大学精品课件：原子结构.ppt

1、,中国药科大学 无机化学教研室,第二章 原子结构Atomic Structures, 2.1 经典核模型的建立 2.2 氢原子光谱与玻尔的氢原子模型 2.3 微观粒子的运动属性 2.4 氢原子的量子力学模型 2.5 多电子原子结构 2.6 元素周期表与核外电子构型 2.7 元素基本性质的周期性,引入：,化学研究的对象,本章研究对象：原子结构以及核外电子的运动状态,微观的角度 原子结构及核外电子的运动状态 量子力学的研究方法 微观粒子质量小，运动速度快，不遵循经典物理学规律，不能用研究宏观物体的方法进行研究。,本章学习特点,引入：,原子的概念及原子论： 古希腊哲学家德谟克利特（Democritu

2、s, 460-370 B.C.）提出原子的概念：万物是由很小的、不可分割的微粒构成的，即“原子”atom。 The matter is composed of small，indivisible particles, which are called atoms., 2.1 经典核模型的建立,19世纪初，英国科学家道尔顿提出科学原子论，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。,英国化学家道尔顿 J. Dalton (1766-1844),道尔顿原子模型,19世纪末的物理学三大发现,X射线（1895，伦琴，N. C. Rontgen，1845-1923，德国物理学家） 放射性（1896，贝克勒尔，

3、H. Becquerel，1852-1908，法国物理学家） 电子（1897，汤姆生，J. J. Thomson，1856-1940，英国物理学家）,George Stoney: names the cathode-ray particle the electron. Robert Millikan: determines a value for the electrons charge: e = 1.602 1019 C,Millikans Oil Drop Experiment,Charged droplet can move either up or down, depending on

4、 the charge on the plates.,Magnitude of charge on the plates lets us calculate the charge on the droplet.,Radiation ionizes a droplet of oil.,1897年，英国科学家Thomson发现了电子。,汤姆生原子模型 （枣糕模型）,1906年诺贝尔物理学奖获得者,争论：原子是否有核？,A very few “bounced back” to the source!,Most of the alpha particles passed through the foi

5、l.,A few particles were deflected slightly by the foil.,Alpha Scattering Experiment: Rutherfords observations,Alpha particles were “shot” into thin metal foil.,路瑟福 (Rutherford) 粒子散射实验,结论：原子内存在原子核,汤姆逊 “枣糕模型”,“太阳行星”模型,1. 所有原子都有一个核原子核(nucleus) 2. 核的体积小只占整个原子体积极小的一部分 3. 核的密度大约占原子总质量的99.9%以上 4. 电子像行星绕着太阳

6、那样绕核运动,太阳行星模型优、缺点,优点：,提出以核为中心，大胆承认高密度原子核的概念,将原子分为核内和核外两部分,缺点：,无法解释原子发射光谱是线状光谱及原子的稳定性,带负电荷的电子围绕带正电荷的原子核高速运动时，应不断以电磁波的形式释放能量，原子发射电磁波的频率(光谱)应是连续的；能量的释放使得电子的运动轨道会越来越小, 电子应向着核作螺旋形运动，最终将与原子核相撞并导致原子毁灭 。,连续光谱 (continuous spectrum),红 橙 黄 绿 青 蓝 紫, 2.2 氢原子光谱与玻尔的氢原子模型,一、氢原子光谱,Balmer线系,氢原子光谱,已发现14条，分在5个系： 紫外区：赖曼

7、系；可见区：巴耳末系；红外区：帕邢系，布喇开系，普丰特系,其它原子的线状光谱,为什么原子的发射光谱是线状光谱？,二、波尔理论,1. 能量量子化 (Planck),理论基础：普朗克量子论和爱因斯坦光子学说,黑体：能全部吸收而不反射、透射发射到其表面的辐射。,黑体模型：不透明的材料制成的带小孔的空腔,能量像物质微粒一样是不连续的，有一最小单位o (能量子quantum)，物质吸收和发射能量的能量一定是最小单位o的整数倍。,普朗克在研究黑体辐射问题时提出：,The smallest amount of energy, a quantum, is given by: E = hv Plancks co

8、nstant h has a value of 6.626 *10-34 Js. Changes in energy can occur only in discrete amounts,The Photoelectric Effect,Light striking a photoemissive cathode causes ejection of electrons.,Ejected electrons reach the anode, and the result is , current flow through an external circuit.,But not “any ol

9、d” light will cause ejection of electrons ,2. 光子学说 (Einstein),当能量以光的形式传播时，其最小单位是光量子(光子photon)。光子的能量o正比于光的频率：,量子化微观世界的重要特征,Albert Einstein won the 1921 Nobel Prize in Physics for explaining the photoelectric effect. He applied Plancks quantum theory: electromagnetic energy occurs in little “packets”

10、he called photons. Energy of a photon (E) = hv,波尔以波的微粒性（即能量量子化概念）为基础建立了他的氢原子模型.,H+ H H- D He,3、Bohr的氢原子模型,定态假设,1,核外电子在符合量子化条件的轨道(经典轨道)上绕核作圆周运动时，不辐射也不吸收能量，这些轨道称为定态轨道。离核最近的轨道(基态)能量最低，离核越远(激发态)能量越高。正常情况下，原子中的各电子尽可能的处在离核最近的轨道上。,E：轨道能量 h：Planck常数,频率假设,3,原子从外界吸收能量，电子可从低能量状态跃迁至高能量状态。处于高能态的电子不稳定，可以跃迁至离核较近的轨

11、道，这时会以光子形式放出能量。光的频率决定于两个轨道能级之间的能量差。,最高轨道能量,Bohr氢原子模型示意图,基态,激发态,电子在定态轨道上运动时，不吸收也不放出能量。,Each circle represents an allowed energy level for the electron. The electron may be thought of as orbiting at a fixed distance from the nucleus.,Excitation: The atom absorbs energy that is exactly equal to the dif

12、ference between two energy levels.,The Bohr Model of Hydrogen,When excited, the electron is in a higher energy level.,Emission: The atom gives off energyas a photon.,Upon emission, the electron drops to a lower energy level.,波尔理论优、缺点,解释了氢原子的稳定性及线状光谱产生的原因,稳定性：,优点：,氢原子的电子在特定的轨道上运动，不会放出能量，所以氢原子不会发生自灭现象

13、。,当氢原子受到激发时，电子获得能量从基态跃迁到激发态。处于激发态的电子不稳定，回到低能量的轨道，并以光子的形式放出能量。光子频率大小取决于两个轨道能量差。由于轨道能量量子化，所以光的频率是不连续的，产生线状光谱。,不连续性：,缺点：,无法解释多电子原子的光谱。如：简单程度仅次于氢原子的氦原子光谱。 无法解释光谱的精细结构。在精密分光镜下发现每一条谱线是由靠得很近的几条谱线组成。 无法解释在磁场内，谱线的裂分。,波尔理论将量子化的条件建立在经典力学的基础上，量子化不彻底，因此不能完全反映微观粒子的运动规律。,一、微观粒子的运动属性 光的波粒二象性 实物粒子的波粒二象性德布罗意假设 海森堡不确定

14、原理 二、氢原子的量子力学模型 1. 薛定谔方程、原子轨道、波函数 2. 四个量子数(n、l、m、ms) 3.波函数的有关图形表示,一、微观粒子的运动属性,波动性和粒子性,都是能量传播的方式,如：,无法同时使用,思考：光的本质，波or粒子？,光的波粒二象性,牛顿“光的微粒学说” (光的粒子性)： 光与实物相互作用时体现：光的吸收、发射、光电效应,惠更斯“光的波动学说” (光的波动性)： 光在传播时体现，如光的干涉、衍射、偏振,爱因斯坦光的量子学说,通过普朗克常数把光的波粒二象性统一起来，揭示光的本质。,2. 实物粒子的波粒二象性 德布罗意假设,德布罗意 (De Broglie) 假设：,所有微

15、观粒子，如电子、原子、分子等和光子一样，也具有波粒二象性。,： 波长 P：粒子的动量 m : 粒子的质量 v ： 粒子运动的速度,实物微粒所具有的波德布罗意波(物质波),正确吗？,Davisson和Germer电子衍射实验,?,确认了电子具有波动性，证实了德布罗意的预言。 实验进一步证明质子、中子、原子等都具有波粒二相性。,Note：,1). 若电子发生器将电子一个一个发射，每一个电子在屏幕上出现一个点(微粒性)，其位置无法预测。,2). 一定时间后，在屏幕上同样出现衍射环，这与大量电子短时间内发射得到相同的衍射图案。,电子的运动规律具有统计性,3). 衍射强度大(条纹亮)，电子出现的概率大，

16、波强度大； 衍射强度小(条纹暗)，电子出现的概率小，波强度小。,4). 德布罗意波是微观粒子的运动属性，不能用经典物理学解释，只能用量子力学解释物质波是大量粒子在统计行为下的概率波。,3. 海森堡不确定原理 (uncertainty principle),由于运动规律的统计性，不可能同时准确测定微观粒子的位置和动量。,px: 在x方向粒子动量的不确定程度 x : 在x方向粒子坐标的不确定程度,宏观粒子在任一瞬间的位置和动量可以同时准确测定。,Heisenberg W,Werner Heisenberg: We cant know exactly where a moving particle

17、is AND exactly how fast it is moving at the same time.,对于 m = 1.010-2 kg的子弹，它的位置可精确到x 1.0 10-6 m，其速度测不准情况为：,对宏观物体可同时测定位置与速度,微观粒子(电子)，m = 9.110-31 kg，原子大小数量级10-11 m，其合理的准确度x 1.0 10-11 m，其速度的不确定程度为：,对微观粒子不可能同时测定位置与速度,1). 不确定原理不可知论，而是人们对微观物体运动规律认识的深化。 2). 不确定原理来源于微观粒子运动的波粒二象性，不是目前测量技术不够精确，而是微观粒子的固有属性。

18、3). 一般认为宏观物体可以同时具有确定的坐标和动量，是由于其不确定原理的影响可以忽略。,Note:,物体运动状态的描述,微观粒子的空间位置和运动速率不能被同时准确确定。经典力学的轨道概念在微观世界不存在。核外电子运动状态的描述不能用描述宏观物质的经典力学，必须采用特殊的方法,总结,二、 氢原子的量子力学模型, = (x, y, z)波函数，原子轨道 E轨道能量(动能与势能总和) V体系势能 m微粒质量 h普朗克常数：6.62610-34 Js x，y， z 微粒的空间坐标,1. 薛定谔方程、原子轨道、波函数,波函数的意义：,（1） 每一个可以描述原子核外电子运动状态,（2） 俗称原子轨道，它

19、不是一个有形的轨道， 而是一个区域。有正负号之分,（3） 有固定的能量E与之相对应。,单电子体系原子的能量,电子运动的轨道离核越远，能量高。 当电子处在能量最低的状态时，称为基态。 当原子从外界获得能量时，电子可由离核较近的轨道跃迁到离核较远的能量较高的轨道上，这种状态称为激发态。,一般形式为：,n，l，m为常量 x，y，z为变量,如：1，0，0表示1s原子轨道；2，0，0表示2s原子轨道,5). 量子力学中的原子轨道，和经典力学中物体的动量和位置能同时确定的轨道在本质上是不同的。 6). 可以将从直角坐标转换成球坐标。,4). 每个解由n，l，m三个常数来规定， n，l，m称为量子数(qua

20、ntum number)，因而一个波函数(一个原子轨道)可以简化为一组量子数来表示。,Note：,直角坐标 ( x,y,z) 与球坐标 (r,) 的转换,x = r sin cos y = y sin sin z = r cos, n, l, m (r, , ) = R n, l (r) Y l, m (, ),6). 每个解的球坐标可以表示为径向部分和角度部分函数的乘积。,2. 四个量子数(n、l、m、ms),处于不同状态的电子都可以用四个量子数来表征 四个量子数可以确定核外的任意一个电子的运动状态,(1) 主量子数 n (principal quantum number), 表示电子出现最

21、大概率区域离核的远近和轨道能量高低。 取值：从1到的任何正整数； 不同的n 值对应于不同的电子层。,Note：,1). n越小/大，表示电子出现概率最大的区域离核越近/远。 2). n越小/大，轨道的能量越低/高。 对于单电子原子，电子能量只决定于n。 氢原子轨道能量： 3). 对于同一个n，有时会有几个原子轨道，这些轨道上 运动的电子在近于相同的空间范围运动，可认为属于 同一个电子层。,(2) 角量子数l (azimuthal quantum number), 表示原子轨道的形状，是影响轨道能量的次要因素。 取值：0，1，2，3，4n-1，共n个值。 n相同、 l 不同：对应于同一主层中不同

22、的电子亚层。,n = 3，l = 0，1，2 对应三个分层, s、p、d,共n个值,思考： n = 3，l = ？,球形,哑铃形,原子轨道的形状,花瓣形,纺锤形,s 轨道,p 轨道,d轨道,Note：,1). 多电子原子轨道能量与n，l都有关(单电子原子或离子轨道能量仅与n有关)。 2). 能级由n，l共同定义。一组(n，l)对应一个能级，能量相同的轨道称为简并轨道。 3). 对于给定n，l越大，轨道能量越高。,EnSEnPEndEnf,(3) 磁量子数m ( magnetic quantum number),表示原子轨道在空间的伸展方向。 取值：0，1, 2l ，共2l+1个值。 l相同、

23、m不同的轨道，形状相同， 轨道的伸展方向不同。(伸展方向指的是(, )方向上|Yl，m(, ) |取的极大值)。 n、l相同m 值不同的轨道互为等价轨道,1 3 5 ,原子轨道的伸展方向,s 轨道(l = 0，m = 0 ),p 轨道(l = 1，m = 0，-1),三条简并p轨道,d轨道(l = 2，m = 0，1， 2),五条简并(等价) d 轨道,f 轨道 ( l = 3, m = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 ) : m 七种取值, 空间七种取向, 七条等价(简并) f 轨道.,本课程不要求记住 f 轨道具体形状!,(4) 自旋量子数 ms (spin quant

24、um number),表示电子在空间的自旋方向。 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为 ms取值 1/2 ：顺/逆时针自旋,可以解释在高分辨光谱仪下，每一条谱线是由两条非常接近的光谱线组成。,想象中的电子自旋 两种可能的自旋方向: 正向(+1/2)和反向(-1/2) 产生方向相反的磁场 相反自旋的一对电子, 磁场相互抵消.,物理意义：表示电子运动的自旋方向自旋只有两个方向：顺时针、逆时针同一轨道只能容纳两个自旋相反的电子,由上面的讨论知道 n, l, m 一定, 轨道也确定,核外电子运动,轨道运动,自旋运动,与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei),n l m ms, 主量子数n：决定电子离

25、核的远近和轨道能量的高低，正整数, 角量子数l：决定原子轨道的形状，同n一起决定能级，n个值, 磁量子数m：决定原子轨道在空间的不同取向，(2l + 1)个值, 自旋量子数ms：同一轨道中电子的二种自旋状态,n =，,l = 0，1，2，3, 4n-1，共n个值,m = 0，1，2l,ms = 1/2,总结,电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系,1s； 2s，2p； 3s，3p，3d；4s，4p，4d，4f,K(1) L(4) M(9) N(16),判断下列各组量子数是否合理？,n = 2，l = 1，m = 0 n = 2，l = 2，m = - 1 n = 3，l = 0，m =

26、0 n = 3，l = 1，m = 2 n = 4，l = 0，m = -1 n = 1，l = 2，m = 2,3.波函数的有关图形表示 电子云和几率密度,(1) 电子云,高速摄影机对氢原子核外的一个的电子的运动照相,将成千上万张 照片重叠起来,电子云图,电子云：从统计学的角度出发，形象的用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外空间出现的几率密度。,(2). 几率密度 (|2),几率密度：电子在空间单位体积中出现的几率,几率 = 几率密度该区域的总体积,概念区分,描述电子运动状态的波函数，俗称为原子轨道，无明确的物理意义。,电子在核外空间出现的几率密度,几率密度的图象,电子几率密度表示方法,电

27、子云图,等概率密度图,电子在核附近出现的几率密度最大，并随半径(r)的增加而减少。,坐标变换：,x = r sin cos y = y sin sin z = r cos,0r 0 纬度 0 2 经度, 波函数的有关图形表示, n, l, m (r, , ) = R n, l (r) Y l, m (, ), (r, , ),思考：三维空间能否表示？,R n, l (r) : 波函数的径向部分，由n, l决定,Y l, m (, ): 波函数的角度部分，由l, m决定,(1) 波函数的径向分布函数图 R(r) - r,氢原子波函数的R(r) - r图,(1) 电子云的径向分布函数图 D(r)-

28、r,反映电子出现几率与离核远近关系,以D(r)为纵坐标，r为横坐标，得到径向分布函数图,4r2R2n, l (r),R2n, l (r),概率密度的径向分布：,电子云的径向分布函数：,氢原子波函数的R(r) - r图,氢原子径向密度分布图R2(r) - r,氢原子径向分布函数图D(r) - r,氢原子径向分布函数图D(r) r -能形象显示出电子出现的几率大小和离核远近的关系,径向分布函数图特点, 不同状态的径向分布函数图有(nl)个峰,3s?, n相同，l 不同，极大值峰数目不同。l越小， 最小峰离核越近，最大峰(主峰)离核越远。,n=3，l=0，有三个峰, l 相同， n越大，主峰离核越远

29、，小峰离核越近。, n相同的电子，活动区域相近。电子分层排布，n值表示电子层，l值表示同一电子层内亚层。,(2) 波函数的角度分布图 Y(，) - ， 图,以原子核为原点建立三维空间直角坐标系，从原点引出各条方向为(, )的直线 ，取它们长度等于相应的| Yl, m (, ) |值，将所有这些线段的端点连起来，在空间形成一个曲面，并在曲面各部分标上Y的正、负号，就得到波函数的角度分布图。,具体做法：,+,s轨道的角度分布图是球形对称分布,pz轨道的角度分布示意图,角度分布图有正负之分（不是表示正负电荷，丝毫没有“电性”意义），表示波函数有正负值。,z轴方向有极值,x轴方向有极值,y轴方向有极值

30、,s、p、d 波函数角度分布图,s轨道,p轨道,d轨道,s、p、d 轨道角度分布剖面图(课本),正负号仅表示方向，在讨论原子间成键时有意义。,Note:,(3) 电子云的角度分布图 |Y(,)|2 - (,),定义：|Y(,)|2随角度(,)变化的图形,含义：表示电子在核外空间不同角度出现 的几率 密度的大小,思考：,电子云图、电子云的角度分布图、原子轨道角度分布图？,电子在核外空间出现的几率密度(|2)的形象化表示,|Y(,)|2随角度(,)变化的图形，电子在核外空间不同角度出现的几率密度的表示,电子云图：,电子云的角度分布图：,原子轨道角度分布图：,电子云总体空间图像,几种电子云的总体分布

31、图, 2-5. 多电子原子结构,一、屏蔽效应与钻穿效应,1. 屏蔽效应 (screening effect),电子间的排斥作用部分抵消了原子核对电子的吸引。,Z: 有效核电荷(effective nuclear charge), : 屏蔽常数(screening constant),Z=Z,反映了其余电子对所选电子之间的排斥作用,被其他电子屏蔽后的核电荷,e-,e-,Li,e-,假想 Li,+3,e-（2s电子）,1.7,注：仅考虑内层电子对外层电子和同层电子之间的屏蔽效应,屏蔽常数的计算(Slater)规则 (1) 分组：按以下次序(1s), (2s, 2p), (3s, 3p), (3d)

32、, (4s, 4p), (4d), (4f), (5s, 5p), (5d), (5f) (2) 对选定电子，右边各组的电子对该组电子不产生屏蔽作用。 (3) 在(ns, np)同组中，每一个电子屏蔽同组电子为0.35/e，而1s组内的电子相互屏蔽0.30/e。 (4)若被屏蔽电子在n电子层上，则(n1)电子层中的每个电子对被屏蔽电子的屏蔽作用为=0.85，而(n2)层以及更内层中的每个电子对被屏蔽电子的屏蔽作用为=1.00。 (5) 若被屏蔽的电子处于nd 或nf 轨道时，所有的内层电子对被屏蔽电子的屏蔽常数均为=1.00,例1：钾原子中最后一个电子填入4s 还是3d, 能量分别是多少？,解

33、：分组(1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d ?) (4s ?),4s: =80.85 +101.00 =16.8,3d: =181.00 =18,E4s E3d,例 求碳原子的2p电子的屏蔽常数 C: 1s22s22p2 = 2 0.85 + 3 0.35 = 2.75 Z* = Z - = 6 - 2.75 = 3.25,能级除取决于主量子数 n 外，还与角量子数 l 等有关。,2. 钻穿效应 (penetration effect),2s电子在离核较近处有一个小峰，说明在离核较近处也有出现的可能。,外层电子钻到内层，出现在离核较近的地方，使受到内层电子的屏蔽作用减小，受核的引力

34、较强，因而能量降低。,钻穿能力：3s 3p 3d,3d与4s轨道的径向分布图,3s，3p，3d轨道的径向分布图,钻穿能力：4s 3p,能量大小：E3s E3p E3d,能量大小：E4s E3d,n相同，l 越小，钻穿能力增强，能量降低。,3. 多电子原子轨道能级,一般规律 :,n不同，l 相同。n越大，能量越高。,E1sE2sE3s E2pE3pE4p,n相同，l不同。l越大，能量越高。,EnsEnpEndEnf,(3) n，l均不相同，能级交错。,E4sE3d；E5sE4d；E6sE4f,某些情况，End E(n+1)s；Enf E(n2)s,4. 能级组和近似能级图,徐光宪：(n+0.7l

35、) 越大，能级越高。,3d：4.4；4s：4， E4s E3d,能级组：把(n+0.7l)的第一位数字相同的能级并为 一个能级组，称为第几能级组。,能级组 I II III IV V VI,原子轨道 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p,同一能级组内能级间的间隔较小，组与组之间的能量间隔较大。,组内电子数 2 8 8 18 18 32,徐光宪能级组划分,Pauling近似能级图,徐光宪的能级组划分与 Pauling 近似能级图一致,能极组,原子轨道,电子填充能级的先后次序,Cotton原子轨道能级图,二、 多电子原子核外电子排布,原子核外电子

36、的排布又称为电子组态。基态原子核外电子排布遵守能量最低原理、Pauli不相容原理和Hund 规则。,1. 能量最低原理 (low energy principle),多电子原子在基态时核外电子总是尽可能地先占据能量最低的轨道，然后再依次向能量较高的轨道填充。,2. Pauli不相容原理 (Pauli exclusion principle),同一个原子中，不可能存在4个量子数完全相同的2个电子，即每个原子轨道最多只能容纳两个自旋相反的电子。,例：Fe 的原子序数为 26，其电子组态为： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 原子实表示法： Ar 3d64s2,1). 虽然电子

37、填充按近似能级顺序进行，但电子组态必须按电子层排列。 2). “原子实”表示法：为简化电子组态的书写，通常将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上方括号表示。,Note：,3. Hund 规则,电子在能量相同的轨道(等价轨道或简并轨道)上，总是尽可能先以自旋相同的方式分占不同的轨道。,N：1s2 2s22p3,Hund特例：,等价轨道处于全满(p6，d10，f14)，半充满(p3，d5，f7)或全空(p0，d0，f0)时原子较稳定,核外电子排布,Sc、Ti、V、Cr、Mn、Fe、Co、Ni、Cu、Zn,21、22、23、24、25、 26、 27、28、 29、 30,N

38、b(铌)： Kr 4d45s1 Rh(钌)： Kr 4d75s1 Ru(铑)： Kr 4d85s1 Pd(钯)： Kr 4d105s0 W(钨)： Xe 5d46s2 Pt(铂)： Xe 5d96s1,特殊的核外电子排布,光谱实验确定：,基态原子的电子组态：小结, 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. 表中给出几个例子., 根据鲍林图中给出的能级顺序，运用建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., 2.6 电子层结构与元素周期表,原子电子层结构的周期性,元素周期律 (periodic law of elements) 元素性质随着核电

39、荷数的递增呈现周期性 的变化，来源于原子电子层结构的周期性。,一、周期与核外电子构型,(1). 元素周期表共有七个横行，每一横行为一个周期，每一个周期对应一个能级组，共有七个周期。 (2). 元素在周期表中所属周期数等于该元素原子的电子层数，也等于元素原子的最外电子层的主量子数。 周期数 = 电子层数 = 最外电子层的主量子数 n,如：19K？,核外电子排布： Ar 4s1 ，最外层电子对应 n = 4 ，所以钾元素属于第四周期。,(3). 各周期所包含的元素的数目，等于相应能级组中的原子轨道所能容纳的电子总数。,(4). 一般将第一、二、三周期称为短周期，第四、五、六周期称为长周期，第七周期

40、未满，只有23 个元素，故称为不完全周期。 (5). 长周期包含过渡元素和内过渡元素 过渡元素：具有未充满的d电子的元素 (d区和ds区) 内过渡元素：具有未充满的f电子的元素 镧系：Z = 51Z = 57的15个元素 锕系：Z = 89Z = 103的15个元素,二、族与核外电子构型,族：原子的电子层结构相似的一列元素。 元素周期表共有18 个纵列，16个族。其中八个主(A)族，八个副(B)族。 3个纵列(八、九、十)为第族，其余每个纵列为一族。 主族由长周期元素和短周期元素组成；副族只由长周期元素组成。,按电子填充顺序，凡最后一个电子填入ns或np轨道的元素。其内层电子处于全满状态，共有

41、8个主族。,如： 16S？,核外电子排布：1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 或Ne 3s2 3p4 价电子为：3s2 3p4 族数：VIA,1. 主族,表示：A A和0族 族数 = 最外层电子数 = 价层电子数 = 最高氧化值,按电子填充顺序，凡最后一个电子填入次外层 (n1)d轨道或倒数第三层(n2)f 轨道的元素，共有8个副族。,2. 副族,B和B族：(n-1)d 轨道全满，价层电子组态为 (n-1)d10 ns12。 族数 = ns 电子数,表示：IB B和VIII 副族元素的价电子层包括了 ns、np、(n-1)d 和(n-2)f轨道，最外层一般只有 12 个电子。, B B 族

42、：次外层(n-1)d 轨道电子数少于或等于 5，价层电子组态为(n-1)d15 ns12。 族数 = (n-1)d + ns 电子总数, 族：包括了三个纵列、9种元素。(n-1)d 电子数大于 5 ，性质相似，合并为一个副族，价层电子组态为 (n1)d 69ns12。 特殊： Pd： Kr 4d10 5s0,三、 特征电子组态(周期表分区),s区元素 ：价层电子组态 ns12，IA和IIA族,p区元素：价层电子组态为ns2npl6，IIIA至VIIA族和0族,d区元素：价层电子组态为(n1)d19ns12，IIIB至VIIB族和第族,ds区元素：价层电子组态为(n1)d10nsl2 ，IB和I

43、IB,f 区元素：价层电子组态为(n2)f114(n1)d01ns2，镧系和锕系，(最外层和次外层几乎相同，只是倒数第三层不同，化学性质极为相似),Using the Periodic Table to Write Electron Configurations,The electron configuration of Si ends with 3s2 3p2,The electron configuration of Rh ends with 5s2 4d7, 2.7 元素基本性质的周期性,思考：这些性质随核外电子排布如何变化？,一、原子半径atomic radius,电子在原子核外各处都

44、可能出现，只是概率大小不同而已，原子没有固定的半径。,1. 共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，两原子核间距离的一半。,2rvan,4 Van der waals radius,2. 金属半径：在金属单质的晶体中，相邻两原子核间距离的一半。,3. van der Waals 半径：两个原子间没有形成化学键，只是靠分子间的作用力结合在一起，两原子核间距离的一半。,r共价最小,r金属 r共价,r范得华最大,原子半径/pm(主族),Atomic radius (in pm),Source:Wells A F, Structural Inorganic Chemistry,5th edn.

45、Clarendon Press,Oxford(1984).,1. 同一周期主族元素：从左到右，原子半径逐渐减小； 2. 同一周期副族元素：从左到右，原子半径逐渐减小，但减小的幅度比主族元素小(B、B族原子半径增大；镧系收缩，(n-2)f)； 3. 同一族的主族元素：由上到下，原子半径依次增大； 4. 同一族的副族元素：变化复杂，总的来说，从上到下，原子半径略有增大但不如主族元素变化明显。,原子半径在周期表中的变化规律,二、原子的电离能 (ionization energy) (kJmol-1),第一电离能(I1)：基态的气态原子失去1个电子成为 +1价阳离子所需的最低能量。 第二电离能(I2)

46、：由+1价气态阳离子失去 1 个电子成 为+2价气态阳离子所需的能量。,I1值愈小，元素的金属性愈强,元素第一电离能与原子序数的关系,同一周期：主族元素，从左至右，I1值显著增大，金属性减弱；副族元素的I1值也逐渐增大，但幅度小； 同一族：主族元素，从上至下I1明显减小，金属性增强；副族元素，I1值变化不规律； 半充满、全充满的轨道具有较稳定的结构，因此具有较大的电离能。如Be，N等。,电离能的变化规律,(1) 各主族元素从上到下，I1依次降低； (2) 同一周期从左到右，I1在总趋势上依次增大，要注意: I1(B)I1(Be)，I1(O)I1(N) ，取决于电子构型(半满、全满)。 (3)

47、副族元素的电离能变化幅度较小且不规则.,电离能的变化规律,三、原子的电子亲和能 (electron affinity) (kJmol-1),第一电子亲合能(A1)：一个基态的气态原子获得一个电子，成为气态-1价负离子时，所释放的最低能量。 第二电子亲和能(A2)：元素的-1价气态负离子得到电子生成-2价气态负离子时所“放出”的能量。,1). 亲和能：放热为正，吸热为负。 2). 第二电离能为负值：负离子再得到电子需要吸收能量来克服电子之间的排斥力。,A1值愈大，非金属性愈强,Note：,亲和能的变化规律,同一周期：从左至右增大； 同一族：从上至下减小； A、 A、 A：第二周期第三周期。,由于

48、第二周期原子半径小、加入电子后负电荷密集，电子和电子间的排斥作用急剧增大，使亲合能减小。,(1) 同一周期从左到右，随原子序数的增大，A1的总趋势是增大的，但是当中性原子具有稳定的半充满或全充满的电子构型时，该元素的电子亲合能明显变小(如B、N)。 (2) 同一主族从上到下，一般来说A1变小 (A1最大的是Cl) 。 (3) 同一副族元素从上到下，电子亲合能大体上是增加的。,亲和能的变化规律,鲍林提出：,表示一个原子在分子中吸引成键电子的能力，并规定F的电负性为4.0，以此为标准求出其它元素电负性的相对值。,1). 一般，电负性：非金属元素金属元素，非金属元素的电负性2.0，金属元素的电负性2.0； 2).