1、原子结构与元素周期律,欧阳邓福,一、核外电子运动状态,1、电子的波粒二象性,（1）光子的波粒二象性,（2）电子的波粒二象性（物质波、德布罗意波）,（3）核外电子运动的早期模型波尔模型,2、电子运动的近代描述电子云,一、核外电子运动状态,（1）薛定谔方程：, (n, l, m, x , y, z ),（2）四个量子数和原子轨道, 主量子数 n,n 决定原子轨道离核的远近，是确定电子运动能量的主要因素。n 取正整数1,2,3,4,5,6,7对应光谱学符号K,L,M,N,O,P,Q,在氢原子或单电子体系中，电子的能量完全由n 决定。,E = ,eV,13.6,n 2,（2）四个量子数和原子轨道, 角
2、量子数 l,l 决定原子轨道的形状，并在多电子原子中与n 一起决定电子的能量，l 取0, 1, 2, 3, , (n1), 取值受n 限制。,l : 0 1 2 3 4 5,光谱学符号： s p d f g h,n 相同的原子轨道可以分为一种或几种不同形状的原子轨道，由l 来表示。l = 0 称为s轨道，是球形的； l = 1 称为p轨道，是哑铃形的； l = 3 称为d轨道，是花瓣形的。,例如：当n = 3时，l 可取0，1，2，那么第3电子层就有3种不同形状的原子轨道，分别为3s，3p，3d，或者说在第3电子层有3个亚层。,（2）四个量子数和原子轨道, 磁量子数 m,m 决定原子轨道的伸展
3、方向，m = 0, 1, 2, , l , 取值受l 限制，对给定的l，有2l +1个m 值。,例如，当l =0时，m = 0 ，s轨道只有一个，在空间是球形对称的。当l =1时，m = 0, 1 ， p轨道在空间有三个伸展方向， 形成三个等价轨道（简并轨道）px , py , pz 。 当l =2时，m = 0, 1, 2 ，d轨道在空间有五个伸展方向，形成五个等价轨道（简并轨道）dxy , dyz , dxz , dx2-y2 , dz2 。,n , l , m 一组量子数确定一个原子轨道，分别表示离核远近，形状，伸展方向。,（2）四个量子数和原子轨道, 自旋磁量子数 ms,ms 决定电子
4、的自旋方向，取值只有两个ms = 1/2，取1/2时，电子自旋向上，用 表示；取1/2时，电子自旋向下，用 表示。,（3）电子云图形,电子云图形由l 决定当l = 0时，称s电子云，球形对称；当l = 1时，称p电子云，哑铃形，在空间有三个方向 px , py , pz 当l = 2时，称d电子云，花瓣形，在空间有五个方向dxy , dyz , dxz , dx2-y2 , dz2,例1、试比较Li2+离子的2s和2p轨道能量的高低。能量各是多少？,例2、下列说法是否正确？如不正确，应如何改正？ （1）s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走字形。 （2）主量子数为1时，有自旋相反的两条轨
5、道。 （3）主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四条轨道。,例3、下列各组量子数哪些是不合理的，为什么？ （1）n = 2，l = 1，m = 0 （2）n = 2，l = 2 m = -1（3）n = 3，l = 0，m = 0 （4）n = 3，l = 1，m = +1（5）n = 2，l = 0，m = -1 （6）n = 2，l = 3，m = +2, (2)、(5)、(6) ,3、核外电子排布,（1）鲍林的轨道能级图,每个能级组所填充的电子数=本周期元素的种类数,n +0.7l,屏蔽效应：能量升高 钻穿效应：能量降低,（2）核外电子排布的三大规则, 能量最低原理：, 泡利原理：,
6、 洪特规则：,（3）电子排布的表示方法, 轨道表示法：, 电子排布式： “原子实”：,竞赛要求：根据原子序数写出周期表中所有元素的电子排布式.,步骤：,1、 记住稀有气体元素的原子序数，用待写原子的原子序数减去比它小而接近的稀有气体原子序数，即得最外层能级组电子数。,2、写出稀有气体符号，中括号括起，和最外层能级组。,3、按电子排布三大规则，依次填充最外层能级组。,4、最后按n 由小到大的顺序从新写出。,特殊情况：,铌,钌,铑,钯,钨,铂,镧系(57-71)除了： 57La(镧) 58Ce(铈) 64Gd(钆) 71Lu (镥) 是5d16s2，其他镧系都是4fn6s2,锕系(89-103)除
7、了： 89Ac(锕) 91Pa(镤) 92U(铀 ) 93Np(镎 ) 96Cm(锔) 103Lr(铹) 是6d17s2， 90Th(钍)是6d27s2， 其它锕系 5f n7s2,例4、 已知某元素在氪前，当此元素的原子失去3个电子后，它的角量子数为2的轨道内电子恰好为半充满，试推断该元素。,二、元素周期律,1、原子的电子层结构和周期律,（1）副族元素的族序数= 原子次外层d电子数与最外层s电子数之和（、B、B除外）,由原子序数推测该元素在周期表中的位置一般方法： 记住稀有气体的原子序数，用原子序数减去比它小而相近的稀有气体的原子序数，即得该元素所在的纵行数，周期数等于该稀有气体周期数加1。
8、若是第6周期及以上的元素，用原子序数减去比它小而相近的稀有气体原子序数，再减去14得所在纵行数。,（2）按价电子构型的不同把周期表分成五个区,例5 甲元素是第三周期p区元素，其最低化合价为 -1价；乙元素是第四周期d区元素，其最高化合价为 +4价，填写下表：,例6 某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n = 3、l = 2、m = 2、ms = +,试回答： （1）写出该元素原子核外电子排布式 （2）写出该元素的原子序数，指出在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正价化合价。,例7、现有A、B、C、D四种元素，A是第五周期IA族元素，B是第三周期元素。
9、B、C、D的价电子分别为2、2和7个。四种元素原子序数从小到大的顺序是B、C、D、A。已知C和D的次外层电子均为18个。 （1）判断A、B、C、D是什么元素？ （2）写出A、B、C、D的简单离子； （3）写出碱性最强的最高价氧化物水化物的化学式； （4）写出酸性最强的最高价氧化物水化物的化学式；,二、元素周期律,2、元素基本性质的周期性,（1）原子半径：两个原子核间距的一半。（包括共价半径、金属半径、范德华半径）,副族元素（过渡金属）原子半径的变化规律：, 同一周期从左到右原子半径也是减小的，但减幅变小了，到了ds区原子半径反而略有增大。f区元素原子半径减幅更小，而f区半充满或全充满时，原子半
10、径不减小反而增大。, 同族从上到下变化不明显，第五和第六周期同族过渡元素原子半径很接近，性质相似，在自然界能共生， 所以难以分离，这是由于镧系收缩的结果。,2、元素基本性质的周期性,（2）电离能：元素的气态原子在基态时失去一个电子成为一价气态正离子所需要的能量，称元素的第一电离能 I1 。I 越小，越容易易失电子，金属性强,（3）电子亲合能 ：一个基态的气态原子得到一个电子形成一价气态负离子所放出的能量。称该原子的第一电子亲合能。 习惯上把放出能量的电子亲合能EA用正号表示。EA反映原子得电子难易程度。EA越大，越容易易得电子，非金属性强。,（4）电负性：原子在分子中吸引电子的能力。F的负电性为4.0，其它原子的负电性均为相对值，以Xp表示。 金属的电负性一般小于1.9，而非金属元素的电负性一般大于2.2， 处于1.9与2.2之间的元素人们把它们称为“类金属”，它们既有金属性又有非金属性。,31 下列化学键中碳的正电性最强的是,A. CF B. CO C. CSi D. CCl 32 电子构型为Xe4f145d76s2的元素是,A. 稀有气体 B. 过渡元素 C. 主族元素 D. 稀土元素 33 下列离子中最外层电子数为8的是,A. Ga3+ B. Ti4+ C. Cu+ D. Li+,例8、 2003年全国初赛第三题,
