1、物 质 结 构,2.1 原子核外电子的运动状态2.2 原子核外电子排布与元素周期律2.3 元素性质的周期性,原子结构和元素周期表,物质的微观描述,2.1 原子核外电子的运动状态,2.1.1原子的组成,1911年卢瑟福通过粒子的散射实验提出了含核原子模型（称卢瑟福模型）：原子是由带负电荷的核外电子与带正电荷的原子核组成。原子是电中性的。,电子、质子、中子等称为基本粒子。 原子很小，基本粒子更小，但是它们都有确定的质量与电荷。,( ),(,核外电子(负电荷),原子,质子 正电,原子核(正电荷),中子 不带电),化学变化中，只是 核外电子运动状态 发生了改变。,核素:具有一定数目的质子和中子的原子(
2、即具有一定的原子核的元素)。元素:具有相同质子数的同一类原子。 属于宏观概念，只能论种类，没有个数意义。同位素:同一元素的不同核素。例如氢元素有 11H(氕)、12H(氘)、13H(氚) 3种同位素，氘、氚是制造氢弹的材料。元素铀(U)有 、 、 三种同位素，其中 是制造原子弹的材料和核反应堆的燃料。,概念,原子有个数的意义,原子质量数，用符号A表示，中子数用符号N表示，质子数用符号Z表示，则：质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)核电荷数由质子数决定： 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数归纳起来，用符号 表示一个质量数为A，质子数为Z 的原子，那么构成原子的粒子间的关系为：,2.
3、1.2 核外电子的运动特征,与宏观物体相比，分子、原子、电子等物质称为微观粒子。运动规律有别于宏观物体，有其自身特有的运动特征和规律，即波粒二象性，体现在量子化及统计性。,1927年，德布罗依的假设为戴维逊(Davisson C J)和盖革(Geiger H)的电子衍射实验所证实。,电子等实物粒子也具有波粒二象性。,图为氢原子处于能量最低的状态时的电子云，图中黑点的疏密程度表示概率密度的相对大小。由图可知：离核愈近，概率密度愈大；反之，离核愈远，概率密度愈小。,综上所述，微观粒子运动的主要特征是具有波粒二象性，具体体现在量子化和统计性上。,3.1.3 核外电子运动状态描述,因为微观粒子的运动具
4、有波粒二象性的特征，所以核外电子的运动状态不能用经典的牛顿力学来描述，而要用量子力学来描述，以电子在核外出现的概率密度、概率分布来描述电子运动的规律。,1.薛定谔方程,1926年，奥地利物理学家薛定谔(E.Schrodinger)根据电子具有波粒二象性的概念，提出了微观粒子运动的波动方程：, ：波函数 h：普朗克常数 m：粒子质量E ：总能量 V：体系的势能 x、y、z：空间坐标,薛定谔方程的解 = 波函数：(r, , ),薛定谔方程,一个波函数：代表原子核对电子的一种运动状态， 并对应一定的能量值。,波函数也称原子轨道,2.波函数()与电子云( 2),为了有利于薛定谔方程的求解和原子轨道的表
5、示，把直角坐标(x, y, z )变换成球极坐标(r, , )，其变换关系见图3-1。,本身没有明确的物理意义。只能说是描述核外电子运动状态的数学表达式，电子运动的规律受它控制。波函数 绝对值的平方却有明确的物理意义。它代表核外空间某点电子出现的概率密度。量子力学原理指出：在核外空间某点p(r, , )附近微体积d 内电子出现的概率dp为dp= 2d (3-11)所以 2表示电子在核外空间某点附近单位微体积内出现的概率，即概率密度。,3. 量子数,在求解薛定锷方程时，为使求得波函数(r,)和能量E具有一定的物理意义，引入“量子数”这个概念。量子数：表示原子内部电子活动的能量、角动量、伸展方向等
6、的一组正数或半整数。,量子数,主量子数 n,角量子数 l,磁量子数m,自旋量子数ms。,(1)主量子数(n),在同一原子内，具有相同主量子数的电子，可看作构成一个核外电子层。 n可取的数为1，2，3，4， ，目前只到7，分别表示为K、L、M、N、O、P、Qn值愈大，电子离核愈远，能量愈高。由于n只能取正整数，所以电子的能量是量子化的。,角量子数 (l ),具有相同l值的可视为处于同一“亚层”。l可取的数为0，1，2， (n 1) ， 共可取n个，在光谱学中分别用符号s，p，d，f，表示，相应为s亚层和p亚层、s电子和p电子之称。【目前只研究到0.1.2.3】l反映电子在核外出现的概率密度(电子
7、云)分布随角度( , )变化的情况，即决定电子云的形状。在多电子原子中，当n相同时，不同的角量子数l（即不同的电子云形状）也影响电子的能量大小。,(3)磁量子数(m),m值反映电子云在空间的伸展方向。m可取的数值为0，1，2，3，l，共可取2l +1个值。例：当l = 0时，按量子化条件m只能取0，即s电子云在空间只有球状对称的一种取向，表明s亚层只有一个轨道；当l =1时，m依次可取1，0，+1三个值，表示p电子云在空间有互成直角的三个伸展方向，分别以px、py、pz表示，即p亚层有三个轨道。d、f电子云分别有5、7个取向，有5、7个轨道。,同一亚层内的原子轨道其能量是相同的，称等价轨道或简
8、并轨道。但在磁场作用下，能量会有微小的差异，因而其线状光谱在磁场中会发生分裂。当一组合理的量子数n、l、m确定后，电子运动的波函数 也随之确定，该电子的能量、核外的概率分布也确定了。通常将原子中单电子波函数称为原子轨道。,练习：是非题：4,(4)自旋量子数 (ms),用高分辨率的光谱仪在无外磁场的情况下,可观察到氢原子光谱有分裂现象，说明电子运动应该有两种不同的状态。为了解释这一现象而提出第四个量子数自旋量子数：ms。原因：电子除绕核运动外，自身还做自旋运动。用自旋量子数ms = +1/2或ms = 1/2分别表示电子的两种不同的自旋运动状态。通常图示用箭头、符号表示。,总结:,主量子数n和角
9、量子数l 决定核外电子的能量； (n和l都相同的，称为等价轨道或简并轨道)角动量子数l 电子云的形状；磁量子数m 电子云的空间取向；自旋量子数ms 电子运动的自旋状态。 根据四个量子数可以确定核外电子的运动状态。,课堂练习,P49 练一练 P73 填空题第7题P75 选择题6、7P75-76 判断题1、4,量子数,复习,主量子数n、角量子数 l、磁量子数 m、自旋量子数ms,根据四个量子数可以确定核外电子的运动状态。,决定原子轨道,3.2 原子核外电子排布与元素周期律,氢原子和类氢原子核外只有一个电子，其核外的一个电子总是位于基态的1s轨道上。在多电子原子中，其核外电子是按照能级顺序排布的。,
10、3.2.1 核外电子排布规则,1.圆圈表示原子轨道，位置高低表示各轨道能级的相对高低；2.每个框内的几个轨道能级是相近的，称为一个能级组；3.每个能级组从S能级开始，于P能级终止（除第一能级组）；4.能级组数等于核外电子层数；,鲍林近似能级图Pauling根据光谱实验数据及理论计算结果，把原子轨道能级按从低到高分为7个能级组。,l角量子数l相同时，原子轨道的能量随着主量子数n值增大而升高： E1s E2 s E3 s l主量子数n相同，轨道能量随着角量子数l值的增大而升高： En s En p En d En f l主量子数n和角量子数l都不同则有能级交错现象： E4 s E3d E4 p E
11、5 s E4 d E5 p E6 s E4 f E5 d E6 p,3.2.2. 核外电子排布的一般规则,了解核外电子的排布，有助于对元素性质周期性变化规律的理解，以及对元素周期表结构和元素分类本质的认识。在已发现112种元素中，除氢以外的原子都属于多电子原子。 多电子原子核外电子的排布遵循以下原则：,Pauli不相容原理一个原子轨道中最多只能容纳两个自旋方向相反的电子能量最低原则在不违反Pauli原理前提下尽可能使体系能量为最低Hund规则在等价轨道上电子将尽可能以相同自旋方向分占不同的轨道等价轨道中电子处于全空、半空或全满状态时能量较低 （Hund规则特例）,P50-51,泡利不相容原理,
12、1925年，Pauli指出：在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数完全相同。即，同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反。根据泡利原理，s轨道可容纳2个电子，p、d、f轨道依次最多可容纳 6、10、14个电子，每个电子层内允许徘布的电子数最多为2n2个。,能量最低原理,在不违反Pauli原理前提下，电子在原子轨道上的排布，必须使整个原子的能量最低。多电子原子基态的核外电子排布尽量优先占据能量最低的轨道。即从能量低的轨道开始填。,1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p,电子填入轨道时的顺序,洪特规则,当电子在等价轨道（能量相同轨道）上分
13、布时，将尽可能分占等价轨道，且自旋相同。 C原子的两个电子在三个能量相同的2p轨道上分布时，分布方式为I，而不是II或III,等价轨道中电子处于全空、半空或全满状态时能量较低,P6 或 d10 或 f14 全充满P3 或 d5 或 f7 半充满P0 或 d0 或 f0 全空,29Cu 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d9,1s2 2s22p6 3s23p6 3d104s1,24Cr 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d4,1s2 2s22p6 3s23p6 3d54s1,能级组中的轨道和电子,2. 核外电子排布的一般规则,多电子原子核外电子的排布遵循以下原则：,Pauli
14、不相容原理一个原子轨道中最多只能容纳两个自旋方向相反的电子能量最低原则在不违反Pauli原理前提下尽可能使体系能量为最低Hund规则在等价轨道上电子将尽可能以相同自旋方向分占不同的轨道等价轨道中电子处于全空、半空或全满状态时能量较低 （Hund规则特例）,P73 一、填空题1(19.33) 填空题6,3.2.3.电子排布式与轨道表示式,1.电子排布式（电子组态、电子结构式):2、轨道表示式:,2),轨道表示式：,用小圆圈,(,或方框、短线,),表示一个给定量子数,n,、,、,m,的原子轨道，用“”或“”表示电子并且区分自旋方,向，如,Be,原子的轨道表示为,以电子在原子核外各亚层中分布情况来表
15、示，在亚层的右上方注明排列的电子数。,7N 的核外电子排布,1s22s22p3,以电子在原子核外轨道中的分布情况，用一个圆圈或一个方格表示一个原子轨道，用向上 或向下 箭头表示电子的自旋状态。,必须注意:在书写原子的电子构型时，外层电子构型应按(n 2)f、(n 1)d、ns、np的顺序书写。,参加化学反应的只是原子的最外层电子，内层结构一般是不变的。 用“原子实”来表示原子的内层电子结构-简短！避免繁长。,钠原子 11Na 1s22s22p6 3s1,10Ne的电子排布式,Ne3s1,外层电子构型,原子实,当内层电子构型与稀有气体的电子构型相同时，就用该稀有气体的元素符号来表示原子的内层电子
16、构型，并称之为：“原子实”,按照电子层的顺序进行书写,22Ti电子排布式为 Ar 3d24s2； 24Cr 电子排布式为 Ar3d54s1；29Cu电子排布式为 Ar 3d104s1；,2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn,15P 【Ne】3s23p3,量子数表示,3s2 的这2个电子，如何用整套量子数表示：,3, 0, 0，+1/2; 3, 0, 0，-1/2,3p3 的这3个电子，如何用整套量子数表示：,3, 1, -1，+1/2; 3, 1, 0，+1/2; 3, 1, 1, +1/2,核外电子的排布实例 A,11Na 1S22S22P63S1 19K 1S22S22
17、P63S23P64S1 不是3d1 钾和钠具有相似性质，填布符合元素周期系的规律由于内层填满后都一样，故常仅填最外层价电子，如 K 4S1 价电子排布式,价电子层与未成对电子,价电子层最外层未成对电子独自占据一个轨道的电子 24Cr 3d54S1 价电子层中填有6个电子,未成对电子数6 26Fe 3d64S2 价电子层中填有8个电子,未成对电子数4,价电子构型 价电子是原子发生化学反应时易参与形成化学键的电子，价电子层的电子排布称价电子构型。,元 素 周 期 表,一、元素的电子层结构与周期的关系,1.元素在周期表中所属周期数等于该元素原子的电子层数，也等于元素原子的最外电子层的主量子数。2.元
18、素周期表中各周期所包含元素的数目，等于相应能级组中的原子轨道所能容纳的电子总数。,元素周期表共有七个横行，每一横行为一个周期，共有七个周期,P52-53,周期与能级组的关系,1、每一个纵行为一族，分为 18 个族，从左到右用阿拉伯数字标明族数。2、另外一种划分方法是分为 16 个族，除第 8、9、10 三个纵行为一个族外，其余 15 个纵行，每一个纵行为一个族。 第 1 纵行和第 2 纵行分别为 IA 族和 IIA 族； 第 1317 纵行分别为 IIIAVIIA 族 第 3 7 纵行分别为 IIIB VIIB 族； 第 12 纵行分别为 IB 族和 IIB 族， 第 810 纵行为 VIII
19、 族，第 11 纵行； 第 18 纵行为 0 族。,二、元素的电子层结构与族的关系,原子的价电子构型，即最外层电子的排布式,P56,A 族由长周期元素和短周期元素组成，也称主族；B 族只由长周期元素组成，也称副族。,7个主（A）族、7个副（B）族、1个0族、1个族,价电子构型 价电子是原子发生化学反应时易参与形成化学键的电子，价电子层的电子排布称价电子构型。,主族元素：凡原子核外最后一个电子填入ns或np亚层上的元素。 其价电子构型为最外层电子构型(nsnp)；价电子数=族数副族元素(过渡元素)： 凡原子核外最后一个电子填入（n-1)d或（n-2）f亚层的元素。 其价电子构型（n-1)d110
20、ns12。 价电子数=族数（B和B除外）0族元素：稀有气体族。最外层上电子都已填满， 其价电子构型为ns2或ns2p6族元素：,1 s 区元素：包括 1 族和 2 族元素，外层电子组态为2 p 区元素：包括 1318 族元素，除 He 元素外，外层电子组态为3 d 区元素：包括 3 10 族元素，外层电子组态为4 ds 区元素：包括 11 族和 12 族元素，外层电子组态为 5 f 区元素：包括镧系和锕系元素，外层电子组态为,三、元素的外层电子组态与元素的分区,根据元素的价电子构型不同，可以把周期表中元素所在的位置分为s，p，d，ds，f 五个区。,价电子构型与元素分区 汇总表,练习：P73
21、填空题：4；选择题：4、8,元素性质的周期性,一、原子半径二、元素的金属性和非金属性三、元素的电负性四、元素的氧化值,2-原子半径,根据量子力学的观点，原子中的电子在核外运动并无固定轨迹，电子云也无明确的边界，因此原子并不存在固定的半径。但是，现实物质中的原子总是与其它原子为邻的，如果将原子视为球体，那么两原子的核间距离即为两原子球体的半径之和。常将此球体的半径称为原子半径(r)。根据原子与原子间作用力的不同，原子半径的数据一般有三种：共价半径、金属半径和范德华半径。,共价半径 同种元素的两个原子以共价键结合时，它们核间距的一半称为该原子的共价半径。例如Cl2分子，测得两Cl原子核间距离为19
22、8pm，则其共价半径为rCl= 99pm。金属半径 金属晶体中相邻两个金属原子的核间距的一半称为金属半径。范德华半径 当两个原子只靠范德华力(分子间作用力)互相吸引时，它们核间距的一半称为范德华半径。如稀有气体均为单原子分子，形成分子晶体时，分子间以范德华力相结合，同种稀有气体的原子核间距的一半即为其范德华半径。,原子半径的周期性,同一周期：短周期，从左到右，原子半径逐渐变小。 （稀有气体的半径除外，范德华半径之故） 长周期中，主族元素的变化与短周期一样； 但副族元素的变化缓慢同一主族元素原子半径从上到下逐渐增大。副族元素的原子半径从上到下递变不是很明显；,P58 表4-3周期表中各元素的原子
23、半径,2- 元素的金属性与非金属性,一、金属性：原子失去电子成为阳离子的能力。用电离能来衡量。 （电离能：失去电子所需消耗的能量） 电离能愈小，原子愈易失去电子，元素的金属性愈强,同周期 从左到右增大：因元素的有效核电荷逐渐增大，原子半径逐渐减小，电离能逐渐增大（金属性逐渐减弱）；稀有气体由于具有8电子稳定结构，在同一周期中电离能最大。 因过渡元素原子半径减小缓慢，电离能增加不明显。 同 族 自上而下减小：从上到下，原子半径则明显增大，电离能逐渐减小（金属性逐渐增强）。,金属性增大,电离能增强,金属性减弱,电离能减弱,二、非金属性：原子得到电子成为阴离子的能力。用电子亲和能来衡量。 （电子亲和
24、能：原子得到一个电子所需释放的能量）,3. 元素的金属性与非金属性,电子亲和能的大小反映了原子得到电子的难易程度， 即元素的非金属性的强弱。电子亲和能愈大表示该原子愈容易获得电子， 其非金属性愈强。,主族、0族元素的电子亲和能*（单位：eV）,同周期 从左到右增大：同 族 自上而下减小，但最大往往出现在第二周期（如F、O）,4- 元素的电负性( x ),电负性是指 元素的原子在分子中吸引电子能力的相对大小，即不同元素的原子在分子中对成键电子吸引力的相对大小。鲍林根据热化学数据和分子的键能提出了计算电负性的经验关系式，并指定氟（F）的电负性xF = 4.0，而后可依次求出其他元素的电负性。,F的
25、亲和能最大， 最易得电子,由表中数据可以看出非金属元素的电负性较大，而金属元素的电负性较小。 可以近似地作为金属元素和非金属元素的分界点。(2）一般说来，同一周期的元素的电负性从左向右随着核电荷数增加而增大；同一族的元素从上到下随着电子层的增加而减小。电负性相差大的金属元素与非金属元素之间以离子键结合，形成离子型化合物；电负性相同或相近的非金属元素之间以共价键结合，形成共价化合物；电负性相同或相近的金属元素之间以金属键结合，形成金属或合金。过渡元素的电负性都比较接近，没有明显的变化规律,氧化值：当分子中原子之间的共用电子对被指定属于电负性较大的原子后，各原子所带的形式电荷数。元素的氧化值与其价电子构型有关。 如P59页表4-5所示。,5- 元素的氧化性,元素的最高氧化值等于其价电子总数，也等于所属族数。 （但B族除外）,
