《原子结构与元素周期律》.doc

莁高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座薇第4讲原子结构与元素周期律蒆【竞赛要求】芃核外电子运动状态: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。薈【知识梳理】艿一、核外电子的运动状态膅1、微观粒子的二重性节(1)光的波动性罿λ波长:传播方向上相邻两个波峰(波谷)间距离。蚇频率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)。羄光速c=λ·×108m·s-1=3×108m·s-1,大气中降低(但变化很小,可忽略)。莂波数=(cm-1)莀(2)光的微粒性荿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。螃即:E=h(4-1)蒂式中h为普朗克常数,×10–34J·s螁(3)白光是复色光袇可见光的颜色与波长螆颜色薂紫袈兰薈青薅绿蚂黄芈橙肆红莃波长(nm)螂400-430虿430-470螈470-500莆500-560袂560-590肀590-630膆630-760膅(4)电子的波粒二重性——物质波袂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:蒁λ=(4-2)羈m:质量v:速度h:普朗克常数袄(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。羁2、原子核外电子的运动薈(1)早期模型莆氢原子光谱蚃太阳光是连续光谱,原子光谱是线状光谱。肁玻尔模型:聿①电子在一定的轨道上运动、不损失能量。肈②不同轨道上的电子具有不同能量蚆E=J(4-3)膁式中n=1,2……正整数蒀电子离核近、能量低、最低能量状态称基态,激发态(能量高)薆③只有当电子跃迁时,原子才释放或吸收能量。蒅△E=h=h=hc1cm-1=×10-23J芁波尔理论的应用:袁①解释氢原子光谱芇电子跃迁时释放电子能量:芄==(-)=×105(-)cm-×105称里德保常数节②计算氢原子光谱的谱线波长螅电子由nin1时,释放能量得一系列值称赖曼线系。芆nin2时,释放能量得到一系列值。蒁巴尔麦线条例:==×105()cm-1=15236cm-1莈λ==656nm蒇原子光谱肅③计算氢原子的电离能蒁n1n时,氢原子电离能=×1023蝿△E=×1023()=-1313kJ·mol-1腿接近实验值1312kJ·mol-1螄(2)近代描述—电子云薀①薛定颚方程的解即原子轨道——电子运动状态。膀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。薇实际上,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:薃主量子数n,n=1,2,3,4,5,……(只能取正整数),表示符号:K,L,M,N,O,……蚀角量子数l,l=0,1,2,3,……,n-1。(取值受n的限制),表示符号:s,p,d,f,……薁磁量子数m,m=0,±1,±2,……,±l。(取值受l的限制)荿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。薆实验表明,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