第1章原子结构和元素周期律.ppt

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1、第 1 章 原子结构和元素周期律,1.1 人类对原子的认识,（1）,19世纪初，Dalton J. 提出原子学说，指出物质由原子组成，原子不能创造，也不能毁灭，在化学变化中不能分割，且在化学反应中保持本性不变。,电子的发现,冲击,19世纪后期，物理学家在研究放电现象时，发现了电子。,（2）,电子(e)带负电,能从不同物质中 分 离 出 来,原子(a)呈电中性,原子中普遍存在着某种带正电荷的组成部分，且q+ =q-,1）,2）,3）,（3）,1911年，Rutherford E. 通过 粒子散射实验，提出带核的原子模型，指出原子由原子核和核外电子组成，原子核带正电，位于原子中心，电子带负电荷，在

2、原子核周围空间做高速运动。,原子核所带正电荷数称核电荷数(z)，因为原子核由带正电荷的质子和不带电荷的中子组成，所以,原子内部绝大部分是空的，原子的质量几乎全部集中在原子核上。故电子质量可以忽略，那么原子相对质量（取整数部分，即质量数A）就等于质子相对质量（取整数，质子数z）与中子相对质量（取整数，中子数N）之和。,质量数(A) = 质子数(z) + 中子数(N),例 已知硫原子的质子数z 为16，质量数A为32，则其中子数 = A z =32 - 16 = 16,若以 表示一个质量数为A，质子数为z的原子，那么构成原子的各粒子之间的关系为：,只要知道上述三个数值中的任意两个就可推算出另一个。

3、,元素：,具有相同质子数的同一类原子的总称。可见，同种元素的原子质子数相同，但中子数未必相同。这些具有相同质子数，不同质量数的原子互为同位素。,例： 氢有3种同位素氕( )、氘( )和氚( )，其中，氘和氚是制造氢弹的材料。铀有3种天然同位素， 、 和 ， 是制造原子弹的材料和核反应堆的燃料。,1.1 核外电子的运动状态,1.2.1 电子云的概念,宏观物体的运动,经典力学,电子运动,如:汽车的行驶、卫星的发射,量子力学,测不准原理,微观粒子，如：电子等在核外空间所处的位置及运动速度不能同时准确地测定，不能描绘它的运动轨迹。,研究对象,一个电子的多次行为或许多电子的一次行为,研究方法,统计力学,

4、研究目的,统计电子在核外空间单位体积内出现机会的多少,概率密度,例： 氢原子核外的电子,图中，红色的原子核位于中心，颜色的深浅表示核外电子概率密度的大小。,电子云是电子在核外空间出现概率密度分布的一种形象描述。,1.2.2 四个量子数,电子的运动状态可用四个量子数描述主量子数n、角量子数l、磁量子数m和自旋量子数ms。其中， n、l、m确定电子在空间运动的轨道，即原子轨道。注：这里轨道的概念与传统意义上的不同。ms确定电子的自旋运动状态。,(1) 主量子数n,a 决定核外电子离核的远近及电子的能量高低。 b n可取1，2，3，4等正整数。 n越大，表电子离核越远，能量越高；n越小，表电子离核越

5、近，能量越低。 c 对应不同的电子层：n=1，2，3， 4，5，6K L M N O P,(2) 角量子数l,a 决定原子轨道或电子云的形状。 b l 可取小于n的正整数，即0，1，2，3， n -1。相应的符号是： s p d f g c n相同，l 不同的状态称为电子亚层。 一个电子层可分为几个亚层。,注,对于单电子原子，如：H原子，其轨道能量仅由n决定。,H原子能量:,对于多电子原子，其轨道能量却由n 和l 共同决定。n相同时，l 越大，电子能量越高。,例： 对于一个n = 2的电子层，有两个亚层，即l = 0和1，相应的原子轨道符号为2s、2p。,(c) 磁量子数m,a 规定电子运动状

6、态在空间伸展的取向。 b m 可取 。对某个运动状态有2l + 1个伸展方向。,例： p轨道，l = 1， 则m= ，即p轨道有3种取向，分别用px、py和pz表示。,l 仅表示轨道的形状，m是在与轨道形状有关的基础上，还和伸展方向有关。,l与m的差别,例：p轨道，l = 1，形状为哑铃型,-,+,m =,(c) 自旋量子数ms,电子除绕原子核运动外，本身还做自旋运动。因自旋分顺时针和逆时针两个方向，故常用 和 ，或 和 表示自旋相反的电子。,四个量子数的关系,1.2.3 核外电子排布,(1) 保里不相容原理,核外电子排布遵循3个原则:,一个原子轨道上最多只能排两个电子，且这两个电子自旋方向必

7、须相反。,一个s轨道最多只能有2个电子， 一个p轨道最多可容纳6个电子。,第n个电子层能容纳的电子总数为2n2个,(2) 能量最低原理,在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量最低。,原子轨道的能量（能级）主要由n和l 决定。当n相同时，l 越大，能级越高； l 相同时， n越大，能级越高。,E3sE3pE3d， E1sE2sE3s,注：当n、l 都不同时，会发生能级交错。,E4sE3d， E5sE6d,Pauling根据光谱实验数据，提出多电子原子轨道的能级近似图。,1s,2s 2p,3s 3p,4s 3d 4p,5s 4d 5p,6s 4f 5d 6p,

8、7s 5f 6d 7p,E,第一能级组,第四能级组,第三能级组,第五能级组,第六能级组,第七能级组,第二能级组,2,8,18,18,32,32,8,原子轨道能级近似图,能级近似图是从下到上按能量由低到高的顺序排列的，并将能量相近的轨道放在同一方框中组成一个能级组，共分7个能级组。,注：能级组与电子层概念不同。,第三能级组：3s、3p轨道； 第三电子层： 3s、3p 、3d轨道。,(3) 洪特规则,为保证能量最低原理，在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地分占不同的轨道。补充规则：能量相同的轨道全充满、半充满或全空的状态比较稳定。,综合考虑上述三原则后，电子在原子轨道中的填充顺序是：1s、2s

9、、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、,例1：N,核外有7个电子，其电子排布方式为：1s22s22p3。,用量子数n和l 表示的电子排布方式，称为电子构型或电子组态。右上角的数字为轨道中的电子数目。,还可用下式形象地表明这些电子的m和ms ：,1s,2px,2s,2py,2pz,例2：Ne,核外有10个电子，其电子构型为：1s22s22p6。,这种最外层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。,例3：K,核外19个电子，因4s和3d轨道发生能级交错，最后一个电子填在4s轨道，而不是3d轨道，其电子构型为1s22s22p63s23p6

10、4s1。,为避免上述书写的麻烦，可把内层电子已达稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体元素符号外加方括号表示，如：上式也可写为Ar4s1。,例4：Cr,核外有24个电子，最高能级组中有6个，其电子构型为Ar3d54s1，而不是Ar3d44s2 。因为的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。,电子排布原理只是一个一般规律，对于不能用电子排布原理解释的现象，应以光谱实验结果为主。,注,1.3 元素周期率,1882年，Mendeleev D. L.和Meyer J. L.共获英国皇家会最高荣誉戴维奖章。,现已完善的周期表，横向分为7个周期，纵向分为18列。其中12，1318列为主族元素，312列

11、为副族元素。,周期表按价电子构型不同，可分为s、p、d、ds和f五个区。,s区元素：A、A族（第1、2列），价电子构型为ns12。p区元素：AA族（第1318列），价电子构型为ns2np16。 d区元素： BB族（第310列），价电子构型为ns12(n-1)d110。 ds区元素： B、B族（第11、12列），价电子构型为ns12(n-1)d10。f区元素：镧系和锕系元素，价电子构型为(n-2)f114(n-1)d02ns2。,主族元素的族数 = 原子的最外层电子数目 = 主族元素的最高化合价,适用范围：主族元素,元素的化学性质很大程度上取决于价电子数。在同一族中，各元素具有相同的价电子数，故

12、表现出相似的物理化学性质。,气态原子失去一个电子成为一价气态正离子所需吸收的能量第一电离能（I1）。,1.3.1 元素的周期性质,(1) 电离能(I),A(g) + I1 A+(g) + e-,主族元素，同一周期的电离能I1基本上随原子序数的增加而增加，同族元素的I1则随原子序数的增加而减小。,注,同一周期元素的I1从左至右并非单调地上升。如：Be、N及Mg、P都较相邻元素的高。,原因：,电子填充时，出现了全充满、半充满或全空。,副族元素，最外层价电子相同，I1差别不大，无明显规律。,气态原子获得一个电子成为一价负离子时放出的能量电子亲和能（Y）。,(2) 电子亲合能(Y),A(g) + e-

13、 A-(g) + Y,Y实验测定比较困难，数据可靠性差，我们不常用。,越大表明吸引成键电子的能力越强，反之越小。同一周期元素，由左至右电负性逐渐增大；同一族元素，由上到下，电负性逐渐降低。,电负性的概念最早由Pauling L.提出，用以度量分子中原子对成键电子吸引能力的大小。,(3) 电负性( ),金属元素易失电子，故其电负性较小，非金属元素电负性较大。电负性是判断元素金属性的重要参数。电负性差别大的元素之间化合，易生成离子键；电负性相同或相近的非金属元素化合易形成共价键；电负性相等或相近的金属元素化合易形成金属键。,插花,习题：课后1. 2. 3. 4. 5. 8.,正确运用周期率对开展化学研究至关重要。1987年发现钡、钇、铜的复合氧化物具有高温超导性，那么在它们的同族元素中进行搜索，极有可能找到新的高温超导体。,