高中化学物质结构原子结构竞赛解决方案.ppt

（2）玻尔理论 1913年丹麦物理学家Bohr发表了原子结构理论的三点假设： ▲核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动，且不辐能量。 ▲通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低—基态； 原子 得能量后，电子被激发到高能轨道上，原子处于激发态。 ▲从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。 1、电子云 电子云是一个形象的比喻，不是实质性的云雾，不能理解为由无数电子组成的云雾。应该指出，氢原子核外只有一个电子，也仍可以用电子云来描述。电子云表示单位体积内，电子出现的几率密度。单独一个小黑点没有任何意义。 2．电子层、亚层、 ①电子层——表示两方面意义：一方面表示电子到原子核的平均距离不同，另一方面表示电子能量不同。K、L、M、N、O、P……电子到原子核的平均距离依次增大，电子的能量依次增高。 ②亚层——也表示两方面意义：表示电子云形状和能量不同。 s电子云：球形 p电子云：无柄哑铃形 d和f电子云形状复杂。s、p、d、f电子能量依次增高。 3.轨道的意义 ③轨道：电子云所占据的立体空间，称为轨道。轨道的大小、形状分别由电子层、亚层、电子云伸展方向决定。除了s电子云是球形外，其余亚层的电子云都有方向，有几个方向就有几个轨道。每一个原子核外都有许多电子层、亚层，因此，每个原子核外都有许多轨道。 p、d、f亚层的电子云分别有3个、5个和7个伸展方向。因而分别有3、5、7个轨道：3个p轨道 、5个 d轨道和7个f轨道。它们的能量完全相同；电子云形状也基本相同 4．能级的概念 在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中，与电子能量有关的是电子层和亚层。因此，将电子层和亚层结合起来，就可以表示核外电子的能量。核外电子的能量是不连续的，而是由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶称为一个能级。因此，1s、2s、2p……分别表示一个能级。 电子在等能量轨道（如三个p轨道）上排布时，将尽可能先占满所有轨道，并且自旋方向相同。特例是指当等能量轨道半满（p3、d5、f7）、全满（p6、d10、f14）以及全空（p0、d0、f0）时，都可使原子整体能量处于相对较低的状态。正因为如此，铬的特征电子排布变为3d54s1（而不是3d44s2）。 练习：书写1-36号元素的电子排布式。 5．电子排布式和轨道表示式 核外电子排布情况有两种表示方法： 电子排布式和轨道表示式。 1s22s22p33s1就是违背了能量最低原理， 1s22s32p3就是违背了泡利不相容原理。 原子实： Cl表示为[Ne]3s23p5。 价电子排布： Fe： 4s23d6（1s22s22p63s23p64s23d6） 二．周期表中元素性质的递变规律 1．电离能 2．亲核能 3．电负性 1．电离势 对于多电子原子，使处于基态的气态原子变成＋1价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离势，常用符号I1表示。以＋1价的气态阳离子再失去一个电子变成＋2价的气态阳离子所需要的能量称为第Ⅱ电离势，用I2表示，依次类推，有第Ⅲ电离势I3等等。 电离势特别是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离势越小，说明它越容易失去电子，其金属性越强。 例：Li：I1=5.4ev I2=81ev O：I1—I6 相差20ev ，I7 =601ev 前三周期的铍、氮、镁、磷的第一电离势就显得“反常”的高，这与半满、全满的稳定结构相关。 一些原子的电离势（ev） 2．亲核能： 一个基态的气态原子获得一个电子成为负一价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲核能。用符号E表示。在同一周期中，从左到右电子亲核势增大；在同一族中，从上到下电子亲核势减小。 3．电负性 电负性差与成键两元素原子间单键的离子性百分率有关，电负性差越大成键时离子性越强，反之越弱。非金属间电负性差不大而形成共价化合物。电负性可用来判断价态的正、负。 公式：xA = 0.359Z*/r2 + 0.744 Z*为有效核电荷，r为原子的共价半径。Z* = Z-Σσ Z为核电荷数，Σσ为屏蔽常数 σ的加和。 n对n层电子σ=0.35（若n=1，则σ=0.3） （n-1）层对n层电子σ=0.85；其它层对n层σ为1 例：Cl第17个电子的Z*=17-2×1+8×0.85+6×0.35) =6.10 3.判断下列说法是否正确: （1）s电子绕核运动，其轨道为一圆周，而p电子是走 ? 型的； （2）主量子数n为1时，有自旋相反的两条轨道； （3）主量子数n为4时，其轨道总数为16，电子层的电子最大容量为32； （4）主量子数n为3时，有3s、3p、3d三条轨