【文档说明】高考化学二轮专题培优课件——专题六：原子结构 (含解析).ppt，共(56)页，1.496 MB，由MTyang资料小铺上传

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无机部分专题六：原子结构6.1微观粒子的波粒二象性6.2氢原子核外电子的运动状态6.4原子结构和元素周期律原子结构6.3多电子原子核外电子的运动状态1、掌握四个量子数的意义2、能运用不相容原理，能量最低原理和洪特规则写出元素的原子核外电子排布和价电子构型。3、理解周期表、元

素性质与原子结构的关系。本章重点6.1.1氢光谱和玻尔理论6.1.3不确定原理6.1.2微观粒子的波粒二象性6.1微观粒子的波粒二象性1924年，法国青年物理学家deBroglie大胆地提出电子也具有波粒二象性的假说。并预言：对于质量为me，运动速率为的电子，其相应的

波长可由下式给出：ehhmpvv6.1.2微观粒子的波粒二象性p：动量，m:光子质量（粒子性）:光的波长（波动性）h=6.626×10-34J.s(Planck常数)1、电子的波粒二象性电子衍

射实验:1927年,两位美国科学家进行了电子衍射实验,证实了德布罗意关系式的正确性。重要暗示——不可能存在Rutherford和Bohr模型中行星绕太阳那样的电子轨道。1、海森堡的不确定原理不可能同时测得电子的精确位置和精确动量！6.1

.3不确定原理v22v2hhxpxmhmx，2、微观粒子运动的统计规律具有波粒二象性的电子，不再遵守经典力学规律，它们的运动没有确定的轨道，只有一定的空间概率分布。若通过电子枪一粒粒发射电子，通过狭

缝打到感光屏幕上，时间较短时，电子数目少，每个电子的分布无规律；而当时间较长时，电子的数目足够多时，出现衍射环。衍射环的出现，表明了电子运动的波动性，所以波动性是粒子性的统计结果。实验中明暗交替的衍射环中，亮的地方，电子出现的机会大，暗的地方电子出现机会小。即这种电子的分

布是有规律的。微观粒子的三个特征（波粒二象性，不确定原理，运动规律的统计性）说明，研究微观粒子，不能用经典的牛顿力学理论。而找出微观粒子的空间分布规律，必须借助数学方法，建立一个数学模式，找出一个函数，用这这一函数来研究微观粒子。6.2.2四个量子数6.2氢原子核外电子的运动状

态6.2.1波函数与薛定谔方程6.2.3波函数和电子云图形22222228()()mEVxyzh式中:称为波函数,是核外电子出现区域的函数;E为原子的总能量;V为原子

核对电子的吸引能();m为电子的质量;h为普朗克常数;x、y、z为电子的空间坐标。1、薛定谔方程:二阶偏微分方程：22V-rze6.2.1波函数和薛定谔方程薛定谔（1）波函数是一个函数，不是一个数值；从薛定谔方程解出来的波函数，是球坐标的函数式，记

为常将波函数分解为两个函数的乘积：(,,)()(,)rRrY,,r(,,)r2、波函数：薛定谔方程的解（2)波函数是表示原子中电子在原子核外空间的可能的运动状态，由量子数确定，确定一个电子的空间运动状态需要用

三个量子数n,l,m。（3)波函数没有明确直观的物理意义。原子轨道是电子在原子核外空间的运动状态，可以用波函数来描述。3、原子轨道注意：•原子轨道与宏观的轨道不同，没有轨迹；•原子轨道ψ与玻尔理论中的轨道不同，是一函数式；•原子轨道ψ有相应的能量，由量子数确定。

四个量子数①主量子数n1,...2,1,0nl③磁量子数m④自旋量子数ms,21smllm......,0,......21sm②角量子数ln=1,2,3,……6.2.2四个量子数•n取值：1，2，3，4，5……•n意义：n

主要决定电子能量高低；n表示离核的远近；不同的n值，对应于不同的电子层。1、主量子数n：取值：12345…符号：KLMNO…•l的取值：0，1，2，3……n-1(亚层）s,p,d,f…...•意义：l决定了原子轨道的形状；单电子原子中电子的能量由n决定，多

电子原子中电子的能量由n和l共同决定。2、角量子数lnl1234（亚层0000s111p22d3f)原子轨道的形状取决于l:n=3,l=0:表示轨道为第三层的3s轨道，形状为球形l=1:表示轨道为第三层的

3p轨道，形状为哑铃形l=2:表示轨道为第三层的3d轨道，形状为花瓣形•m取值：可取0，±1,±2……±l•意义：m决定原子轨道的空间取向;m与能量无关(m取值相同的轨道互为等价轨道)。3、磁量子数mlm轨道数0(s)1(p)2(d)3(f)0＋1

0－1＋2＋10－1－2＋3＋2＋10－1－2－31357s轨道(l=0,m=0):m一种取值,空间一种取向,一条s轨道p轨道(l=1,m=+1,0,-1)m三种取值,三种取向,三条等价(简并)p轨道d轨

道(l=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m五种取值,空间五种取向,五条等价(简并)d轨道所以,m只决定原子轨道的空间取向,不影响轨道的能量。因n和l一定,轨道的能量则为一定,空间取向(伸展方向)不影响能量。1)电子层,电子距离核的远近,轨道能量高低;2)轨道的形状;3)轨道在

空间分布的方向。因而,利用三个量子数即可将一个原子轨道描述出来。(n,l,m):表明ilim1431395131657n电子层电子亚层轨道数1K01s012L012s2p01,0,+13M012

3s3p3d04N01234s4p4d4f0电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系1,0,12,1,0,1,21,0,12,1,0,1,23,2,1,0,1,2,34、自旋量子数(ms):ms：决定电子在空间的自旋方向。取值：+1/2

,-1/2，通常用“↑”“↓”表示。综上所述：原子中每一个电子的运动状态可以用四个量子数(n,l,m,ms)来描述，为此根据量子数数值间的关系可知各电子层中可能有的运动状态数。(1)用下列各量子数来表示某一电子在核外的运动状态，其中合理的是。A、n=2,l=2,m=0B

、n=3,l=2,m=+1C、n=2,l=0,m=-1D、n=2,l=3,m=+2(2)多电子原子中，以下列量子数表征的电子，其能量最高的是。A、2,l,-1,+1/2B、2,0,0,-2/1C、3,1,1,+1/2D、3,2,-1,+1/2

Question1(3)写出与轨道量子数n=4,l=2,m=0的原子轨道名称。原子轨道是由n,l,m三个量子数决定的。与l=2对应的轨道是d轨道。因为n=4,该轨道的名称应该是4d.磁量子数m=0在轨道名称中得不到反映,但根据我们迄今学过的知识,m=0表示该4d轨道是不同伸展方向的5条4d轨道

之一。6.3.1屏蔽效应和钻穿效应6.3.2原子核外电子的排布6.3多电子原子核外电子的运动状态由核外其余电子抵消部分核电荷对指定电子吸引的作用称屏蔽效应。1、屏蔽效应：6.3.1屏蔽效应和钻穿效应以Li原子为例说明这个问题：研究外层的

一个电子。它受到核的的引力，同时又受到内层电子的－2的斥力。实际上受到的引力已经不会恰好是+3，受到的斥力也不会恰好是－2我们把看成是一个整体，即被中和掉部分正电的的原子核。于是我们研究的对象——外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中和后的核电荷Z变成了有效核电荷Z

*。有效核电荷Z*=(Z－σ)2、钻穿效应:外层电子钻入原子核附近而使体系能量降低的现象叫做钻穿效应。E3d>E4s,就是4s电子的钻穿效应较3d电子强的缘故。3d与4s轨道的径向分布图1、核外电子分布三规则6.3.2原子核外电子排布（1）Pauli不相容原理在一

个原子中，不可能存在四个量子数完全相同的两个电子。由Pauli不相容原理，可知一个原子轨道最多只能容纳两个电子，而且这两个电子的自旋方式必须相反。（3）Hund规则在n和l相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占m值不同的

轨道,且自旋平行。（2）最低能量原理电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上,使整个原子系统能量最低。根据顺序图,电子填入轨道时遵循下列次序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7pQuestion2根据Hund’srule,下列

三种排布中哪一种是氮原子的实际电子组态?↓↑↓↑↓↑↑——————————1s2s2px2py2pz↓↑↓↑↑↑↑——————————1s2s2px2py2pz↓↑↓↑↑↓↑——————————1s2s2px2py2pzN：1s2

2s22p3•半满全满规则：当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。110626224s3d3p3s2p2s1sCu29：Z15626224s3d3p3s2p2s1sCr24：Z154s3dAr原子芯称为Ar4s3dAr110电子排布式价电子构型注意:①电子填

充是按近似能级图自能量低向能量高的轨道排布的,但书写电子结构式时,要把同一主层(n相同)的轨道写在一起。即不能将相同主层的电子轨道分开书写，且保证n最大的轨道在最右侧。②原子芯表示电子排布时，内层已经达到稀有(惰性)气体原子的结构。③原子失电子的顺序为：np,ns,(n-1)d,(n-2

)f。④特殊的电子结构要记忆。主要是部分过渡元素：正常填充:先填充ns,达到ns2之后,再填(n-1)d;特殊的:先填ns,只填一个电子成ns1,未达到ns2,就开始填(n-1)d，这种现象在(n-1)d轨道处于半充满,全

充满左右发生。原子能级排列序列光谱实验序列CrMoCuAgAu[Ar]3d44s2[Kr]4d45s2[Ar]3d94s2[Kr]4d95s2[Xe]4f145d96s2[Ar]3d54s1[Kr]4d55s1

[Ar]3d104s1[Kr]4d105s1[Xe]4f145d106s16.4.1核外电子排布和周期表的关系6.4原子结构和元素周期律6.4.2原子结构与元素基本性质6.4.1核外电子结构和周期表的关系（1）元素周期

律：元素的性质随着核电荷的递增呈现周期性变化的规律。（2）内在原因：周期律的产生是由于核外电子排布呈现周期性变化。周期表是周期律的表现形式。1、元素周期律的内在原因2、元素的周期周期能级组能级中原子轨道电子最大容量元

素数目111s222s2p333s3p444s3d4p555s4d5p666s4f5d6p777s5f6d(未完)228888181818183232尚未布满26(未完)•周期数＝电子层层数(共有7个周期)•各周期元素的数目等于相应能级

组中原子轨道所能容纳的电子总数。3、元素的族主族元素的族数=原子最外层的电子数(ns+np)的电子数=族数(ns+np)的电子数=8,则为0族元素。副族元素:ds区:(n-1)d10全充满,ns中的电子

数=族数d区:[(n-1)d+ns]的电子数=族数;[(n-1)d+ns]的电子数≧8,则为VIII族元素f区:内过渡元素,(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2镧系:La-Lu,锕系:Ar-lr4、元素的分区①s区:,最后的电子填在ns上

包括：IAIIA，属于活泼金属，为碱金属和碱土金属;②p区:最后的电子填在np上包括：IIIA-VIIA以及0族元素,为非金属和少数金属;结构分区③d区:最后的电子填在(n-1)d上包括：IIIB-VIIB以及VIII族元素,为过渡金属④ds区:(n-1)d全充满,最后的电子填在ns

包括：IB-IIB,过渡金属(d和ds区金属合起来称为过渡金属);⑤f区:最后的电子填在(n-2)f0-14包括：镧系和锕系元素,称为内过渡元素或内过渡系。6.4.2原子结构与元素基本性质元素基本性质包括：原子半径、电离能、电子亲合能、电负性。选择元素的这些性质讨

论其周期性变化规律，目的是从总体上认识元素性质与原子结构的关系，理解元素性质是其原子结构的反映。198pm←360pm→金属半径范德华半径180pm99pm氯原子的共价半径氯原子的范德华半径共价半径铜原子半径1、原子半径:一般原子半径根据化合物中相邻原子

的平均核间距来测定，所以有三种原子半径。主族元素决定原子半径大小的主要因素:有效核电荷;核外电子层数.主族元素原子半径变化规律规律:从上到下,r略有增大.从左到右,r缓慢减小;过渡元素原子半径变化规律2、电离能基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离

能，用I1表示。由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用I2表示。E+(g)E2+(g)+e-I2E(g)E+(g)+e-I1例如:Al(g)-e-→Al+(g),I1

=578kJ·mol-1;Al+(g)-e-→Al2+(g),I2=1817kJ·mol-1;Al2+(g)-e-→Al3+(g),I3=2745kJ·mol-1;Al3+(g)-e-→Al4+(g),I4=11578kJ·

mol-1可见,I1<I2<I3<I4元素原子电离能越小(大),原子就越易(难)失去电子.决定电离能大小的主要因素:有效核电荷;原子半径;电子层结构.规律:主族元素:同周期,从左到右,I1增大;同族,从上到下,I1减小.过渡元素:I1变

化不大.总趋势:从左到右,I1略有增加M(g)+e-→M-(g),A1气态原子获得一个电子成为-1价离子所放出的能量称为电子亲和能。O(g)+e-O-(g)A1=-140.0kJ.mol-1O-(g)+e-O2-(g)A2=844.2kJ.mol-1例如：3、

电子亲和能元素原子第一电子亲和能越大(小)，原子就越易(难)得到电子。增大减小电子亲和能变化规律原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用表示。电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。MPAR电负性的标度

有多种，常见的有Mulliken标度()，Pauling标度()和Allred-Rochow标()。4、电负性电负性()变化P同一周期：从左到右电负性依次增大；同一主族：从上到下电负性依次变小。F元素为3.98，非金属性最强。P