元素性質的周期性變化課件

內容提要：1、第六章元素性質的周期性變化；2、原子的殼層結構。目的要求：1、掌握電子殼層填充所遵循的規(guī)律，理解泡利原理和能量最小原理；重點難點：1、電子殼層填充所遵循的規(guī)律教學內容：回主頁一、元素性質的周期性變化元素性質的周期性變化大家在中學化學中就有了較多的了解，就是1869年，俄國科學家門捷列夫發(fā)現(xiàn)：元素的性質隨著原子量（后來發(fā)現(xiàn)是原子核的電荷數——原子序數）的增加呈現(xiàn)周期性的變化，在此基礎上，門捷列夫創(chuàng)立了元素周期表。大家看到表7.1，其中列出了103種元素，在98版的新華字典上有109種元素，據報道，目前已合成到了116號元素，（93號以后的元素自然界中不存在。美國勞倫斯·利弗莫爾國家實驗室10月16日宣布，該實驗室科學家與俄羅斯科學家合作，利用俄方的回旋加速器設備，成功合成了118號超重元素，并觀察到其存在了不到1毫秒時間）。元素周期表共列成7個周期，其中排在同一列的元素稱為同一族元素，它們具有相類似的化學性質，這些大家在中學時都已經知道了。我們這里更關注的是它們的物理性質：如光譜結構特點、電離能、原子的體積等。光譜特點：第四章中我們知道，鋰、鈉、鉀等堿金屬具有相似的光譜結構（都屬于雙線體系），第5章中我們又學了氦、鈹、鎂等兩個價電子的原子也具有類似的光譜結構（它們都有兩套光譜，一套單線，一套三線）。電離能、原子體積的周期性如圖7.1和7.2所示。在每一個主殼層中又有若干個次殼層，也就是說有若干種軌道的形狀。用軌道角量子數l來描述，l=0，1，2，3，4，5，6…分別用小寫的s,p,d,f,g,h,i…表示。次殼層的數量由主殼層決定，共有n個次殼層，l最大取(n-1)。每一種形狀的軌道又有若干種軌道的取向。如：p電子的軌道有3種可取的方向，d電子的軌道有5種可取的方向。用ml表示，ml最大為l,最小為-l，中間依次差1。而且每個電子的軌道確定后，還要考慮它的自旋，有兩種取向，一正一負，用表示，分別為1/2和-1/2。以上四個量子數知道后才能確定一個電子的狀態(tài)。1、根據泡利不相容原理：在原子中不能有兩個或兩個以上電子處在同一狀態(tài)。比方：在一棟樓中，有不同的樓層（即為主殼層，這是一個大的范圍）；每層有不同的房間（次殼層，更小一點的范圍），而且第一層，只有一個房間0號，第二層有兩個房間0號和1號，第三層3個0號1號和2號；房間里有些雙人桌（桌子好比軌道，雙人好比電子自旋），0號房間只有一張雙人桌，所以最多坐2個人，因為它只有兩個位置（不能有兩個以上的人坐同一個位置），2號房間則有3張桌子，所以最多能坐6個人。明白了吧？這里的同一狀態(tài)是指4個量子數都相同，好比這里的樓層、房間、桌號以及同一桌子的左和右。我們前面講過的同科電子就好比在同一個教室的同學（所處的主量子數和軌道角量子數相同）

(2l+1)是指同一軌道角動量中有21個ml的取值，2是指同一ml又有2個自旋方向。在同一主殼層中所能容納的電子數即為所有次殼層最大電子數l之和剛才我們在討論時并沒有考慮電子自旋與軌道運動之間的相互作用。不過即使考慮這一作用也不會影響到結論。只不過這時用的是n,l,j,mj四個量子數來描述，其本質是一樣的，因為由兩種自旋的取向，所以產生了兩個j=l+1/2,l-1/2，而此時總角動量的取向又有種，即mj=j,j-1,…,-j,所以每個次殼層所能容納的最多電子數仍為2l+1,每一個主殼層能容納的電子數仍為個。第1主殼層為2個，第2主殼層8個，第3主殼層能容納18個電子，第四主殼層能容納32個電子，周期表中第一周期兩個元素，第二周期8個元素，這剛好和主殼層容納的電子數相符，但從第三周期開始就不相符了，這是什么原因呢?原子中每一個殼層能容納這么多個電子，那么如果原子中的電子不能排滿時，這些電子處在什么養(yǎng)成呢？比如說，你去看演出，你進場的時候先坐哪個位置呢？你會在剩余的位置中找一個視覺效果最好的位置對吧。原子中電子的排列也是類似的。

那么哪個位置最好呢？前先肯定靠前一點的更好，但并不是說前面的就比后面的好，第一排最邊上的位置肯定沒有第二排中間的位置好。原子的能級高低也一樣，并不是完全由主量子數決定，軌道角量子數也會影響能級的大小，某些n小而l大的能級可能要高于n大而l小的能級。從而打亂了能級的正常次序，電子的填充次序也跟著改變。只考慮主量子數和軌道角量子數時徐光憲總結出一條規(guī)律：能級的高低可由n+0.7l來決定。也就是原子中的電子是按n+0.7l值的大小依次填充到殼層中。電子的填充順序是：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,…為便于記憶，列成如下圖表的順序。從這個圖表中可以得出元素周期表中各個周期的元素種數，分別為2，8，8，18，18，32，與周期表中的數據完全相同。有了以上的知識，我們可對任求出任意一種元素處在基態(tài)時的電子組態(tài)（確定它的主殼層我次殼層），至于更精細的能級結構，則可依據洪特定則。三、原子基態(tài)的電子組態(tài)元素原子中的電子處在第1主層，只有一個支殼層，能容納兩個電子，所以只有兩種元素，氫和氦，氫只有一個電子，基態(tài)的組態(tài)是1s．由此得到的原子態(tài)是。氦有兩個電子，在基態(tài)時，都在1s態(tài)，L=0這是沒問題的，S=0是為什么呢？所以J=0，形成原子態(tài)．第一周期：第二周期：電子開始排第二殼層時進入第二周期，第一種是鋰．鋰原子的原子序數是3，具有三個電子．在基態(tài)時這三個電子中的兩個填滿了第一殼層，第三個電子必須進入第二殼層，并盡可能填在最低能級，所以是個2s電子．這樣，電子組態(tài)是,所以J=1/2，因此鋰原子的基態(tài)應為，光譜的觀察證實了這樣的情況．原子的基態(tài)應該是：當一個次守殼層被填滿時，其總的S=0，L=0，J=0，也就是說，這些電子的軌道角動量的和為0，自旋角動量的和也為0（原因就在于不同方向的角動量剛好完全相互抵消）。由此可見，在推斷原子態(tài)時，滿殼層的電子可以不加考慮。如硼有5個電子，電子組態(tài)為1s22s22p，前面四個電子滿殼層，總角動量為0，對原子態(tài)起作用的只有一個p電子，所以其原子態(tài)為（J=3/2，1/2，用正常次序，所以J取1/2）。結論：如果原子中的電子剛好填滿一個次殼層，而無多余的電子時，原子態(tài)必定為。如表7.3中的10號元素、12號元素、18號、20號元素原子的基態(tài)都是.第三周期：也有八種元素、從鈉起到氬止．鈉有十一個電子，其中十個填入第一、第二殼層，構成如氖原子一樣的完整結構．所以第十一個電子最低必須進入第三殼層，在基態(tài)時這是3s電子．鈉的基態(tài)是，它具有同鋰相似的性質，這以后七種原子中電子逐一填補的情況同第二周期的原子相同，只是現(xiàn)在填補在第三殼層．到了氬，第三殼層的第一、第二次殼層已填滿、它的基態(tài)是，氬具有同氖和氦相仿的性質，它也是惰性氣體。第四周期：有十八種元素，開始是鉀、上文指出、鉀的第十九個電子不進入3d態(tài)而填補在4s態(tài)，這是什么理由呢?這是由于4s的能量低于3d的能量．按照基態(tài)是能量最低的狀態(tài)，所以在基態(tài)隊這個電子先補在4s態(tài)，那么為什么4s會低于3d呢？按照以前的討論，4s的軌道是一個偏心事很高的橢圓軌道，它大原子實中的貫穿和引起原子實的極化都能使它的能級下降．3d是圓形軌道、不會有貫穿，極化作用也小，它的能級應該接近氫原于的能級，因此4s能級低于3d是完全可以理解的．．這樣結束了第四周期．如表7.3所示，第四周期中元素從鈧（Z=21）到鎳（Z=28）是陸續(xù)填充3d電子的過程，這些元素是這個周期的過渡元素，到銅(Z＝29)，3d電子填滿（本來輪到9個），留下一個4s電子，所以成為1價的元素．下一種元素是鋅。4s補滿兩個．以后從鎵到氪共六種元素、是陸續(xù)填補4p的過程．這些元素同第二、三周期中填補p電子的那些元素行相傳的性質．氪是惰性氣體，在這原子中4s和4p部已填滿，形成原子態(tài)第七周期盡管第五和第六殼層中還合空位很多，鈁(Z＝87)的最外邊一個電子卻補在盡可能最低能量的7s態(tài)，開始了第七周期．在鐳原中，7s補齊．錒(Z＝89)補了一個6d電子．釷(Z＝90)又補了一個6d電子．以后直到鐒(z＝103)主要是補5f電子．因此這些元素同稀土元素相仿，自成一組，具有相似的性質．第七周期只有五種，鐳(Z＝88)到鈾(Z＝92)，是自然界在的，其余是人工制造的。等電子體系光譜的比較研究等電子體系是指原子核不同但核外具有相同電子數的體系，如氫原子與氦離子以及鋰的二價離子，它們核電荷數不同但核外電子數相同，因此稱為等電子體系。

現(xiàn)在考慮K，Ca+,Sc2+,Ti3+,V4+,Cr5+,Mn6+這樣一個等電子體系，它們都是由一個原子核和19個電子組成。結構相似，可看成是由一個原子實（一個原子核與18個電子）加一個價電子組成，這個價電子在原子實形成的電場中運動。這樣一個系統(tǒng)和我們在第四章學習的堿金屬系統(tǒng)是一樣的。如果不考慮精細結構，則光譜項可表達為：Z*是有效電荷數，它已經把軌道貫穿和原子實極化等效果都包含在內，Z*的數值對中性原子在1和Z之間，Z是原于核的電荷數．對一次電離的離子，Z*在2和Z之間;對二次電離的離子，在3和Z之間余類推．注意等電子離子的Z是不同的．這樣，Z*可以表達為Z-σ，則(1)式可改列為Z*是有效電荷數，它已經把軌道貫穿和原子實極化等效果都包含在內，Z*的數值對中性原子在1和Z之間，Z是原于核的電荷數．由上式可以看出，n和σ（反映角量子數）相同時，與原子核電荷數成正比。把等電子體各種離子價電子處在3d態(tài)時（n和σ確定）對應的光譜項可以測出，則它們與Z的關系為一條真線，斜率就為1/n。對一次電離的離子，Z*在2和Z之間，對二次電離的離子，在3和Z之間余同樣可以測出價電子處在其它態(tài)時的光譜項。得如圖7.3所示。在圖7．3中可以看到差不多平行的四條直線是屬于n＝4的，不平行是因為不高的離子σ不同。32D線的斜度網這些線址然不向，