原子结构元素周期律课件.ppt

玻尔理论的产生： 1911年，卢瑟福提出原子结构的含核模型。 贡献：成功解释了氢原子光谱，计算数值与光谱实验完全一致。 局限性：不能解释多电子原子的光谱以及氢光谱的精细结构。 原因：未能完全冲破经典力学的束缚，只是勉强加进一些假定。 发展：玻尔理论被量子力学所代替。 洪特规则：基态多电子原子中同一能级的轨道能量相等，称为简并轨道；基态多电子原子的电子总是首先自旋平行地、单独地填入简并轨道。 能量最低原理：基态原子是处于最低能量状态的原子。 　　能量最低原理认为，基态原子核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。 随核电荷数递增,电子每一次从填入ns能级开始到填满np能级,称为建立一个周期，于是有： 周期: ns开始→np结束 同周期元素的数目 第一周期：1s 2 第二周期：2s，2p 8 第三周期：3s，3p 8 第四周期：4s，3d，4p 18 第五周期：5s，4d，5p 18 第六周期：6s，4f，5d，6p 32 第七周期：7s，5f，5d，... ? 洪特规则特例：半满规则、全满规则、全空 24 Cr [Ar] 3d5 4s1； 42 Mo [Kr] 4d5 5s1 74 W [Xe] 5d4 6s2 29 Cu [Ar] 3d10 4s1； 47 Ag [Kr] 4d10 5s1 79 Au [Xe] 5d10 6s1 考察周期表可发现，第5周期有较多副族元素的电子组态不符合构造原理，多数具有5s1的最外层构型,尤其是钯(4d105s0)，是最特殊的例子。 第五周期过渡金属原子的4d能级和5s能级的轨道能差别较小，导致5s1构型比5s2构型的能量更低。第六周期，其过渡金属的电子组态多数遵循构造原理，可归咎为6s能级能量降低、稳定性增大，与这种现象相关的还有第6周期p区元素的所谓“6s2惰性电子对效应”。 6s2惰性电子对效应：是因随核电荷增大，电子的速度明显增大，这种效应对6s电子的影响尤为显著，这是由于6s电子相对于5d电子有更强的钻穿效应，受到原子核的有效吸引更大。 这种效应致使核外电子向原子核紧缩，整个原子的能量下降。6s2惰性电子对效应对第六周期元素许多性质也有明显影响，如原子半径、过渡后元素的低价稳定性、汞在常温下呈液态等等。 3、电子结构和周期表 1869年，俄国化学家门捷列夫在总结对比当时已知的60多种元素的性质时发现化学元素之间的本质联系：按原子量递增把化学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最早表述。 门捷列夫短式周期表 H ? ? ? ? ? ? ? Li Be B C N O F ? Na Mg Al Si P S Cl ? K Ca Sc Ti V Cr Mn FeCoNi Cu Zn Ga Ge As Se Br ? Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc RuRhPd Ag Cd In Sn Sb Te I ? Cs Ba La Hf Ta W Re OsIrPt Au Hg Tl Pb Bi ? ? ? 宝塔式或滴水钟式周期表。这种周期表的优点是能够十分清楚地看到元素周期系是如何由于核外电子能级的增多而螺旋性发展的，但它们的每个横列不是一个周期，纵列元素的相互关系也不容易看清。 “长式”周期表——每个周期占一个横排。这种三角形周期表能直观地看到元素的周期发展，但不易考察纵列元素（从上到下）的相互关系，而且由于太长，招致排版和印刷的技术困难。 维尔纳长式周期表:是由诺贝尔奖得主维尔纳（Alfred Werner 1866-1919）首先倡导的，长式周期表是目前最通用的元素周期表。它的结构如下： (1)周期:维尔纳长式周期表分主表和副表。主表中的1—5行分别是完整的第1，2，3，4，5周期，但是，第6、7行不是完整的第6、7周期，其中的镧系元素和锕系元素被分离出来，形成主表下方的副表。 　　第一周期只有2个元素，叫特短周期，它的原子只有s电子；第二、三周期有8个元素，叫短周期，它们的原子有s电子和p电子；第四、五周期有18个元素，叫长周期，它们的原子除钾和钙外有s、p电子还有d电子；第六周期有32个元素，叫特长周期，它的原子除铯和钡外有s、d、p电子还有f电子；第七周期是未完成周期。 （2）列：维尔纳长式元素周期表有18列(纵列)。例如第1列为氢锂钠钾铷铯钫，第2列为铍镁钙锶钡镭，…第8列为铬钼钨