第六章-原子-结构.ppt

1,教学要求：,1、了解原子结构基本理论形成的过程：人类认识原子结构的重大发现、氢原子光谱特点、玻尔原子模型、微观粒子运动的二象性、现代原子结构理论的基本内容。,2、掌握四个量子数的函义：取值范围、物理意义、表示方法。能够区别径向波函数图和角度波函数图，电子云的径向分布图和角度分布图。,3、掌握核外电子的排布规律：原子轨道能级图、电子排布三原则、电子排布的周期性规律。,4、了解元素周期律与原子结构间的关系：元素的电离势、电子亲合势、电负性等变化规律。,2,第一节人类认识原子结构的简单历史,一.18世纪建立的化学基本定律,1.质量守恒定律(罗蒙诺索夫,1756),参加化学反应的全部物质的质量，等于反应后的全部产物的质量。,2.定组成定律(普劳斯特(法),1779,),一种纯净的化合物不论来源如何，各组份元素的质量间都有一定的比例。,3.倍比定律（道尔顿，1803）,当甲、乙两种元素互相化合生成两种以上化合物时，则在这些化合物中，与同一质量甲元素相化合的乙元素的质量间互成简单整数比。,JohnDalton1766-1844,3,二.19世纪20世纪初建立的原子分子学说,1道尔顿原子学说,(1)一切物质都是由不可见的，不可再分割的原子组成。原子不能自生自灭。,(2)同种类的原子在质量、形状和性质上都完全相同，不同种类的原子则不同。,(3)每一种物质都是由它自己的原子组成。单质是由简单原子组成，化合物是由复杂原子组成，而复杂原子又是由为数不多的简单原子组成。复杂原子的质量等于组成它的简单原子的质量的总和。,道尔顿原子论成功地解释了质量守恒定律，定组成定律，倍比定律。,根据原子论的观点，原子是物质参加化学反应的最小单位，物质在发生化学反应时原子的种类和总数并没有变化，各原子又有自己确定的质量，因而反应前后质量不变（质量守恒定律）；,化合物的复杂原子是由为数不多的简单原子组成。在复杂原子中所含不同的简单原子的数目和质量都是确定不变的，故复杂原子的质量组成一定（定组成定律）；,如果甲元素的一个原子能与乙元素的一个、两个或多个原子化合形成多种化合物，乙元素原子量都相同，则与相同质量甲元素化合的乙元素质量之间必成简单整数比（倍比定律）。,4,2.阿佛加德罗的定律（1811）,同温同压下，同体积气体含有相同分子数。,3.电子的发现,汤姆逊通过原子的荷质比而发现原子中电子的存在（1897）。,4.质子的发现,卢塞福通过散射实验而发现原子中质子存在（1911）。,ErnestRutherfor,5,5.玻尔原子模型,戴维森和革尔麦通过电子的衍射实验证明了微观粒子的波粒二象性(1927),玻尔1913提出了原子模型的假设，成功地解释了氢原子的吸收光谱。,6.微观粒子的波粒二象性,电子衍射图,6,第二节核外电子运动状态,2-1氢原子光谱和玻尔原子结构理论,一.氢原子光谱的规律性,1.线状光谱,当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时，发出由不同波长组成的光，通过棱镜分光后，得到不同波长的谱线称为线状光谱，又称原子光谱。不同元素的原子光谱图不同。,2.氢原子光谱图,7,光谱线在可见光区的特点：,（1）谱图为不连续的线状光谱,（2）从长波到短波，谱线的距离越来越小,谱线的频率符合下列公式：,n3时：,v4.5681014(s-1),对应于谱线H，n4,5,.分别对应于谱线拝H，H，.,可见光区的谱线称为巴尔麦系光谱,8,其他区的光谱线特点可用下列公式表示：,R称为里德堡常数，等于1.097107m-1c为光速，等于2.99795108ms-1Rc等于3.2891015s-1，也称里德堡常数。n1时，称为拉曼系光谱（紫外光区）n1时，称为巴尔麦系光谱（可见光区）n1时，称为帕邢系光谱（红外光区）,n的物理意义是表示电子的不同能级。n1=2，n2=3，4，5，表示电子从较高能级跳回到第二能级时，释放出来的能量相应于各个谱线的波长。请看图6-3,9,二.玻尔的原子结构理论（1913）,1.量子化物理量和量子,表征微观粒子某些物理量只能不连续地变化，即其数值只能是某一最小单位的整倍数，称这些物理量为“量子化”的物理量，量子化的物理量的最小单位称为该物理量的“量子”。,例如，光是量子化的，光的量子称为光子，光的能量也必是量子化的,一个光子的能量是：,所以光量子的能量与光的波长成反比，波长越短，能量越大。,10,2.玻尔原子结构理论的要点,核外电子运动取一定的轨道。在此轨道上运动的电子不放出能量也不吸收能量；,根据这一假设，可以解释氢原子稳定存在的问题。,在一定轨道上运动的电子有一定的能量，这能量只能取某些由量子化条件决定的正整数。,电子的基态和激发态,电子运动的原子轨道离核越近，电子的能量越低。电子处于最低能量时的状态称为基态。基态电子吸收能量而跃迁到较高能级上时的状态称为激发态。,氢原子核外电子的能量公式：,1eV=1.60210-19J,当n1时，就是基态电子能量。n1时的能量就是激发态电子能量,11,氢原子的吸收光谱,电子在不同激发态轨道上跃迁回较低能级轨道时，放出一定波长的能量，从而产生吸收光谱。其能量为：,=E2-E1=hv,与里德堡常数比较:Rc=3.2891015s-1(实验值),(计算值),玻尔氢原子结构理论成功地解释了氢原子光谱的规律性，但是用于解释多电子原子的光谱时却遇到了困难，其主要原因是没有完全冲破经典物理的束缚，后来，微观粒子二象性的发现，导致了原子结构的现代理论。,该公式计算结果与里德堡常数非常吻合，从而解释了氢光谱的规律性。,12,2-2核外电子运动的波粒二象性,1927年，戴维森和革尔麦进行的电子衍射实验，证实了德布罗意的预言。,一.德布罗意的预言（1924）,假如光具有二象性，那么微观粒子在某些情况下，也能表现波动性。即微观粒子也必具有二象性。,二象性具有粒子性，又具有波动性的性质简称二象性。,粒子运动波长m粒子质量v粒子运动速度p动量h6.62610-34Js,例：一个电子的质量为9.1110-31kg，运动速度为106ms-1，则电子运动的波长为：,13,二.电子衍射实验,电子衍射的实验装置示意图如图6-4(page202)所示,将电子衍射图和X射线衍射图比较（page203），可以看出，它们的波纹非常相似，这就证明了电子的波动性质。,三.测不准原理（海森堡，1927）,海森堡提出的测不准原理是波粒二象性的重要结论之一，其数学表达式为：,pxxh,h谱朗克常数x表示微粒沿x方向的位置坐标的测不准量。px表示微粒沿x方向的动量测不准量。,此式表明，要同时测准一个微观粒子的位置和动量是不可能的,图6-5铝箔的电子衍射图,14,例如，原子中电子的运动范围为10-10m,确定电子位置的测不量x合理值为10-11m,电子的质量为9.1110-31kg,则由5-7式可求出电子运动速度的测不准值：,px=vxm,vx已经大于电子的运动速度（106）,显然，电子的速度是不能确定的。也就是说，描述微观粒子的运动，不能用经典力学的运动轨道概念。,15,2-3核外电子运动状态的描述,一.波函数和四个量子数,1.波函数和薛定谔方程,二.波函数的径向部分和角度部分,2.四个量子数,1.波函数的角度分布图(又称原子轨道角度分布图),2.径向波函数R(r)图,三.几率密度和电子云,1.电子运动的统计解释,2.电子云的角度分布和径向分布,3.电子云的实际形状,小结,16,薛定谔方程的物理意义：方程的每个合理的解，就是表示电子运动的某一稳定状态。与这个解相应的常数E就是电子在这一稳定态下的总能量。要得到这个方程的合理解就必须引入三个量子数。,一.波函数和四个量子数,1.波函数和薛定谔方程,用波函数来表示微观粒子在三维空间运动规律的式子称为薛定谔方程,表示微观粒子运动状态的波函数,x，y，z确定微观粒子位置的三维坐标,V电子的势能；E电子的总能量；(E-V)为电子的动能,17,2.四个量子数,主量子数(n),取值范围：n1,2,3,（只能是正整数）,物理意义：描述电子运动的范围，即通常所说的电子层，决定电子能量的高低。,在氢原子中，电子能量为：,(n=时E=0),通常n1,2,3,.的电子层常用符号K，L，M，.表示。,角量子数(l),取值范围：l0,1,2,3,.n-1,物理意义：表示电子轨道的形状和在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能量。它的取值受n的限制。,当l0,1,2,3,.时的各亚层，相应用符号s,p,d,f,.等表示。,磁量子数(m),自旋量子数(ms),18,磁量子数(m),取值范围：m0,1,2,3,.l,物理意义：表示电子轨道在空间的伸展方向,当指明了电子运动的三个量子数n,l,m,电子运动的轨道也就确定了，所以说，波函数n,l,m和原子轨道是同义词,2,0,0称S轨道符号：2sS轨道的形状呈球形对称,当n2，l=0时，m的取值只能是m=0，所表示的原子轨道是,当n1，l=1时，m的取值可以是-1、0、+1，表示有三个简并(能量相同的)原子轨道:,2,1,0；2,1,-1；2,1,1。称为P轨道,符号为：2Px，2Py，2PzP轨道的形状呈8字形对称,19,自旋量子数(ms),自旋量子数不是由氢原子波动方程解出，而是根据氢原子光谱的精细结构实验而引入的。因为电子在简并轨道中运动时，如果在磁场的作用下，也会发生能量的微小变化，致使线状光谱在磁砀中发生分裂,物理意义：表示电子在原子轨道中运动的空间自旋方向。,在一个原子中，不可能存在四个量子数完全相同的电子，因此电子的运动状态可以用四个量子数来描述(n,l,m,ms),电子在原子中运动的可能状态数列于表6-1(P209),20,从表中可以看出，每一电子层n，共有n个电子亚层，n2个电子轨道，最多容纳2n2个电子。原子轨道、原子轨道符号、电子运动状态的表示符号如下：,21,二.波函数的径向部分和角度部分,描述在三维空间运动的波函数可用球坐标来表示为(r，)，为了描述方便，可以利用变量分离的方法又可将其表示为：,（r，）R(r)Y(，),R(r)称为波函数的径向部分，也称径向波函数。描述电子运动随半径变化分布的波函数。,Y(，)称为波函数的角度部分，也称角度波函数。描述电子运动随角度变化分布的波函数。,通过波函数的径向分布图和角度分布图，可以直观形象地说明原子的化学性质。,22,1.波函数的角度分布图(又称原子轨道角度分布图),其他角量子数的图形复杂，原子轨道角度分布图用于讨论分子轨道的形成。,波函数的角度分布图(见P210)只与角量子数有关，如2p轨道图形和3p或4p轨道图形是一样的，图形的形状与正负号都是根据解薛定谔方程式所得波函数的具体式子得出的。,l=0时，称s轨道，为球形，符号为正。,l=1时，称p轨道，有三个简并轨道，分别称为px,py,pz轨道，轨道图形为两个对顶的“球壳”，其中坐标轴方向一边为正，另一边为负（见P210图6-8）。,l=2(称d轨道)时，有五个简并轨道，轨道形状和符号见图6-9(page210)，,23,正如光波一样，光的强度与振幅的平方2成正比，而光的强度是由光子密度决定的，所以说光子的密度与振幅的平方成正比，波函数的平方代表了光的密度。电子的波函数2的物理意义是代表电子的几率密度。,2.径向波函数R(r)图,径向波函数R(r)在任意角度随r变化的图形与主量子数有关，也与角量子数有关，其特点是：,角量子数相同的R(r)图随主量子数n的增大而波数增多，如1s(2p,3d)只取正值，2s(3p,4d)从正值变到负值，3s(4p,5d)从正值到负值又到正值。,24,三.几率密度和电子云,从电子的衍射图形可以看出，明亮的衍射环纹表示电子出现几率密度大的地方，暗的地方表示电子出现几率密度小，电子在核外空间出现的几率密度大小可用电子云来形象描述。,1.电子运动的统计解释,从射靶的例子和电子的衍射图形中可以得出电子运动的统计解释是：,空间任一点波的强度和电子出现的几率成正比。由此可以得出，电子在核外空间某处单位体积元内出现的几率(称几率密度)与波函数绝对值的平方2成正比。即波函数的平方的物理意义是代表电子的几率密度。,电子云是电子在核外空间出现几率密度的形象化描述。它是以小黑点的浓密程度来表示电子出现的几率密度大小的图形。,图6-15几种电子云总体分布图P216,25,2.电子云的角度分布和径向分布,将角度波函数Y的绝对值的平方Y2作图，就是电子云的角度分布图，它与角度波函数图形状相似但瘦些，电子云角度分布图没有正负号，见图6-12(page214),(1)电子云的角度分布图,D(r)表示离核为r的dr壳层球体积电子出现的几率,电子在原子核外距离为r的一薄层球壳中出现的几率随半径r变化时的分布曲线称称电子云的径向分布图，,(2)几率的径向分布图,26,3.电子云的实际形状,(1).电子云的总体分布图,结合电子云的角度分布和径向分布,可以推测电子云的总体分布,(2).电子云的界面图能包含95%电子云的等密度面称电子云的界面图（见P217图6-16）。用电子云的界面图来表示电子云，要比电子云黑点图方便的多。,27,2-4电子运动状态特点小结,1.表征微观粒子某些性质的物理量是不连续的如能量，光子。它只能取某一最小数值的整倍数，这一最小数值称为量子。,2.微观粒子运动具有波粒二象性它的位置和动量不能同时准确测量，电子的运动状态是用波函数来描述的，是通过解薛定谔方程得到的，要表示,电子的运动状态，必须用到四个量子数（n,l,m,ms）。描述电子运动的每一种空间状态n,l,m，又形象地称为电子的运动轨道。,28,3.波函数原子轨道电子云的区别和联系,波函数n,l,m表示电子的运动轨道它又称原子轨道,如1s,2Px。波函数可分解为径向波函数和角度函数数，它们的分布图有正负号部分。,2表示电子出现的几率密度电子云是用小黑点的浓稀不同来形象表示电子在空间出现的几率密度的大小，电子云又可用界面图来表示，常用的是平面界面图。电子云也可用径向分布图D(r)-r和角度分布图Y2(，)来表示，它们的图形没有正负号。,29,第三节原子的核外电子排布和元素周期表,3-1多电子原子的能级,3-2核外电子排布,3-3原子结构与元素周期系的关系,一.屏蔽效应和钻穿效应,二.轨道填充顺序图,一.核外电子排布规则,二.原子的电子排布和电子构型,30,3-1多电子原子的能级,一.屏蔽效应和钻穿效应,1.氢原子核外电子的能量,2.多电子原子的能量,中心势场模型,在多电子原子中，对所选定电子所受的其它电子的作用，看作是来自一个核电荷为(Z-)的单中心势场，Z*=(Z-)称为有效核电荷，称为屏蔽常数。用这种方法来处理多电子原子的能量称为中心势场模型。,(1)、屏蔽效应在多电子原子中，电子间的相互作用引起原子核对外层电子吸引力减弱的效应称为屏蔽效应。表示为,Z*Z-Z核电荷Z*称有效核电荷称为屏蔽常数,31,（2）屏蔽常数的计算（斯莱特规则）,核外电子分组次序,(1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(4f);(5s,5p);.,这个次序实际上就是内层电子能量大小的次序。,最外组同组电子的屏蔽效应对于1s上的两个电子的0.30，其余的同组电子0.35。,对ns,np组电子，主量子数为(n-1)的各电子的0.85，小于（n-1）的各电子的1.00,对于nd或nf组电子，内组各电子的1.00,后一组电子对前一组电子没有屏蔽作用,3-1多电子原子的能级,32,例题(P221)计算基态钾原子的4s和3d电子的能量。,所以E3dE4s,解：根据斯莱特规则：,19K原子的3d电子组态为：1s22s22p63s23p63d1,所以3d181.0018.00,19K原子的4s电子组态为：1s22s22p63s23p64s1,所以4s101.00+80.8516.80,这个结果表明，ns电子的屏蔽效应较小，（n-1）d电子的屏蔽效应较大，屏蔽效应越大，电子的能量越高。,3-1多电子原子的能级,33,（4）钻穿效应在多电子原子中，外层电子由于钻入到核附近而使其能量降低的现象称钻穿效应。,同电子层电子，s电子的钻穿效应最大，因为它的电子云径向分布在核附近峰数最多，所以EnsEnpEndEnf,由于屏蔽效应和钻穿效应，使外层轨道的ns电子能量比次外层轨道(n-1)d电子能量低的现象称能级交错现象。,3-1多电子原子的能级,34,二.轨道填充顺序图,注意：电子的填充次序是根据原子的外层电子计算轨道的能量。对于原子的内层电子来说，不存在外层电子的屏蔽作用，轨道能级的大小主要由量子数n和l决定。即对内层电子来说,能量大小是:1s2s3s3d4s4p4d4f,1.能级组在多电子原子中，原子轨道按照能量的不同进行分组称为能级组，每一能级组的最低能级为s轨道，最大能级为p轨道。能级组中的最大主量子数n称为第n能级组。,图6-17表示的能级组是指内层电子的能量大小次序，外层电子的能量由于能级交错现象而不符合本能级组。,2.核外电子填充顺序图,3-1多电子原子的能级,35,3-2核外电子排布,洪特规则的特例：在等价轨道的全充满（p6，d10，f14）、半充满（p3，d5，f7）全空时(p0,d0,f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。,一.核外电子排布规则,1.最低能量原理电子在原子轨道上的排布，要尽可能使电子的能量最低。,2.保里不相容原理每个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋方向必须相反。即原子中不能存在四个量子数都相同的电子。,3.洪特规则电子在等价轨道（能量相同的轨道）上排布时，总是尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。这种排布，电子的能量最低。,36,二.原子的电子排布和电子构型,1、短周期电子的排布,电子填充轨道顺序：1S2S2P3S3P,原子核外电子排布式按照原子轨道能量由低到高的顺序填写,3-2核外电子排布,37,2、长周期电子排布式,3d181.0018.004s101.00+0.859+0.3518,最外层电子填充轨道顺序：1S2S2P3S3P4S3d4P5S4d5P6S4f5d6P7S5f6d7P.,19K原子的电子构型：1s22s22p63s23p64s121Sc原子的电子构型：1s22s22p63s23p63d14s2,注意：当3d轨道上填充电子后，由于它对4s电子的屏蔽作用，使4s电子的能量高于3d电子，因此填写电子排布式时不要写为：Sc1s22s22p63s23p64s23d1,3d轨道填充电子后,4s轨道电子能量升高了,3-2核外电子排布,38,洪特规则例子,各周期元素原子电子构型列于表6-4(P228-231)，它是根据光谱实验数据得出的，绝大部分符合上述规则，个别元素的例外，这就表明，上述规则还有待于继续完善。,Cr原子的电子排布图:,24Cr1s22s22p63s23p63d54s1,外层电子排布不是3d44s2，而是3d54s1,3-2核外电子排布,39,3-3原子结构与元素周期系的关系,二原子的电子层构型和周期的划分1周期数最外电子层的主量子数n2第n周期元素的数目第n能级组能容纳的电子数（列于表6-5page232）3元素原子的最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，这是由于多电子原子中原子轨道发生能级交错的结果。,一元素性质呈现周期性的内在原因,元素的性质主要取决于原子的外电子层结构，而元素外电子层结构的排列又是随核电荷的增加而进行周期性的重复，所以元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。,40,三原子的电子构型和族的划分,s区元素(ns1-2)：，族元素P区元素(ns2np1-6)：族元素d区元素(n-1)d1-10ns1-2)：族元素ds区元素(n-1)d10ns1-2)：，族元素f区元素(n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2：镧系和锕系元素,主族元素的族数原子最外电子层的电子数（ns+np）主族元素的最高氧化数。副族元素的族数ns电子数(n-1)d电子数（B,B族和族例外）3同族元素的外层电子构型相似，化学性质也相似。,四原子的电子构型和元素的分区,3-3原子结构与元素周期系的关系,41,第四节元素的电离势、电子亲合能和电负性,4-1电离势（电离能）A(g)-A+eI=rH0,4-2电子亲合势A(g)+e-A-E=-rH0,4-3电负性,本章小结,42,4-1电离势（电离能）,由基态气态原子生成气态+1阳离子所需要的能量叫做原子的第一电离势，用符号I1表示。,H(g)H+(g)+eI113.6eV=21.7910-19Je-1=1312kJmol-1,Mg+(g)Mg2+(g)eI224.08610-19Je-1=1450KJmol-1,Mg(g)Mg+(g)+eI112.24910-19Je-1=738KJmol-1,各元素的第一电离势数据列于表6-8(P239),注意：表中的数据单位是Je-1，在多数情况下是用单位kJmol-1进行计算，即用表中的数据乘以阿佛加德罗常数。,从第一到第四周期元素的各电离势列于表6-9(P220),43,周期系元素电离势的变化规律,同一元素的原子，1EA,3对于所有元素，由负一价离子结合一个电子形成负二价离子时，都必须消耗能量克服静电斥力，所以所有元素第二亲合势都是负值。各元素的电子亲合势列于表6-10（P243）,根据亲合势的大小可以判断元素非金属性的强弱，亲合势越大，非金属性越强。由于亲合势的数据不完全，使用上受到一定的限制。,45,4-3电负性,元素相互化合时，原子对电子的吸引能力称为元素的电负性。,电负性越大，表示元素的原子吸引电子的能力越大，非金属性越强。,电负性的标度,1鲍林标度