第九章+原子结构.ppt

第九章原子结构 本章要求 了解原子结构发展史掌握微观粒子和宏观粒子的区别掌握核外电子的运动状态掌握基态原子核外电子的排布排布式了解原子结构与元素周期表的关系 原子结构是认识各种物质结构和性质的基础 量子力学揭示了微观世界粒子运动的规律 是人类在化学物质结构的认识史上的一次飞跃 浓缩了全世界1 3智慧的照片 1936化学 与儿子1914物理 1921物理 在上海收到 1933物理 1927物理 1945物理 1932物理 1954物理 1922物理 1921物理 1903物理1911化学 与塞曼1902物理 明星主持人 德布罗意 1929物理 1 1808年道尔顿模型原子是个坚硬小球2 1904年汤姆生模型 枣糕模型 1911年卢瑟福模型 行星式模型 1913年玻尔模型氢原子模型5 20世纪20年代现代模型 电子云模型 一 原子结构模型发展史 原子线状光谱 玻尔氢原子模型 1913年 建立的基础 氢光谱 线状光谱能量量子化光子学说要点 定态假设包括基态和激发态频率假设hv E2 E1量子化条件假设 玻尔氢原子模型意义 第一次把氢原子光谱的事实纳入理论体系 对前人理论取长补短 有新的突破 玻尔氢原子模型局限性 量子化假设加经典物理学 即未能完全抛开经典力学的束缚去研究微观粒子 20世纪20年代以来现代模型 电子云模型 5 氢原子的量子力学模型 像这样用小黑点的疏密形象地描述电子在原子核外空间的概率密度 分布图象叫做电子云 1微观粒子的波粒二象性 二 氢原子的量子力学模型 普朗克的量子论与爱因斯坦的光子学说相结合 应用 光的波动性 干涉和衍射 日光灯 光的粒子性 光电效应 1 光具有波粒二象性 2 电子的波粒二象性1924年 deBroglie提出所有微观粒子也具有波粒二象性 实验 电子束通过镍箔时 可得到衍射图 L deBroglie 1892 1987 1927年由电子衍射实验证实 1929年获得诺贝尔物理学奖 物质波 2 测不准原理 1927年 海森伯提出测不准原理 获1932年诺贝尔物理学奖 x px h 4 x为x方向坐标的测不准量 误差 px为x方向动量的测不准量 h为普朗克常数 W Heisenberg1901 1976 微观粒子 不能同时准确测量其位置和动量 具有波动性的粒子没有确定的运动轨道 微观粒子的特点能量量子化 波粒二象性 电子衍射实验证明了电子的波动性 3 运动的统计性 1 量子力学的基本方程 薛定谔方程简介描述微观粒子运动状态的量子力学波动方程 ErwinSchrodinger奥地利物理学家 3 氢原子的波函数 1887 1961 薛定谔二阶偏微分方程 m为粒子的质量 x y和z为粒子在空间的坐标 E为总能量 势能 动能 V为势能 h为普朗克常数 方程的解 称为波函数 描述微观领域中具有波动性的粒子的运动状态 2 电子云图 波函数的物理意义可通过来理解 它代表微粒在空间某点出现的概率密度 描述电子运动状态的波函数代表电子在空间某处单位体积中出现的概率 即概率密度 通常把电子在核外出现的概率密度的大小用小黑点的疏密来表示 假如设计一个理想的实验方法 对氢原子的一个电子在核外运动的情况进行多次重复观察 并记录电子在核外空间每一瞬间出现的位置 统计其结果 就可以得到一个空间图象 其形状就好似在原子核外笼罩着一团电子形成的云雾 这就是所谓的电子云 氢原子五次瞬间照像 若干张氢原子瞬间照片叠印 像这样用小黑点的疏密形象地描述电子在原子核外空间的概率密度的分布图象叫做电子云 单个电子运动状态的波函数 又常被称作原子轨道 严格地说原子轨道在空间是无限扩展的 但一般把电子出现概率在99 的空间区域的界面作为原子轨道的大小 量子力学理论中电子运动状态的特性 1 电子的波动性可看成是电子的粒子性的统计结果 即电子波是概率波 2 电子的运动符合测不准原理 没有确定的运动轨道 4 每一 对应一确定的能量值 称为 定态 电子的能量具有量子化的特征 是不连续的 5 在求解 的过程中 需引进n l和m三个量子数 薛定谔方程式的解为系列解 每个解都有一定的能量E和其相对应 且每个解都要受到三个常数n l m的规定 n l m称为量子数 主量子数n角量子数l磁量子数m自旋量子数ms 1 2 3 4 第二节氢原子的波函数 1 主量子数n 电子层数 取值 n 1 2 3 正整数 物理意义 n值的大小表示电子的能量高低 n值越大表示电子所在的层次离核较远 电子具有的能量也越高 第二节氢原子的波函数 2 角量子数l 能级 取值 l 0 1 2 n 1 物理意义 l表示电子云的形状 对于l为012轨道形状球形亚铃形四叶花瓣形光谱符号s轨道p轨道d轨道 对于多电子原子l也是决定电子能量高低的因素 Ens Enp End EnfE1s E2s E3s E4s d电子云 l 2的状态即为d态 主量子数与角量子数的关系 第二节氢原子的波函数 3 磁量子数m 取值 m l 2 1 0 1 2 l物理意义 m表示电子云在空间的伸展方向 每一个m值代表一个伸展方向磁量子数与能量无关 第二节氢原子的波函数 当l 1时 m可有 1 0 1三个取值 说明p电子云在空间有三种取向 能量相同 称简并轨道equivalentorbital l 0 m 0m 一种取值 空间 一种取向 轨道 一条s轨道 s轨道 l 1 m 1 0 1 m三种取值 三种取向 三条等价p轨道 p轨道 l 2 m 2 1 0 1 2m 五种取值空间 五种取向五条等价d轨道 d轨道 n 1 l 0 n 2 l 0 l 1 m 0 m 0 m 1 m 1 m 0 1条轨道 4条轨道 3 磁量子数m 第二节氢原子的波函数 3 磁量子数m n 3 l 0 l 1 l 2 m 0 m 1 m 1 m 0 m 1 m 1 m 0 m 2 m 2 9条轨道 第二节氢原子的波函数 第二节氢原子的波函数 4自旋角动量量子数 s 1 原子中的电子除绕核作高速运动外 还绕自己的轴作自旋运动 2 自旋量子数ms 1 2和 1 2 3 电子的自旋只有两个方向 顺时针和逆时针方向 通常用 和 表示 四个量子数小结 主量子数n决定原子轨道的大小 即电子层 和电子的能量 角量子数l决定原子轨道或电子云形状同时也影响电子的能量 磁量子数m决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向 自旋量子数s决定电子的自旋状态 或自旋方向 电子的运动状态 第二节氢原子的波函数 结论 1 描述一个原子轨道的能量高低 用两个量子数 n l 2 描述一个原子轨道 用三个量子数 n l m 3 描述一个原子轨道上运动的电子 用四个量子数 n l m s 同一原子中 没有四个量子数完全相同的两个电子存在 1 下列各组量子数哪些是不合理的 为什么 1 n 2 l 1 m 0 2 n 2 l 2 m 1 3 n 3 l 2 m 0 4 n 3 l 1 m 1 5 n 2 l 0 m 1 6 n 2 l 3 m 2 答 2 不合理 n l m 1或m 1 5 不合理 n 2 l 0 m 0 m 1 6 不合理 n l n必大于l m 2 2 在下列各组中填入合适的量子数 1 n l 2 m 2 ms 1 2 2 n 2 l m 1 ms 1 2 3 1 练习 3 符号 3 1 0代表n l m各为何值的原子轨道 答 n 3 l 1 m 0的原子轨道 第三节多电子原子的原子结构 一 多电子原子 在单电子体系 氢原子或类氢原子He 中 电子的能量只决定于主量子数n 与角量子数l无关 但在多电子体系中 由于电子间的相互作用 除主量子数外 角量子数也是影响电子能量高低的重要因素 由于主量子数和角量子数的联合作用 造成了同一电子层 n相同 不同亚层 l不同 之间的能级分裂现象 甚至造成不同电子层 n l都不同 之间的能级交错现象 所有这些现象都可以用屏蔽效应和钻穿效应来解释 1 屏蔽效应 内层电子对外层电子的排斥作用 减弱了核对外层电子的吸引 这个现象叫做内层电子对外层电子的屏蔽效应 所抵消掉的核电荷数称为屏蔽常数 用 表示 剩余的核电荷即电子受到的有效吸引作用叫做有效核电荷 用z 表示 它们之间的关系为 z z 屏蔽效应和钻穿效应 2 钻穿效应 外层电子穿过内层电子云 避开其它电子的屏蔽的现象叫 钻穿效应 屏蔽效应和钻穿效应 钻入内层的能力次序 ns np nd nf 能量次序 Ens Enp End Enf 3 原子轨道的能级交错由于钻穿效应 如使得4s 3d的能量 出现了内层电子的能量高于外层电子的能量 即发生能级交错 在多电子原子中 电子的能量高低不仅决定于n 而且与l也有关 屏蔽效应和钻穿效应 1 徐光宪原则 对于中性原子的核外电子来说 原子轨道的 n 0 7l 越大 能量越高 4s n 0 7l 4 0 7 0 4 03d n 0 7l 3 0 7 2 4 4电子能量 4s 3d 按照徐光宪原则 把n 0 7l整数部分相同的各能级合并为一个能级组 见 原子轨道能级组表 2 鲍林L Pauling原子轨道近似能级图 牢记 量子化学家 1954年化学奖 1962年和平奖光谱数据得到 原子轨道 共分成七个能级组 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d能级图是按能量高低顺序 不是按原子轨道距核远近排列 能量相近的轨道为一组 称为能级组 要与主量子数区别开来 例如 第四组4s 3d 4p第五组5s 4d 5p 图9 14近似能级顺序 美国化学家鲍林 PaulingL 根据光谱数据给出多电子原子的原子轨道的近似能级顺序 E1s E2s E2p E3s E3p E4s E3d E4p 鲍林近似能级图 多电子原子中电子的填充规律 三条 1 能量最低原理 2 泡利不相容原理 3 洪特规则 二 原子的电子组态 1 泡利 Pauli 不相容原理 内容 在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子 或在同一原子中没有运动状态完全相同的电子 例如 氦原子的1s轨道中有两个电子 描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数 n l m s 为1 0 0 1 2 另一个电子的一组量子数必然是1 0 0 1 2 即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反 结论 在每一个原子轨道中 最多只能容纳自旋方向相反的两个电子 2 最低能量原理 原则 原子核外的电子 总是尽先占有能量最低的原子轨道 只有当能量较低的原子轨道被占满后 电子才依次进入能量较高的轨道 以使原子处于能量最低的稳定状态 核外电子按鲍林近似能级顺序填充 推算出各电子层最多容纳的电子数为2n2 3 洪特规则Hund srule 定义 在等价轨道中 电子尽可能分占不同的轨道 且自旋方向相同 洪特规则实际上是最低能量原理的补充 因为两个电子同占一个轨道时 电子间的排斥作用会使体系能量升高 只有分占等价轨道 才有利于降低体系的能量 例 写出下列元素的电子层结构 9F 6C 1s 2s 2p 洪特规则的特例 等价轨道全充满 半充满或全空的状态是比较稳定的 3 洪特规则Hund srule 1s22s22p3三个2p电子的运动状态 2 1 0 1 2 2 1 1 1 2 2 1 1 1 2 用原子轨道方框图表示 1s2s2p7N 例 写出7N的电子层结构及p电子的运动状态 用四个量子数表示 p0全空 p3半满 p6全满 d0f0d5f7d10f14 3 作为洪特规则的特例 等价轨道全充满 半充满或全空的状态是比较稳定的 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s129Cu 1s22s22p63s23p63d104s1不能写做 24Cr 1s22s22p63s23p63d44s229Cu 1s22s22p63s23p63d94s2 例 写出下列元素的电子层结构 19K 24Cr 29Cu 电子排布式的书写 1 按电子层的顺序 而不是按电子填充顺序书写 2 内层 原子芯 稀有气体符号 如 11Na1s22s22p63s1 Ne 3s126Fe1s22s22p63s23p63d64s2 Ar 3d64s2原子芯写法的优点是指明了元素的价层电子结构 例 21Sc的电子组态1s22s22p63s23p63d14s2填充电子时看作4s比3d能量低 但形成离子时 先失去4s电子 价电子层 注意 A 电子填充顺序B 电子排布式的书写顺序C 失电子顺序 基态元素原子核外电子的排布方式电子结构式11Na1s22s22p63s1价电子层结构式15P3s23p3 PartialOrbitalDiagramsforPeriod3Elements K Ar 4s1 Ar 原子芯 表示Ar的电子结构式1s22s22p63s23p6 原子芯后面是价层电子 即在化学反应中可能发生变化的电子 钾的第19个电子排在4s而不是3d上 因为E3d E4s Note 4s和3d都有电子时 失去电子时 先失去4s电子 24Cr 4s13d5 29Cu 4s13d10 第四节原子的电子组态与元素周期表 常见元素周期表 1 门捷列夫短式周期表 1869年 2 三角形周期表 3 宝塔式 滴水钟式 周期表 4 现在最通用的是维尔纳长式周期表 门捷列夫所制的早期元素周期表 螺旋式元素周期表 三角形周期表 印在杯子上的元素周期表 1 能级组和元素周期 a 能级组对应周期 b 第1周期仅1s能级 第n周期ns能级到np能级 元素的外层电子结构从ns1开始到np6结束 c 元素的数目与能级组最多能容纳的电子数目一致 一 原子的电子组态与元素周期表 2 价层电子组态与族竖列 共18列 16个族 包括8个主族 8个副族 第八副族分为三列 周期表根据价层电子组态 把性质相似的元素归为一族 主族元素 A 电子最后填充在最外层的s和p轨道上的元素主族的族数 最外层电子数的总和主族元素的最高氧化态 最外层电子数 族数仅最外层未满 只有最外层电子可以参加反应 是价电子 A 稀有气体 惰性气体 又称为0族元素 副族元素 B 电子最后填充在d和f轨道上的元素原子未满的电子层不止一个最外层 次外层d电子和外数第三层f电子都可参加反应副族元素的族数 与不同族的特点有关 B B族 族数 n 1 d及ns电子数的总和 B族有三列元素 n 1 d及ns电子数和为8