第一章物质结构基础Word格式.docx

资源描述

第一章物质结构基础Word格式.docx

《第一章物质结构基础Word格式.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第一章物质结构基础Word格式.docx（37页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

第一章物质结构基础Word格式.docx

这种说法都是错误的。

2．原子轨道的角度分布图

对核外电子的运动，以空间不同角度上对应的波函数值ψ做图，得到的函数图形叫原子轨道的角度分布图。

图1-3原子核外电子的轨道分布图

原子轨道角度分布图和电子云角度分布图比较可知，两种图形的形状很相似，出现极大值的方向也相同。

但原子轨道角度分布图中有正负号，且比对应的电子云角度分布图“瘦”。

练习题：

请同学们说出下列两个图形分别代表什么意思？

并做出比较。

电子云角度分布图和原子轨道角度分布图是最重要的一种图形。

3．电子云径向分布图（壳层概率分布）

核外电子出现的概率密度分布随着离核距离的变化而变化的关系图叫电子云径向分布图。

图1-4基态氢原子的径向分布图

4．等概率密度图

将核外空间概率密度值相等的各点连成曲面，称等密度面，核外电子在一定单位内的一系列等密度面构成等密度面图。

如氢原子1s轨道的等密度面

图1-5氢原子的等概率密度面图

从图中数值可以看出，原子核附近的球面电子出现的几率密度最大。

二、核外电子运动状态的描述

核外电子的运动状态可以用n、ι、m、ｍs四个量子数来描述。

（一）主量子数（n）—电子层数

主量子数n是用来表示核外电子运动离核远近的数值。

取值范围是除0以外的正整数，即n=1，2，3，……∞，每个n值对应一个电子层，电子层也习惯上用K、L、M、N……等字母表示。

n=1、2、3、4……

电子层：

K、L、M、N……

n值越小，表示电子运动区域离核越近，电子受核的引力越大，电子的活跃性越低，能量就越小，反之也成立。

因此，量子数n不仅能表示电子运动离核距离的远近，也是反映电子能力高低的主要参数。

（二）副量子数（ι）—电子亚层

副量子数（ι）又称角量子数。

副量子数ι是用来描述电子云形状的数值。

取值范围是小于n的正整数值（包括0）。

即ι=0，1，2，3……（n-1），相应的也可以用s、p、d……等符号表示各值。

每一个电子层中，电子亚层的数目和电子层数相等。

表1-1ι与n的取值关系、轨道符号、轨道形状

n值

ι取值

轨道符号

电子亚层符号

轨道形状

s为球形对称

0、1

s、p

2s、2p

p为哑铃形

0、1、2

s、p、d

3s、3p、3d

d为花瓣形

0、1、2、3……（n-1）

……

ι是决定轨道能量的又一重要参数。

（三）磁量子数（m）—电子云的伸展方向

同一电子亚层中，电子云的形状相同，可电子云伸展的空间位置方向各不相同。

磁量子数m就是用来描述电子云在空间的伸展方向的数值。

取值范围是当副量子数ι一定时，m可以取从+ι到-ι并包括0在内的整数值。

即m=0，±

1、±

2……±

ι。

n、ι、m三个参数可以描述一个原子轨道。

m与能量无关，决定能量的参数是n、ι，决定电子运动轨道的参数是n、ι、m。

（四）自旋量子数（ms）—电子自旋

原子中的电子不仅围绕着原子核运动，也围绕着本身的轴转动，这种转动叫做电子的自旋。

ms就是用来描述电子自旋方向的数值。

电子的自旋有顺时针和逆时针两种自旋方向，因此ms只有2个值：

+1/2、-1/2；

通常也用“↑”和“↓”的箭头表示。

自旋量子数ms表明每一个原子轨道中最多能容纳2个电子，n、ι、m、ms四个量子数确定后，电子的运动状态才得以确定。

四个量子数之间的数值关系为：

表1-2n、ι、m、ms的数值关系

主量子数（n）

副量子数（ι）

磁量子数（m）

亚层轨道数（2ι+1）

电子轨道数

电子数2

请同学们判断下列说法是否正确？

（1）主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道。

（2）在第4电子层上有4s、4p、4d、4f四种轨道。

请同学们指出ι=2，m=0，±

1，±

2的含义。

三、原子核外电子的排布

（一）电子分布与能级图

排布核外电子时，必须先清楚原子核外轨道的分布情况，而轨道分布取决于它所具有的能量高低，那么原子核外轨道的能量大小是怎样的呢？

1．原子轨道能量比较

（1）能级

每一个电子层上的某一亚层就是一个能级。

能级总是按照能量高低的顺序排列的。

能级表示：

先用数字写出能级的电子层数，随后用相应字母写出电子亚层，合起来就是某一个能级。

1s、2p、3d等分别代表不同的能级。

（2）能级组

在原子轨道能级中，将（n+0.7ι）的整数值相同的能级归为一组，从而把能级又划分为若干个组，每一组就是一个能级组。

整数值为1的称第1能级组，为2的称第2能级，依次类推，能级组数等于核外电子层数。

能级组也是按照由高到低的顺序排列的，这种排列图叫能级图，其中一个虚线框表示一个能级组，由图中我们看到每一个能级组都是从s能级开始，p能级结束。

图1-6原子轨道能级图

（3）能级能量高低比较

①当n值不同，ι值相同时，n愈大，能级的能量E愈高。

1s<

2s<

3s<

4s……

②当n值相同，ι值不同时，ι值愈大，能级的能量愈高。

4s<

4p<

4d<

4f……

③当n、ι都不同时，可由公式E=n+0.7ι求算，或者是通过能级图确定。

4s〈3d因为E4s=4＋0.7×

0=4E3d=3＋0.7×

2=4.4

（4）钻穿效应和屏蔽效应

通过计算或者是从能级图上我们可以得到E（4s）<

E（3d）、E（5s）<

E（4d）、E（5p）<

E（4f）等，它们都是电子层数高，而能量反而低，这种现象叫做能级交错，产生能级交错的原因有两个：

钻穿效应和屏蔽效应。

（1）屏蔽效应

核外其余电子对某一电子的排斥作用，可认为它们屏蔽或削弱了核对该电子的吸引作用，此作用称为屏蔽效应。

内层电子对外层电子才有屏蔽作用。

屏蔽使电子离核更远。

所以4d能量反而高于5s。

（2）钻穿效应

外层电子具有渗入原子内部空间而更靠近核的本领称为钻穿效应。

钻穿使电子离核更近，电子的能量也就更低，所以4s能级反而低于3d。

请同学们指出5f和6s谁的能量高？

它们分别在哪一能级组？

（二）核外电子的排布

实验结果和理论推导说明，原子核外的电子不是随意堆放在核外的，它们是遵循一定的原理和规则排布在核外空间做高速运动的。

1．保利不相容原理

因为处于同一轨道（有三个相同量子数）内的两个电子必然自旋相反，即三个量子数相同，第四个就不可能相同。

因此核外运动的电子不可能有四个量子数完全相同的，这就是保利不相容原理。

因为同一轨道的两个电子，如果自旋方向相同，它们彼此互相排斥，不能同处于一个轨道，而自旋不同时，产生的磁场方向相反，彼此相吸，得以共存。

2．能量最低原理

（1）能量最低原理

由于正负电性的吸引，电子会尽量靠近带正电的原子核，因此在不违背保利不相容原理的情况下，电子总是处在能量较低的轨道上，这就是能量最低原理。

我们排布电子时，应该先排能量低的轨道，当排满后再依次进入能量高的轨道。

根据能量最低原理，电子填入原子轨道的顺序如下图。

图1-7电子进入原子轨道的能级顺序图

（2）电子排布的表示

①电子排布式

表示原子核外各亚层中电子的分布情况。

先写出各能级，在每一能级的右上角用数字代表亚层中的电子数。

氟F电子排布式为1s22s22p5

②轨道表示式

每个短线代表一个轨道，每个箭头代表一个电子，进行电子填充时按照由高到低的顺序，由左向右填入。

上层为能级排布，下层为对应轨道中电子排布，合起来就是轨道表示式。

氟F轨道表示式为

1s2s2p

↑↓

↑

③原子实表示式

内层电子构型与稀有气体的电子构型相同的那部分与实体叫原子实，常用方括号内写上该稀有气体的符号表示。

氟F原子实表示为[He]2S22P5

3.洪特规则

（1）洪特规则

①等价轨道：

具有相同的主量子数n和副量子数ι，它们彼此间叫等价轨道或简并轨道，它们的能量相同。

np有3个等价轨道，nd有5个等价轨道，nf有7个等价轨道。

②洪特规则

根据前面原理，C原子2p亚层上的2个电子的轨道表示有如下三种

（1）

（2）（3）

2Px2Px2Py（或2Pz）2Px2Py（或2Pz）

↓

洪特实验结果表明，处在等价轨道上的电子，应尽量分占不同的轨道，而且自旋方向相同。

因此，C原子核外电子的轨道表示式为：

C1S2S2P

↑↓

（2）洪特规则补充

对于24号元素Cr,它的电子排布式应是1s22s22p63s23p63d44s2，29号元素Cu，它的电子排布式是1s22s22p63s23p63d94s2。

但根据光谱实验结果，Cr最后两能级上电子排布是3d54s1，Cu最后两能级上是3d104s1。

因此洪特规则补充表明，当等价轨道中的电子处于半充满、全充满或全空状态时更稳定。

半充满p3d5f7

全充满p6d10f14

全空p0d0f0

大多数元素的电子层结构能满足核外电子排布的三个规律，但有少数例外，如41Nb、44Ru、78Pt等及一些镧系和锕系元素。

对于这些例外，尚无确切的解释，它们的排布由光谱实验结果确定。

元素的基态原子电子层结构见表1-3。

1-3基态原子的电子层结构

周期

原子序数

元素名称

化学符号

电子层结构

（原子实排布）

氢

1s1

铷

[Kr]5s1

氦

1s2

锶

[Kr]5s2

锂

[He]2s1

钇

[Kr]4d15s2

铍

[He]2s2

锆

[Kr]4d25s2

硼

[He]2s22p1

铌

[Kr]4d45s1

碳

[He]2s22p2

钼

[Kr]4d55s1

氮

[He]2s22p3

锝

[Kr]4d55s2

氧

[He]2s22p4

钌

[Kr]4d75s1

氟

[He]2s22p5

铑

[Kr]4d85s1

氖

[He]2s22p6

钯

[Kr]4d10

钠

[Ne]3s1

银

[Kr]4d105s1

镁

[Ne]3s2

镉

[Kr]4d105s2

铝

[Ne]3s23p1

铟

[Kr]4d105s25p1

硅

[Ne]3s23p2

锡

[Kr]4d105s25p2

磷

[Ne]3s23p3

锑

[Kr]4d105s25p3

硫

[Ne]3s23p4

碲

[Kr]4d105s25p4

氯

[Ne]3s23p5

碘

[Kr]4d105s25p5

氩

[Ne]3s23p6

氙

[Kr]4d105s25p6

钾

[Ar]4s1

铯

[Xe]6s1

钙

[Ar]4s2

钡

[Xe]6s2

钪

[Ar]3d14s2

镧

[Xe]5d16s2

钛

[Ar]3d24s2

铈

[Xe]4f15d16s2

钒

[Ar]3d34s2

镨

[Xe]4f36s2

铬

[Ar]3d54s1

钕

[Xe]4f46s2

锰

[Ar]3d54s2

钷

[Xe]4f56s2

铁

[Ar]3d64s2

钐

[Xe]4f66s2

钴

[Ar]3d74s2

铕

[Xe]4f76s2

镍

[Ar]3d84s2

钆

[Xe]4f75d16s2

铜

[Ar]3d104s1

铽

[Xe]4f96s2

锌

[Ar]3d104s2

镝

[Xe]4f106s2

稼

[Ar]3d104s24p1

钬

[Xe]4f116s2

锗

[Ar]3d104s24p2

饵

[Xe]4f126s2

砷

[Ar]3d104s24p3

铥

[Xe]4f136s2

硒

[Ar]3d104s24p4

镱

[Xe]4f146s2

溴

[Ar]3d104s24p5

镥

[Xe]4f145d16s2

氪

[Ar]3d104s24p6

铪

[Xe]4f145d26s2

钫

[Rn]7s1

钽

[Xe]4f145d36s2

镭

[Rn]7s2

钨

[Xe]4f145d46s2

锕

[Rn]6d17s2

铼

[Xe]4f145d56s2

钍

[Rn]6d27s2

锇

[Xe]4f145d66s2

镤

[Rn]5f26d17s2

铱

[Xe]4f145d76s2

铀

[Rn]5f36d17s2

铂

[Xe]4f145d96s1

镎

[Rn]5f46d17s2

金

[Xe]4f145d106s1

钚

[Rn]5f67s2

汞

[Xe]4f145d106s2

镅

[Rn]5f77s2

铊

[Xe]4f145d106s26p1

锔

[Rn]5f76d17s2

铅

[Xe]4f145d106s26p2

锫

[Rn]5f97s2

铋

[Xe]4f145d106s26p3

锎

[Rn]5f107s2

钋

[Xe]4f145d106s26p4

锿

[Rn]5f117s2

哎

[Xe]4f145d106s26p5

100

镄

[Rn]5f127s2

氡

[Xe]4f145d106s26p6

101

钔

[Rn]5f137s2

102

锘

[Rn]5f147s2

103

铹

[Rn]5f146d17s2

104

[Rn]5f146d27s2

105

[Rn]5f146d37s2

106

[Rn]5f146d47s2

107

[Rn]5f146d57s2

108

[Rn]5f146d67s2

109

[Rn]5f146d77s2

请同学们指出下列几种元素的电子排布是否正确？

并给予指正。

（1）Be1s22p2

（2）N1s22s22px22py12px0

（3）B1s22s3

第二节元素周期律与元素周期表

一、元素周期律

科学家发现：

元素按原子序数排列或成序后，随着序数的增加，它们的原子核外电子排布、原子半径、电负性、化合价等性质呈现周期性变化。

这种元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化的规律，称为元素周期律。

（一）原子核外电子排布的周期性

由表8-4可归纳出：

原子序数3-10的元素，即从锂到氖，最外层电子排布是2s1到2s22p6，从1个增加到8个，达到稳定结构；

原子序数从11-18的元素，既从钠到氩，最外层电子排布是3s1到3s23p6，从1个增加到8个，达到稳定结构；

原子序数19-36的元素，37-54的元素，55-86的元素，尽管随着原子序数的增加，部分电子填充到了次外层和倒数第三层，但它们的最外层电子同样也从1递增到8。

由此看出，随着原子序数的递增，元素的原子的最外层电子排布呈周期性变化。

（二）元素主要性质的周期性

我们知道元素的性质取决与原子核外电子排布，那么电子排布所呈现的周期性也必然导致元素性质的周期性变化，见表8-4。

表1-43～18号元素性质的周期性变化

元素符号

外围电子层构型

3s1

3s2

3s23p1

3s23p2

3s23p3

3s23p4

3s23p5

3s23p6

原子半径（10m-10）

1.537

1.60

1.43

1.17

1.10

1.04

0.99

1.92

金属性和非金属性

很活泼

金属

活泼

两性元素

不活泼非金属

非金属

很活泼非金属

稀有气体元素

化合价

-4

-3

-2

-1

电负性

0.9

1.3

1.6

1.9

2.2

2.6

3.2

1．原子半径

原子半径是一个相当模糊的概念，因为原子核外的电子，没有明确的边界。

因此只能依据实验测定单质的晶体中相邻两原子核间距的一半作为元素的原子半径。

由于不同原子之间的成键类型不同，得到的原子半径数据也不同，而稀有气体只能用范德华半径求得。

由表8-4，我们可以看到，随着外围电子数目增大，由锂到氟；

由钠到氯，原子半径都是由大到小。

据此，我们观察周期表中所有元素得到：

随着原子

展开阅读全文