导图社区 原子结构与周期系
原子结构与周期系，内容有核外电子运动特征、核外电子运动状态的描述——量子力学原子模型、多电子原子结构和元素周期系、元素某些性质的周期性。
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原子结构与周期系
第一节 核外电子运动特征
量子化特征
量子化理论
1900年普朗克提出【物质辐射能的吸收或发射是不连续的，是以最小能量单位量子的整数倍做跳跃式的增或减，这种过程叫作能量的量子化】
E=hv
光子学说
1905年爱因斯坦提出【光由光子组成，光的吸收或发射也不是连续的，只能以光能的最小单位光子的整数倍进行。】
氢原子光谱
【原子光谱都是具有自己特征的不连续光谱，即线状光谱，具有量子化特性】
白光为连续光谱
证明了【原子中电子运动的能量是不连续的‘具有量子化特征】
1913年瑞典物理学家里德堡(Rydberg)通过测定氢原子光谱后提出计算氢原子光谱谱线频率的公式：
波尔原子模型
1.核外电子在固定轨道上运动， 具有确定的半径和能量。
2.固定轨道必须符合量子化条件。
3.电子处于激发态时不稳定，可跃迁到离核较近能级较低的轨道上，会放出能量。
波粒二象性
（一) 德布罗意预言
实物微粒都具有波粒二象性
公式
(二) 电子衍射实验
【电子衍射实验证明了电子运动与光一样具有波动性】。
(三) 海森堡测不准关系
像电子这样高速运动的微观粒子，不可能在固定轨道中运动，其运动状态只能用统计的方法，做出概率性的描述。
第二节 核外电子运动状态的描述 ——量子力学原子模型
一.薛定谔方程
二.波函数和原子轨道
【波函数 是量子力学中所代表的某个电子概率的波动， 不是一个具体的数值， 而是用空间坐标(r，θ，y)来描述概率波的数学函数式，每一个电子的概率波都可用波函数来描述， 称为原子轨道(atomic orbital)】
三.四个量子数
1.主量子数n
【主量子数(principal quantum number) 用来描述核外电子出现概率最大区域离核的平均距离，是决定电子运动能量高低的主要因素】。
单电子原子中电子的能量只由主量子数n决定
2.角量子数l
【角量子数l用来描述原子轨道的形状，反映空间不同角度电子出现的概率】。
【多电子原子中电子的能量除了与主量子数n有关外，也与角量子数l有关】。
3.磁量子数m
【磁量子数(magnetic quantum number)描述原子轨道在空间不同角度的取向】。
m的取值， 受角量子数l的限约， 当角量子数l确定时，共可取2l+1个值。对于n和l相同、m不同的轨道， 尽管原子轨道有不同角度的取向, 但轨道的能量相同, 称为等价轨道(equivalent orbital)或简并轨道(degenerate orbital)。
4.自旋量子数Si
【自旋量子数只能取两个值，即 sᵢ=+1/2 和 表明电子在每个原子轨道中的运动可有自旋相反的两种运动状态】。
【在同一原子中，不能有四个量子数完全相同的两个电子存在，称为泡里不相容原理】。
四.概率密度和电子云
【|φ|²代表核外空间某处电子出现的概率密度(probability density),即指离核半径为r的某处单位微体积dr中电子出现的概率】。因此有以下关系： 概率=概率密度·体积 概率密度=概率/体积
【电子云(electron cloud)是|φ|²在空间分布的图像。用统计方法以小黑点分布的疏密形象化地描述电子在核外出现概率密度的相对大小】
五.波函数和电子云的空间图形
（一）原子轨道角度分布图
【原子轨道的角向部分Y₁. m(θ，φ)只与量子数l、m有关，而与主量子数n、 离核半径r无关】。
（二）电子云角度分布图
【电子云角度分布图是波函数或原子轨道角向部分Y²，，，(θ，φ)随θ、φ角变化关系的图形，它与主量子数 n、离核半径r无关】。
（三）电子云的径向部分分布图
【电子云的径向部分】 表示概率密度随离核半径r的变化，它与磁量子数m及角度θ、φ无关】。
1.电子概率密度径向分布图
【若以R²(r)对r作图，就能得到电子的概率密度随半径r的变化图，称为电子概率密度径向分布图】。
2.壳层概率径向分布图
【壳层概率是指离核半径为r、厚度为 dr的薄层球壳体积(dτ)中电子出现的概率，用符号 r²R²或D(r)表示】。
【若以r²R²(r) 对r作图，就可以得到氢原子s、p、d各电子的壳层概率随r的变化图， 称为壳层概率径向分布图】
（四）电子云的空间形状
第三节 多电子原子结构和元素周期系
一.多电子原子的原子轨道能级
（一）鲍林原子轨道近似能级图
1.屏蔽效应
【将其他电子对某一电子排斥的作用归结为是他们抵消了一部分核电荷，使有效核电荷(ef fective nuclear charge)降低,削弱了核电荷对该电子的吸引作用,这种抵消一部分核电荷的作用称为屏蔽效应(screening effect)】。
n⬆️内层对外层屏蔽⬆️外层收到屏蔽⬆️外层E⬆️
2.钻孔效应
【由于角量子数l不同，壳层概率径向分布不同而引起的能级能量的变化称为钻穿效应(drill through effect)】。
(1) 主量子数n相同、角量子数l不同时，能级能量随角量子数l的增大而升高。
(2) 主量子数n不同、角量子数l相同时，能级能量随主量子数n的增大而升高。
(3) 主量子数n不同、角量子数l不同的能级， 可能出现“能级交错”现象。
（二）科顿原子轨道能级图
(1) 单电子原子如₁H，轨道能级只由主量子数n来决定。 (2)多电子原子，如₃Li、₁₉K等轨道的能量则是由主量子数n和角量子数l决定。 (3)对于ns、 np轨道的能级随原子序数的增加而降低的坡度较为正常。 而 nd、 nf降低的过程就很特殊， 由于原子轨道能级降低的坡度不同， 出现了能级交错的现象。
二.基态原子的电子层结构
（一）核外电子排布原则
1.能量最低原理
【电子在原子轨道填充的顺序，应先从最低能级1s轨道开始，依次往能级高的轨道上填充，以使原子处于能量最低的稳定状态,称为能量最低原理(lowest energy principle)】。
2.泡利不相容原理
【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，称为泡里不相容原理(exclusion principle)】。
3.洪特规则
【在n和l相同的等价轨道中， 电子尽可能分占各等价轨道，且自旋方向相同，称为洪特规则( (Hund's rule), 也称为等价轨道原理】
特例：【在等价轨道中电子排布全充满、半充满和全空状态时，体系能量最低最稳定】。
（二）原子的电子层结构式
【1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p…】
29Cu电子层结构式调整后为： [Ar]3d¹⁰4s¹
₂₄Cr的电子层结构为[A Ar]3d⁵4s¹
三.原子的电子层结构和元素周期系
（一）原子的电子层结构
（二）原子的电子层结构与周期的划分
【周期数=能级组数=电子层数】
（三）原子的电子层结构与族的划分
【族数=价电子层上电子数 (通常为参与反应的电子) =最高氧化值】
（四）原子的电子层结构与元素的的分区
第四节 元素某些性质的周期性
一.原子半径
同一周期元素原子半径的变化—依次变小
同一族元素原子半径的变化—依次增大
（1）共价半径
【同种元素的两个原子以共价单键结合时(如H₂、Cl₂等)，它们核间距离的一半称为原子的共价半径】
（2）范德华半径
【在分子晶体中，相邻分子间两个相邻的非成键原子的核间距离的一半称为范德华半径，也称为分子接触半径】
（3）金属半径
【在金属晶体中，相邻的两个接触原子的核间距离的一半称该原子的金属半径】。
二.电离势
【元素的一个气态原子在基态时失去一个电子成为气态的正一价离子时所消耗的能量，称为该元素的第一电离势(First ionizaton energy)】
同一周期元素电离势的变化
同一短周期的元素具有相同的核外电子层数，从左到右，有效核电荷逐渐增大，原子半径逐渐减小，则核对外层电子的吸引力逐渐增强，所以元素第一电离势I₁总的趋势是逐渐增大的，失去电子的趋势逐渐减弱，故非金属性逐渐增强。但也有些例外情况
同一族元素电离势的变化
主族元素： 同一主族元素从上至下，核外电子层逐渐增多，原子半径变大的趋势大于有效核电荷增大的趋势，故第一电离势 I₁逐渐减小，元素的金属性依次增强。 副族元素： 同一副族元素从上至下，第一电离势的变化幅度较小且不规则， 主要原因是新增加电子填充在次外层(n-1)d轨道，外层ns轨道电子数相近， 以及镧系收缩所造成的。
三.电子亲和势
【元素的一个气态原子在基态时获得一个电子成为气态的负一价离子所放出的能量，称为该元素的第一电子亲和势(First electron affinity)】。
同周期元素第一电子亲和势的变化
同一周期，从左到右元素的第一电子亲和势E₁总体趋势是增大的。由于核外电子层未增加，随着有效核电荷的增加，原子半径变小，失去电子的倾向减弱而获得电子的倾向增大，故元素的第一电子电子亲和势增大，非金属性增强。但也有反常的现象。（半充满全充满）
同一族元素第一电子亲和势的变化
同一族元素，从上至下，由于核外电子层的增加趋势大于有效核电荷的增加趋势。故原子半径依次变大，电子亲和势总体来说逐渐减小，获得电子的能力依次减弱，非金属性减弱。 同一主族元素第一电子亲和势也有反常现象。
四.元素的电负性
在分子中，元素原子吸引成键电子的能力叫作元素的电负性(electronegativity)】。
同周期元素的电负性的变化
同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大，原子吸引电子的能力趋强，元素的非金属性逐渐增强。在所有元素中氟的电负性最大，是非金属性最强的元素。。但过渡元素变化趋势不是很有规律，电子结构处于半满和全满的稳定状态等。
同一族元素的电负性的变化
从上至下，元素的电负性逐渐减小，原子吸引电子的能力趋弱， 相反， 失电子的能力趋强，故非金属性依次减弱，金属性依次增强。在所有非放射性元素中铯的电负性最小，是金属性最强的非放射性元素。
小结
