原子结构与元素周期律

无机化学第五章原子结构与元素周期律思维导图，包含薛定谔方程，原子结构，元素周期律等知识点，内容详实，知识点全面。平时背诵、查看很方便。都是根据个人对教材的理解整理所得，大家可以根据自己的复习情况进行增减。希望能帮助大家理清知识脉络、提高学习效率，祝大家考试顺利~

原子结构与元素周期律

• 元素基本性质的周期性
  • 原子半径
    • 原子半径概念
      • 共价半径：同种元素的两个原子，以共用两个电子的共价单键相连时，核间距的一半，为共价半径。
      • 金属半径：金属晶体中，金属原子被视为刚性球体，彼此相切，其核间距的一半，为金属半径。
      • 范德华半径：在低温高压下，稀有气体形成晶体。原子核间距的一半定义为范德华半径。
    • 变化规律
      • 影响因素
        • ① 核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的 趋势。
        • ② 核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大 的趋势。
      • 同周期中：以1为主，同周期中从左向右原子半径减小。
      • 镧系收缩
        • 15 种镧系元素，原子半径共减小 9 pm 这一事实，称为镧系收缩。
        • 镧系收缩对于镧系元素自身的影响，使 15 种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。镧系收缩对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。
      • 同族中② 起主导作用，从上到下，原子半径增大。
  • 电离能
    • 概念：某元素 1 mol 基态气态原子，失去最高能级的 1 mol 电子，形成 1 mol 气态离子 M+ 所吸收的能量，称为这种元素的第一电离能，用 I1 表示。
    • 第一电离能的变化规律：同周期中从左向右，核电荷 Z 增大，原子半径 r 减小，核对电子的吸引增强，所以第一电离能 I1 增大。同族中自上而下，元素的电离能减小。
    • 但是有两处出现反常
    • 电离能与价态之间的关系
      • 原子失去电子形成正离子后，元素的电离能逐级加大
  • 电子亲和能
    • 概念 ：1 mol 某元素的基态气态原子，得到 1mol 电子，形成气态负离子 M－ 时所放出的能量，称为这种元素的第一电子亲和能。
    • 第一电子亲和能在周期表中的变化
      • 若原子的核电荷 Z 大，原子半径 r 小，核对电子引力大，结 合电子后释放的能量多，于是电子亲和能 E 大。
  • 电负性
    • 电负性表示一种元素的原子在分子中吸引电子的能力。规定氟的电负性约为 4.0，其他元素与氟相比，得出相应数据。
    • 同周期中，从左向右，元素的非金属性增强。电负性增强
    • 同族中，自上而下，元素的金属性增强。电负性变小
• 核外电子运动
  • 微观粒子的性质
    • 波粒二象性
      • 德•布罗意波
    • 测不准原理
    • 微观粒子（如电子）运动符合统计学规律
  • 运动的描述
    • 薛定谔方程与波函数
      • 极坐标方程
    • 量子数
      • 在解常微分方程求 时，要引入三个参数 n，l 和 m。且只有当 n，l 和 m 的取值满足某些要求时，解得的波函数才是合理的解。
      • 主量子数 n
        • 取值 1，2，3，4，… … ， n 为正整数,光谱学上用依次 K，L，M， N … … 表示。
        • 意义
          • 表示核外电子离核的远近，或者电子所在的电子层数
          • n 越大离核越远
      • 角量子数 l
        • 对于确定的主量子数 n，角量子数 l 可以为0，1，2，3，4 … …（n － 1）,共 n 个取值。光谱学上依次用 s，p，d，f，g … … 表示。
        • 意义
          • 角量子数 l 决定原子轨道的形状。
          • 多电子体系中，n 相同，l 不同的原子轨道，角量子数 l 越大的，其能量 E 越大。 但是单电子体系，其能量 E 不受 l 的影响，只和 n 有关。
      • 磁量子数 m
        • 对于给定的 l ，m 可取0， 1， 2， 3，… … ， l，共 2 l + 1 个值
        • 意义
          • m 决定原子轨道的空间取向。
      • 自旋量子数 ms
        • ms 的取值只有两个，+ 1/2，- 1/2，电子的自旋方式只有两种， 通常用 “↑” 和 “↓” 表示。
    • 电子云图
      • 电子云图是概率密度 的形象化说明
    • 径向分布和角度分布
      • 径向概率密度分布
        • 讨论波函数与 r 之间的关系，只要讨论波函数的径向部分 R（r） 与 r 之间的关系就可以。
      • 径向概率分布图
        • 概率峰的数目等于 （ n － l ），概率为零的节面 处于概率峰之间。概率为零的节面处于概率峰之间。
      • 角度分布图
        • 概率密度的角度分布图比波函数的角度分布图略“瘦”些。
• 核外电子排布和元素周期律
  • 多电子原子的能级
    • 屏蔽效应
      • 在多电子体系中，核外其他电子抵消部分核电荷，使被讨论的电子受 到的核的引力变小。这种作用称为其他电子对被讨论电子的屏蔽效应。
      • 受到屏蔽作用的大小，因电子的角量子数 l 的不同而不同。4s ＜4p＜4d＜4f，受到其他电子的屏蔽作用依次增大。
    • 钻穿效应
      • 由于径向分布的不同， l 不同的电子钻穿到核附近回避其他电子 屏蔽的能力不同，从而使自身的能量不同。这种作用称为钻穿效应。
      • 钻穿效应的存在，不仅直接说明了能级分裂的原因，而且还 可以解释所谓能级交错现象。
    • 原子轨道近似能级图
  • 核外电子排布
    • 排布原则
      • 能量最低原理：电子先填充能量低的轨道，后填充能量高的轨道。尽可能保持体系的能量最低
      • 保利（Pauli）不相容原理：即同一原子中没有运动状态完全相同的电子，同一原子中没有四个量子数完全对应相同的两个电子。于是每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。
      • 洪特（Hunt）规则：电子在能量简并的轨道中，尽量以相同自旋方式成单排布。简并的各轨道保持一致，则体系的能量低。
    • 核外电子的排布
      • 电子结构式需要特殊记忆的元素有 13 种，它们的原子序数为：
  • 元素周期表
    • 元素的周期
      • 周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对 应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。
      • 元素的原子核外电子所处的最高的能级组数，就是元素所在 的周期数。
    • 元素的区和族
      • 元素周期表中的元素可以根据其性质划分成五个区
    • 科顿轨道能级图
    • 斯莱特规则
      • 先将轨道分成组，并在分组的基础上做出如下规定
        • 外层电子：外层电子组对内层电子组的电子无屏蔽，即右边各组对左边电子无屏 蔽作用。
        • 同组电子：同组电子之间 σ = 0.35，但（1s）组的两个电子之间的 屏蔽系数 σ = 0.30
        • 讨论（ns np）组的电子：（n－1） 层上的每个电子，其σ = 0.85 （n－2） 层及以内各层的每个电子，其 σ= 1.00
        • 讨论（nd）或（nf ）组的电子： 所有左侧各组电子，均有σ= 1.00