无机化学-原子结构.pptVIP

主要内容 6.1 微观粒子的波粒二象性 6.2 氢原子核外电子的运动状态 6.3 多电子原子核外电子的运动状态 6.4 原子结构和元素周期律 6.4 原子的电子层结构和元素周期系 6.4.1 核外电子排布和周期表的关系 6.4.2 原子结构与元素基本性质 6.4.1 核外电子排布和周期表的关系 元素周期律：元素的性质随着核电荷的递增而呈现周期性变化的规律。 由核外电子填充的顺序可见：随着核电荷的递增，原子最外层电子排布呈现周期性变化，周期表是周期律的表现形式。 1. 各周期元素的数目 各周期内所含元素的数目，与相应能级组内轨道所能容纳的电子数相等，即每一个能级组对应于一个周期。 周期 能级组 能级组内轨道 元素种数 周期类型 一 1 1s 2 特短周期 二 2 2s2p 8 短周期 三 3 3s3p 8 短周期 四 4 4s3d4p 18 长周期 五 5 5s4d5p 18 长周期 六 6 6s4f5d6p 32 特长周期 七 7 7s5f6d7p 预计32 未完成 2. 周期和族 元素在周期表中所处的位置与原子结构的关系为： 周期：周期数 = 电子层数 即最大主量子数 族：在周期表中族的分布： ⅠA→ⅡA，ⅢB→ⅦB，Ⅷ，ⅠB→ⅡB，ⅢA→ⅦA， 0 注：Ⅷ包括三个纵列。有些新版教材中将0族称为ⅧA，与此对应，将Ⅷ称为ⅧB。 可见，周期表中有七个主族、七个副族、一个Ⅷ族还有一个0族。 元素在周期表中所处的族次由该元素原子的价电子层结构决定。 ⅠA→ Ⅶ A 族数等于最外层电子数（次外层8） ⅠB、ⅡB 族数等于最外层电子数（次外层18） ⅢB→ⅦB 族数等于最外层电子数+次外层d电子数 Ⅷ 最外层电子数+次外层d电子数为8~10 0 最外层电子数为8或2 3. 元素分区 分成s、p、d、ds、f五个区。 s区 p区 d区 ds区 镧系 f 区 锕系 区 价电子构型 位置 注 s ns1~2 ⅠA、Ⅶ A 主族元素 p ns2np1~6 ⅢA→ⅦA 主族元素 d (n-1)d1~9 ns1~2 ⅢB→ⅦB，Ⅷ 过渡元素 ds (n-1)d10 ns1~2 ⅠB、ⅡB 过渡元素 f (n-1)f 1~14 ns2 镧系、锕系 内过渡元素 6.4.2 原子结构与元素基本性质 元素的基本性质与原子结构密切相关，因而也呈现明显的周期性变化规律。 1. 原子半径 电子在原子核外各处都有可能出现，单个原子没有明确界面，原子半径是根据原子存在的不同形式来定义的。 共价半径：同种元素的原子以共价键结合时，它们核间距离的一半。如Cl2 金属半径：金属晶体中，相邻两原子核间距离的一半。 范德华半径：分子晶体中非键的两个同种原子核间距离的一半 原子半径在周期表中的变化规律： （1）同一周期从左到右 主族元素：电子填充在最外层，有效核电荷增大，而电子层数不变，故原子核对电子的吸引力增大，原子半径明显减小。 副族元素：电子填充在次外层，有效核电荷增加不多，从而原子半径减小较慢，且有例外。 （2）同一族从上到下 主族元素：有效核电荷增加不多，但电子层数逐渐增加，故原子半径逐渐增大。 副族元素：原子半径一般也增大，但第五、六周期同族元素原子半径相近，这是由于镧系收缩。 镧系收缩是指镧系元素整个系列原子半径缩小的现象，镧系收缩使镧以后的元素原子半径都缩小，使它们的半径和第五周期同族元素相近。 Zr(145pm) Nb(134pm) Mo(129pm) La-Lu Hf(144pm) Ta(134pm) W(130pm) 主族元素原子半径变化示意图 2. 电离能 I 定义：元素的基态气态原子失去一个电子形成+1价的气态离子所需的能量称为该元素的第一电离能(I1)， 相应的有第二、第三电离能I2、I3……，通常所讲的电离能是指第一电离能。（p.454附录七为一些元素的第一电离能）。 电离能的大小反映了原子失去电子能力的大小，电离能越小，原子越易失去电子。 元素的第一电离能呈现规律性的变化： 同一周期从左到右： 主族元素：有效核电荷逐渐增大，原子半径逐渐减小，故原子核对外层电子的吸引力增大，电离能逐渐增大。其中稀有气体原子具有稳定的电子层结构，故电离能最大。ⅡA、ⅤA部分元素有例外。 如： Be(2s2)