高考化学二轮专题培优课件——专题六：原子结构 (含解析)

这是一份高考化学二轮专题培优课件——专题六：原子结构 (含解析)，共56页。PPT课件主要包含了本章重点，电子的波粒二象性，薛定谔方程，原子轨道，四个量子数，④自旋量子数ms，②角量子数l，主量子数n，角量子数l，磁量子数m等内容，欢迎下载使用。

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
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。
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
1924 年，法国青年物理学家 de Brglie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：
6.1.2 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)
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 Rutherfrd 和 Bhr 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
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
6.2.1 波函数与薛定谔方程
6.2.3 波函数和电子云图形
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。
6.2.1 波函数和薛定谔方程
（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：
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。
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。
① 主量子数 n
③ 磁量子数 m
n=1, 2, 3,……
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。
取值：1 2 3 4 5… 符号：K L M N O…
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。
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)。
s 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
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。
电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系
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 = 0 B、n = 3, l = 2, m = +1C、n = 2, l = 0, m = -1 D、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,+1/2 B、2, 0, 0, -2/1 C、3,1,1,+1/2 D、3,2,-1,+1/2
(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。
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
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)
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： 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Questin 2 　根据Hund’s rule, 下列三种排布中哪一种是氮原子的实际电子组态?
N：1s2 2s2 2p3
半满全满规则： 当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。
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。
6.4.1 核外电子排布 和周期表的关系
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
周期 能级组 能级中原子轨道 电子最大容量 元素数目
1 1 1s 2 2 2s2p 3 3 3s3p 4 4 4s3d4p 5 5 5s4d5p 6 6 6s4f5d6p 7 7 7s5f6d(未完)
2 2
8 8
18 18
32 32
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。
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-lr
① s 区: , 最后的电子填在ns上　包括： IA IIA ，属于活泼金属，为碱金属和碱土金属;② p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; 　　
③ d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④ ds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);⑤ f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。
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。
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
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
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 I 1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 I 2表示。
E+ (g)  E2+ (g) + e- I 2
E (g)  E+ (g) + e- I 1
例如: Al(g) - e- → Al+(g), I1 = 578 kJ·ml-1; Al+(g) - e- → Al2+(g), I2 = 1817kJ·ml-1; Al2+(g) - e- → Al3+(g), I3 = 2745kJ·ml-1; Al3+(g) - e- → Al4+(g), I4 = 11578kJ·ml-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 =-140.0 kJ . ml-1O- (g) + e -  O2- (g) A2 = 844.2 kJ . ml-1
元素原子第一电子亲和能越大 (小)，原子就越易(难)得到电子。
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。
电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度( )， Pauling标度( )和Allred-Rchw 标( )。