《原子结构与元素周期律》.doc

高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第4讲原子结构与元素周期律【竞赛要求】核外电子运动状态:用s、p、d等来表示基态构型(包括中性原子、正离子和负离子)核外电子排布。电离能、电子亲合能、电负性。四个量子数的物理意义及取值。单电子原子轨道能量的计算。s、p、d原子轨道图像。元素周期律与元素周期系。主族与副族。过渡元素。主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律;同周期元素从左到右性质变化一般规律。原子半径和离子半径。s、p、d、ds、f区元素的基本化学性质和原子的电子构型。元素在周期表中的位置与核外电子结构(电子层数、价电子层与价电子数)的关系。最高氧化态与族序数的关系。对角线规则。金属性、非金属性与周期表位置的关系。金属与非金属在周期表中的位置。半金属。主、副族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及主要形态。铂系元素的概念。【知识梳理】一、核外电子的运动状态1、微观粒子的二重性(1)光的波动性λ波长:传播方向上相邻两个波峰(波谷)间距离。频率v:频率就是物质(光子)在单位时间内振动的次数。单位是Hz(1Hz=1s-1)。光速c=λ·×108m·s-1=3×108m·s-1,大气中降低(但变化很小,可忽略)。波数=(cm-1)(2)光的微粒性1900年根据实验情况,提出了原子原子只能不连续地吸收和发射能量的论点。这种不连续能量的基本单位称为光量子,光量子的能量(E)与频率(v)成正比。即:E=h(4-1)式中h为普朗克常数,×10–34J·s(3)白光是复色光可见光的颜色与波长颜色紫兰青绿黄橙红波长(nm)400-430430-470470-500500-560560-590590-630630-760(4)电子的波粒二重性——物质波1923年德布罗意()类比爱因斯坦的光子学说后提出,电子不但具有粒子性,也具有波动性。并提出了联系电子粒子性和波动性的公式:λ=(4-2)m:质量v:速度h:普朗克常数(4-2)式左边是电子的波长λ,表明它的波动性的特征;右边是电子的动量,代表它的粒子性。这两种性质通过普朗克常数定量的联系起来了。2、原子核外电子的运动(1)早期模型氢原子光谱太阳光是连续光谱,原子光谱是线状光谱。玻尔模型:①电子在一定的轨道上运动、不损失能量。②不同轨道上的电子具有不同能量E=J(4-3)式中n=1,2……正整数电子离核近、能量低、最低能量状态称基态,激发态(能量高)③只有当电子跃迁时,原子才释放或吸收能量。△E=h=h=hc1cm-1=×10-23J波尔理论的应用:①解释氢原子光谱电子跃迁时释放电子能量:==(-)=×105(-)cm-×105称里德保常数②计算氢原子光谱的谱线波长电子由nin1时,释放能量得一系列值称赖曼线系。nin2时,释放能量得到一系列值。巴尔麦线条例:==×105()cm-1=15236cm-1λ==656nm原子光谱③计算氢原子的电离能n1n时,氢原子电离能=×1023△E=×1023()=-1313kJ·mol-1接近实验值1312kJ·mol-1(2)近代描述—电子云①薛定颚方程的解即原子轨道——电子运动状态。量子数是解方程的量子条件(三个)n、l、m,原子核外的电子运动状态用四个量数描述:n、l、m、ms。实际上,每个原子轨道可以用3个整数来描述,这三个整数的名称、表示符号及取值范围如下:主量子数n,n=1,2,3,4,5,……(只能取正整数),表示符号:K,L,M,N,O,……角量子数l,l=0,1,2,3,……,n-1。(取值受n的限制),表示符号:s,p,d,f,……磁量子数m,m=0,±1,±2,……,±l。(取值受l的限制)当三个量子数都具有确定值时,就对应一个确定的原子轨道。如2p就是一个确定的轨道。主量子数n与电子层对应,n=1时对应第一层,n=2时对应第二层,依次类推。轨道的能量主要由主量子数n决定,n越小轨道能量越低。角量子数l和轨道形状有关,它也影响原子轨道的能量。n和l一定时,所有的原子轨道称为一个亚层,如n=2,l=1就是2p亚层,该亚层有3个2p轨道。n确定时,l值越小亚层的能量约低。磁量子数m与原子轨道在空间的伸展方向有关,如2p亚层,l=1,m=0,±1有3个不同的值,因此2p有3种不同的空间伸展方向,一般将3个2p轨道写成2px,2py,2pz。实验表明,电子自身还具有自旋运动。电子的自旋运动用一个量子数ms表示,ms称为自旋磁量子数。对一个电子来说,其ms可取两个不同的数值1/2或-1/2****惯上,一般将ms取1/2的电子称为自旋向上,表示为+;将ms取-1/2的电子称为自旋向下,表示为-。实验证明,同一个原子轨道中的电子