第4讲《原子结构与元素周期律》

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1、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

2、。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=1s－1）。光速c=λ·v真空中2.998×108m·s－1=3×108m·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

3、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6.626×10–34J·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）400-430430-470470-500500-560560-590590-630630-760（4）电子的波粒二重性——物质波1923年德布罗意（L.deBroglie）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

4、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=hc1cm-1=1.986×10－23J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：==(－)=1.097×105(－)cm－1式中1.097×105称里德保常

5、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：==1.097×105()cm－1=15236cm－1λ==656nm原子光谱③计算氢原子的电离能n1n时，氢原子电离能=6.023×1023△E=6.023×1023()=－1313kJ·mol－1接近实验值1312kJ·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、ms。实际上，每个原子轨道可以用3个整数来描述，这三个整数

6、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

7、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。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1/2或－1/2。习惯上,一般将ms取1/2的电子称为自旋向上，表示为+；将ms取－1/2的电子称为自旋向下，表示为－。实验证明，同一个原子轨道中的电子