高考化學(xué)專題復(fù)習(xí) 第八章 原子結(jié)構(gòu)教案
《高考化學(xué)專題復(fù)習(xí) 第八章 原子結(jié)構(gòu)教案》由會員分享,可在線閱讀,更多相關(guān)《高考化學(xué)專題復(fù)習(xí) 第八章 原子結(jié)構(gòu)教案(14頁珍藏版)》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。
第八章 原子結(jié)構(gòu)一、教學(xué)基本要求1氫原子結(jié)構(gòu)的近代概念了解微觀粒子運動特征;了解原子軌道(波函數(shù))、幾率密度和電子云等核外電子運動的近代的概念;熟悉四個量子數(shù)對核外電子運動狀態(tài)的描述;熟悉s、p、d原子軌道的形狀和伸展方向。2 電子原子結(jié)構(gòu)掌握原子核外電子分布原理,會由原子序數(shù)寫出元素原子的電子分布式和外層電子構(gòu)型;掌握元素周期系和各區(qū)元素原子或離子的電子層結(jié)構(gòu)的特征;根據(jù)元素原子的電子分布式能確定元素在周期表中的位置。了解有效核電荷、屏蔽效應(yīng)的概念;熟悉原子半徑、有效核電荷、電離能、電子親合能、電負性、主要氧化值等周期性變化規(guī)律,以了解元素的有關(guān)性質(zhì)。二、學(xué)時分配:講 授 內(nèi) 容學(xué)時數(shù)(6.0)1氫原子結(jié)構(gòu)的近代概念2.02多電子原子結(jié)構(gòu)4.0三、教學(xué)內(nèi)容8.1引言從19世紀末,隨著科學(xué)的進步和科學(xué)手段的加強,在電子、放射性和x射線等發(fā)現(xiàn)后,人們對原子內(nèi)部的較復(fù)雜結(jié)構(gòu)的認識越來越清楚。1911年盧瑟福(Rutherford E)建立了有核原子模型,指出原子是由原子核和核外電子組成的,原子核是由中子和質(zhì)子等微觀粒子組成的,質(zhì)子帶正電荷,核外電子帶負電荷。 在一般化學(xué)反應(yīng)中,原子核并不發(fā)生變化,只是核外電子運動狀態(tài)發(fā)生改變。因此原子核外電子層的結(jié)構(gòu)和電子運動的規(guī)律,特別是原子外電子層結(jié)構(gòu),就成為化學(xué)領(lǐng)域中重要問題之一。原子中核外電子的排布規(guī)律和運動狀態(tài)的研究以及現(xiàn)代原子結(jié)構(gòu)理論的建立,是從對微觀粒子的波粒二象性的認識開始的。8.2氫原子結(jié)構(gòu)的近代概念8.2.1微觀粒子的運動特征1.微觀粒子的波粒二象性 光的干涉、衍射現(xiàn)象表現(xiàn)出光的波動性,而光壓、光電效應(yīng)則表現(xiàn)出光的粒子性。稱為光的波粒二象性。光的波粒二象性可表示為= h/p= h /m 式中,m是粒子的質(zhì)量,是粒子運動速度 p是粒子的動量。 1924年,法國理論物理學(xué)家德布羅依(de Broglie L V)在光的波粒二象性的啟發(fā)下,大膽假設(shè)微觀粒子的波粒二象性是具有普遍意義的一種現(xiàn)象。他認為不僅光具有波粒二象性,所有微觀粒子,如電子、原子等也具有波粒二象性。1927年,德布羅依的大膽假設(shè)就由戴維遜(Davisson C J)和蓋革(Geiger H)的電子衍射實驗所證實。圖8-1是電子衍射實驗的示意圖。當(dāng)經(jīng)過電位差加速的電子束A入射到鎳單晶B上,觀察散射電子束的強度和散射角的關(guān)系,結(jié)果得到完全類似于單色光通過小圓孔那樣得到的衍射圖像,如圖所示。這表明電子確實具有波動性。電子衍射實驗證明德布羅依關(guān)于微觀粒子波粒二象性的假設(shè)是正確的。圖8-1電子衍射實驗電子的粒子性只需通過下面實驗即可證實:陰極射線管內(nèi)兩極之間裝一個可旋轉(zhuǎn)的小飛輪,當(dāng)陰極射線打在小飛輪上,小飛輪即可旋轉(zhuǎn),說明電子是有質(zhì)量、有動量的粒子,亦即具有粒子性。2微觀離子運動的統(tǒng)計性在經(jīng)典力學(xué)中,一個宏觀粒子在任一瞬間的位置和動量是可以同時準(zhǔn)確測定的。例如發(fā)出一顆炮彈,若知道它的質(zhì)量、初速及起始位置,根據(jù)經(jīng)典力學(xué),就能準(zhǔn)確地知道某一時刻炮彈的位置、速度(或動量)。換言之,它的運動軌道是可測知的。而對具有波粒二象性的微觀粒子則不同,現(xiàn)在已證明:由于它們運動規(guī)律的統(tǒng)計性我們不能像在經(jīng)典力學(xué)中那樣來描述它們的運動狀態(tài),即不能同時準(zhǔn)確地測定它們的速度和空間位置。1927年海森伯(Heisenberg W)提出了測不準(zhǔn)原理(uncertainty principle),xP=hx為粒子位置的不確定度, P 為粒子動量的不確定度。 由此可見,對于宏觀物體可同時準(zhǔn)確測定位置和動量(或速度),即不確定原理對宏觀物體實際上不起作用,而該原理卻很好地反映了微觀粒子的運動特征。表明具有波動性的微觀粒子與服從經(jīng)典力學(xué)的宏觀粒子有完全不同的特點。8.2.2 核外電子運動狀態(tài)描述一、 波函數(shù)y和電子云1波函數(shù)1926年,薛定諤根據(jù)波粒二象性的概念提出了一個描述微觀粒子運動的基本方程薛定諤方程。薛定諤方程是一個二階微分方程:當(dāng)將這個方程用于氫原子時,求解這個方程,就能把氫原子系統(tǒng)的波函數(shù)y和能量E求出來。r是核與電子的距離,代入上式,得到原子軌道和電子云的分布圖波函數(shù)的空間圖像。但求解過程很復(fù)雜,下面只介紹求解得到的一些基本概念。2電子云 氫原子核外只有一個電子,設(shè)想核的位置固定,而電子并不是沿固定的軌道運動,由于不確定關(guān)系,也不可能同時測定電子的位置和速度。但我們可以用統(tǒng)計的方法來判斷電子在核外空間某一區(qū)域出現(xiàn)的機會(概率)是多少。設(shè)想有一個高速照相機能攝取電子在某一瞬間的位置。然后在不同瞬間拍攝成千上萬張照片,若分別觀察每一張照片,則它們的位置各不相同,似無規(guī)律可言,但如果把所有的照片疊合在一起看,就明顯地發(fā)現(xiàn)電子的運動具有統(tǒng)計規(guī)律性,電子經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域是在核外的一個球形空間。如用小黑點表示一張照片上電子的位置,如疊合起來就如圖8-2所示。離核愈近處,黑點愈密,它如同帶負電的云一樣,把原子核包圍起來,這種想像中的圖形就叫做電子云,圖(a)電子在核附近出現(xiàn)的概率密度最大。概率密度隨r的增加而減少。圖(b)是一系列的同心球面,一個球面代表一個等密度面,在一個等密度面上概率密度相等。圖中的數(shù)字表示概率密度的相對大小,同樣離核愈近,概率密度愈大,其值規(guī)定為1。圖(c)是電子云的界面圖,它表示在界面內(nèi)電子出現(xiàn)的概率(如95以上)。概率密度代表單位體積中電子出現(xiàn)的概率。二、原子軌道和電子云的圖像圖8-2 電子云和界面圖電子運動的狀態(tài)由波函數(shù)來描述,|2則是電子在核外空間出現(xiàn)的幾率密度。處于不同運動狀態(tài)的電子,它們的各不相同,其|2 也不同。 在波函數(shù)(r、q、f)=R(r)(q)(f)中,R(r)與r有關(guān),可以用以討論徑向的分布;其他兩個函數(shù)與電子出現(xiàn)在什么角度(q和f)有關(guān),將兩個函數(shù)可以合并起來,用以討論角度分布。即令:(q)(f)=Y(q、f)Y(q、f)稱為角度波函數(shù),于是波函數(shù)可以寫為 (r、q、f)= R(r)Y(q、f)下面分別討論原子軌道和電子云角度分布圖。波函數(shù)的角度部分是Y(q、f)。若以Y(q、f)對q、f ,作圖則得到波函數(shù)的角度分布圖,若以Y2(q、f)對q、f 作圖,得到電子云的分布圖(即概率密度的分布圖)。1. 的角度分布圖原子軌道的角度分布圖的具體作法是:從球極坐標(biāo)原點出發(fā),引出各條方向為 q、f 的直線,取它們的長度等于相應(yīng)的Y(q、f) 值,將所有這些直線的端點連起來,在空間形成的曲面即為原子軌道的角度分布圖。因為Y(q、f) 只與l、m有關(guān),與n無關(guān)。2. |2的角度分布圖 如前所述,把|2在空間中的分布叫做電子云,它形象地表示電子在空間出現(xiàn)的概率密度的大小。把波函數(shù)的角度部分Y(q、f)取平方后Y2(q、f)對(q、f) 作圖就得到電子云角度分布圖。電子云的角度分布圖與相應(yīng)的波函數(shù)的角度分布圖是相似的,但有區(qū)別:波函數(shù)的角度分布圖中Y有正負,電子云的角度分布圖Y2則無正負。而且由于Y(q、f)1,取平方后其值更小,所以電子云角度分布圖稍“瘦長”些。圖8-3是 s、p、d電子云的角度分布圖。 圖8-3 s、p、d電子云的角度分布圖三、 四個量子數(shù)要描述原子中各電子的運動狀態(tài),需用四個參數(shù)確定。1主量子數(shù) n主量子數(shù) (主電子層數(shù)) n=1, 2, 3, 4, 5, 6,7,電子層符號: K,L,M,N,O,P.物理意義:主量子數(shù)n是描述電子離核的遠近程度的參數(shù),電子運動的能量主要由主量子數(shù)n來決定,n值越大,電子的能量越高。2角量子數(shù) l角量子數(shù) l 的取值為0,1,2,3,(n-1),在光譜學(xué)上分別以 s,p,d,f,表示。意義:角量子數(shù) l是描述電子云形狀。當(dāng)n相同時 ,不同的 l 值(即不同的電子云形狀)對能量值也稍有影響,且與 l值成正比,例如:當(dāng)主量子數(shù)同為n時,有如下的關(guān)系:EnsEnpEndEnf,這是因為 l 值越小,電子在核附近出現(xiàn)的機會多,受核的引力大,能量也較低。由于 l 的不同,引起能量的不同,可以理解為能量再分級或形成了亞層(或副層)。例如,n=1的電子層,l 只能取0,它只能有一個能級;當(dāng)n=2時,l 可以取0,1兩個值,所以有2個能級(或有2個亞層);當(dāng)n=3時,l 可以取0,1,2,所以有3個能級(或有3個亞層)。3磁量子數(shù)m磁量子數(shù)m的量子化條件是取值0,1, 2, 3l。磁量子數(shù)表示原子軌道在空間的一種伸展方向。l=0時,m只取一個值,即m=0,表示亞層只有一個軌道。當(dāng)l=1時,m=0, 1,px、py和pz這三種不同伸展方向的軌道能量是相同的4.自旋量子數(shù)ms電子除繞核運動外,其自身還做自旋運動。為了描述核外電子自旋狀態(tài),引入第四個量子數(shù)自旋量子數(shù)ms,根據(jù)量子力學(xué)的計算規(guī)定:ms只可能取+1/2和-1/2,用以表示兩種不同的自旋狀態(tài),通常用正反兩個箭頭和來表示。綜上所述,主量子數(shù)和角量子數(shù)決定原子軌道的能量;角量子數(shù)決定原子軌道的形狀;磁量子數(shù)決定原子軌道的空間取向或原子軌道的數(shù)目;自旋量子數(shù)電子運動的自旋狀態(tài)。也就是說,電子在核外運動的狀態(tài)可以用四個量子數(shù)來描述。例已知核外某電子的四個量子數(shù)n=2 l=1 m=-1 ms=+1/2則這是指第二電子層、p亞層2Px 2Py軌道上自旋方向以+1/2為特征的那一個電子。8.3多電子原子結(jié)構(gòu)8.3.1原子結(jié)構(gòu)的周期性一 、屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng) 在原子軌道的能級圖上出現(xiàn)能級交錯的原因,來源于屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)。下面分別介紹。 1屏蔽效應(yīng) 氫原子核外只有1個電子,這個電子僅受到原子核的作用,氫原子的波動方程可精確求解。但是在多電子原子中,每一個電子不僅受到帶Z個電荷的原子核的吸引,而且還受到(Z-1)個電子的排斥。故至今尚未能對除氫原子或類氫原子以外的微觀粒子運動方程精確求解,因此對多電子原子系統(tǒng)是采取近似的方法。 在多電子原子中,核電荷對某個電子的吸引力,因其它電子對該電子的排斥而被削弱的作用稱為屏蔽效應(yīng) 令 Z=Z - si,其中Z是有效核電荷數(shù)。si 為屏蔽常數(shù)。si 就是電子i受其他電子排斥而在核的吸引上要把核的正電荷扣除的部分。2鉆穿效應(yīng)由圖8-4中可知不同電子在離核r處球面上出現(xiàn)的概率大小不同。對于n較大的電子(例如3s,3p電子),出現(xiàn)概率最大的地方離核較遠,但在離核較近的地方有小峰,表明在離核較近的地方電子也有出現(xiàn)的可能也就是說外層電子可能鉆到內(nèi)層出現(xiàn)在離核較近的地方,這種現(xiàn)象叫做鉆穿效應(yīng)。圖8-4 4s,3d電子云的徑向分布圖二. 核外電子排布原理 根據(jù)光譜實驗數(shù)據(jù)以及對元素性質(zhì)周期律的分析,歸納出多電子原子中的電子在核外的排布應(yīng)遵從以下三條原則,即泡利(Pauli)不相容原理、能量最低原理和洪特(Hund)規(guī)則。1泡利不相容原理 泡利指出:在同一原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的2個電子同時存在,稱為泡利不相容原理。換言之,每一種運動狀態(tài)的電于只能有1個,在同一軌道上最多只能容納自旋方向相反的2個電子。由于每個電子層中原子軌道的總數(shù)是n2個,因此各電子層中電子的最大容量是2n2個。2能量最低原理 在不違背泡利不相容原理的前提下電子在個軌道上的排布方式應(yīng)使整個原子能量處于最低狀態(tài),即多電子原子在基態(tài)時核外電子總是盡可能地先占據(jù)能量最低的軌道,稱為能量最低原理。3洪特規(guī)則 電子在能量相同的軌道(即等價軌道)上排布時,總是盡可能以自旋相同的方向分占不同的軌道,因為這樣的排布方式總能量最低,稱為洪特規(guī)則。 洪特規(guī)則特例:對于同一電子亞層,當(dāng)電子分布為半充滿(p3、d5、f7)、全充滿(p6、d10、f14)和全空(p0、d0、f0)時,電子云分布呈球狀,原子結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定。三、多電子原子軌道的能級1. 近似能級圖原子軌道的能量主要與主量子數(shù)有關(guān),對多電子原子來說,原子軌道的能級還和角量子數(shù)及原子序數(shù)有關(guān)。圖8-5為Pauling近似能級圖。該圖反映核外電子填入軌道的最后順序。 近似能級圖是按原子軌道能量高低的順序排列的,能量相近的能級劃為一組放在一個方框中稱為能級組。不同能級組之間的能量差較大,同一能級組內(nèi)各能級之間的能量差別較小。圖中共列出6組,它們依次是: 第一能級組:1s 第二能級組:2s,2p 第三能級組:3s,3p 第四能級組:4s,3d,4p 第五能級組:5s,4d,5p 第六能級組:6s,4f,5d,6p 第七能級組:7s,5f,6d,7p 圖8-5 原子軌道近似能級圖每一個小圓圈代表一個原子軌道。s亞層只有一個原子軌道,p亞層中有3個能量相等的原子軌道。在量子力學(xué)中把能量基本相同的狀態(tài)叫做簡并狀態(tài)。所以p軌道是三重簡并的,這3個原子軌道能量基本相同,只是空間取向不同,所以又稱它們是等價軌道。同樣d亞層的5個d軌道是五重簡并的,f亞層的7個f軌道是七重簡并的。圖8-5反映出: 主量子數(shù)n相同,角量子數(shù)l不同者,它們的能量有微小的差別,l 值越大,能量也越大,即EnsEnpEndEnf,例如: E4sE4pE4dE4f,這種在同一能級組中的能量差別稱為能組分裂。 若角量子數(shù)相同,其能級次序則由主量子數(shù)決定 ,n 越大能量越高,例:如E2pE3pE4p。 若主量子數(shù)n和角量子數(shù) l 同時變動時,能量次序就比較復(fù)雜。這種情況常發(fā)生在第三層以上的電子層中,如E4sE3dE4p,等。這種現(xiàn)象稱為能級交錯。 核外電子的能級次序,直接關(guān)系到核外電子的排布次序,因此引起許多學(xué)者的關(guān)注。我國化學(xué)家徐光憲教授總結(jié)歸納出一個近似公式,利用(n+0.7l)值的大小,來計算各原于軌道的相對次序,并將所得值的整數(shù)部分相同者,作為一個能級組。 必須指出,Pauling的近似能級圖,只是基本上反映了多電子原子核外電子的能級填充次序,如果忽略了不同元素的原子的個性,認為所有元素的原子都能滿足近似能級圖,顯然是不現(xiàn)實的。后來的光譜實驗和量子力學(xué)的理論證明,隨著元素原子序數(shù)的增加,核對電子的引力增加,軌道的能量都有所下降,由于下降的程度不同,所以能級的相對位置就隨之而變。2.原子軌道能級與原子序數(shù)的關(guān)系圖8-6 原子軌道能級與原子序數(shù)的關(guān)系圖當(dāng)代的美國無機化學(xué)家科頓(Cotton)指出:原子軌道的能級在很大程度上取決于原子序數(shù)。他根據(jù)有關(guān)數(shù)據(jù)畫出了原子軌道能量隨原子序數(shù)而變化的圖,稱為Cotton能級圖。從圖8-6中可知:隨著原子序數(shù)的增加,各原子軌道能量都逐漸降低,由于下降的程度不同,因而發(fā)生能級交錯。例如,當(dāng)原子序數(shù)大于21時,3d的能級就低于4s能級。Cotton能級圖更能反映原子核外電子的實際情況。四、電子分布式和電子構(gòu)型應(yīng)用Pauling近似能級圖和核外電子填充規(guī)則,110種元素中可以準(zhǔn)確寫出91種原子的核外電子分布式,只有19種元素原子外層電子的分布情況稍有例外,我們主要要求主族、過渡元素中符合上述規(guī)律的元素核外電子的排布(不包括放射性元素)。1 電子分布式(電子構(gòu)型、電子組態(tài)):原子實:為避免電子分布式書寫過繁,可用該元素前一周期稀有氣體元素符號外加方括號表示。價電子構(gòu)型:決定元素化學(xué)性質(zhì)的主要是原子的外層電子,所以主族元素只寫出ns np軌道的電子分布式,副族元素只寫出(n-1)d ns 軌道的電子分布式。核外電子填充實例和表示方法:例1:15P 電子分布式:1s22s22p63s23p3 原子實表示 Ne 3s23p3 例2: 24Cr Ar 4s13d5 3d5是半滿狀態(tài)穩(wěn)定,所以4s的一個電子排在3d軌道上。以上是電子填充順序(能級交錯),電子分布式按n的大小順序?qū)?。即?24Cr Ar 3d54s1 例3:29Cu Ar 3d104s1 原因同上。例4:82Pb 電子填充順序1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d104f146p2或: 82Pb Xe6s25d104f146p2電子分布式:82Pb Xe 4f145d106s26p22離子的電子構(gòu)型實例:原子失去電子后便成為離子,離子的電子排布取決于電子從何軌道中失去。電子失去順序,按照徐光憲的n+0.4l 規(guī)則,值大的先失去。失電子順序為:np ns (n-1)d (n-2)f基態(tài)原子外層電子填充順序為:ns (n-2)f (n-1)d np例:26Fe2+ Ar3d64s0 而26FeAr3d64s2 26Fe3+ Ar3d54s0 小結(jié):(1)原子的最外電子層最多只能容納8個電子(第一電子層只能容納2個電子)。(2)次外電子層最多只能容納18個電子(若次外層n=1或2,則最多只能有2或8個電子)。(3)原子的外數(shù)第三層最多只有32個電子(若該層的n=1,2,3,則最多只能有2,8,18個電子)。8.3.2元素周期律根據(jù)元素性質(zhì)的周期性,建立了長式周期表,原子核外電子排布的周期性規(guī)律是元素周期律的本質(zhì)。一、 周期與能級組從各元素原子的電子層結(jié)構(gòu)可知,當(dāng)主量子數(shù)n依次增加時,n每增加1個數(shù)值就增加一個能級組,也就增加一個新的電子層,而每一個能級組就相當(dāng)于周期表中的一個周期。從長式周期表上可知:在第四周期中,從21號元素Sc到30號元素Zn,它們新增的電子都是填充到3d軌道上,這10種元素稱為第四周期的過渡元素。從39號元素Y到48號元素Cd,新增的電子都是填充到4d軌道上,這10種元素稱為第五周期的過渡元素。在第六周期中,從57號元素La到71號元素Lu,新增的電子都是依次填充在4f軌道上,這14種元素習(xí)慣上稱為鑭系元素。從72號元素Hf到80號元素Hg,新增加的電子則依次填充到5d軌道上,這也是過渡元素。第七周期,從87號元素Fr到112號元素Uub,共25種元素是不完全周期,可以預(yù)計這一周期也應(yīng)有32種元素,其中從89號元素Ac到103號元素Lu,稱為錒系元素。每當(dāng)主量子數(shù)增加1時,相應(yīng)的在周期表上就出現(xiàn)一個新的周期。這就是 元素性質(zhì)呈周期性變化的根本原因,換言之,周期的本質(zhì)是按能級組的不同對元素進行分類。能級組和周期性的關(guān)系可參閱表8-1。表8-1能級組與周期的關(guān)系二、外層電子構(gòu)型與元素分區(qū)、分族1.周期表中的族 主族:周期表中共有7個主族,IA一A,凡最后1個電子填入ns或np亞層上的,都是主族元素,價電子的總數(shù)等于其族數(shù)。例如元素16S核外電子排布是1s22s22p63s23p4,最后填入3p亞層,價電子構(gòu)型為3s23p4,故為A族。 副族:周期中共有IB一B 7個副族。凡最后1個電子填人(n1)d或(n2)f亞層上的都屬于副族,也稱為過渡元素(鑭系和錒系稱為內(nèi)過渡元素)。B一B族元素,價電子總數(shù)等于其族數(shù)。例如,元素:25Mn的填充次序是1s22s22p63s23p6 3d5 4s2,價電子構(gòu)型是3d54s2 ,所以是B 族。IB、B族由于其(n-1)d亞層已經(jīng)填滿,所以最外層上電子數(shù)等于其族數(shù)。 零族:是稀有氣體,其最外層均已填滿,呈穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。 族:它處在周期表的中間共有三個縱行。最后1個電于填在(n-1)d亞層上,也稱為過渡元素。2.周期表按區(qū)劃分 元素的化學(xué)性質(zhì)主要決定于價電子,而周期表中“區(qū)”的劃分主要是基于價電子構(gòu)型的不同。根據(jù)元素最后1個電子填充的能級不同,將周期表中的元素分為5個區(qū),這實際上是把價電子構(gòu)型相似的元素集中分在一個區(qū)(參見表8-2和表8-3)。圖8-2 周期表中元素的分區(qū) s區(qū)元素:最后1個電子填充在s軌道上的元素,價電子的構(gòu)型是nsl或ns2,位于周期表的左側(cè),包括IA和A族,它們?nèi)菀资ル娮有纬?1或+2價離子,它們是活潑金屬。 p區(qū)元素:最后1個電子填充在p軌道上的元素,價電子構(gòu)型是ns2np16,位于長周期表右側(cè),包括A一A族元素。稀有氣體元素也屬于p區(qū)。 s區(qū)和p區(qū)的共同特點是:最后1個電子都排布在最外層,最外層電子的總數(shù)等于該元素的族數(shù)。s區(qū)和p區(qū)就是按族劃分的周期表中的主族。 d區(qū)元素:它的電子構(gòu)型是(n1)d19nsl2,最后1個電子基本都是填充在次外層,即(n1)層d軌道上的元素(個別也有例外),位于長周期的中部。這些元素常有可變化的氧化態(tài)。它包括B一B族和族元素。 ds區(qū)元素:價電子層結(jié)構(gòu)是(n1)d10ns12,即次外層d軌道是充滿的,最外層軌道上有12個電子。它們既不同于p區(qū),也不同于d區(qū),故稱為ds區(qū),它包括IB和B族,周期表中處于d區(qū)和p區(qū)之間。 f區(qū)元素:最后1個電子填充在f 軌道上,它包括鑭系和錒系元素,由于本區(qū)包括的元素數(shù)較多(各有15種元素),故常將其列于周期表之下。表8-3 元素分區(qū)與原子結(jié)構(gòu)8.3.3原子性質(zhì)的周期性 元素的基本性質(zhì)如原子半徑、電離能、電子親和能、電負性等都與原子的結(jié)構(gòu)密切相關(guān),因而也呈現(xiàn)明顯的周期性變化。1.原子半徑按照量子力學(xué)的觀點,電子在核外運動沒有固定軌道,只是概率分布不同。因此,對原子來說并不存在固定的半徑。通常所說的原子半徑,是指相鄰原子的平均核間距。根據(jù)原子與原子間作用力的不同,原子半徑一般可分為三種:共價半徑、金屬半徑和范德華半徑。 共價半徑 同種元素的兩個原子以共價健連接時,它們核間距離的一半稱為該原子的共價半徑。同一元素的兩個原子以共價單鍵、雙鍵或三鍵連接時,共價半徑也不同。 金屬半徑 金屬晶體中相鄰兩個金屬原子的核間距的一半稱為金屬半徑。 范德華半徑 當(dāng)兩個原子只靠范德華力(分子間作用力)互相吸引時,它們核間距的一半稱為范德華半徑。各元素的原子半徑見表8-4。表8-4 元素原子半徑 r/pm 同一主族元素的原子半徑從上到下逐漸增大,這是因為從上到下,元素原子的電子層數(shù)增多起主要作用,所以半徑增大。副族元素的原子半徑從上到下的變化不很明顯。第五、第六周期的一些同族元素如鈮和鉭、鉬和鎢、锝和錸等它們的原子半徑十分相近,這是由于鑭系收縮的結(jié)果。 同一周期中原子半徑的變化有兩個因素在起作用:從左到右隨著核電荷的增加,原子核對外層電子的吸引力也增加,使原子半徑逐漸縮?。涣硪环矫?,隨著核外電子數(shù)的增加,電子間的相互排斥力也增強,使得原子半徑增大,這是兩個作用相反的因素。但是,由于增加的電子不足以完全屏蔽增加的核電荷,因而從左到右有效核電荷逐漸增加,原子半徑逐漸減小。應(yīng)該指出,就同一周期而言,過渡元素由左向右原子半徑縮小的程度比主族元素(Dr 10pm)要來得小(Dr 5pm)。這是因為對于過渡元素,隨著原子核電荷的增加,新增加的電子是填充到次外層,鑭系元素和錒系元素新增加的電子填充到倒數(shù)第三層,而決定原子大小的是最外層電子,內(nèi)層電子對它的屏蔽作用要比最外層中電子間的屏蔽作用大得多,所以同一周期過渡元素自左向右有效核電荷增加比較少,原子半徑縮小的趨勢就比較緩慢。對于d10電子構(gòu)型,因為有較大的屏蔽作用,故原子半徑略有增大,f7和f14構(gòu)型也有類似的情況。2電離能 一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子成為+1價氣態(tài)正離子所需要的能量,稱為該元素的第一電離能,用 I1 表示,單位 kJ/mol。如: Al(g) e-Al+(g) H=I1 Al+(g) e-Al2+(g) H=I2 Al2+(g) e-Al3+(g) H=I3從+1價正離子再失去1個電子,成為+2價正離子所消耗的能量稱為第二電離能I2,余此類推。 電離能的大小,反映原子失去電子的難易,電離能愈大,失電子愈難。各級電離能的大小按 I1I2I3,次序遞增,因為隨著離子電荷的遞增,離子半徑遞減,失去電子需要的能量也遞增。周期表中各元素的第一電離能查表8-5。表8-5 元素的第一電離能I1(單位:KJ/mol) 元素原子的第一電離能隨原子序數(shù)的增加呈現(xiàn)明顯的周期性變化。電離能的大小主要取決于原子的核電荷、半徑和電子構(gòu)型。 同一周期:自左向右核電荷增加,原子核對外層電子的吸引力也增加,半徑減小,故電離能也隨之增大。 同一主族中,從上到下電子層數(shù)增加,原子核對外層電子的引力減小,半徑增大,電離能也隨之減小。除了核電荷和半徑因素外,電子構(gòu)型對電離能的影響也很大。各周期中稀有氣體的電離能最大,部分原因就是因為它們的原子具有穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)。又如從圖中可以看出,在同一周期中,元素的第一電離能從左到右總的趨勢是依次增大,但在某些地方出現(xiàn)曲折變化。以第二周期為例,這種曲折出現(xiàn)在硼和氧的次序上,B在Be后,但B的電離能反而比Be小,O在N后,但O的電離能反而比N小。這是因為B的電子構(gòu)型為2s22p1,B失去一個電子后具有2s22p0的結(jié)構(gòu);O的電子構(gòu)型為2s22p4,O失去一個電子后具有2s22p3的結(jié)構(gòu),根據(jù)洪特規(guī)則,等價軌道全滿、半滿或全空是比較穩(wěn)定的結(jié)構(gòu),故硼和氧失去電子后,分別成為全空(p0)和半滿p3)構(gòu)型,所需的能量較小。副族元素的電離能變化緩慢。而且規(guī)律性不明顯,因為它們新增加的電子是填入(n1)d軌道或(n2)f軌道,而最外層基本相同。 元素的第一電離能愈小,表示它愈容易失去電子,該元素的金屬性也愈強。因此,元素第一電離能可用來衡量元素的金屬活潑性。此外,電離能還可用于說明元素通常呈現(xiàn)的價態(tài),對于鈉、鎂和鋁,電離能分別在I1、I2、和I3后迅速增大,這表明鈉、鎂和鋁分別難以失去第二、第三、第四個電子,故通常呈現(xiàn)的價態(tài)分別為+1、+2和+3。由此可見,元素的電離能是元素的重要性質(zhì)之一。3電子親和能 元素的一個基態(tài)的氣態(tài)原子得到電子形成-1價氣態(tài)負離子時所放出的能量稱為該元素的第一電子親和能。某些元素的電子親和能列于下表中。元素的電子親和能愈大,表示原于得到電子的傾向愈大,非金屬性也愈強。元素的第一電子親和能一般為正值,表示放出能量;第二電子親和能一般為負值,表示吸收能量。例如,氧原子的電子親和反應(yīng)為: O(g)+e- O-(g); H =E1=-141 kJmol-1 O-(g)+e- O2-(g); H =E2= +780kJmol-1 目前已知道的元素的電子親和能數(shù)據(jù)較少,測定的準(zhǔn)確性也差。一般來說,電子親和能隨原子半徑的增大而減小,即在同一族中由上向下減小,而在同一周期中由左到右增大。但應(yīng)該注意的是A和A電子親和能最大的并不是每族的第一種元素,而是第二種元素。這一反常現(xiàn)象可以解釋為第二周期的氧和氟的元素的第一電子親和能一般為正值,表示放出能量;第二電子親和能一般為負值,表示吸收能量。 有些元素在形成化合物時,既不是完全失去電子,也不是完全得到電子,如親NH3中的N和H。因此不能僅僅從電離能來衡量元素的金屬性或從電子親和能來衡量元素的非金屬性,需要把兩者結(jié)合起來考慮。鮑林在1932年將電離能、電子親和能綜合考慮引入了電負性的概念。4.電負性電負性是指元素的原子在分子中吸引電子的能力的相對大小,它較全面地反映了元素金屬和非金屬性的強弱。表8-6 元素電負性(L.Pauling值) 關(guān)于電負性標(biāo)度,鮑林是根據(jù)熱化學(xué)的數(shù)據(jù)和分子的鍵能計算出電負性的數(shù)值。本書主要采用鮑林的電負性數(shù)據(jù)。值得注意的是,同一元素處于不同氧化態(tài)時,其電負性數(shù)值也不同。表8-6中所列的電負性值是指該元素最穩(wěn)定的氧化態(tài)的電負性值。元素的電負性也呈現(xiàn)周期性的變化:同一周期中,從左到右電負性遞增;同一主族中,從上到下電負性遞減。副族元素電負性沒有明顯的變化規(guī)律。元素電負性的大小可用以衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱。一般地說,金屬元素的電負性在2.0以下,非金屬的電負性在2.0以上,但這不是一個嚴格的界限。- 1.請仔細閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預(yù)覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
- 2.下載的文檔,不會出現(xiàn)我們的網(wǎng)址水印。
- 3、該文檔所得收入(下載+內(nèi)容+預(yù)覽)歸上傳者、原創(chuàng)作者;如果您是本文檔原作者,請點此認領(lǐng)!既往收益都歸您。
下載文檔到電腦,查找使用更方便
9.9 積分
下載 |
- 配套講稿:
如PPT文件的首頁顯示word圖標(biāo),表示該PPT已包含配套word講稿。雙擊word圖標(biāo)可打開word文檔。
- 特殊限制:
部分文檔作品中含有的國旗、國徽等圖片,僅作為作品整體效果示例展示,禁止商用。設(shè)計者僅對作品中獨創(chuàng)性部分享有著作權(quán)。
- 關(guān) 鍵 詞:
- 高考化學(xué)專題復(fù)習(xí) 第八章 原子結(jié)構(gòu)教案 高考 化學(xué) 專題 復(fù)習(xí) 第八 原子結(jié)構(gòu) 教案
鏈接地址:http://ioszen.com/p-11845167.html