原子结构和元素周期律

原子结构和元素周期律的思维导图，讲述了核外电子排布、元素周期表、元素基本性质的周期性、核外电子运动状态的描述等。

原子结构和元素周期律

• 近代原子理论的确立
  • 原子结构模型
    • 1803年，英国人道尔顿 化学原子论
      • 1879年克鲁克斯发现阴极射线
        • 1897年汤姆生测出核质比
          • 1909年美国人密立根测出电子质量 油滴实验
            • 1911年，卢瑟福提出行星系式原子模型或有核原子模型
              • 1913年英国人莫斯莱证实原子核正电荷数等于核外电子数
                • 1920年将带正电荷的氢原子称为质子
        • 1895年德国人伦琴发现X射线
          • 1896年法国人贝克勒尔发现铀具有放射性
            • 法国人玛丽·居里发现镭，钋有放射性
        • 经典原子模型
  • 氢原子光谱
  • 波尔理论
    • 量子理论 普朗克 E=hv
• 微观粒子运动特殊性
  • 波粒二象性 德布罗意
  • 不确定原理 海森伯格
  • 微观粒子运动的统计规律
    • 电子衍射实验
• 核外电子运动状态的描述
  • 薛定谔方程
    • • 径向部分
      • 角度部分
    • 1.坐标变换 2.变量分离 3.解常微分方程
      • 引如n,l,m
  • 量子数
    • 主量子数n
      • 1,2,3,4.....n L,L,M,N,O,P......
      • (单电子体系)
        • 物理意义
      • n代表原子中电子出现最大区域离核远近
        • 几何意义
    • 角量子数l
      • 0，1，2，3，4.......n-l s, p, d, f,
      • 角量子数l决定轨道形状。s---球形，p--哑铃形，d--花瓣形
        • n相同的不同轨道称亚层也叫分层，l越小，亚层能级越低
        • 几何意义
      • (角动量大小)
      • 多原子体系中，电子能量取决于n和l,n相同，l不同，l越大能量越高
        • 能级分裂
      • 物理意义
    • 磁量子数m
      • 0，±1，±2，±3......±(l-1)
      • (角动量在M在z轴上的分量)
        • 可说明角动量在空间取向
        • 物理意义
      • 决定原子轨道在核外空间的取向
        • 几何意义
      • 磁量子数一般与原子轨道能量无关 简并轨道=等价轨道
    • 可以描述一个原子轨道
    • 自旋量子数ms
      • +1/2，-1/2
      • (自旋角动量沿外磁场方向的分量的大小)
      • 电子自旋的方式
    • 四个量子数决定电子的运动状态， 同一个原子中不存在运动状态相同的两个电子
  • 图形描述核外电子运动状态
    • 电子云图
      • 概率
      • 概率密度
      • =电子云图=概率密度
    • 径向分布图
      • 径向概率密度分布图
      • 径向概率分布图
        • 径向概率分布函数
        • (概率峰)
        • 在这个节面上电子出现概率为零
        • 径向概率分布意义上核外电子可看成是按层分布的。
    • 角度分布图
      • 波函数的角度分布图
        • 正负号是根据Y的计算结果得到，与原子轨道对 称性有关，与原子轨道的重叠成键有重要意义
      • 概率密度的角度分布图
        • 没有正负号，图形比角度分布图要瘦
• 元素基本性质的周期性
  • 原子半径
    • 共价半径
    • 金属半径
    • 范德华半径
  • 原子半径变化规律··
    • 同周期
      • 从左到右，有效核电荷数增加，原子半径逐渐减小
      • 过渡元素CCu.Zn等元素原子半径有所增大，因形成了d10,f7,f14的结构
      • 过渡元素原子半径减少程度比主族小，新增电子填入次外层，有效核电荷增加程度小
      • 镧系收缩
        • 电子填入次外三层，使La到Lu仅减少9pm
        • 第三过渡系列与第二过渡系列元素半径相近，性质相似，不利分离
        • 镧系元素半径非常接近，性质相似，分离非常困难
    • 同主族，从上到下原子半径增大
  • 电离能 I
    • 元素的一个基态气态原子失去一个电子变成+1价气态离子所需要的能量为该元素第一电离能 I1
    • 电离能大小取决于原子核电荷数，原子半径，电子构型
    • 同一周期，从左到右，电离能递增，但常有反常现象
    • 同周期，稀有气体电离能最大，形成稳定8电子结构
    • 同主族，上至下，电离能递减
    • 副族元素第二过渡系列元素明显小于第三过渡系列
      • 镧系收缩
    • 第一电离能是衡量元素的原子失去电子的能力和元素金属性的第一尺度
  • 电子亲和能 E
    • 元素的一个基态气态原子得到一个电子形成一个气态-1价离子时放出能量
      • 电子亲和能一般为正值
    • 同周期，电子亲和能呈增大趋势
    • 同主族，电子亲和能呈减小趋势
    • O,F的电子亲和能比同族第二或第三元素要小
      • 其原子半径小，电子云密度高，结合一个电子时，电子间相互排斥使其放出能量少
    • 电子亲和能比电离能小一个数量级且数据少，准确性差
  • 电负性
    • 元素原子形成化学键时对电子吸引能力
    • 同周期，电负性递增
    • 同主族，电负性递减
    • 一般认为2.0以上非金属，2.0一下，金属
• 元素周期表
  • 元素周期表
    • 七个周期对应七个能级组
    • 元素的原子核外电子所处的最高能级组数，即元素所在周期素
    • s区-ns1~2，d区-(n-1)d1~10ns0~2，ds区-(n-1)d10ns1~2，p区-ns2np1~6，f区-(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2
    • 18个族
• 核外电子排布
  • 影响轨道能量的因素
    • 单原子分子
    • 多原子分子
      • 屏蔽效应
        • s为屏蔽常数
      • 钻穿效应
        • 外层电子钻到离核较近的内层空间从而削弱了其他电子对其的屏蔽现象
        • 能级交错
      • 原子轨道近似能级图
        • Pauli能级图
        • ns,(n-2)f,(n-1)d,np,同一能级组各能级能量差较小
      • 科顿能级图
      • 莱斯特规则
        • 屏蔽常数的半计算公式
        • 外层电子对内层电子无屏蔽效应
        • s sp d f
  • 核外电子排布
    • 排布原则
      • 能量最低原则
      • Pauli不相容原则
        • 同一原子中没有四个量子数完全相同的两个电子， 每个轨道只能容纳两个自旋相反的电子
      • 洪特规则
        • 电子经可能以相同自旋方式单排布 简并轨道保持一致，体系能量低