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8.1 原子结构的Bohr理论 8.2 微观粒子运动的基本特征 8.3 氢原子结构的 量子力学描述 第八章 原子结构(atomic structure) 8.4 多电子原子结构 8.5 元素周期表 8.6 元素性质的周期性 第二篇 物质结构基础 /?kdanxifeng 8.1.1 历史的回顾 8.1.3 Bohr原子结构理论 8.1.2 氢原子光谱 8.1 原子结构的Bohr理论 8.1.1 历史的回顾 Dalton原子学说 (1803年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Rutherford核式模型 (1911年) Bohr电子分层排布模型 (1913年) 量子力学模型(1926年) 1.光和电磁辐射 8.1.2 氢原子光谱 红 橙 黄 绿 青 蓝 紫 2.氢原子光谱 HHHH 不连续光谱，即线状光谱 其频率具有一定的规律 n= 3,4,5,6 式中 2，n，3.2891015各代表什么意义？ 经验公式： 氢原子光谱特征： 8.1.3 Bohr原子结构理论 Plank量子论(1900年)： 微观领域能量不连续。 Einstein光子论(1905年)： 光子能量与光的频率成正比 h 光子的能量 光的频率 hPlanck常量， h =6.62610-34Js Bohr理论(三点假设)： 核外电子只能在有确定半径和能量的轨 道上运动,且不辐射能量； 通常，电子处在离核最近的轨道上，能 量最低基态；原子获得能量后，电子被 激发到高能量轨道上，原子处于激发态； 从激发态回到基态释放光能，光的频率 取决于轨道间的能量差。 E：轨道能量 原子能级 n = 3 红（H） n = 4 青（H ） n = 5 蓝紫 （ H ） n = 6 紫（H ） Balmer线系 其它线系 式中： RH 为Rydberg常数，其值： 能级间能量差 RH = 2.17910-18J 氢原子各能级的能量： 8.2.1 微观粒子的波粒二象性 8.2.2 不确定原理与微观粒子 运动的统计规律 8.2 微观粒子运动的基本特征 1924年，de Broglie关系式 1927年， Davisson和 Germer应用Ni 晶体进行电子 衍射实验，证 实电子具有波 动性。 E=h , p =h/ 8.2.1 微观粒子的波粒二象性 8.2.2 不确定原理与微观粒子 运动的统计规律 1927年，Heisenberg不确定原理 x微观粒子位置的测量偏差 p微观粒子的动量偏差 微观粒子的运动不遵循经典力学的规律。 微观粒子的波动性与粒子行为的统 计性规律联系在一起，表现为： 微观粒子的波动性是大量微粒运动 表现出来的性质，即是具有统计意义的 概率波。 8.3.2 量子数 8.3 氢原子结构的量子力学描述 8.3.3 概率密度与电子云 8.3.4 原子轨道与电子云 的空间图像 8.3.1 Schrodinger方程与波函数 8.3.1 Schrodinger方程与波函数 球坐标(r,)与直角坐标系的关系 222 zyxr+= cosr z = q sinsinr y = q cossinr x= q (r,) = R(r)Y(,) 坐标变换 1. 主量子数 n n =1, 2, 3, 4, 5, 6 正整数 8.3.2 量子数 对应 K, L, M, N, O, P 电子层 与电子能量有关，对于氢原子而言， 电子能量唯一决定于n。 n愈大，电子离核平均距离愈远， 能量愈高。 l = 0，1，2，3, 4,(n1) 对应着 s, p, d, f, g. 电子亚层 l 受 n 的限制： n=1，l=0；1s亚层。 n=2，l=0,1；2s, 2p亚层。 n=3，l=0,1,2；3s, 3p, 3d亚层。 n=4，l=0,1,2,3；4s, 4p, 4d,4f亚层。 2. 角量子数 l m = 0，1, 2， 3 l ； m决定原子轨道在核外的空间取向。 l=0， m =0，s轨道为球形，只一个取向； l=1， m =0,1，代表pz , px和py3个轨道； l=2， m =0,1, 2， 代表d亚层有5个取向的轨道： 3. 磁量子数m n 主 层 l 亚 层 m原子轨道 1 K 0 1s 0 1s 2 L0 1 2s 2p 0 0,1 2s 2pz,2px,2py 3 M 0 1 2 3s 3p 3d 0 0,1 0,1, 2 3s 3pz,3px,3py 4 N 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0 0,1 0,1, 2 0,1, 2, 3 4s 4pz,4px,4py 4. 自旋量子数 ms 电子自旋现象的实验装置 原子的单电子波函数，又称原子 轨道波函数，例如： n=1，l=0，m=0 即1s轨道； 2s 轨道； 2pz 轨道； 轨道； 0 / 3 0 1 ar e a - = p 其中， () 4 1 ,Y= p q ( ) 0 / 3 0 1 2 ar e a rR - = 氢原子的基态：n=1，l=0，m=0 式中，a0=52.9pm，称为Bohr半径。 球形对称。 角度部分 电子云是电子出现概率密度的形象化描述。 8.3.3 概率密度与电子云 ：原子核外电子出现的概率密度。 节面数=n1 1s2s 1s电子云的等 密度面图。 数字表示曲面 上的概率密度。 1s电子云的界 面图。 界面内电子的 概率90%。 D(r)径向分布函数。 空间微体积 1s态的 最大值出现在近核处， 1s态的D(r)最大值出现在52.9pm处。 氢原子的各种状态的径向分布图 N峰=nl 1s 2s 3s 2p 3p3d 8.3.4 原子轨道与电子云的空间图像 原子轨道和电 子云的角度分布图 ： 原子轨道和电子云的角度分布图： 原子轨道和电子云的角度分布图： 小结： n：决定电子云的大小 l：决定电子云的形状 m：决定电子云的伸展方向 一个原子轨道可由n,l,m 3个量子数确定。 一个电子的运动状态必须用n,l,m,ms 4个 量子数描述。 8.4.1 多电子原子轨道能级 8.4.2 核外电子的排布 8.4 多电子原子结构 1.Pauling近似能级图 8.4.1 多电子原子轨道能级 E1s E2s E3s E4s Ens Enp End Enf “能级分裂” E4s E3d E4p “能级交错”。 (n + 0.7l) l 相同的能级的能量随 n 增大而升高。 n 相同的能级的能量随 l 增大而升高。 徐光宪的能级高低的近似原则： n + 0.7l 例如：第四能级组 4s 3d 4p n + 0.7l 4.0 4.4 4.7 第六能级组 6s 4f 5d 6p n + 0.7l 6.0 6.1 6.4 6.7 2.Cotton原子 轨道能级图 n 相同的氢原子 轨道的简并性。 原子轨道的能量 随原子序数的增 大而降低。 随着原子序数的 增大，原子轨道 产生能级交错现 象。 3.屏蔽效应 +2 e- e- He +2 e- He+ 2- e- 假想He 由核外电子云抵消一些核电 荷的作用。 屏蔽效应： 为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。 Z= Z*，Z* 有效核电荷数 有效核电荷Z* H He 1s 1 1.70 Li Be B C N O F Ne 1s 2.70 3.70 4.70 5.70 6.70 7.70 8.70 9.70 2s,2p 1.30 1.95 2.60 3.25 3.90 4.55 5.20 5.85 Na Mg Al Si P S Cl Ar 1s 10.70 11.70 12.70 13.70 14.70 15.70 16.70 17.70 2s,2p 6.85 7.85 8.85 9.85 10.85 11.85 12.85 13.85 3s,3p 2.20 2.85 3.50 4.15 4.80 5.45 6.10 6.75 电子进入原子内部空间，受到核的较强 的吸引作用。 4.钻穿效应 n相同时，l愈小的电子，钻穿效应愈明显： nsnpndnf，EnsEnpEnd Enf 。 钠原子的电子云径向分布图 8Z20：4s对K，L内层原子芯钻穿大， E4sE3d Z21 ：4s对原子芯钻穿效应相对变小， E4sE3d 3d和4s对1s2s2p原子芯的钻穿 3d和4s对1s2s2p3s3p原子芯的钻穿 1. 基态原子的核外电子排布原则 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。 Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式 相反的电子。 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。 8.4.2 核外电子的排布 半满全满规则： C：1s2 2s2 2p2 He、Ar原子芯 N：He 2s2 2p3 1s 2s 2p Z=24 Z=29Cu： 全满：p6，d10，f14； 半满：p3，d5，f7； 全空：p0，d0，f0。 2. 基态原子的核外电子排布 基态原子的核外电子在各原子轨道 上排布顺序： 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p, 7s,5f,6d,7p 出现d轨道时，依照ns,(n-1)d,np顺序排布 ；d,f轨道均出现时，依照ns, (n-2)f,(n- 1)d,np顺序排布。 帮助记忆图 Z=11，Na：1s22s22p63s1或Ne 3s1 ， Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或Ar 4s2 ， Z=50，Sn： Kr 4d105s2 5p2， Z=56，Ba： Xe 6s2 。 价电子： 例如：Sn的价电子排布式为： 5s2 5p2 。 8.5.1 元素的周期 8.5.2 元素的族 8.5 元素周期表 8.5.3 元素的分区 8.5.1 元素的周期 元素周期表中的七个周期分别对应7个能级组 周 期 特点能级 组 对应的 能级 原子 轨道数 元素数 一 二 三 四 五 六 七 特短周期 短周期 短周期 长周期 长周期 特长周期 不完全周期 1 2 3 4 5 6 7 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 1 4 4 9 9 16 16 2 8 8 18 18 32 应有32 8.5.2 元素的族 第1，2，13，14，15，16和17列为主族， 即,A,A,A,A,A,A,A。 主族：族序数=价电子总数 稀有气体(He除外)8e为A,通常称为零族， 第37，11和12列为副族。 即, B,B,B,B,B,B和B。 前5个副族的价电子数=族序数。 B,B根据ns轨道上电子数划分。 第8,9,10列元素称为族，价电子排布 （n-1)d6-8ns2。 8.5.3 元素的分区 元素周期表中价电子排布类似的元素 集中在一起，分为5个区，并以最后填入的 电子的能级代号作为区号。 s 区：ns12 p 区：ns2np16 d 区：(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子) (ds区： (n1)d10ns12 ) f 区：(n2)f014(n1)d02ns2 8.6.1 原子半径 8.6.2 电离能 8.6.3 电子亲和能 8.6 元素性质的周期性 8.6.4 电负性 共价半径 van der Waals 半径 主族元素：从左到右 r 减小； 从上到下 r 增大。 过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。 金属半径 8.6.1 原子半径 rrr 主族元素半径变化 元素的原子半径变化趋势 r变化受两因素的制约： 核电荷数增加，引力增强， r变小； 核外电子数增加，斥力增强， r变大； 增加的电子不足以完全屏蔽核电荷； 左右，有效核电荷Z*增加， r变小。 同一周期： 长周期：电子填入(n-1)d层，屏蔽作 用大， Z*增加不多， r减小缓慢。 B,B ：d10构型,屏蔽显著, r略有增大 。 镧、锕系：电子填入(n-2)f亚层，屏蔽作 用更大， Z*增加更小， r减小更不显著。 镧系收缩：镧系元素从镧(La)到镱(Yb) 原子半径依次更缓慢减小的事实。 同一族： 主族：从上到下，外层电子构型相同， 电子层增加的因素占主导，r增加。 副族：第四周期到第五周期， r增大， 第五周期到第六周期， r接近。 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) E 2+ (g) + e- I 2 E (g) E+ (g) + e- I 1 例如： 8.6.2 电离能 同一周期： 短周期： I 增大。 I1(A)最小， I1 (稀有气体)最大。 长周期的前半部分I增加缓慢。 N,P,As,Sb,Be,Mg电离能较大(半满、全满) 同一族：I 变小。 元素的气态原子在基态时获得一个电 子成为一价气态负离子所放出的能量称为 电子亲和能。当负一价离子再获得电子时 要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收 能量。 O (g) + e - O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1 O- (g) + e -