和元素周期律原子的电子层结构和元素周期律 一、原子结构与元素周期律的关系 二、元素性质的周期性内容提要 1.掌握用四个量子数描述核外电子运动状态的方法。 2.掌握核外电子的排布及原子结构与元素周期系的关系。掌握元素某些性质的周期性。 3.熟悉波函数、原子轨道、电子云的概念，熟悉原子轨道和电子云的角度分布图。 4.了解核

2、外电子运动的特殊性。了解多电子原子产生能级交错的原因。教学基本要求历史回顾核外电子运动的特殊性 波函数电子云 四个量子数一二三四五第一节 核外电子运动的特殊性 一、历史回顾 第一节 核外电子运动的特殊性 道尔顿认为： 1.一切物质都是原子组成，原子不能再分割； 2.同一种元素的原子在质量、形态等方面完全相同； 第一节 核外电子运动的特殊性 3.原子以简单的比例结合成化合物；汤姆逊原子模型 通过阴极射线的偏转实验，发现了带有负电荷的电子，从而打破了原子不可分割的观点。人们对物质结构的认识开始进入了一个重要发展阶段。 第一节 核外电子运动的特殊性 卢瑟福原子模型 “行星模型”或有核原子结构模型。该

3、模型中，把微观的原子看成“太阳系”，带正电的原子核好比“太阳”，电子在原子核外绕核旋转，就象行星绕着太阳运动一样。原子核占有全部正电荷和几乎全部的原子质量。第一节 核外电子运动的特殊性 玻尔的氢原子模型1.氢原子结构理论的基本假说n=1n=2n=3n=4：表示辐射光的频率：表示普朗克常数：表示能量hEEEhE12（2）跃迁（3）不连续（1）分层第一节 核外电子运动的特殊性 1)行星模型:假定氢原子核外电子处在一定的线性轨道上绕核运行，正如太阳系的行星绕太阳运行一样。 2) 量子化条件:玻尔假定，氢原子核外电子的轨道不是连续的，而是分立的。 3)定态假设: 基态 激发态 跃迁第一节 核外电子运动

4、的特殊性 2.玻尔理论解决的问题 （1）原子的稳定性 （2）阐明了氢原子光谱的不连续性氢原子光谱的一部分氢原子光谱的一部分第一节 核外电子运动的特殊性 (一) 微观粒子的波粒二象性 微观粒子既具有波的性质又具有粒子的性质称为波粒二象性。电子就是具有粒子性和波动性这样双重性质的物质。P = mc = h / c = h / 二、核外电子运动的特殊性电子衍射实验，得到一系列明暗相间的电子衍射实验，得到一系列明暗相间的环环衍射环纹，证实电子具有波动性。衍射环纹，证实电子具有波动性。第一节 核外电子运动的特殊性 2.不确定原理 微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量测不准原理来源于微观粒子运动的波粒二

5、象性，是微观粒子的固有属性。 电子的位置虽然测不准, 但可以知道它在某空间附近出现的几率，因而可以用统计的方法和观点, 考察其运动行为，用电子出现在核外空间各点的几率分布图来描述。第一节 核外电子运动的特殊性 1926年薛定谔建立了著名的描述微观粒子运动状态的量子力学波动方程： 量子力学中描述核外电子 在空间运动 的数学函数式，即原子轨道 E轨道能量 m微粒质量 h普朗克常数 x,y, z 为微粒的空间坐标 (x,y,z) 波函数0)(822222222VEhmzyx三、波函数第一节 核外电子运动的特殊性 用波函数的数学形式描述核外电子的运动状态不如用其图像更直观，常用原子轨道的角度分布图来描

6、述核外电子的运动状态，波函数的角度分布图又称为原子轨道的角度分布图 0)(822222222VEhmzyx第一节 核外电子运动的特殊性 第一节 核外电子运动的特殊性 原子轨道的角度分布图四、电子云 电子的波函数的意义比较好的解释是统计解释，量子力学引入了电子云的概念。 电子云的物理意义： 黑点较密的地方表示电子出现的机会多。第一节 核外电子运动的特殊性 电子云的角度分布图 电子云的角度分布图比波函数的角度分布图 略“瘦”些。电子云的角度分布图没有。 作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称 性，因此在讨论化学键的形成时有重要作用。 原子轨道的角度分布图有。这是根据的解析式算得的。它不表示电性的正

7、负。第一节 核外电子运动的特殊性 薛定谔方程式的解为系列解，每个解都有一定的能量E和其相对应，且每个解 都要受到三个常数n，l，m的规定。称n，l，m为量子数。主量子数主量子数 n角量子数角量子数 l磁量子数磁量子数 m自旋量子数自旋量子数 ms1234五、四个量子数第一节 核外电子运动的特殊性 (一一) 主量子数 n 取值： n =1，2，3，； 物理意义： n值的大小表示电子的能量高低。 n值越大表示电子所在的层次离核较远，电子具有的能量也越高。 对于n =1，2，3，分别称为第第一能层，第二能层，第三能层n 12345对应电子层对应电子层第一层第一层第二层第二层第三层第三层第四层第四层第

8、五层第五层第一节 核外电子运动的特殊性 (二二) 角量子数 l取值： l =0，1，2，n-1；物理意义： l 表示电子云的形状。角量子数 01234亚层符号spdfg轨道形状球形哑铃型花瓣型第一节 核外电子运动的特殊性 主量子数与角量子数的关系n1234电子层电子层第一第一第二第二第三第三第四第四l00 10 1 20 1 2 3亚层亚层1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f第一节 核外电子运动的特殊性 (三) 磁量子数 m 取值：取值： m =- l，-2，-1，0，1，2， l ， 意义：意义： m 表示电子云在空间的伸展方向。每一个表示电子云在空间的伸展方向。每一个m值代

9、表值代表一个伸展方向、电子轨道或原子轨道。磁量子数与能量无关。一个伸展方向、电子轨道或原子轨道。磁量子数与能量无关。n = 1l = 0n = 2l = 0l = 1m = 0m = 0m = 1m = -1m = 01条轨道条轨道4条轨道条轨道第一节 核外电子运动的特殊性 磁量子数mn =3 l = 0l = 1l = 2m = 0m = 1m = -1m = 0m = 1m = -1m = 0m = 2m = -29条轨道条轨道第一节 核外电子运动的特殊性 磁量子数与角量子数的关系l值m值轨道l = 0（s亚层）m = 0 只有一种伸展方向，无方向性l = 1（p亚层） m = +1，0，

10、-1 三种伸展方向，三个等价轨道l = 2（d亚层） m = +2，+1，0，-1，-2 五种伸展方向，五个等价轨道l = 3（f亚层） m = +3，+2，+1，0，-1，-2，-3 七种伸展方向，七个等价轨道第一节 核外电子运动的特殊性 第一节 核外电子运动的特殊性 ms = 1/2, 表示同一轨道中电子的两种自旋状态 每一电子层中可容纳的电子总数为2n2。第一节 核外电子运动的特殊性 取值：2121，(四) 自旋量子数ms电子平行自旋：电子反平行自旋： 电子的运动状态 有了四个量子数，就可以描述原子中某一电子的运动状态。 描述一个原子轨道要用三个量子数，而描述一个原子轨道上运动的电子，要

11、用四个量子数。 第一节 核外电子的运动的特殊性 四个量子数n，l，m，ms量子数小结主量子数主量子数 n 决定原子轨道半径的大小（即电子层）和电子的能量决定原子轨道半径的大小（即电子层）和电子的能量角量子数角量子数 l 决定电子运动区域或电子云形状同时也影响电子的能量决定电子运动区域或电子云形状同时也影响电子的能量磁量子数磁量子数 m 决定决定电子运动区域电子运动区域或电子云在空间的伸展方向或电子云在空间的伸展方向自旋量子数自旋量子数 ms 决定电子的自旋状态（或自旋方向）决定电子的自旋状态（或自旋方向）第一节 核外电子运动的特殊性 多电子原子中，原子轨道之间相互排斥，使主量子数相同的各轨道的

12、能级不再相等.因而，多电子原子中的轨道能量由n，l 决定。 鲍林近似能级图 一、多电子原子轨道能级第二节 核外电子排布规律第七组第七组 7s 5f 6d 7p 第六组第六组 6s 4f 5d 6p 第五组第五组 5s 4d 5p 第四组第四组 4s 3d 4p 第三组第三组 3s 3p 第二组第二组 2s 2p 第一组第一组 1s七个能级组七个能级组第二节 核外电子排布规律1.轨道能及 轨道能级相对高低由 n 和 l 同时决定：（1）角量子数相同，主量子数大的能量高 E1sE2sE3sE4s第二节 核外电子排布规律（2）主量子数相同, 角量子数大的能量高EnsEnpEndEnf（3）主量子数和

13、角量子数均不同时, 出现能级交错 现象。 EnsE(n-2)fE(n-1)dEnp如第二节 核外电子排布规律 2.屏蔽效应和钻穿效应能级交错产生的原因 （1）屏蔽效应： 指定电子因受其他电子的排斥，使其感受到的核电荷减小的作用。第二节 核外电子排布规律外层电子对内层电子无屏蔽外层电子对内层电子无屏蔽内层电子对外层电子有较强的屏蔽内层电子对外层电子有较强的屏蔽同层电子间有较弱的屏蔽同层电子间有较弱的屏蔽 （2）钻穿效应：由于电子穿过内层钻到核附近回避其他电子屏蔽，引起能量变化的现象 第二节 核外电子排布规律n 相同，l不同的轨道中的各个电子，钻穿效应的大小为： nsnpndnf EnsEnpEn

14、dEnf 屏蔽效应与钻穿效应共同作用产生能级交错:l相同，n越大电子能量越高n相同，l越大电子能量越高二、核外电子排布原理第二节 核外电子排布规律多电子原子中电子的填充规律 遵循以下三条规则： 1.能量最低原理2.保里不相容原理3.洪特规则 3. 3.洪特规则洪特规则 在在n n和和l l相同的简并轨道中，电子尽可能以自旋相同的方式相同的简并轨道中，电子尽可能以自旋相同的方式分占不同的简并轨道。在等价轨道中电子排布全充满、半充满和全空状态时，分占不同的简并轨道。在等价轨道中电子排布全充满、半充满和全空状态时，体系能量最低最稳定。体系能量最低最稳定。 全空全空 半充满半充满 全充满全充满 1.

15、1.能量最低原理能量最低原理 电子总是尽先填充能量较低的轨道，然后填充能量电子总是尽先填充能量较低的轨道，然后填充能量较高的轨道。保持体系的能量最低。较高的轨道。保持体系的能量最低。 2. 2.泡利不相容原理泡利不相容原理 同一原子中没有运动状态完全相同的电子，所以每同一原子中没有运动状态完全相同的电子，所以每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。第二节 核外电子排布规律 11 Na 钠钠 1s2 2s22p63s1 12 Mg 镁镁 1s2 2s22p63s2 13 Al 铝铝 1s2 2s22p63s23p1 14 Si 硅硅 1s2 2s

16、22p63s23p2 15 P 磷磷 1s2 2s22p63s23p3 16 Si 硫硫 1s2 2s22p63s23p4 17 Cl 氯氯 1s2 2s22p63s23p5 18 Ar 氩氩 1s2 2s22p63s23p6原子原子序数序数元素元素符号符号名称名称电子结构式电子结构式第二节 核外电子排布规律 21 Sc 钪钪 Ar 3d14s2 22 Ti 钛钛 Ar 3d24s2 23 V 钒钒 Ar 3d34s2 24 Cr 铬铬 Ar 3d54s1 25 Mn 锰锰 Ar 3d54s226 Fe 铁铁 Ar 3d64s227 Co 钴钴 Ar 3d74s228 Ni 镍镍 Ar 3d8

17、4s2 19 K 钾钾 Ar 4s1 20 Ca 钙钙 Ar 4s2 * ArAr原子实，表示原子实，表示ArAr的电子结构式的电子结构式 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 。* 虽先排虽先排4s后排后排3d ，但电子结构式中先写，但电子结构式中先写3d，后写，后写4s。第二节 核外电子排布规律第二节 核外电子排布规律 一、原子结构与周期律的关系 周期表将所有的元素划分为七个横排，18个纵行，其中每一个横排为一个周期，共七个周期；除Fe、Co、Ni三个纵行为一族外，每一个纵行为一个族，共16个族，8个主族，8个副族。第三节 原子的电子层结构和元素周期律 周期与能级组的关系周期与能级组的关

18、系 能级能级能级组能级组周期周期能级组内最多的电子数能级组内最多的电子数每周期中的元素数每周期中的元素数周期名称周期名称1s1122特短周期特短周期2s2p2288短周期短周期3s3p3388短周期短周期4s3d4p441818长周期长周期5s4d5p551818长周期长周期6s4f5d6p663232特长周期特长周期7s5f6d7p77 32 32未完成周期未完成周期第三节 原子的电子层结构和元素周期律 第三节 原子的电子层结构和元素周期律 (1) 主族：A、A、A、A、A、A、A族、(2) 副族：B、B、B、B、B、B、B、0族和 族 根据最后一个电子填入的能级不同，将元素分为五个区： S

19、区： ns12。最后的电子填在ns上,包括IA、IIA ,属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属 p区：ns2np1ns2np6。最后的电子填在np上,包括IIIA-VIIA以及 0 族元素,为非金属和少数金属 d区：（n-1）d19ns12。最后的电子填在(n-1)d上,包括 IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属 ds区：（n-1）d10ns12。( n-1)d全充满,最后的电子填在ns上,包括 IB-IIB,过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属) f区：包括锕系、镧系第三节 原子的电子层结构和元素周期律AA s 区A A、0 p 区B B 、 d 区 BB ds 区 f 区

20、HHe第三节 原子的电子层结构和元素周期律二、元素某些性质的周期性(1) 原子半径第三节 原子的电子层结构和元素周期律(2) 元素的电离能(3) 元素的电子亲合能(4) 元素的电负性(1) 原子半径根据测量手段不同，将原子半径分为：共价半径范德华半径金属半径第三节 原子的电子层结构和元素周期律H37He122Li152Be111B88C77N70O66F64Ne160Na186Mg160Al143 Si117 P110 S104 Cl99 Ar191 K227Ca197Sc161Ti145V132Cr125Mn124 Fe124 Co125 Ni125 Cu128 Zn133 Ga122 Ge

21、122 As121 Se117Br114Kr198 Rb248Sr215Y181Zr160Nb143Mo136Tc136Ru133Rh135 Pd138 Ag144 Cd149 In163 Sn141 Sb141 Te137 I133 Xe217 Cs265Ba217La188Hf159Ta143W137Re137 Os134 Ir136 Pt136 Au144 Hg160 Tl170 Pb175 Bi155 Po153At145Rn145原子半径/pm第三节 原子的电子层结构和元素周期律第三节 原子的电子层结构和元素周期律 (2) 电离能 基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需能

22、量.(第一电离能I1). 元素气态一价正离子失去一个电子形成气态二价正离子时所需能量为第二电离能，余依此类推。通常情况下I1I2I3I4 1.同周期元素，从左向右，第一电离能逐渐增大2.同族元素，从上向下，第一电离能逐渐减小电离能的变化规律电离能越小，原子在气态时越易失去电子，金属性越强。电离能越小，原子在气态时越易失去电子，金属性越强。第三节 原子的电子层结构和元素周期律第三节 原子的电子层结构和元素周期律部分主族元素的电离能（kJ/mol）第三节 原子的电子层结构和元素周期律第三节 原子的电子层结构和元素周期律Question 如何解释：同周期元素的电离能变化总趋势是增加的，但有曲折第三节

23、 原子的电子层结构和元素周期律 (3) 电子亲和能E 基态的气态原子加合（或得到）电子所释放的能量，叫做电子亲合能。 对气态原子，E越大，原子越易得到电子，非金属性越强，金属性越弱；E越小，原子越易失电子,非金属性越弱，金属性越强 电子亲和能的测定较为困难，数据准确度较差，且数据不全第三节 原子的电子层结构和元素周期律第三节 原子的电子层结构和元素周期律(4)元素的电负性（X） 电离能 I: 表示元素原子形成正离子的能力大小; 电子亲合能 E: 表示元素原子形成负离子的能力大小;而在许多反应中, 并非单纯的电子得失, 要综合考虑。第三节 原子的电子层结构和元素周期律第三节 原子的电子层结构和元素周期律 1932年，鲍林 提出了电负性的概念 电负性表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。并规定氟的电负性约为 4.0，其它元素与氟相比，得出相应数据 同周期中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强。 同族中，自上而下，电负性变小，元素的金属性增强。第三节 原子的电子层结构和元素周期律第三节 原子的电子层结构和元素周期律学学 习习 小小 结结 （一）核外电子运动的描述 1.波函数和原子轨道 2.电子云 3.四个量子数 （二）核外电子的排布及元素周期律 1.原子核外电子排布三原则 能量最低原理、保里不相容原理、洪特规则 2.电子层结构与周期系57