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原子结构和元素周期律-课件PPT.pptx

原子结构和元素周期律-课件PPT

韩晶
2019-07-16 0人阅读 举报 0 0 暂无简介

简介:本文档为《原子结构和元素周期律-课件PPTpptx》,可适用于医药卫生领域

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原子结构和元素周期律作者:钮因尧单位:上海交通大学第十章原子结构和元素周期律AtomicStructureandPeriodicPropertiesofElements第一节量子力学基础及核外电子运动特性第二节氢原子结构的量子力学解释第三节多电子原子的结构第四节元素周期表与元素性质的周期性第五节元素和人体健康重点难点四个量子数的取值和它们的物理意义n、l、m三个量子数的组合规律原子轨道、电子云的角度分布基态原子核外电子排布遵守的三条规律(波利不相容原理能量最低原理洪德定则)元素性质的周期性变化规律。波函数psi概率密度|psi|电子云多电子原子的近似能级原子的电子组态与元素周期表。氢原子的Bohr模型电子的波粒二象性不确定性原理电子云的径向分布元素和人体健康。熟悉了解掌握量子力学基础及核外电子运动特性第一节(一)Rutherford的原子有核模型(nuclearmodel)基础化学(第版)一、氢光谱和氢原子的Bohr模型alpha粒子散射实验第一节量子力学基础及核外电子运动特性(二)氢原子的线状光谱(linespectrum)基础化学(第版)一、氢光谱和氢原子的Bohr模型氢原子在可见光区的光谱线白光散射时观察到可见光区的连续光谱但氢原子受激发射所得光谱却是不连续的线状光谱在可见光区有四条谱线。第一节量子力学基础及核外电子运动特性(三)氢光谱的波长规律基础化学(第版)一、氢光谱和氢原子的Bohr模型式中lambda是波长n为正整数且n大于n。第一节量子力学基础及核外电子运动特性(四)Bohr的氢原子结构模型基础化学(第版)一、氢光谱和氢原子的Bohr模型定态电子沿固定轨道绕核运动不吸收也不辐射能量称为定态。轨道运动角动量量子化定态时电子的轨道运动角动量L必须等于hpi的整数倍。轨道能量为n=时能量最低为基态其它能量较高的状态都称为激发态量子数n=,,,hellip第一节量子力学基础及核外电子运动特性(四)Bohr的氢原子结构模型基础化学(第版)一、氢光谱和氢原子的Bohr模型Bohr频率规则原子可以由一种定态(能级E)跃迁到另一种定态(能级E)。跃迁所吸收或辐射光子的能量等于跃迁前后能级的能量差DeltaE=hnu=|E2ndashE1|普朗克常数h=timesJmiddotsnu是光子的频率。氢原子能级图第一节量子力学基础及核外电子运动特性(四)Bohr的氢原子结构模型基础化学(第版)一、氢光谱和氢原子的Bohr模型Bohr运用量子化观点成功地解释了氢原子的稳定性和不连续光谱。但未能冲破经典物理学的束缚不能解释多电子原子光谱甚至不能说明氢原子光谱的精细结构。Bohr理论属于旧量子论。电子等微观粒子的运动不遵守经典物理学规律必须用量子力学方法来描述。氢原子能级图第一节量子力学基础及核外电子运动特性(一)波粒二象性(particlewaveduality)光子既有波动性又有粒子性基础化学(第版)二、电子的波粒二象性光作为电磁波有波长lambda或频率nu能量E=hnu光子作为粒子又有动量p=mc态的跃迁运用Einstein方程式 E=mc及nu=clambda得到lambda=hmc第一节量子力学基础及核外电子运动特性(二)deBroglie关系式(deBroglierelation)基础化学(第版)二、电子的波粒二象性法国物理学家deBroglie类比光的波粒二象性指出微观粒子如电子、原子等都具有波动性并导出了其关系式p为粒子的动量m为质量v为速度lambda为粒子波波长。微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常数h联系和统一起来。第一节量子力学基础及核外电子运动特性(三)DavissonGermer实验基础化学(第版)二、电子的波粒二象性年美国物理学家DavissonC和GermerL用电子束代替X射线用镍晶体薄层作为光栅进行衍射实验得到与X射线衍射类似的图像证实了电子的波动性。电子衍射图第一节量子力学基础及核外电子运动特性(四)电子波是概率波(probabilitywave)基础化学(第版)二、电子的波粒二象性电子波是统计的结果。让电子穿越晶体每次到达底片的位置是随机的多次重复以后电子到达底片上某个位置的概率就显现出来。例电子质量m=timeskg在V电压下的速度为timesmmiddotsh=timesJmiddots电子波的波长是多少?解:h=timeskgmiddotmmiddots根据deBroglie关系式第一节量子力学基础及核外电子运动特性(四)电子波是概率波(probabilitywave)基础化学(第版)二、电子的波粒二象性例质量timeskg的沙粒以timesmmiddots速度运动波长是多少?宏观物体质量大波长小难以察觉仅表现粒子性。而微观粒子的deBroglie波长不可忽略。解:h=timeskgmiddotmmiddots根据deBroglie关系式第一节量子力学基础及核外电子运动特性基础化学(第版)三、不确定性原理(uncertaintyprinciple)Heisenberg指出无法同时确定微观粒子的位置和动量Deltax为粒子在x方向的位置误差Deltapx为动量在x方向的误差。由于h是极小的量所以Deltax越小Deltapx越大反之亦然。不确定性原理是粒子波动性的结果意味着微观粒子运动不存在运动轨迹。第一节量子力学基础及核外电子运动特性基础化学(第版)三、不确定性原理(uncertaintyprinciple)例电子在原子核附近运动的速度约timesmmiddots原子半径约m。若速度误差为plusmn电子的位置误差Deltax有多大?即原子中电子的位置误差比原子半径大倍电子在原子中无精确的位置可言。解:Deltav=timesmmiddotstimes=timesmmiddotsh=timeskgmiddotmmiddots根据不确定性原理:第一节量子力学基础及核外电子运动特性第一节量子力学基础及核外电子运动特性氢原子结构的量子力学解释第二节(一)波函数psi(wavefunction)基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义原子中的电子具有波动性奥地利物理学家Schroumldinger导出Schroumldinger方程方程的解是波函数psi用来描述电子的运动状态。每一个波函数psi(方程的解)都有一个相应的常数E(微粒在这一运动状态时的能量)与之对应故都被称为定态。第二节氢原子结构的量子力学解释(二)|psi|的意义基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义psi本身物理意义并不明确但|psi|却有明确的物理意义。|psi|表示在原子核外空间某点处电子出现的概率密度(probabilitydensity)。概率密度:在该点处微单位体积中电子出现的概率。第二节氢原子结构的量子力学解释(三)电子云(electroncloud)基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义图形a是基态氢原子|psi|的立体图b是剖面图。黑色深的地方概率密度大浅的地方概率密度小。概率密度的几何图形俗称电子云图。基态氢原子的电子云ab第二节氢原子结构的量子力学解释(四)原子轨道(atomicorbital)基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义在量子力学中描述原子中单个电子运动状态的波函数psi称作原子轨道。原子轨道仅仅是波函数的代名词绝无经典力学中的轨道含义。严格说原子轨道在空间无限扩展。一般把电子出现概率在的空间区域的界面作为原子轨道的大小。合理的波函数psi必须满足一些参数的设置条件否则psi将为零|psi|也为零即空间没有电子出现。这些参数条件分别是n、l和m称为量子数(quantumnumber)。n、l和m这三个量子数的取值一定时波函数psin,l,m就确定了。第二节氢原子结构的量子力学解释(五)主量子数(principalquantumnumber)基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义符号n可以取任意正整数值即n=hellip。它是决定电子能量的主要因素。氢原子只有一个电子能量只由n决定。多电子原子存在电子间排斥能量还取决于ln还决定电子离核的平均距离n也称为电子层(shell)。n愈大电子离核平均距离距离愈远。第二节氢原子结构的量子力学解释电子层nmiddotmiddotmiddot符号KLMNmiddotmiddotmiddot(六)轨道角动量量子数(orbitalangularmomentumquantumnumber)基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义符号ll决定原子轨道的形状它只能取小于n的正整数和零。l=、、、hellip(n)共可取n个值。在多电子原子中l还和n共同决定电子能量的高低。当n给定l愈大原子轨道能量越高。l称为电子亚层(subshell或sublevel)。第二节氢原子结构的量子力学解释亚层符号spdfmiddotmiddotmiddotlmiddotmiddotmiddot(七)磁量子数(magneticquantumnumber)基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义符号m可以取ndashl到l个值即m=、plusmn、plusmnhellipplusmnlm决定原子轨道的空间取向。l亚层共有l个不同空间伸展方向的原子轨道。例如l=时m=、plusmnp轨道有三种取向或l亚层有个p轨道。相同能级的轨道能量相等称为简并轨道或等价轨道(equivalentorbital)。第二节氢原子结构的量子力学解释基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义量子数组合和原子轨道数第二节氢原子结构的量子力学解释主量子数n轨道角动量量子数l磁量子数m波函数psi同层轨道数(n)容纳电子数(n)psispsisplusmnpsipzpsipxpsipy基础化学(第版)一、波函数及三个量子数的物理意义量子数组合和原子轨道数第二节氢原子结构的量子力学解释主量子数n轨道角动量量子数l磁量子数m波函数psi同层轨道数(n)容纳电子数(n)psisplusmnpsipzpsipxpsipyplusmnplusmnpsidzpsidxzpsidyzpsidxypsidxy基础化学(第版)例n=的原子轨道可有哪些轨道角动量量子数和磁量子数?该电子层有多少原子轨道?解:当n=l=当l=m=当l=m=当l=l=共有个原子轨道。一、波函数及三个量子数的物理意义第二节氢原子结构的量子力学解释(一)径向波函数(radialwavefunction)和角度波函数(angularwavefunction)基础化学(第版)二、原子轨道和电子云的角度分布波函数psin,l,m(r,theta,phi)有三个自变量r、theta、phi可表示为函数Rn,l(r)和Yl,m(theta,phi)的积:psin,l,m(r,theta,phi)=Rn,l(r)middotYl,m(theta,phi)Rn,l(r)称为径向波函数是空间某点离核距离r的函数与n和l有关。Yl,m(theta,phi)称为角度波函数它是方位角theta和phi的函数与l和m有关表达原子轨道在核外空间的取向。第二节氢原子结构的量子力学解释(二)角度分布图基础化学(第版)二、原子轨道和电子云的角度分布氢原子的一些波函数第二节氢原子结构的量子力学解释轨道Rn,l(r)Yl,m(theta,phi)能量JsAeBrtimessA(Br)eBrpzpxpyAreBrcosthetasinthetacosphisinthetasinphi(二)角度分布图基础化学(第版)二、原子轨道和电子云的角度分布s轨道的角度波函数是常数离原子核(原点)距离相同的点函数值处处相等(a)这些点形成球面球面所在球体就是s轨道图形(b)。电子云的角度部分Y图形也是球形(c)。abcs轨道和电子云的角度分布图第二节氢原子结构的量子力学解释(二)角度分布图基础化学(第版)二、原子轨道和电子云的角度分布p轨道的角度波函数的值随theta和phi的改变而改变以pz为例根据costheta值绘出双波瓣图形。每波瓣为一球体沿z轴伸展。在xy平面上下波函数值相反平面上为零此平面称为节面。pz轨道的角度分布图=costheta第二节氢原子结构的量子力学解释thetadegdegdegdegdegdegdegYpz(二)角度分布图基础化学(第版)二、原子轨道和电子云的角度分布p轨道的角度波函数的值随theta和phi的改变而改变右图a是三个p轨道的角度分布图b是电子云的角度部分。电子云的角度分布图比相应原子轨道的ldquo瘦rdquo电子云图形两个波瓣不再有代数符号区别p轨道和电子云的角度分布图ab第二节氢原子结构的量子力学解释(二)角度分布图基础化学(第版)二、原子轨道和电子云的角度分布d轨道有两个节面橄榄形波瓣dz负波瓣呈环形但和其它d轨道等价。dxy、dxz和dyz波瓣在坐标轴角平分线方向伸展dxy和dz在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。电子云图形相应比较ldquo瘦rdquo且没有符号区别。d轨道和电子云的角度分布图ab第二节氢原子结构的量子力学解释(一)Rn,l(r)图基础化学(第版)三、径向分布函数图R,(r)对r作图(右上)与1s电子云的径向分布图(右下)对比。离核越近s电子出现的概率密度越大。氢原子R,(r)图和s电子云图在原子核处概率密度将达最大值电子可能出现在原子核上吗?注意:概率密度和概率的区别。概率=概率密度times体积第二节氢原子结构的量子力学解释(二)径向分布函数(radialdistributionfunction)基础化学(第版)三、径向分布函数图径向分布函数D(r)=rRn,l(r)反映电子在离核r处单位厚度球壳内出现的概率大小。球形薄壳夹层第二节氢原子结构的量子力学解释(三)径向分布函数图基础化学(第版)三、径向分布函数图在基态氢原子中r=a(pm)处电子出现的概率极大a为玻尔半径。核附近概率密度Rn,l(r)虽大但r极小球壳体积几乎为零概率也小得为零。径向分布函数图第二节氢原子结构的量子力学解释(三)径向分布函数图基础化学(第版)三、径向分布函数图有(nl)个峰。n一定时l越小峰越多电子在核附近的可能性越大(s的第一个峰甚至比d主峰离核更近)。外层电子也可在内层出现反映电子的波动性。径向分布函数图第二节氢原子结构的量子力学解释多电子原子的结构第三节基础化学(第版)一、多电子原子的能级在多电子原子中每个电子都各有其绕核运动波函数psii同样取决于一组量子数n、l、m。各电子层中的轨道数与氢原子中各电子层轨道数相等。多电子原子的波函数的角度部分Y(theta,phi)和氢原子的相似所以多电子原子各原子轨道角度分布图与氢原子各原子轨道的角度分布图相似。电子云的角度分布图|Y|也相似。多电子原子的能量等于处于各能级的电子能量的总和。第三节多电子原子的结构(一)屏蔽作用(screeningeffect)基础化学(第版)一、多电子原子的能级屏蔽常数原子中电子i受其它电子排斥抵消了部分核电荷的吸引称为对电子i的屏蔽。用屏蔽常数sigma(screeningconstant)表示抵消掉的部分核电荷。有效核电荷能吸引电子i的核电荷是有效核电荷(effectivenuclearcharge)Zprime它是核电荷Z和屏蔽常数sigma的差:Zprime=Zsigma以Zprime代替Z近似计算电子i的能量第三节多电子原子的结构(一)屏蔽作用(screeningeffect)基础化学(第版)一、多电子原子的能级有效核电荷外层电子对内层电子屏蔽作用:sigma=s电子之间sigma=同层电子间sigma=被屏蔽电子为ns或np电子:(n)层电子sigma=更内层电子sigma=被屏蔽电子为nd或nf电子:即使其同层s和p电子sigma=。第三节多电子原子的结构(一)屏蔽作用(screeningeffect)基础化学(第版)一、多电子原子的能级l相同n不同时n越大电子层数越多外层电子受到的内层电子的屏蔽作用越强轨道能级愈高:Es<Es<Es<hellipEp<Ep<Ep<helliphellipn相同l不同时l愈小D(r)的峰越多电子钻穿能力愈强在核附近出现的可能性越大能量就愈低:Ens<Enp<End<Enf<hellip第三节多电子原子的结构(二)能级交错基础化学(第版)一、多电子原子的能级能级交错n、l都不同有时Es<Ed有时Ed<Es正好发生在Ca和Sc交界处这一现象称为能级交错。Pauling的近似能级Es<Es<Ep<Es<Ep<Es<Ed<Ep<hellip(nl)规则徐光宪提出能级的估算方法(nl)值愈大能级愈高。第三节多电子原子的结构自旋角动量量子数(spinangularmomentumquantumnumber)基础化学(第版)二、电子的自旋符号s取和两个值表示电子自旋的两种相反方向也可用箭头符号uarr和darr表示。两个电子自旋方向相同称为平行自旋方向相反称反平行自旋。原子轨道由n、l和m决定电子运动状态由n、l、m、s确定。第三节多电子原子的结构(一)波利不相容原理(Pauliexclusionprinciple)基础化学(第版)三、原子的电子组态(electronicconfiguration)同一原子中不可能有个电子具有四个完全相同的量子数。如果两个电子的n、l、m相同s必然相反。即一个原子轨道中不存在自旋相同的两个电子。例如:Ca原子有两个s电子运动状态为(,,,)和(,,,)。第三节多电子原子的结构(二)能量最低原理又称构造原理(buildingupprinciple或Aufbauprinciple)基础化学(第版)三、原子的电子组态(electronicconfiguration)基态原子核外电子排布的方式应尽可能使原子体系总能量最低。例:H:sHe:sLi:ss。例:K:sspsps(K、L、M电子层填充了个电子以后其后的电子不是填充d轨道而是占据s轨道。按照Pauling的近似能级填充电子可使体系总能量最低)第三节多电子原子的结构(三)洪德定则(Hundrsquosrule)基础化学(第版)三、原子的电子组态(electronicconfiguration)电子在能量相同的轨道(简并轨道)上排布时总是尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道因为这样的排布方式总能量最低。例:N:ssp三个p电子的运动状态:(,,,)(,,,)(,,,)用原子轨道方框图表示:Nssp第三节多电子原子的结构(四)洪德定则的补充规定基础化学(第版)三、原子的电子组态(electronicconfiguration)简并轨道全充满、半充满、或全空是能量较低的稳定状态。例:Cr:sspspdsCu:sspspds不能写做:Cr:sspspdsCu:sspspds第三节多电子原子的结构(五)电子组态的书写基础化学(第版)三、原子的电子组态(electronicconfiguration)原子的电子组态书写号元素以后基态原子的电子组态时要注意虽然电子填充按近似能级顺序进行但电子组态必须按电子层排列。例:Sc的电子组态为sspspds填充电子时先填s后填d但形成离子时先失去s电子d仍然是内层轨道。电离时Sc失去个s电子而不是d电子。第三节多电子原子的结构(五)电子组态的书写基础化学(第版)三、原子的电子组态(electronicconfiguration)原子的电子组态把内层达稀有气体电子层结构部分用稀有气体的元素符号加方括号表示为原子芯(atomickernel)。例:Ca:sspsps写作ArsFe:ArdsAg:Krds离子的电子组态仿照原子的电子组态方式书写例:Fe3+:Ards4s轨道先排先失第三节多电子原子的结构(五)电子组态的书写基础化学(第版)三、原子的电子组态(electronicconfiguration)例按电子排布的规律写出号元素钛的基态电子组态。解:根据能量最低原理将钛的个电子从能量最低的s轨道排起接着spsp后个电子应先填入s轨道两个剩下的个电子填入d。钛的基态电子排布式为:sspspds。第三节多电子原子的结构(五)电子组态的书写基础化学(第版)三、原子的电子组态(electronicconfiguration)价电子(valenceelectron)化学反应中原子芯部分的电子结构不变化改变的是价电子。价电子所处的电子层称为价电子层(valenceshell)。例:Fe价层电子组态是dsAg的价层电子组态是ds原子芯写法的另一优点是指明了元素的价层电子结构。第三节多电子原子的结构元素周期表与元素性质的周期性第四节(一)能级组和元素周期基础化学(第版)一、原子的电子组态与元素周期表能级组ns到np为第n能级组(n)d或(n)f也属于第n能级组。不同能级组能量差别大同一能级组内各能级间能量差别小。能量与周期的关系第四节元素周期表与元素性质的周期性(一)能级组和元素周期基础化学(第版)一、原子的电子组态与元素周期表元素周期(period)能级组对应周期。第周期仅s能级。第n周期ns能级到np能级。元素的外层电子结构从ns开始到np结束。元素的数目与能级组最多能容纳的电子数目一致。能量与周期的关系第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)例推测第周期共有多少个元素?解:按电子排布的规律第周期从s能级开始填充电子然后依次是f、d、p。s能级有个原子轨道f有个、d有个、p有个共有个原子轨道最多能填满个电子。所以第周期完成时共有个元素。(一)能级组和元素周期一、原子的电子组态与元素周期表第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(二)价层电子组态与族一、原子的电子组态与元素周期表主族周期表中共有IA~ⅧA个主族其中ⅧA族又称族。主族元素的价层电子组态:内层轨道是全充满的外层电子组态是ns到nsnp外电子层同时又是价层。外层电子的总数等于族数。H和He特殊一些H属于IA族、He属于族它们只有一个电子层电子组态是s、s。周期表根据价层电子组态把性质相似的元素归为一族(group)。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(二)价层电子组态与族一、原子的电子组态与元素周期表副族IB~ⅧB个副族。特征:(n)d或(n)f轨道填充电子(n)f、(n)d和ns都是价层。第、周期各个副族元素(n)d轨道被填充ⅢB~ⅦB族族数等于(n)d及ns电子数的总和ⅧB族有三列元素(n)d及ns电子数和为~IB、ⅡB族完成(n)d结构ns电子数等于族数。周期表根据价层电子组态把性质相似的元素归为一族(group)。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(二)价层电子组态与族一、原子的电子组态与元素周期表副族IB~ⅧB个副族。特征:(n)d或(n)f轨道填充电子(n)f、(n)d和ns都是价层。第、周期ⅢB族是镧系和锕系各个元素电子结构是(n)f轨道被填充并最终填满其(n)d轨道电子数为或。ⅣB族到ⅡB族元素的(n)f轨道全充满(n)d和ns轨道的电子结构与第、周期相应的副族元素类似。周期表根据价层电子组态把性质相似的元素归为一族(group)。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(三)元素分区一、原子的电子组态与元素周期表s区元素价层电子组态是ns和nsIA和ⅡA族活泼金属易形成或价离子。没有可变的氧化值。但H不是金属元素在化合物中的氧化值是在金属氢化物中是。根据价电子组态周期表分为个区。p区价层电子组态是nsnp~ⅢA~ⅦA族元素大部分是非金属族是稀有气体。元素多有可变的氧化值。但He的电子组态是s属稀有气体。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(三)元素分区一、原子的电子组态与元素周期表d区价层电子组态为(n)d~ns或(n)dns或(n)dns有例外。ⅢB~ⅦBⅧ族元素金属有多种氧化值。根据价电子组态周期表分为个区。ds区价层电子组态为(n)dns~IB和ⅡB族它们都是金属一般有可变氧化值。f区价层电子组态(n)f~(n)d~ns镧系和锕系。最外层电子数、次外层电子数大都相同(n)层电子数目不同每个系内元素化学性质极相似。都是金属有可变氧化值。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(三)元素分区一、原子的电子组态与元素周期表元素的分区第四节元素周期表与元素性质的周期性ⅠAⅧAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAp区nsnp~s区ns~nsⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧBⅠBⅡBd区(n)d~ns或(n)dns或(n)dnsds区(n)dns~镧系f区(n)f~(n)d~ns锕系基础化学(第版)(四)过渡元素(transitionelement)和稀土元素一、原子的电子组态与元素周期表全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过渡元素(innertransitionelement)。过渡元素原子的最外层电子数较少除钯以外都只有~个电子所以它们都是金属元素。它们的(n)d轨道未充满或刚充满或f轨道也未充满所以在化合物中常有多种氧化值性质与主族元素有较大的差别。镧系元素以及与之在化学性质上相近的钪(Sc)和钇(Y)共个元素总称为稀土元素(rareearthelement)。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(一)原子半径二、元素性质的周期性变化规律共价半径共价单键结合的两原子核间距离的一半。金属半径金属单质的晶体中相邻两个原子核间距离的一半。vanderWaals半径单质分子晶体中相邻分子间两个非键合原子核间距离的一半。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(一)原子半径二、元素性质的周期性变化规律同周期从左到右主族元素电子层数不变有效核电荷增加明显原子半径明显逐渐减少。过渡元素原子半径先是缓慢缩小然后略有增大内过渡元素原子半径几乎不变。相邻元素原子半径减小的平均幅度是:非过渡元素过渡元素内过渡元素~pm~pm~pm同一主族从上到下由于内层电子的屏蔽效应有效核电荷增加缓慢而电子层数增加使得原子半径增大。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(一)原子半径二、元素性质的周期性变化规律主族元素原子半径模型第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(二)元素的电离能、电子亲合势和电负性二、元素性质的周期性变化规律第一电离能和电子亲合势第一电离能(I)是气态的基态原子失去一个电子变成气态的正一价离子所需要的最低能量。同一周期从左到右I增加同一主族从上到下I减小。电子亲合势是气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量。总的说来卤族元素的原子结合电子放出能量较多金属元素放出能量较少甚至吸收能量。说明卤族原子易于结合电子而金属原子难于与电子结合成负离子。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(二)元素的电离能、电子亲合势和电负性二、元素性质的周期性变化规律元素的电负性(electronegativity)分子中的原子吸引成键电子的相对能力用符号X表示。同一周期从左到右元素电负性递增同一主族中从上到下元素电负性递减。副族元素电负性没有明显变化规律。金属元素电负性一般小于。但电负性小于或大于并不是区分金属和非金属的严格界限。第四节元素周期表与元素性质的周期性基础化学(第版)(二)元素的电离能、电子亲合势和电负性二、元素性质的周期性变化规律第四节元素周期表与元素性质的周期性元素与人体健康第五节基础化学(第版)目前在生命体内已检索出种元素总称为生命元素(biologicalelement)。占人体质量以上的称为常量元素(macroelement)有种。含量低于为微量或痕量元素(microelementortraceelement)有种。按元素对人体正常生命的作用可将元素分为必需元素(essentialelement)和非必需元素(nonessentialelement)。必需元素包括常量元素和微量元素。ldquo必需rdquo和ldquo非必需rdquo的界限是相对的。人体必需微量元素的不同价态会对生物体产生不同的作用。具有合适化合价的必需元素在体内也有一个最佳营养浓度。元素的生物效应与其在周期表中的位置有密切关系。一、人体必需元素及其生物功能简介第五节元素与人体健康基础化学(第版)一、人体必需元素及其生物功能简介必需元素在周期表中的位置第五节元素与人体健康BohrN在RutherfordE的原子有核模型基础上运用PlanckM的量子论和EinsteinA的光子说建立氢原子结构的理论解释了氢原子的发射光谱。但是Bohr理论未能合理解释氢光谱的精细结构和多电子原子的结构。必须用现代量子力学方法描述核外电子的运动。电子等微观粒子具有波粒二象性微观粒子的运动遵循不确定性原理即不能同时有确定的坐标和动量故核外电子没有运动轨迹。解氢原子的Schroumldinger方程得到psin,l,m(r,theta,phi)(定态)。用n、l、m三个量子数的组合标记原子轨道。以单位体积内小黑点数与|psi|(概率密度)值成正比作电子云图直观显示电子的概率密度分布。概率分布和能量是人们通过波函数了解有关电子绕核运动状态的最主要内容之一。Yl,m(theta,phi)和Yl,m(theta,phi)图提示原子轨道和电子云的角度分布可用于讨论共价键的方向性。D(r)函数图显示电子在离核不同距离处出现的可能性可用于讨论原子轨道的能量高低。在多电子原子中电子间的排斥能无法精确计算利用屏蔽常数近似计算轨道的能量。PaulingL给出多电子原子的近似能级顺序Es<Es<Ep<Es<Ep<Es<Ed<Ep<hellip用自旋角动量量子数s标记电子不依赖于轨道的rdquo自旋rdquo运动状态。电子的运动状态由n、l、m、s四个量子数确定。基态原子的核外电子排布遵守波利不相容原理、能量最低原理和洪德定则。原子的电子组态从微观角度揭示了元素性质周期性变化的规律。根据(nl)规则划分能级组能级组对应周期基态原子的价层电子组态相似的元素为一族(包括个主族和个副族)。根据价层电子组态的特征将周期表分为s、p、d、ds和f五个区。原子没有清楚的界面同一种元素的原子可以有共价半径、vanderWaals半径、金属半径和离子半径。电负性量度分子中原子对成键电子吸引能力的相对大小F的电负性最大为。人体内必需元素包括种常量元素和种微量元素。ldquo必需rdquo和ldquo非必需rdquo的界限是相对的。人体必需微量元素的不同价态会对生物体产生不同的作用。具有合适化合价的必需元素在体内也有一个最佳营养浓度。

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