无及分1-第2章原子结构与元素周期系.ppt

第 2 章 原子结构与元素周期系 要点： 1、玻尔理论要点及微观粒子的运动特征； 2、核外电子运动状态的描述及核外电子排布规律；( 重点 ) 3、元素周期律及周期表的有关知识。 第 1 节 玻尔理论 人类认识物质世界简史： 德谟克利特(原子)→十八世纪质量守恒定律、定组成定律、倍比定律→ 1787年道尔顿的原子论→ 1811年原子分子论→19世纪末一系列实验证明原子可以再分，1897年汤姆逊发现电子，提出原子模型→ 1911年卢瑟福提出行星式原子模型→普朗克量子论→爱因斯坦光子论→玻尔理论→量子力学理论。 玻尔理论的要点 （1）核外电子在特定的原子轨道(固定轨道)绕核运动. 固定轨道是指符合一定条件的轨道, 这个条件是电子的轨道角动量L只能等于h/2π的整数倍： （2）提出了定态、基态、激发态 核外电子在一定能量的轨道运动，既不吸收能量也不放出能量的状态(定态)。 氢原子的电子从3、4、5、6电子层→2层，在可见光区得四条不连续的线状光谱。 第 2 节 核外电子运动的特殊性及运动状态的描述 一、波粒二象性 二、海森堡不确定原理（测不准原理） 对于微观粒子，不可能同时准确测定其速率与位置（位置与动量）。 五、原子核外电子运动状态的量子化描述 — 四个量子数 1、主量子数（ n ） (1) 表示电子所处电子层、电子离核的远近及电子能量的高低。 （2）取值；正整数 ， 1（K） 2 （L）3（M） 4 （N）… 2、角量子数（ l ) （1）表电子所处的亚层、电子云形状，多电子原子中，该值还与主量子数一起决定轨道能级与电子的能量。 （2） 取值：与主量子数有关，由0→(n-1) （3）当 l = 0，s 亚层，电子云—球形。 l = 1，p 亚层，电子云—哑铃形。 l = 2，d 亚层，电子云—梅花瓣形…… 各类轨道及对应电子云图形 （4）各电子层内的亚层及轨道类型 K层，n=1，l=0（1s） L层，n=2，l=0（2s）、1（2p） M层，n=3，l=0（3s）、1（3p）、2（3d） N层，n=4，l=0（4s）、1（4p）、2（4d）、3（4f）…… 3、磁量子数（ m L ） （1）表示各亚层轨道的空间伸展方向和轨道数目。 （2）取值：与角量子数 l 有关。 取 0、+1、-1、+2、-2….+(-) l （3）各亚层内的轨道数 s 亚层，l=0，mL= 0（一条轨道） p亚层，l =1，mL= 0、+1、-1（三条轨道） d亚层，l=2，mL= 0、+1、-1、+2、-2（五条轨道） f亚层，l=3，mL= 0、+1、-1、+2、-2、+3、-3（七条） 4、自旋量子数（ms） 表示电子在轨道中的自旋方向，取+1/2、-1/2。 5、四个量子数的意义 （1） 描述电子的运动状态：如3s1（3，0，0，+1/2）； （2）层与亚层中能容纳电子的限量 2n2 ； （3）核外电子的排布情况； （4）核外电子分层、周期、族、区的划分。 第 3 节 多电子原子核外电子排布 一、屏蔽效应与钻穿效应 2、钻穿效应 n相同，l 不同时，l越小，径向分布图的峰越多，第一小峰离核越近，表明电子钻到离核较近的空间运动的概率大，能较好地避免其它电子的屏蔽作用，σ相应较小，能量降低。由于角量子数不同，电子钻到核附近的几率不同，而引起轨道能量不同的现象称为钻穿效应。 例如，Ｍg的第一、第二、第三电离势分别为737.7、1450.7、7732.8 kJ/mol。显然，I1＜I2＜I3……。这是由于随着离子的正电荷增多，对电子的引力增强，因而外层电子更难失去。 电离能越小，原子就越易失去电子；电离能越大，越难失去电子。电离能的大小可以表示原子失去电子的难易程度。通常只使用第一电离能来判断元素原子失去电子的难易程度。 例：氧原子的E1＝－141 kJ/mol，E2＝780 kJ/mol，这是由于Ｏ－对再结合的电子有排斥作用。E1的代数值越小，元素的原子得电子的能力越强，通常元素的非金属性越强。 无论是在周期或族中，电子亲合能的代数值都随着原子半径的增大而增加，这是由于随着原子半径增加，核对电子的引力减小。 4、电负性 电离能和电子亲合能分别反映元素原子失去和得到电子的能力。为了能同时量度这两种性质，鲍林提出了电负性概念，定义：电负性是元素的原子在化学键中吸引共用电子对的能力。 同周期元素原子从左至右随着有效核电荷（Ｚ*）的增加，原子半径（r）的减小，在分子中对电子的吸引力增强，电负