5原子结构与周期系.docx

1、5原子结构与周期系第5章 原子结构与周期系5课时教学目标及基本要求1. 了解原子核外电子运动的特征(量子化、波粒二象性、统计性)，了解波函数、四个量子数和电子云的基本概念，了解S，P，d原子轨道和电子云的角度分布示意图。2. 掌握周期系元素的原子的核外电子分布的一般规律及与周期表的关系，明确原子的外层电子分布和元素按S，P，d，ds，f分区的情况。3. 联系原子结构了解元素的某些性质的一般递变情况。教学重点 1. 核外电子的运动特征及其运动状态描述 2. 核外电子分布规律与周期系3. 元素基本性质的周期性教学难点 1. 核外电子运动特征 波函数、电子云角度分布图 2. 四个量子数 核外电子分布

2、及周期系教学方式（手段）教学方式（手段）及教学过程中应注意的问题 教学方式：以多媒体教学为主，讲述法、模型演示、动画模拟、课堂讨论相结合 注意问题：本章内容从微观角度阐述，非常抽象，要通过多媒体形象、生动的演示使不同理解能力的同学都能逐步掌握本章知识。 主要教学内容5.1 氢原子结构的近代概念5.1.1 核外电子的运动状态(1) 氢原子光谱和玻尔理论连续光谱 按一定顺序连续分布的不同波长的光谱。原子光镨 （线光谱） 原子受激发后从原子内部辐射出来的光谱。 氢原子光谱 红色镨线 =656.3nm H蓝绿色谱线 =486.1nm H兰色谱线 =434.1nm H紫色谱线 =410.1nm H 玻尔

3、理论 定态轨道的概念 轨道能级的概念及轨道能级量子化的概念氢原子核外电子的轨道能量为：n= 1. 2. 3 . 4. 正整数n 值越大，能量越高，离核越远。反之 n 值越小，能量越低，离核越近。能量最低的状态叫基态，其余的叫激发态。当氢原子核外电子在 n=1 的轨道上运动时，半径 a0 =52.9pm 玻尔半径 激发态原子发光的原因玻尔理论成功的解释了氢原子光谱产生的原因及规律性，解决了以下几个问题： 氢原子为什麽是线光谱，是由于轨道的能量是量子化的，发射光的频率也是量子化的，因此氢原子光谱不是连续光谱，而是线光谱。 提出了电子运动能量量子化的概念。对氢原子光谱频率的计算结果与实验结果十分吻和

4、玻尔理论的局限性： 不能解释氢原子光谱的精细结构。 不能解释多电子原子的光谱。 不能解决化学键形成的本质原因 （2）微观粒子的波粒二象性德布罗意假设。 电子、原子、分子等实物微粒除了具有粒子性外，同样具有波动性，其波长满足下列公式：式中 h 普朗克常数m 电子的质量v 电子的运动速率德布罗意的假设不久就被电子衍射实验所证实了。 （3）微观粒子的几率分布规率从电子衍射实验说明，衍射环纹是电子无数次行为的统计结果。因此，电子波是一种具有统计性的几率波。 同样的道理，核外电子的运动具有几率分布的规律。综上所述，原子核外电子的运动具有三大特征：量子化 线光谱波粒二象性 物质波统计性 几率波 5.1.2

5、 波函数 (wave function)1926 年 , Schrodinger 根据 de Broglie 物质波的观点，引用电磁波的波动方程，提出了描述微观粒子运动的波动方程 -Schrodinger equation, 建立了近代量子力学理论。=0Schrodinger equation 中，m为电子质量,E为电子的总能量,V 为势能。 波函数的概念波函数不是一个具体的数值，而是用空间坐标描述波的函数式 , 在量子力学中，将描述原子中单个电运动状态的波的函数式称为波函数，也称为原子轨道。记为 或 或 , 其中表示为球极坐标的函数。 n,l,m 是解 Schrodinger equatio

6、n 产生的三个参数，也成为量子数 . 主量子数 n,取正整数： 1,2 ， 3 ， 4 ， 是确定电子离核远近和能级的主要参数， n 越大 , 则电子离核的平均距离越远 , 所处状态的能级越高。 量子数 ,可取的值为 0,1,2,3,4,(n-1), 的数值受 n 的数值的限制，=0,1,2,3 的轨道分别称为 s, p, d, f 轨道。 量子数 m可取的数值为 0, 1, 2, 3. 反映波函数的空间取向 . 量子数取值 nlm轨道名称轨道数1001s12002s4102p 12p4004s11610, 14p320, 1 24d530, 1, 2, 34f7（2）波函数角度分布图将波函数

7、 简化成 : =R(r) Y( , ) Y( , ) 波函数角度部分 s 轨道与 , 角无关 , 为球面 , 无方向性 p 轨道 特点 : p 轨道有 3 条 , 为相切于原点的双球面 有正负 , 有节面 有极大值 d 轨道 :5 条 5.1.3 电子云(1) 几率密度2波函数 本身不能与任何可以观察的物理量相联系，但波函数的平方2可以反映电子在空间某位置上单位体积内出现的几率大小，即几率密度。 电子云2在空间的分布。 电子云黑电图 电子云等密度面图 电子云界面图 电子云角度分布图Y2 ( , ) , 作图 s 电子云：球面，无方向性 p 电子云： 相交于原点的两个橄榄型曲面 无正负 有极大值

8、，核附近电子出现的几率密度等于零 d 电子云量子力学方法描写核外电子运动状态归纳为以下几点 : 电子在原子中运动服从 Schrodinger equation, 没有确定的运动轨道，但有与波函数对应的确定的空间几率分布。 是电子几率密度分布函数 , 可分别通过径向分布、角度分布及电子云空间分布图来描绘单位球壳 , 单位立体角以及核外空间单位体积内的几率分布情况。波函数角度分布图突出表示了轨道波函数极值方向和正负号 . 电子的几率密度分布状态是与确定的能量相联系，而能量是量子化的。在氢原子中， E 由 n 规定，在多电子原子中还与 l 有关。波函数是用空间坐标 (r, , ) 来描写实物微粒波的

9、数学表达式 . 人们总觉得它比较抽象，因为实物微粒的波 , 本身就不象声波或电磁波那样具有具体和直接的意义，但波函数的平方代表微粒几率分布的这种性质就比较具体了。2电子云密度也可分为径向部分和角度部分来考虑。 5.1.4 电子运动状态的完全描述与四个量子数 主量子数 n意义： 决定电子层的划分及电子能量高低的主要因素n=1 2 3 4 5 -K L M N O 角量子数 l意义： 决定电子亚层 描述电子运动状态随空间角度的变化 原子轨道或电子云的形状l = 0 1 2 3 4 - （ n-1 ）s p d f g 磁量子数 m意义：描述电子运动状态（原子轨道或电子云）在空间的方向m = 0 1

10、 2 3 - l 自旋量子数 m s意义：描述电子的自旋运动特征ms = 1/2 “ ” 用四个量子数表示电子运动状态 n =l =m =m s =原子轨道轨道数目电子数100 1/21s1 条220 10 -1 0 +11/21/21/21/22s 2p1 条 3 条2 630 1 20 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +21/2 1/2 1/2 1/21/21/21/21/21/23s 3p 3d1 条 3 条 5 条2 6 105.2 多电子原子中的电子分布和周期系 5.2.1 核外电子分布（1）三条原则 :1） Pauli 不相容原理He 1s2 (1 ， 0 ， 0 ， +1/

11、2)（1 ， 0 ， 0 ， -1/2）2）能量最低原理核外电子在各种可能的轨道上的分布总是采取使体系总能量尽可能低的一种排布方式 . 在稳定的基态 , 原子中的电子总是优先占据能量较低的轨道。n 和 l 都确定的轨道称为一个能级。同 l 不同 n 的轨道， n 大 , 则 E 大 ; 同 n 不同 l 的轨道， l 大则 E 大 ;n,l 都不相同，轨道有能级交错现象。鲍林近似能级图(n+ 0.7l ) 规则我国北京大学 徐光宪 教授根据对光谱数据的分析，提出(n+ 0.7l )规则。1）(n+ 0.7l )）值越大，则能级越高。2）将(n+ 0.7l )值整数部分相同的能级编成同一个能级组

12、，共分为 7 个能级组。能级分组情况见下表。 3） Hund 规则等价轨道 n, l 均相同的轨道例 3p3 ： 3px3py3pz n = 3 l = 1 px pz py洪特规则特例：全充满 p6 d10 f14 半充满 p3 d5 f7多电子原子中，电子的能量由所处轨道的主量子数 n 和角量子数 l 二者决定。（2） 电子填入轨道的顺序与电子分布式1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 5.2.2 原子结构与周期系同一周期元素性质的递变是因为原子核外电子分布的递变。同一主族元素性质的相似是因为核外电子

13、分布情况的相似。 原子的外层电子构型与周期表分区外层电子分布式 ( 外层电子构型式 )主族 VA, ns12np06副族 VB, (n-1)dns镧系锕系 : 通常还需考虑第三层 f 及次外层 d 即 : (n-2)f(n-1)dnss 区 -IA, IIA, ns1 ,ns2p 区 A A 0 族 ns2 ， np1-6d 区 B B （n-1）d1- 9 ， ns1-2ds 区 B 、 B (n-1)d10ns1 ; (n-1)d10ns2d 区 , ds 区称为过渡元素区 .f 区 - 镧系，锕系 ,(n-2)f1ns2(n-2)f14ns2 , 内过渡元素(2) 周期 Pd 例外， 4

14、p64d10 为第五周期。(3) 族 ( 主族，副族，零族 ) 5.3 元素基本性质的周期性 5.3.1 有效核电荷数多电子原子中，某一指定电子除受到核电荷 Z 的吸引外，还受到其余电子的排斥 . 根据中心势场模型，近似得到 Z-1 个电子对指定电子的排斥作用看成是抵消了一部分核电荷对指定电子的吸引，使有效核电荷 Z 减小为 Z,Z 为有效核电荷 . 在多电子原子中 , 其余电子抵消核电荷对指定电子的作用称屏蔽作用 , 用屏蔽常数来表示。 Z=Z- 的取值方法 :以 n 层电子为研究对象n+1 及更外层 : 外 =0n 层： n =0.35( 第一层之间 =0.35)n-1 层： =0.85n

15、-2 层及更内层 : =1例：计算作用在 20 Ca 最外层的有效核电荷数 :原子结构示意图 :1s22s22p63s23p64s2第 1 层 : Z=20-1 0.3第 2 层： Z=20-0.85 2-7 0.35第 3 层： Z=20-7 0.35-8 0.85-2 1第 4 层 ( 最外层 ) ： Z=20-0.35 1-8 0.85-10 1= 2.85周期表中 , 核电荷数递变的规律：同一周期 中， Z 增加 1, 外层电子数也增加 1, 因而 Z 增加 1-0.35=0.65,同一主族 中，核电荷数增加，电子层增加，屏蔽作用增强，有效核电荷数增加很小。电子层增加是主要因素。 5.

16、3.2 原子半径定义：在单质分子（晶体）中，相邻的原子核间平均距离的一半。原子半径：共价半径、金属半径、范德华半径副族元素由上至下半径增大的幅度不如主族元素的幅度大，特别是第五、第六周期的同族元素原子半径非常接近，这是由于镧系收缩造成的。镧系收缩 : 镧系 15 个元素随着原子序数的增加，原子半径收缩的总结果 ( 从镧到镥半径总共减小 11pm) 是镧系以后的同族元素的半径相近因而性质相似的现象 . 实际上，镧系元素各相邻元素原子半径缩小的幅度并不大，因为每增加一个核电荷时 , 由于增加的电子填入再次外层，其对核的屏蔽作用较大，有效核电荷增加较小，原子半径收缩也小，致使镧系各元素彼此的原子半径

17、十分接近，故性质也十分接近。镧系收缩是指从镧到镥 15 个元素原子半径收缩累计的总结果，这一效应对镧系后面元素性质影响就很大了。 5.3.3 电离能、电子亲合能和电负性 电离能使气态的基态原子失去一个电子，变成带一个正电荷的气态离子所需的最低能量，称为元素原子的第一电离能（ E1 ）；依次类推有第二，第三，第四电离能 E2 ， E3 ， E4 等。电离能的大小可以衡量原子在气态时失去电子的难易程度 , 可以用于衡量元素金属活泼性的强弱。 E 越小，越易失去电子，金属活泼性越强；反之亦然。 电子亲合能气态的基态原子获得一个电子变成气态的负一价离子时所吸收（取正值）或放出的能量称为该原子的第一电子亲合能 E1 。与电离能类似，也有第二，第三 电子亲合能 E2 ， E3 。元素的电子亲合能数据负得越多，体系放出能量越多，表示这种元素的原子越易获得电子，非金属性越强。 电负性 (X)元素的电负性（X） 元素的原子在分子中吸引成键电子的相对能力。1）元素的电负性是一个相对值， XF = 4.02）元素的电负性越大，该元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的电负性越小，该元素的非金属性越弱，金属性越强习题： P141-143： 1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11，14，18，19