原子结构2－大学化学基础课件

原子结构2－大学化学基础课件内容摘要：

原子结构2－大学化学基础课件 D(r)l 不同的轨道上的电子，由于电子云的径向分布不同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量的现象称为 钻穿效应(。 其结果是使电子的能量 降低3d 与 4穿效应解释能级分裂。 穿能力增强，能量降低。 钻穿效应解释能级交错4由于它有三个小峰钻到 3使其能量低于3d，产生了能级交错现象n , 相同时：讨论：屏蔽效应和钻穿效应是否相矛盾。 屏蔽效应：其他电子（屏蔽电子）对某轨道上电子（被屏蔽电子）的屏蔽能力钻穿效应：某轨道上电子（被屏蔽电子）回避其他电子的屏蔽能力从两个侧面描述电子之间的作用，着眼点不同，本质上都是一种能量效应当 n 相同， l 不同时，电子钻入内层的能力为： > 4sD(r)r当 n ,> 多电子原子轨道能级一般规律 :1) l 相同 ： 较 能级组 2 3d 4d 54f 5d 6与组之间的能量间隔较大。 组内电子数2881818324. 能级组和近似能级图能级组 :由于 n,l 决定能量，徐光宪把（ n+第一位数字相同的能级并为一个能级组称为第几能级组。 1s)2(2s 2p)3(3s 3p)4(4s 3d 4p)5(5s 4d 5p)6(6s 4f 5d 6p)能级组7(7s 5f 6d 7p)鲍林近似能级图 近似能级图是按原子轨道的能量高低顺序排列的，能量相近的划为一组，成为能级组，共七个能级组。 对于 4、 5、 6、 7能级组，在一个能级中包含不同电子层的能级现象称为能级交错 每个小圆圈代表一个原子轨道，同高度的圆圈代表简并轨道 量越高 量越高 同一主层中各亚层能级产生差别的现象叫做能级分裂 n、 较能量使用 (n+、 多电子原子核外电子排布(1) 能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能地先占据能量最低的轨道。 (2) 泡利不相容原理（ 在同一原子中不可能有两个电子的四个量子数完全相同。 (每一种量子态的电子只能有一个，即在同一原子轨道上最多只能容纳自旋方向相反的两个电子）。 核外电子排布的一般规则各电子层中电子的最大容量是 2外电子可能的轨道n 1 2 3 电子层符号 K L M l 0 0 1 0 1 2 电子亚层符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d m 0 0 0 0 0 0 ± 1 ± 1 ± 1± 2电子层轨道数 1 4 9可容纳电子数 2 8 18(3) 洪特规则 ( s 电子在能量相同的轨道上排布时，总是尽可能地以自旋相同的方式分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。 例： 1洪特规则的特例 : 等价轨道（简并轨道）中全充满 （ f 14）半充满 （ d 5或 f 7）全空 （ d 0或 f 0）对称性高，能量低，状态比较稳定基态原子的电子排布 多电子原子中电子进入轨道的能级顺序是1d>(f 26r3r3 ×21号元素1全空时，先填 s, 钻穿效应 )1充后，由于 d 的屏蔽，使得 s 轨道能量升高 )3失去 4子，然后失去 30号元素1全空时，先填 s, 填充后，由于 s)4 § 素周期表和核外电子结构元素的性质随着核电荷的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做 周期律一、 周期与核外电子构型(1)每一个能级组对应于周期表中的一个周期周期表中共有七行，分别为第 、二、三、四、五、六、七周期。 各周期所包含的元素的数目顺次为 2、8、 8、 18、 18、 32。 前三个周期为短周期，第四周期以后称为长周期a)周期数 = 电子层数 =能级组中最高的主量子数b) 元素数目相应能级组中原子轨道的 最大电子容量周期的划分和轨道能级组的关系周期数原子序数元素数目 最高能级组最大电子容量1 12 2 1s 第一能级组 22 310 8 2s,2p 第二能级组 83 1118 8 3s,3p 第三能级组 84 1936 18 4s,3d,4p 第四能级组 185 3754 18 5s,4d,5p 第五能级组 186 5586 32 6s,4f,5d,6p 第六能级组 327 87109(未完 ) 23 7s,5f,6d,7p 第七能级组 32二、 族与核外电子构型25四周期凡包含长、短周期元素的各列，称为 主族。 从 族共 8个主族原子的电子层结构相似的元素落在同一列，称为 族仅包含有长周期元素的各列，称为 副族从 族共 8个副族1）凡是最后一个电子填入 族元素 ，其价电子的总数等于其族数。 例： 元素 S ,原子序数 16核外电子排布： 13最外层电子数2) 凡最后一个电子填入 (渡元素）。 B 电子 (最外层和次外层电子 )总数等于其族数； 最外层电子数等于族数例： , 原子序数 25，核外电子排布： 11 23 4r4 原子序数 48，电子构型： 1r5 族：它处于周期表的中间，共有三个纵行 ,最后 1个电子填在 (n 1)它们外围电子的构型是 :(n 1)d 6101， 2三、 特征电子组态 (周期表分区 )价层电子组态 ， 层电子组态为 ， 族层电子组态为 (n 1)， 族层电子组态为 (n 1) ， 层电子组态为 (n 2)4(n 1)系和锕系 最后一个电子填充在 位于元素周期表左侧，包括 A, A 结构特点： 化学性质：易失电子成离子，为活泼金属 最后一个电子填充在 位于元素周期表中部，包括 B B, 族 结构特点 ： ( 化学性质：过渡元素，都有多种氧化数变价 最后一个电子填充到 位于元素周期表的中部，包括 B, B 结构特点： ( 化学性质：过渡元素 最后一个电子填充到 位于表的下部，包括 B 族 结构特点： 化学性质：易得电子成离子，为活泼非金属按最后一个电子填充的轨道类型，周期表可分为下述区域（主族） （主族）（副族）（过渡元素）例：已知某元素在周期表中位于第五周期， 写出基态原子的电子排布式、元素名称、符号、原子序数解： 在周期表中位于第五周期， 则为第五能级组：5s 4d 5p； 则最外层价电子总数为 6故： 5d 5到其电子排布式为： 4碲、 52§ 元素基本性质的周期性(一 ) 原子和离子半径原子半径 (相邻同种原子的平均核间距的 1/2。 根据原子间的作用力，一般可分为三种共价半径 (同种元素的两个原子以共价键 连接时，它们核间距离的 1/2称为该原子的共价半径（如 2 )范德华半径 (：当同种元素的两个原子只靠范德华力（分子间作用力）相互吸引时，其核间距的 1/2称为范德华半径（如 r )。 金属半径 (在金属晶格中相邻金属原子核间距离的一半称为原子的金属半径原子半径和离子半径减小缓慢， 大不多， 小 z*增加原子半径变化规律原子半径 z*和电子层数 n 同一元素 r(负离子 )>r(原子 )>r(正离子 ) 同一周期 短周期中 长周期中逐渐减小Z*增加短周期 ： 自左至右，原子半径逐渐减小，变化幅度较大长周期过渡元素 ： 自左至右，原子半径逐渐减小，变化幅度较小， r = 5原子半径变化规律 同一族 同 同 别是第五和第六周期的元素、原子半径非常接近，以致于它们的性质非常相似，在自然界中常常共生在一起，难以分离。 原子半径的变化规律（ 1）同一主族元素原子半径变化规律：同一主族元素，自上而下，由于主量子数的增大，原子半径增大。 (2)同一副族元素，自。