文档介绍：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 =1 s-1)。
光速c =λ·v ×10 8 m·s-1 = 3×10 8 m·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,等于 ×10 –34 J·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)
400-430
430-470
470-500
500-560
560-590
590-630
630-760
(4)电子的波粒二重性——物质波
1923年德布罗意(L. de Broglie)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= hc 1 cm-1 = ×10-23 J
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-1
×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 =15236 cm-1
λ== 656 nm
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 () = -1313 kJ·mol-1
接近实验值1312 kJ·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、m s 。
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,