緒論及第一章原子結(jié)構(gòu)及周期系

無機化學(xué)多媒體教學(xué)課件湖北中醫(yī)藥大學(xué)藥學(xué)院基化教研室緒論一.無機化學(xué)及其任務(wù):在分子、原子、離子等層次上研究無機物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)以及應(yīng)用的一門學(xué)科稱為無機化學(xué).

無機化學(xué)的任務(wù):在分子、原子、離子等層次上研究無機物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、制備以及應(yīng)用.

無機物:除碳氫化合物及其衍生物外,所有元素及化合物統(tǒng)稱為無機物.、

二.無機化學(xué)的內(nèi)容:

原子結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu)化學(xué)分子結(jié)構(gòu)配合物結(jié)構(gòu)電離平衡溶液化學(xué)沉淀-溶解平衡氧化還原平衡配位平衡元素化學(xué):技能訓(xùn)練:

三.無機化學(xué)與藥學(xué)類各專業(yè)的關(guān)系1.藥物的構(gòu)效關(guān)系:2.藥物的穩(wěn)定性:水楊酸鈉合劑水楊酸鈉10gNaHCO36g

Na2SO3

0.4gH2O至100ml3.藥液的酸度:青霉素制劑（pH=6.84)青霉素100萬單位

NaH2PO4

0.56g

Na2HPO4

0.28gNaCl0.46gH2O至100ml4.藥物的質(zhì)檢:

四.“無機化學(xué)”課程的學(xué)習(xí)方法努力提高學(xué)習(xí)的主動性;培養(yǎng)自學(xué)能力;提高學(xué)習(xí)效率;探索適合于自己的學(xué)習(xí)方法五.主要參考書1.武漢大學(xué)編.無機化學(xué).武漢大學(xué)出版社2.北京師范大學(xué)等校編.無機化學(xué).高等教育出版社3.傅獻彩主編.大學(xué)化學(xué).高等教育出版社4.許善錦.無機化學(xué).人民衛(wèi)生出版

原子結(jié)構(gòu)第一次課思考題1.電子在核外運動有哪些特殊性？2.如何用原子軌道、電子云、四個量子數(shù)描述電子在核外的運動狀態(tài)？第一章原子結(jié)構(gòu)與周期系第一節(jié)核外電子運動的特征電子是微觀粒子（電子的質(zhì)量為9.1×10-31千克，運動速度為2.18×106m/s，原子直徑約為10-10m)一.具有量子化特征：電子在核外運動時能量變化是量子化的。1.量子化：不連續(xù)變化的物理量。如電量，能量。2.氫原子光譜：是線狀光譜氫原子光譜特征:

不連續(xù)的,線狀的;

線狀光譜(不連續(xù)光譜)帶狀光譜(連續(xù)光譜）發(fā)現(xiàn):任何單原子氣體受激時都發(fā)射線狀光譜.不同元素原子所發(fā)出的譜線各不相同,相同元素原子所發(fā)出的譜線都是一樣的為什么原子光譜是線狀光譜？3.玻爾理論（要點）1.電子在核外固定軌道上運動。不吸收也不放出能量。2.每個軌道都有確定的能量。氫原子各軌道的能量：E=-2.18×10-18/n2（J)

n=1,2,3,4,

等正整數(shù).n越大，則電子在離核越遠的軌道上運動，其能量越高。

躍遷：激發(fā)和退激統(tǒng)稱為躍遷3.電子在不同能量的軌道之間躍遷時，以光的形式放出能量。

△E=E2–E1=h=△E/h式中h為普朗克常數(shù)(6.626×10-34J·s）由于能量變化是不連續(xù)的，則頻率就是不連續(xù)的，得到的光譜就是線狀光譜.

基態(tài)：電子處在能量低的軌道上運動，稱為基態(tài)。

激發(fā)態(tài)：電子處在能量較高的軌道上運動，稱為激發(fā)態(tài)。

能級：電子運動所處的不連續(xù)能量狀態(tài)稱為能級。二.具有波粒二象性1.德布羅意關(guān)系式：λ=h/mv

λ–波長（波動性）mv—電子的質(zhì)量和運動速度（粒子性）2.實驗證實：電子衍射實驗：有衍射環(huán)紋（有波動性）陰極射線：電子束使渦輪旋轉(zhuǎn)（有粒子性)三.遵守測不準原理：△x·△p≥h

△x—電子運動的位置不準量，△p--電子運動的動量不準量第二節(jié)核外電子運動狀態(tài)的描述一.薛定諤方程:

薛定諤方程的解：Ψn,l,m(x,y,z)二.波函數(shù)和原子軌道1.波函數(shù)（Ψ）：表征核外電子運動狀態(tài)的狀態(tài)函數(shù)。當(dāng)三個常數(shù)參數(shù)（n,l,m)取值一定時，就代表電子的一種運動狀態(tài)。如Ψ2，0，0(x,y,z)，表明電子在第二層上運動，是一個球體。2.原子軌道：是波函數(shù)的同義詞。波函數(shù)在空間分布所構(gòu)成的圖形，稱為原子軌道。如：球形，稱S原子軌道啞鈴形，稱p原子軌道花瓣形，稱d原子軌道復(fù)雜形，稱f原子軌道三.概率密度和電子云1.概率密度（Ψ2）：電子在核外微單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率。2.電子云：是概率密度的同義詞。概率密度在空間分布所構(gòu)成的圖形，稱為電子云。也是用s,p,d,f四種符號表示四種形狀的電子云。問題：電子在核外運動時有哪幾種形狀？分別用哪幾種符號表示？四.原子軌道和電子云的空間圖形

Ψn,l,m(r,θ,φ)=Rn,l(r)Yl,m(θ,φ)Rn,l(r)—徑向分布函數(shù)，Yl,m(θ,φ)—角度分布函數(shù)（一）角度分布圖：1.原子軌道角度分布圖2.電子云角度分布圖：原子軌道與電子云的角度分布圖的區(qū)別：原子軌道角度分布圖有正負號，并肥大一些。電子云的角度分布圖沒有正負號，并瘦小些。（二）徑向分布圖：徑向分布函數(shù)作圖得到的圖形表明電子在核外出現(xiàn)幾率大的區(qū)域離核的遠近。氫原子核外電子的D函數(shù)圖象3s3d3p2s2p1s說明幾點：1.徑向分布圖是曲線，有峰和節(jié)面。峰：電子出現(xiàn)幾率大的區(qū)域。節(jié)面：電子出現(xiàn)幾率為零的區(qū)域。2.不同類型軌道的峰數(shù)，節(jié)面數(shù)不同。3.原子軌道有大小之分，且有節(jié)面。如：1s2s3s4s,n值小的原子軌道體積小，離核近。

原子軌道峰數(shù)(個)節(jié)面數(shù)(個)nsnn-1npn-1n-2ndn-2n-34.核外電子是分層排布的。n=1時電子出現(xiàn)幾率最大區(qū)域在1a0

n=2時電子出現(xiàn)幾率最大區(qū)域在5a0n=3電子出現(xiàn)幾率最大區(qū)域在10-12a0

五.四個量子數(shù)：核外每個電子的運動狀態(tài)必須用四個量子數(shù)表征（一）主量子數(shù)（n）（電子層數(shù)）1.物理意義：描述電子在核外出現(xiàn)幾率大的區(qū)域離核的遠近及能量的高低。n小,電子離核近，能量低。2.取值：n=1,2,3…+∞（二）角量子數(shù)（l)1.物理意義：描述原子軌道的形狀。

l

=0是s原子軌道，l=1是p原子軌道，

l

=2是d原子軌道，l=3是f原子軌道2.l

的取值：受n的制約

l=0，1，2，3…（n-1)（三）磁量子數(shù)（m)1.物理意義：描述原子軌道在空間的伸展方向，每一m個值代表一個伸展方向，每個伸展方向就是一個軌道。2.取值：受l的制約。

m=-l…0…+l

nl軌道符號m軌道數(shù)電子層軌道數(shù)101s011

202s01412p-1,0,+13

303s0113p-1,0,+13923d-2,-1,0,+1,+25

404s0114p-1,0,+131624d-2,-1,0,+1,+2534f-3,-2,-1,0,+1,+2,+37

3.簡并軌道：能量相同，形狀相似，只是伸展方向不同的軌道S原子軌道沒有簡并軌道，P軌道有三個簡并軌道，d有5個簡并軌道，f原子軌道有7個簡并軌道。

問題：寫出3個簡并P軌道符號，5個簡并d軌道符號。

（四）自旋量子數(shù)（Si)1.物理意義：描述電子自旋方向。2.取值：Si=+1/2-1/2要求：1.四個量子數(shù)與原子軌道會相互表征。2.四個量子數(shù)取值是否合理.原子結(jié)構(gòu)第二次課思考題1.氫原子軌道能級順序的特點是什么？2.多電子原子軌道能級順序的特點是什么？存在什么現(xiàn)象？如何解釋？3.核外電子排布規(guī)則有哪些？4.如何確定原子的價電子構(gòu)型？

第三節(jié)多電子原子結(jié)構(gòu)和元素周期表

一.氫原子的軌道能級順序：1.能級公式：

(J)

式中n為主量子數(shù)。氫原子的軌道能量只決定于n。n值小，軌道的能量低，n相同，軌道的能量相等。2.軌道的能級順序：

E1S＜E2S=E2p＜E3S=

E3p=

E3d＜E4s=E4p…

二.多電子原子的軌道能級順序

1.能級公式：式中n為主量子數(shù),Z為原子的核電荷數(shù)，

σ為屏蔽常數(shù)。多電子原子軌道的能量不僅決定于n，還與有關(guān).原因：在多電子原子中存在屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)。2.屏蔽效應(yīng)：電子之間的排斥，部分抵消了核對電子的吸引作用稱屏蔽效應(yīng)。(J)

屏蔽效應(yīng)的大小可用σ常數(shù)衡量。σ越大,屏蔽效應(yīng)越大有效核電荷越小，核對電子的引力越小，軌道的能量越高。

σ的計算----斯萊特規(guī)則：將原子中的電子按下列順序分成若干組:(1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)(5d)…(1)外層軌道上的電子對內(nèi)層軌道上的電子不產(chǎn)生屏蔽作用（σ＝0）（2）同組軌道上的電子之間每個電子的σ＝0.35（1s為σ＝0.30）（3）被屏蔽電子是ns,np軌道上的電子，則n-1層上的每個電子的σ＝0.85，n-2，n-3層上的每個電子的σ＝1.00

（4）被屏蔽電子是nd,nf電子：則（nd）或（nf）組左邊各組軌道上每個電子的σ＝1.00例如：Cu是29號元素，29個電子,分別計算4s，3d軌道的能量3.鉆穿效應(yīng)：n相同l不同的原子軌道，由于鉆穿能力不同，使軌道的能級發(fā)生了分裂。這種現(xiàn)象稱為鉆穿效應(yīng)。

﹥

鉆穿能力：ns﹥np﹥nd﹥nf小峰數(shù)：nn-1n-2n-3

n相同l不同的各軌道的能級：

Ens＜Enp＜End＜Enf

4.能級交錯：n大l小與n小l大的軌道之間發(fā)生能級顛倒的現(xiàn)象稱能級交錯。如：E3d﹥E4S,

E4d﹥E5S,

E5d﹥E4f﹥E6S

5.多電子原子的軌道能級順序：（1）鮑林近似能級圖：E1s＜E2s＜E2p＜E3s＜E3p＜E4s＜E3d＜E4p＜

E5s

＜

E4d＜

E5p＜E6S＜

E4f＜E5d＜

E6p＜E7s…

要求：會背兩個能級順序。＜（2）科頓原子軌道能級圖

說明幾點：（1）單電子原子H的能級由n決定。(2)多電子原子中：n不同l相同的軌道，能量決定于n.（3）多電子原子中：n同l不同的軌道，發(fā)生了分裂。（4）多電子原子中：隨原子序數(shù)的遞增，s,p軌道的能級逐漸下降。(5)當(dāng)（n-1)d,（n-2)f軌道上填充電子后，能級不再交錯。

三.多電子原子核外電子的排布（一）排布規(guī)則

1.保里不相容原理：一個原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子。推論（1）每個軌道最多容納2個電子，且自旋方向相反（2）每種軌道最多容納電子數(shù)：S2,P6,d10,f14

(3)每層最多容納電子數(shù)為2n2

2.能量最低原理：電子在原子軌道中填充總是從能量低的1s軌道開始依次填充，使原子處于能量最低狀態(tài)（基態(tài)）3.洪特規(guī)則：電子填充最后進入簡并軌道時，應(yīng)盡可能分占簡并軌道，且自旋方向相同。特例：在簡并軌道中，電子排布為全滿，半滿，全空，都是穩(wěn)定狀態(tài)。（二）排布方法1.電子層結(jié)構(gòu)式：用原子軌道符號右上角注明填充電子數(shù)。

2.電子軌道式：用○或表示軌道。并填入電子。

要求會排布任何原子的核外電子。

（三）價電子層結(jié)構(gòu)式（價電子構(gòu)型）參加化學(xué)反應(yīng)的電子構(gòu)型。

要求會根據(jù)電子層結(jié)構(gòu)式確定價電子層結(jié)構(gòu)式。課堂練習(xí)：寫出下列元素的電子排布式，并確定價電子層結(jié)構(gòu)式：

12Mg,17Cl,24Cr,29Cu,26Fe,30Zn,7N,50Sn

四.電子層結(jié)構(gòu)與元素周期表（一）電子層結(jié)構(gòu)與周期的劃分周期表中每一橫行就是一個周期。第一周期，稱超短周期。只有2種元素。1S11S2第二周期，稱短周期，有8種元素。2S1—2S22P6第三周期，稱短周期，有8種元素。3S1—3S23P6。

第四周期，稱長周期。有18種元素.4S1—3d104s24p6第五周期，稱長周期。有18種元素。5S1—4d105s25p6第六周期，稱特長周期，有32種元素。第七周期，稱不完全周期。

元素的周期數(shù)=原子的價電子層結(jié)構(gòu)中最大n值。

（二）電子層結(jié)構(gòu)與族的劃分：周期表的列稱為族。有主族（A)8個，副族(B)8個，

主族元素：價電子層結(jié)構(gòu)特點：ns1-2np0-5主族數(shù)=ns軌道上電子數(shù)+np軌道上的電子數(shù)。用羅馬字表示。副族元素：價電子層結(jié)構(gòu):(n-1)d1-10ns1-2副族數(shù)：

ⅠB-ⅡB:(n-1)d10ns1-2（s電子數(shù)）

ⅢB-ⅦB:(n-1)d1-5ns1-2(d電子+s電子：≥3，≤7）

ⅧB:

(n-1)d6-9ns1-2(d電子+s電子：≥8)

零族元素：價電子結(jié)構(gòu)式：nS2np6

(三）電子層結(jié)構(gòu)與區(qū)的劃分；S區(qū):ns1-2np0ⅠA,ⅡAP區(qū):ns2np1-6ⅢA～ⅧAd區(qū)(n-1)d1-9ns1-2ⅢB

～ⅧB

dS區(qū)(n-1)d10ns1-2ⅠB,ⅡB

要求：會判斷元素的周期，族，區(qū)原子結(jié)構(gòu)第三次課思考題1.元素的周期、族、區(qū)如何確定？2.什么叫電離能？為什么氧的電離能小于氮的？3.什么叫電負性？它有什么意義？

第四節(jié)元素性質(zhì)的周期性一.原子半徑：（一）類型：1.共價半徑（rc):同種元素的兩個原子以共價單鍵結(jié)合成分子時，它們核間距的一半。

99pm←360pm→128pm銅原子半徑氯原子的范德華半徑氯原子的共價半徑

2.范德華半徑（rv)：在分子晶體中，相鄰分子間兩個鄰近的非成鍵原子核間距的一半。3.金屬半徑(rm)：在金屬晶體中，相鄰的兩個接觸原子的核間距的一半。（二）影響原子半徑大小的因素：1.有效核電荷數(shù)（Z﹡）：Z﹡，核對外層電子的引力大，原子半徑就越小。2.電子層數(shù)（n）：n大，原子半徑大。（三）變化規(guī)律：

同一周期：短周期：從左往右，rc減小顯著。

原因：隨著核電荷的遞增，電子增加在同一電子層上（n相同），同層電