第1章 原子结构.ppt

第1章原子结构 原子 原子核 电子 中子 质子 原子中的基本粒子 19世纪末物理学上的三大发现 X射线 放射性 电子 第1章原子结构 电子在原子核外是怎样运动的呢 1 卢瑟福的原子行星模型 2 氢原子光谱 3 普朗克的量子论 5 玻尔假说 玻尔理论 6 微观粒子的波粒二象性 7 海森堡不确定原理 4 爱因斯坦的光子学说 1 卢瑟福的原子行星模型 1911 1 卢瑟福的原子行星模型 1911 卢瑟福 ErnestRutherford1871 1937 英国物理学家卢瑟福根据 粒子散射的实验 提出了原子行星模型 所有原子中都有一个极小的核 即原子核 原子核几乎集中了原子全部的质量 带有Z个正电荷 另有Z个电子在原子核外像行星绕着太阳旋转一样绕核运动 2 氢原子光谱 2 氢原子光谱 线状光谱 2 氢原子光谱 2 氢原子光谱 1913年 瑞典物理学家里德堡 Rydberg 仔细地测定了氢原子光谱可见光区各谱线的频率 找出了各谱线之间实验规律性关系的公式 即里德堡公式 式中 为波长 R为里德堡常数 其值为1 097 105cm 1 n1和n2为正整数 而且n2 n1 n为2 3 4 2 氢原子光谱 2 氢原子光谱 2 氢原子光谱 从长波 红外区 到短波 紫外区 谱线间的距离越来越小 表明n值越来越大 波长越来越短 频率越来越高 能量也越来越高 氢原子光谱特征 氢原子光谱是不连续的线状光谱 从红外到紫外区呈现多条具有特征波长的谱线 3 普朗克的量子论 1900 德国物理学家普朗克 第一个冲破经典物理学中能量连续变化的框框 首先在物理学中引入了 量子 的概念 提出了著名的 当时被誉为物理学上一次革命的量子化理论 普朗克 M Planck 1858 1947 3 普朗克的量子论 1900 经典物理学中的一些物理量 如时间 速度 长度 面积等的变化是连续的 没有一个最小单位 无限可分 有些物理量的变化是有最小单位的 例如电量 电量变化的最小单位是1个电子的电量 即1 602 10 19C 电量的改变不能小于1个电子的电量 只能是这个数的整倍数来增减 这是不连续的意思 不连续性只有在微观世界里才有意义 4 爱因斯坦的光子学说 1905 1887年人们发现了光电效应 说明了光的粒子性 4 爱因斯坦的光子学说 1905 爱因斯坦 A Einstein 1879 1955 爱因斯坦通过对光电效应的研究 1905年提出光子学说 为量子论提供了实验依据和理论基础 光是由一群颗粒性的光子组成 光子的能量与入射光的频率有关 当光子与金属中的电子相碰撞时 就把它的全部能量 即一个能量子转移给了电子 所以 光子的能量越高 即波长越短 转移给电子的能量也越高 电子的速度就越大 而光子的数目越多 即光越强 释放出电子的数目也就越多 光电效应说明了光不仅具有波动性 而且具有粒子性 4 爱因斯坦的光子学说 1905 爱因斯坦用两个公式把表征光的波动性的物理量 和v 和表征光的粒子性的物理量 E和p 定量地联系起来 光子能量E的大小与光的频率v成正比 光子动量p的大小与光的波长 的倒数成正比 式中 h为普朗克常数 v为光的频率 为光的波长 E hv 5 玻尔假说 玻尔理论1913 丹麦物理学家玻尔将卢瑟福的原子行星模型与普朗克量子论巧妙地结合 提出了著名的玻尔假说 尼尔斯 玻尔 N Bohr 1885 1962 原子中的电子只能在符合一定量子化条件的固定的轨道上绕核运动 电子在一个轨道中运动的角动量mvr必须是的整倍数 即 5 玻尔假说 玻尔理论1913 电子在离核越远的轨道上运动 其能量越大 通常电子保持在能量最低的状态即基态 基态是最稳定的状态 当原子从外界获得能量时 电子可以跃迁到离核较远的较高能量的轨道上去 这时电子所处状态称为激发态 处于激发态的电子不稳定 可以跃迁到离核较近的轨道上 这时会以光子形式释放出光能 光的频率决定于两条轨道之间的能量之差 式中E2为电子处于激发态时的能量 E1为电子处于低能级时的能量 v为光的频率 h为普朗克常数 5 玻尔假说 玻尔理论1913 玻尔根据经典力学原理和量子化条件 计算了电子运动的轨道半径r和电子的能量E 推求出氢原子核外电子运动的轨道半径和能量 从距核最近的一条轨道算起 n值分别等于1 2 3 4 5 6 7 根据假定条件算得n 1时允许轨道的半径为53pm 这就是著名的玻尔半径 5 玻尔假说 玻尔理论1913 激发态原子为什么会发射出光射线 氢光谱线波长的不连续性 说明了氢光谱线频率的规律性 验证了里德堡公式 提出了n是能级的概念 这为人们后来研究光谱学以及发展物质结构的现代理论做出了贡献 玻尔假说成功之处 5 玻尔假说 玻尔理论1913 未能完全冲破经典物理的束缚 只是在经典力学连续性概念的基础上 人为地加上了一些量子化的条件 如在讨论和计算电子运动的轨道半径时 都是以经典力学为基础的 认为电子在核外的运动有固定轨道 电子本身所特有的波粒二象性 这种特殊的规律在当时是玻尔所不能认识的 玻尔理论解释不了多电子原子的光谱和氢光谱的精细结构等问题 玻尔假说的缺陷 6 微观粒子的波粒二象性 光的波粒二象性 光的传播形式和光的衍射现象都表示了光的波动性 光电效应说明了光具有粒子性 6 微观粒子的波粒二象性 电子的波粒二象性 德布罗意 LouisdeBroglie1892 1987 1924年法国年轻的物理学家德布罗意在光的波粒二象性启发下 大胆地提出了 物质波 的假设 预言电子等微粒会像光一样发生衍射 显示具有波动性 式中m为电子的质量 h为普朗克常数 P为电子的动量 v为电子的速度 这种波称为物质波 亦称为德布罗意波 并根据波粒二象性的关系式预言了高速运动的电子的波长 公式 电子的波粒二象性 1927年 电子衍射的实验证实了德布罗意的预言 电子不仅是一种具有一定质量 高速运动的带电粒子 而且还能呈现波动性 6 微观粒子的波粒二象性 7 海森堡不确定原理 1927年 德国物理学家海森堡提出了量子力学中的一个重要原理 不确定原理 不可能同时测得电子的精确位置和精确的动量 海森堡 Heisenberg 1901 1976 式中 x为粒子位置的不确定值 P为粒子动量的不确定值 v为粒子运动速度的不确定值 m为粒子的质量 h为普朗克常数 7 海森堡不确定原理 质量m 10g的宏观物体子弹 它的位置能准确测到 x 0 01cm 那么此时其速度不确定情况为 6 626 10 34 2 3 14 10 10 3 0 01 10 2 1 054 10 28m s 1 电子的质量m 9 110 10 31kg 原子半径的数量级为10 8cm 那么位置的不确定值 x至少要达到10 9cm才近乎合理 这时其速度的不确定情况为 6 626 10 34 2 3 14 9 110 10 31 10 9 10 2 1 157 107m s 1 小结 在经典力学中 我们能准确地同时测定一个宏观物体的位置和动量 对微观粒子 如电子质量极小 它在原子核外运动的速度每秒约30万公里 接近光速 在原子这样小的空间内 10 8cm 电子速度如此之大 不可能同时准确地测定出它的空间位置和它在那个位置上的速度 不确定原理对宏观物体不起作用 反映了微观粒子的运动特征 不能用经典力学的方法去处理微观粒子 用什么方式描述微观粒子的运动规律呢 目录 一 核外电子的运动状态 三 原子的电子层结构和元素周期系 二 核外电子的排布 1 薛定谔方程 微粒的波动方程2 波函数的空间图象3 四个量子数4 小结 1 多电子原子的能级2 核外电子排布的原则 一 核外电子的运动状态 1 薛定谔方程 微粒的波动方程2 波函数的空间图象 1 波函数的径向分布图 2 波函数的角度分布图 3 波函数的空间分布图3 四个量子数4 小结 1 薛定谔方程 微粒的波动方程 1926年 奥地利物理学家薛定谔从德布罗意的假设中得到启示 首先提出了描述微观粒子运动规律的波动方程 建立了迄今最为成功的原子结构模型 波动力学模型 亦称为薛定谔方程 是一个二阶偏微分方程 式中 波函数 是空间坐标x y z的函数 E 体系的总能量 V 体系的势能 m 粒子的质量 h 普朗克常数 薛定谔 Schr dinger 1887 1961 1 薛定谔方程 微粒的波动方程 与球极坐标 r 的转换 直角坐标 x y z 球极坐标与直角坐标的关系 x rsin cos z rcos y rsin sin r2 x2 y2 z2 r 径向坐标 半径 决定了球面的大小 角坐标 余纬度 由z轴沿球面延伸至r的弧线所表示的角度 角坐标 平经度 由r沿球面平行xy面延伸至xz面的弧线所表示的角度 1 薛定谔方程 微粒的波动方程 求解薛定谔方程 是为求得波函数 和能量E 薛定谔方程有非常多的解 为得到合理的解 需要引入三个只能取某些整数值的参数n l m 对应于一组合理的n l m取值 则有一个确定的波函数 r n l m和其对应的能量E值 解得的 不是具体的数 是包括三个参数 n l m 和三个变量 r 的一个函数式 r n l m n l m称为量子数 它们决定着波函数 某些性质的量子化情况 有合理解的函数式叫做波函数 波函数 和概率密度 2都可以用几何图形形象地表示 和 2均是空间坐标r 的函数 要画出它们之间的关系需要四维坐标 因此常常为了不同的目的 从不同的角度考察 和 2的性质 如只考察随r变化的为径向分布图 只考察随 变化的称为角度分布图 综合考察随r 变化的为空间分布图 2 波函数的空间图象 1 波函数的径向分布图 D r 是r的函数 称D r 为径向分布函数 径向分布图是指电子在原子核外距离为r 厚度为 r的薄层球壳中出现的概率随半径r变化时的分布情况 球壳薄层示意图 球面面积4 r2 球壳薄层的体积4 r2 r 概率密度 2 球壳体积中发现电子的概率 4 r2 r 2 单位厚度球壳中的概率 令D r 4 r2 2 4 r2 2 1 波函数的径向分布图 在图中r 53pm处曲线有一个高峰 说明电子在r 53pm的球壳上出现的概率最大 这个极大值正是玻尔半径值 1 波函数的径向分布图 1s电子的概率密度 电子云 在原子核附近最大 为什么它的概率的径向分布却是在离核53pm处最大呢 因为在靠近核处 电子出现的概率大 概率密度 2有较大值 但r很小 即球壳的体积很小 所以D r 值不会很大 在离核较远处 r值大 即球壳的体积大 但电子出现的概率却不大 即概率密度 2较小 所以D r 值也不会很大 这两个变化趋势相反的因素结合在一起 在某一点上就会出现一个极大值 1 波函数的径向分布图 径向分布函数D r 只与电子离核半径r的大小有关 r的大小与量子数n和l有关 类氢原子各种状态的径向分布图 s态 n 1 l 0 s态 n 2 l 0p态 n 2 l 1 s态 n 3 l 0p态 n 3 l 1d态 n 3 l 2 1 波函数的径向分布图 由波函数的径向分布图可以看出核外电子是按层分布的 当主量子数n相同时 ns比np多一个离核较近的峰 np比nd多一个离核较近的峰 nd比nf多一个离核较近的峰 这些离核较近的峰都伸到 n 1 各峰的内部 而且深入内部的程度是各不相同的 电子在核附近出现的机会 ns np nd nf 1 波函数的径向分布图 4s 3d和4p电子云的径向分布图 外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象 称为 钻穿效应 1 波函数的径向分布图 电子概率的径向分布图表示了电子在整个空间出现的概率随半径变化的情况 反映了核外电子概率分布的层次性和穿透性 2 波函数的角度分布图 如果将Yl m 随 的角度变化作图 就可以得到波函数 的角度分布图 也就是原子轨道的角度分布图 若将 Yl m 2对 作图 则可以得到电子云的角度分布图 2 波函数的角度分布图 原子轨道的角度分布图 电子云的角度分布图 原子轨道与电子云角度分布图比较 原子轨道的角度分布图 由于Yl m 只与量子数l m有关 与主量子数n无关 所以只要量子数l m相同的原子轨道 它们的角度分布就相同 如2pz 3pz 4pz原子轨道的角度分布相同 统称为pz轨道的角度分布 以pz轨道为例 来讨论原子轨道的角度分布图 原子轨道的角度分布图 原子轨道的角度分布图 原子轨道的角度分布图 波函数 薛定谔方程的合理解 原子轨道 原子轨道的角度分布图 三个量子数n l m确定的波函数称为一个原子轨道 波函数 是量子力学中描述核外电子在空间运动状态的数学函数式 量子力学借用经典力学中描述物体运动的 轨道 的这一名词 把波函数 叫做原子轨道 原子轨道的角度分布图 波函数 就是原子轨道 代表原子核外电子的一种运动状态 及电子这种运动状态的一个函数 每一种原子轨道即每一个波函数都有与之相对应的能量E 氢原子或类氢离子 核外只有1个电子 其能量为 eV 电子云的角度分布图 与原子轨道的角度部分相对应 也有电子云即概率密度 2的角度部分 Yl m 2的分布图 例如pz电子云的角度部分是 Ypz 2 cos2 若将 Ypz 2对 作图 便可得到pz电子云的角度分布图 它表示了电子在空间不同角度出现的概率密度的大小 从角度的侧面反映了电子云概率密度分布的方向性 电子云的角度分布图 电子云的角度分布图 电子云也可以是用统计的方法描述电子在核外空间某一区域内出现概率大小的一个形象化的图示 s电子经常出现的区域是核外的一个球形空间 图中密集的小点只是说明氢原子核外的一个电子在核外空间的一种运动状态 并不代表有这么多个电子在核外运动 s电子云l 0 电子云的角度分布图 处于不同状态的电子 它们的波函数 各不相同 其 2当然也各不相同 表示 2的图像 电子云图也不一样 电子云的角度分布图 电子云的角度分布图 电子云的角度分布图 f电子云 l 3的状态即为f状态 f电子云形状不要求记 原子轨道与电子云角度分布图比较 原子轨道与电子云角度分布图比较 形状相似 不同的是电子云的角度分布图形比原子轨道的角度分布图形要 瘦 些 这是由于Y cos 值小于1 而 Y 2值就更小的缘故 正负号不同 原子轨道角度分布图上有 号之分 而电子云角度分布图上都是正值 原子轨道角度分布图上的 号只是代表波函数 中角度部分Y的正 负 并不表示波函数 的正 负 3 波函数的空间分布图 原子轨道的角度分布图和电子云的角度分布图 都只是反映了波函数 的角度部分 而不是原子轨道和电子云的实际形状的全部 原子轨道和电子云的实际空间分布要综合考虑波函数的径向分布和角度分布 空间分布图有多种形式 如电子云黑点图 等密度曲线图 界面图 网格立体图 原子轨道轮廓图等等 3 波函数的空间分布图 电子云黑点图 1s 2s 3s 2pz 3pz 3 波函数的空间分布图 等密度曲线图 3 波函数的空间分布图 界面图 3 波函数的空间分布图 网格立体图 1s轨道 2p轨道 3dxy轨道 3dZ2轨道 3 波函数的空间分布图 原子轨道轮廓图 1s 2s 3s 3pz 3 四个量子数 由n l m三个量子数所确定下来的一套参数就可以表示一种波函数 在求解薛定谔方程的过程中除了直接引入的这三个量子数之外 后来根据实验和理论的要求 又引入了一个描述电子自旋特征的量子数ms 这些量子数对描述核外电子的运动状态 确定原子中电子的能量 原子轨道或电子云的形状和空间伸展方向 以及多电子原子核外电子的排布非常重要 3 四个量子数 主量子数 主量子数n n 1 2 3 4 5 6 7 正整数 主量子数n是决定电子层数的 用它来描述原子中电子出现概率最大的区域离核的远近 n的取值范围 K L M N O P Q 光谱符号 3 四个量子数 主量子数 主量子数n 主量子数n是决定电子能量高低的主要因素 对单电子原子或类氢离子 电子能量只与主量子数n有关 n值越大 电子的能量越高 E1s E2s E3s E4s E4s E4p E4d E4f 3 四个量子数 主量子数 主量子数n 核外电子能量既与n有关 又与l有关 取决于n和l的取值 不能只决定于n值的大小 主量子数n是决定电子能量高低的主要因素 对多电子原子 在多电子原子的能级里讲授 3 四个量子数 角量子数 角量子数l 亦称副量子数 角量子数l表示原子轨道或电子云的形状 l的取值范围 对于给定的n值 l只能取小于n的整数值 l 0 1 2 3 4 5 n 1 s p d f g h 光谱符号 3 四个量子数 角量子数 角量子数l 亦称副量子数 用主量子数n表示电子层时 角量子数l就表示同一电子层中具有不同状态的分层 对于给定的主量子数n来说 就有n个不同的角量子数l 3 四个量子数 角量子数 角量子数l 亦称副量子数 角量子数l与多电子原子中的电子能量有关 即多电子原子中电子的能量不仅与主量子数n有关 还与角量子数l有关 n l都不同 能级交错 在多电子原子的能级里讲授 E4s E4p E4d E4f l 0123 n相同 l值越大 电子能量越高 3 四个量子数 磁量子数 磁量子数m 磁量子数m决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向 m的取值与角量子数l有关 对于给定的l值 有2l 1个m的取值 可以取从l到 l的所有整数 其中包括零 m 0 1 2 3 l 3 四个量子数 磁量子数 磁量子数m 磁量子数m决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向 角量子数l与磁量子数m的关系 3 四个量子数 磁量子数 磁量子数m 在没有外加磁场的作用时 磁量子数m与能量无关 三种p轨道虽在空间方向取向不同 但能量相同 称为简并轨道 五种d轨道 七种f轨道同理也是简并的 3 四个量子数 磁量子数 磁量子数m 在有外加磁场作用时 五个简并的d轨道会发生能级分裂 3 四个量子数 自旋量子数 ms表示电子自旋运动的状态 取值只有两个 自旋量子数ms 直接从薛定谔方程得不到自旋量子数ms 它是据后来的理论和实验的要求引入的 精密观察强磁场存在下的原子光谱 每一条谱线实际是由靠得很近的两条谱线组成的 为了解释这一现象 1925年乌伦贝克 Uhlenbeck 和哥德希密特 Goudsmit 提出了电子自旋的假设 3 四个量子数 四个量子数确定后 电子在核外空间的运动状态就确定了 原子中每个电子的运动状态需要用n l m ms四个量子数来描述 主量子数n决定电子层数和主要决定电子的能量 角量子数l决定原子轨道的形状 同时也影响电子的能量 磁量子数m决定原子轨道在空间的伸展方向 自旋量子数ms决定电子自旋的方向 3 四个量子数 4 核外电子的运动状态小结 2 在微观世界中 核外电子运动的能量是不连续的 分为不同的能级 n 电子运动的每一个状态均需要用四个量子数 n l m ms 来确定 1 电子是微观粒子 具有波粒二象性 不能同时确定其位置和动量 它的空间运动状态需要用波函数 来描述 3 波函数 原子轨道 电子云的区别和联系 四个量子数n l m ms确定电子的一种空间运动状态 三个量子数n l m确定一个波函数 n l m 波函数 就是原子轨道 4 核外电子的运动状态小结 原子轨道和电子云的图象形状相似 不同是原子轨道的图象中有正 负号 电子云的图象中则没有 原子轨道的正 负号在原子轨道组合成分子轨道时会起到关键的作用 3 波函数 原子轨道 电子云的区别和联系 电子云是电子在空间出现的概率密度分布的形象化表示 4 四个量子数之间互相联系又互相制约 同一个原子中没有彼此状态完全相同的电子 或者说 在同一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子存在 二 核外电子的排布 1 多电子原子的能级 1 鲍林原子轨道能级图 2 科顿原子轨道能级图 3 屏蔽效应 4 钻穿效应2 核外电子排布的原则 自学 1 能量最低原理 2 保里不相容原理 3 洪特规则 1 多电子原子的能级 薛定谔方程只能对单电子原子体系做出精确的解 对多电子原子来说 由于原子中各电子之间的相互作用 当电子处在不同状态时 其能量不仅与主量子数n有关 还与角量子数l有关 从薛定谔方程不能得到精确的解 只能借助于某些实验数据或做近似处理得到核外电子排布的基本规律 1 多电子原子的能级 原子中各电子之间有相互作用 当电子处在不同状态时 其能量不仅与主量子数n有关 还与角量子数l有关 单电子体系 各种状态的电子的能量只与主量子数n有关 E4s E4p E4d E4f E2p E3p E4p E5p 多电子原子体系 E4s E4p E4d E4f 1 鲍林原子轨道能级图 美国结构化学家鲍林根据光谱实验的结果 提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图 图中的能级顺序是指价电子层中填入电子时各能级能量的相对高低 鲍林 L Pauling1901 1994 1931年他应用量子力学理论研究原子和分子的电子结构及化学键的本质 创立了杂化轨道理论 他因对化学键本质的研究而获得1954年诺贝尔化学奖 1962年又荣获诺贝尔和平奖 1 鲍林原子轨道能级图 1 鲍林原子轨道能级图 在近似能级图中 每个小圆圈代表一个原子轨道 简并状态 等价轨道 简并度 近似能级图按原子轨道的能量高低排列 不按原子轨道离核远近顺序排列 即不按电子层的顺序排列 能级组 能量相近的能级划为一组 1 鲍林原子轨道能级图 由近似能级图看出 角量子数l相同的能级 其能量大小由主量子数n决定 n越大能量越高 主量子数n相同 角量子数l不同的能级 其能量随l值增大而升高 n相同 轨道能级不同的现象叫能级分裂 E3d E4d E5d E6d l 2 E4s E4p E4d E4f n 4 主量子数n和角量子数l同时变动时 能级的能量次序变化比较复杂 能级交错 E4s E3d E4p E5s E4d E5p E6s E4f E5d E6p 1 鲍林原子轨道能级图 由近似能级图看出 每个电子层中的轨道数目为该电子层主量子数n的平方 即n2 由近似能级图看出 能级组的划分是造成元素周期表中元素划分为周期的本质原因 每一个原子轨道中只能填充2个电子 每填充1个电子 就形成了一种元素 因此 由近似能级图可以得到按能级组排列的元素周期系的图 按能级组排列的元素周期系图可更清楚地显示出是原子的电子层结构的周期性决定了元素性质的周期性变化 也是物质由量变到质变的一个很好的说明 1 鲍林原子轨道能级图 1 鲍林原子轨道能级图 所有元素的原子轨道能级次序都一样 反映不出元素的原子序数与某一能级能量的关系 随着原子序数的增加 核电荷对电子的吸引增强 所以轨道能量会降低 但各轨道能量随原子序数增加而能量降低的幅度不同 所以不同元素的原子轨道能级次序不会完全一致 这一重要事实在鲍林的原子轨道能级图中没有体现出来 评论 简单明了 基本反映了多电子原子的核外电子 填充的次序 2 科顿原子轨道能级图 美国当代化学家科顿 F A Cotton 总结了前人工作 提出原子轨道能量随原子序数变化的图形 称为 科顿原子轨道能级图 1 2 科顿原子轨道能级图 简明清晰地反映了原子轨道能量和原子序数的关系 随着原子序数的增加 核电荷对电子的吸引增强 所有轨道能量都会降低 但降低程度各不相同 反映了氢原子轨道能级的简并性 氢原子轨道能量只与主量子数n有关 多电子原子轨道能量不但与主量子数n有关 还和角量子数l有关 所以相同主量子数的s p d f轨道能级要产生分裂 科顿原子轨道能级图的优点 2 科顿原子轨道能级图 在科顿原子轨道能级图中 除了3d与4s相交在Z 21处外 4d与5s 5d与6s都与实验结果相差较远 科顿原子轨道能级图存在的问题 不如鲍林原子轨道能级图直观和易于掌握 3 屏蔽效应 对一个指定的电子 它会受到来自内层电子和同层其他电子负电荷的排斥力 这种球壳状的负电荷就像一个屏蔽罩 部分抵消了核电荷对该电子的吸引力 使有效核电荷降低 这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应 3 屏蔽效应 有效核电荷Z 与屏蔽常数 Z Z 屏蔽常数 代表由于电子间的斥力而使核电荷数Z减小的部分 它只是一个经验常数 科学上现在还无法对屏蔽作用进行精确的分析和计算 多电子原子中一个电子的能量可以用如下公式讨论 的大小可由Slater提出的规则近似求算 Slater规则略 3 屏蔽效应 外层电子对内层指定电子的屏蔽作用忽略不计为零 指定电子只受处于内层和同层的其他电子的屏蔽 如果指定电子是最外层电子 处于内层和同层的其他电子对它屏蔽作用的大小是 若将原子核比做光源 各层电子比做遮光的障碍物 障碍物距光源越近 它屏蔽掉的光线越多 同一内层电子对指定外层电子的屏蔽作用 指定外层电子的l值越大 它受到内层电子的屏蔽作用就越大 s电子 p电子 d电子 f电子 钻穿效应解释 3 屏蔽效应 为什么2s电子比2p电子受到的屏蔽作用小 2s电子云径向分布曲线除主峰外 还有一个距核更近的小峰 这表示2s电子云有机会能钻至离核更近的空间 从而部分地回避了其他电子对它的屏蔽作用 4 钻穿效应 4s 3d和4p电子云的径向分布图 外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象 称为 钻穿效应 4 钻穿效应 钻穿效应越强 钻得越深 意味着受到其他电子的屏蔽越小 受到屏蔽作用的大小 3s电子 3p电子 3d电子 在多电子原子中 对给定n值的电子 其有效核电荷随l值的增大而减小 轨道能级的能量随l值的增大而升高 E3s E3p E3d 这是产生能级分裂的原因 4 钻穿效应 电子的钻穿能力顺序如下 ns np nd nf 导致亚层能级按E ns E np E nd E nf 顺序分裂 如果能级分裂的程度很大 就可能导致与临近电子层中的亚层能级发生交错 2 核外电子排布的原则 自学 1 能量最低原理 2 泡利不相容原理 3 洪特规则 自学课件第2章第二节第2个问题 自学 近代化学导论 第二版上册第4章4 3和4 4节中相关内容 三 原子的电子层结构和元素周期系 1 原子的电子层结构 2 原子的电子层结构与元素的分区 3 原子的电子层结构与元素的周期 1 原子半径的周期性 2 电离能的周期性 3 电子亲和能的周期性 4 电负性的周期性 4 原子的电子层结构与元素的族 5 元素基本性质的周期性 三 原子的电子层结构和元素周期系 自学课件第2章第二节第3个问题 自学 近代化学导论 第二版上册第2章第四节 1 原子的电子层结构 2 原子的电子层结构与元素的分区 3 原子的电子层结构与元素的周期 4 原子的电子层结构与元素的族 三 原子的电子层结构和元素周期系 1 原子半径的周期性 2 电离能的周期性 3 电子亲和能的周期性 4 电负性的周期性 5 元素基本性质的周期性 5 元素基本性质的周期性 1 原子半径的周期性 原子半径一般分为 共价半径 金属半径 范德华半径 一般同一元素的半径 范德华半径 金属半径 共价半径 讨论原子半径的变化规律 采用的是共价半径 稀有气体用范德华半径代替 5 元素基本性质的周期性 1 原子半径的周期性 5 元素基本性质的周期性 1 原子半径的周期性 一般规律 同一周期主族元素自左向右 原子半径逐渐减小 同一周期过渡元素的原子半径也在减小 但减小的幅度不如短周期的大 在超长周期中 内过渡元素的原子半径减小的幅度更小 如镧系元素从镧到镥半径共减小了11pm 这一现象称为镧系收缩 同一主族元素自上而下 原子半径逐渐增大 同一副族元素自上而下 原子半径逐渐增大 但由于镧系收缩 使第6周期与第5周期过渡元素的原子半径十分接近 造成性质相似 分离困难 5 元素基本性质的周期性 2 电离能的周期性 5 元素基本性质的周期性 2 电离能的周期性 一般规律 同一周期自左向右 电离能递增 核电荷数增多 原子半径减小 原子核对外层电子的引力增大 各周期中稀有气体的电离能最大 因为它们的原子具有稳定的8电子结构