1、联系 QQ1165557537第六节 原子结构和周期律前面五节是从宏观方面介绍化学反应基本规律。本节要用现代原子结构理论的基本概念，介绍原子核外电子分布规律及元素性质递变的周期性规律。一、氢原子光谱玻尔理论当电流通过充有 H2的放电管时，便会发光。光束经过分光棱镜后，就得到线状的不连续的氢原子光谱图，如图 3 一 6 一 1.为了解释氢原子光谱，丹麦物理学红可见区紫家玻尔（Bohr）提出了下述假设，建立了玻尔原子模型，这就是后人称作的玻尔理论：1原子中核外电子只能在一些特定的不连续的轨道（半径不同的同心圆）图 3 一 6 一 1 氢原子可见光谱上绕核运动。电子在这些轨道上运动时氢放电管发光的光
2、谱，由许多辉线构成，辉线间的空隙处于稳定状态，不辐射能量。为氢原子不能发光的频率范围2在不同轨道上运动的电子具有不同的能量。电子从一个轨道转人另一轨道，不是连续的渐变过程，而是一种跳跃式突变，称为跃迁。只有当电子在不同轨道间跃迁时，才吸收或辐射能量。吸收或辐射的能量，就等于二个轨道的能级差E=E2 一 El。若吸收或辐射的能量以光的吸收或辐射形式进行，则被吸收或辐射光的频率，就是一些不连续的特定值，可由相应的E 求出：Hv=E=E2 一 El(3 一 6 一 1)此式称为玻尔频率定则，h 为普朗克常数。玻尔理论成功地解释了氢原子的线状光谱，并预测在紫外区和红外区还有一系列谱线，后来都得到了证实
3、。但是玻尔理论无法解释光谱中的精细结构，也不能很好解释多电子原子的光谱。这是因为玻尔理论只是在经典物理的框架下，加人了一些人为的假设，对其作了一些修补而已。其实，建立在宏观物体运动力学基础上的经典物理学规律，根本不符合微观粒子的运动规律。只有量子力学才能对原子结构作出科学的说明。二、量子力学对原子结构的说明（一）量子力学对微观粒子运动规律的描述(1）波粒二象性 1924 年，法国物理学家德布罗意（deBroglie）提出了物质波概念，认为电子、质子、原子等微观粒子的运动应该和光子一样同时具有波动性和粒子性的特征，即具有波粒二象性。并提出了著名的物质波公式(3 一 6 一 2)此式亦称德布罗意关
4、系式，式中 为物质波的波长，也称德布罗意波长，德布罗意关系式把表征波动性特征的物理量 与表征粒子性运动特征的动量（P=mv）有机地联系在一起了。后来由电子衍射实验成功地向人们揭示了电子运动的波动性特征，证实了德布罗意的预言。(2）统计性沿着确定的轨道，按确定的速度运动着的宏观物体，可以用经典物理原理准确地确定其在任何指定时刻的位置和速度。而对微观粒子则不同，不可能同时测出其准确的位置与速率。它们的运动特点遵循海森堡测不准关系式：(3 一 6 一 3)式中 x 为微观粒子的位置测量误差，P 为微观粒子的动量测量误差，也等于 mv。海森堡关系式表明，微观粒子的运动速度和位置不能同时测准。因此对微观
5、粒子的运动而言，确定的轨迹已无意义。所以对微观粒子运动的描述常用统计的方法，给出一种统计的规禽微观粒子运动的物质波可以着作是，种几率波。在空间某点，电子物质波的强度与该点附近一个微体积元中电子出现的几率密度是成正比的。(3）量子化微观粒子运动的第三个特点是量子化的，即是不连续的。与电子运动有关的各项物理量的变化都是不连续的，例如电子运动的稳定状态，它们的能级以及角动量等等都是量子化的。（二）波函数和原子轨道波函数是量子力学描述微观粒子（电子）波动性质的一种数学形式，用符号 表示。描述氢原子核外电子运动状态的方程叫薛定愕方程。它是一个二阶偏微分方程，方程的每个解都是一个函数，即一个波函数 ，亦称
6、一个原子轨道。求解薛定愕方程时，必须引入一系列的边界条件。这些边界条件是不连续的数，称为量子数。它们限定了电子运动状态和对应的能量和动量。（三）四个量子数(1）主量子数 nn 又称为能量量子数，是决定电子能量大小的主要量子数。n 取值为 1,2,3,等正整数。n 越大，表示电子运动的能量越高，电子出现几率最大的区域离核越远。n 不同的原子轨道称为不同一的电子层。用符号 K、L、M、N等分别表示 n=1、2、3、4等电子层。(2）副量子数 ll 又称为角量子数，是决定电子运动角动量的量子数。l 的取值受 n 所限，l=0、1、2（n一 1)，它和波函数的角度分布（空间形状）有关，是决定电子运动能
7、量的次要量子数。(3）磁量子数 mm 是决定电子运动的角动量在外磁场方向上分量的大小的量子数。m 取值受 l 的限制，即对应每一个 l，m 可取 m=0，士 1，士 2.士 l，它和波函数 在空间的取向有关。n,l 相同而优不同的彼函数对应的电子运动状态、只是空间的取向不同，当原子单独存在时，这些 m 不同的轨道具有相同的能级称为简并轨道。如 n2,l1 时，m 可能等于 0，1，1，即，三个等价轨道。而当该原子处于外电场中，或与其他原子相互作用时，这些轨道因空间取向不同而产生了能级分裂。(4）自旋量子数 ms考虑到电子自旋运动方向不同，造成电子能级的微小差别，引出了自旋量子数 ms，它的取值
8、为1/2 或一 1/2。四个量子数允许的取值和相应的波函数及核外电子运动可能的状态参见表 361.（四）几率密度和电子云为了形象化表示出电子的几率密度分布，可将其看作带负电荷的电子云。电子出现几率密度大的地方，电子云浓密一些；电子出现几率密度小的地方，电子云只是核外电子在空间出现的几率密度形象化表示。若把电子云密度相等的各点联结成一个面，即等电子云密度面。电子云密度界面，使界面内电子出现的总几率大于 90%（或 95%） 。电子云淡薄一些。电若选择一个合适的等这种界面的空间图形称为电子云界面图，它比较形象地表示核外电子运动的空间范围。三、多电子原子的核外电子分布除氢原子外，其余元素的原子核外含
9、有 1 个以上的电子，称为多电子原子，它们的核外电子分布情况遵循以下三项基本原则：1.能量最低原理掌握了能级组，对记忆周期表有很大的帮助，每个能级组和周期有对应的联系。2泡利（Pauli）不相容原理在同一原子中，不可能有两个电子处于完全相同的运动状态，即每个原子中，不可能有 2 个电子具有完全相同的四个量子数。因此，每一个轨道最多只可能容纳 2 个电子，且自旋方向相反。3洪特（Hund）规则在量子数 n 和 l 相同的轨道，即等价轨道，例如 中，电子将优先占据不同的等价轨道，并保持自旋相同。例如 N 原子最外层有 5 个电子，其中 2 个电子，进人 2s 轨道中，它们的自旋相反，而另 3 个电
10、子，分占 3 个不同的 2p 的轨道，呈 保持自旋相同，而不会优先在某个 2P 轨道中配对。实验也表明，当等价轨道呈全充满，半充满或全空时的电子排布较稳定，其能量较低。洪特规则实际是能量最低原理的特例。我国化学家徐光宪教授总结了一个近似能级的计算公式：(n+0.71)，能很方便记忆近似能级顺序。（一）原子的核外电子排布式和价层电子排布式1原子的核外电子排布式多电子原子中的电子，在核外各个轨道上分布的表达式叫核外电子排布式，简称电子排布式（分布式） 。填写核外电子排布式主要是根据实验结果，再结合排布原则进行填写。正确书写核外电子排布式，可先根据三个排布规则和近似能级的顺序将电子依次排入相应轨道上
11、。再按电子层顺序整理一下排布式，按 n 由小到大自左向右排列，相同 n 的轨道排在一起，例如4s 轨道的能级比 3d 轨道低，在排电子时，先排人 4s，后排人 3d，但 4s 是比 3d 更外层的轨道，因而在正确书写原子的电子排布式时，3d 总是写在左面（紧跟 3P 后面） ，而 4s 写在 3d 的右边。例如Cu（铜第 29 号元素）注意：对于核外电子比较多的元素（主要是第五、六、七周期副族元素） ，由光谱测定的电子排布情况，并不完全与理论预测的一致。对于这些特例，应该以实验事实为准。2原子的价层电子排布式外层电子对元素的化学性质有显著影响称为价层电子。包括部分次外层电子甚至某些(n 一 2
12、)f层电子，是化学反应中可能得失的电子。描述电子在价层轨道上分布的式子叫价层电子排布式。又叫价层电子构型。（二）离子的核外电子分布式和价层电子分布式原子得到电子或失去若干个电子后变成了负离子或正离子。原子失去电子的顺序是按核外电子分布式从外到里的次序失去，而不是按填充时能级高低顺序失去。同层电子则是能级高的电子先失去。而原子得到电子变成负离子时新加电子总是加到最外层轨道上。离子的价层电子排布式就是离子价层轨道上的电子排布式。四、周期律（一）周期律和周期表根据大量实验结果，发现元素的性质随元素的原子核外电子数、 （或原子序数）的增加呈周期性变化。这个规律称为元素周期律。根据元素周期律将所有的元素
13、排成一个表，这叫元素周期表，在周期表中元素按次序排列的号码叫原子序数（原子序数即为原子的核电荷数，即原子核中所含的质子数） 。常见的周期表如表 3 一 6 一 2 所示。周期表中每一横排原素为一个周期，总共有 7 个周期。第 1 周期只有 2 个元素，是特短周期。第 2 周期，第 3 周期各有 8 个元素为短周期。第 4,5 周期为长周期各有 18 个元素。第 6 周期为特长周期有 32 个元素。第 7 周期到现在只发现了 23 个元素，是个未完全周期。周期表第 6 周期中从第三个元素 57 号 La（镧）到第 71 号 Lu（镥）和第 7 周期的第三个元素 89号 Ac（锕）到第 103 号
14、 Lr（铹） ，各有 15 个元素。它们的电子都是最后填加在（n 一 2）f 电子层上（即分别排在 4f 和 5f 原子轨道上） ，致使它们的性质十分相似，分别称为镧系元素和锕系元素。为了避免周期表横排过长，把它们列在周期表下方两个横排中。周期表中的纵行称为族。族分为两类：一类为主族，另一类为副族。主族元素的电子排布特点是：最后填入的价电子是填人原子的最外层原子轨道 ns、np。周期表左面的二个族和右边的六个族为主族。它们分别是 IA、IIA 和 IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA 和 O 族（有的称为 VIIIA)。周期表中间部分，从左到右共有 10 行分别属 8 个副族，它们是III
15、B、IVB、VB、VIB、VIIB、VIII（与 VIIIA 相对应为 VIIIB）和 IB、IIB。VIIIB 族占有 3 个纵行。副族元素的电子按能级顺序最后填人次外层（(n 一 1)d）原子轨道中，副族元素又称为过渡元素。在 IIIB 副族后还有镧系和锕系元素。镧系和锕系元素称为内过渡元素。（二）原子结构与元素周期表元素原子结构的周期性变化是元素性质周期性变化的微观基础，也是元素周期表的微观基础，两者间存在密切的内在联系：1周期数等于能级组中原子轨道的最大主量子数。每个周期包含的元素数目，等于相应能级组的原子轨道中可容纳的最多电子数。参阅表 3 一 6 一 1，表 3 一 6 一 2。2
16、元素在周期表中的位置和原子结构的关系(1）元素在周期表中的周期数等于原子核外电子层数(2）元素在周期表中的族数与原子的价层电子排布特点有关l）主族（零族除外）元素的族数等于相应元素的原子中最外层电子 ns 与 np 电子数的总和。2)IIIBVIIB 族元素的族数等于其原子价电子总数，包括最外层 ns 电子数和次外层(n 一 1)d电子数之和。3）IB、IIB 族元素的族数等于其最外层 ns 轨道中的电子数。4）VIII（VIIIB）族元素包括第 8,9,10 三个纵行的九个元素，其原子最外层 ns 电子数和次外层（n 一 1)d 电子数之和分别为 8,9,10。5）零（VIIIA）族元素的最外层电子数为 8，为 满层排布。以上便是元素在周期表中的位置和原子的电子排布的关系。【例 3 一 6】有一元素，在周期表中位于第 4 周期，IVA 族，试写出该元素原子的电子排布式和价层电子式。
