第三章-原子结构和元素周期律.ppt

1,第三章原子结构,3.1微观粒子的运动规律,3.2原子的量子力学模型,3.3原子核外电子排布和元素周期系,3.4元素基本性质的周期性,p47页,3.0氢原子光谱和玻尔理论,2,3.0氢原子光谱和玻尔理论p47-49页,氢原子光谱,什么是线状光谱？,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。,3.0.1氢原子光谱,3,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，对应于谱线H：v4.5681014(s-1),n4,5,.分别对应于谱线H，H，.,可见光区的谱线称为巴尔麦系光谱.,4,光谱线特点可用下列通式(经验公式)表示：,R等于3.2891015s-1，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。,p49页,5,3.0.2玻尔的原子结构理论(1913年)p50-51页,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。,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。,6,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，计算时只能取某些由量子化条件决定的正整数。p51公式.,电子的基态和激发态：,电子运动的轨道离核越近，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：p53页,（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。,p51页,电子在激发态轨道上不稳定，跃迁回较低能级轨道时，放出一定波长的光。p51公式.,7,8,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：-p53-55页,因为：=E2E1=hv,与前面“里德堡常数”比较:R=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光谱或磁场内的光谱却遇到了困难，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，导致了现代原子结构理论的产生。,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。,所以：,二者的一致性,9,3.1微观粒子的运动规律,3.1.1光的波粒二象性,3.1.2微观粒子的波粒二象性,3.1.3测不准原理,p56-58,10,3.1.1光的波粒二象性,爱因斯坦通过普朗克常数(h)把光的波粒二象性统一起来，揭示光的本质：,能量,动量,频率,波长,P=h/,E=hv,粒子性,波动性,p56页,二象性既有粒子性，又具有波动性的性质。,11,1927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-,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。即微观粒子也具有二象性。,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：,3.1.2微观粒子的波粒二象性p56-57页,1924年,法国物理学家德布罗意的预言:,12,1927年，微观粒子波粒二象性的实验证明：,物质波的证明电子的晶体衍射,当电子通过晶体时，在屏幕上产生明暗交替的衍射环。这说明电子射线同X射线一样有衍射现象，证明了德布罗意假设的正确性，亦证明了电子具有波动性。,p57页,13,德国物理学家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：p58-59页,h谱朗克常数，6.62610-34Jsx表示微粒沿x方向的位置坐标的测不准量。p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,xph/2,因此，微观粒子的运动使用统计规律描述，即概率描述。,3.1.3海森堡测不准原理（1927）,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准量x合理值为10-11m，电子的质量为9.1110-31kg，则可求出电子运动速度的测不准值。,解：px=vxm,vx已经大于电子的运动速度(106ms-1)，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。,根据xph/2，则有：,15,3.2原子的量子力学模型,3.2.1波函数和原子轨道,3.2.2电子云和几率密度,3.2.3原子轨道及电子云的角度分布图,3.2.4四个量子数,p59-80页,16,3.2.1波函数和原子轨道p59页,薛定锷方程(描述微观粒子运动的波动方程),o,x,y,z,x,y,z三维空间坐标,m电子质量h普朗克常数E电子总能量V电子在原子中的潜能,？,17,是描述电子运动的波函数，也称为原子轨道、原子轨迹或原子函可以描述原子核外电子运动状态,对x的二阶偏导数,对y的二阶偏导数,对z的二阶偏导数,p60页,18,3.2.2电子云和几率密度p64-67页,没有物理意义，复数表达式为：=a+bi|2就是几率密度，即单位体积中的几率电子云是|2的具体图像,1s电子云|2r图,（覆盖95%几率）,s电子云的界面图,19,3.2.3原子轨道及电子云的角度分布图,通过薛定谔方程求解而得在球极坐标系中求解：(x,y,z)(r,),O,x,y,z,P(r,),P,0r0纬度02经度,x=rsincosy=rsinsinz=rcos,p61页图,p70-73页,20,变量分离：(r,)R(r)Y(,)R(r)：径向函数Y(,)：角度函数,Y2Pz=cosY2Pz2=(cos)2,pz轨道角度分布示意图,3.2.3原子轨道及电子云的角度分布图,p70-73页,2pz轨道角度分布，有正负,2pz电子云角度分布，无正负,21,1.总能量,2.波函数,角度部分：,径向部分：,例：氢原子的基态1s轨道,P68-69页,p63-64页,22,1s轨道,p68-69页,径向函数,23,问题：1s轨道的几率径向分布图中最大几率的球面半径为52.9pm,刚好是玻尔原子半径。从电子云图上知道，在圆心附近电子出现的几率密度最大，而几率径向分布图在r=0附近时几率很小，为什么？,a0=52.9pm,答案：这是因为尽管圆心附近几率密度|2大，但由于r很小，电子出现的几率并不大；随r的增大，dr壳层体积增大，电子出现的几率越来越大，在玻尔半径处最大。以后随半径的增大，由于几率密度减小因素占主要，电子出现的几率随半径的增大而减小。(分析公式：D(r)=4r2|2),p68-69页,24,是一种球形对称分布,角度分布：,1S轨道角度分布示意图,1s轨道,p72-73页,+,25,原子轨道和电子云的角度分布图,s原子轨道角度分布图,s电子云的角度分布图,p72-73页,26,原子轨道和电子云的角度分布图,p原子轨道的角度分布图,p电子云的角度分布图,p72-73页,27,原子轨道和电子云的角度分布图,d原子轨道的角度分布图,p72-73页,28,原子轨道和电子云的角度分布图,d电子云的角度分布图,p72-73页,29,3.2.3角度分布图的解释,红色部分表示+，金色部分表示图象只代表波函数(或电子云)的角度部分，不代表全波函数=R(r)Y(,)原子轨道的角度分布图与电子云的角度分布图的区别：电子云的角度分布图比原子轨道的角度分布图瘦些，因为Y1，所以Y2Y原子轨道角度部分的正负号代表Y值的正负，不代表电荷径向函数R(r)、角度函数Y(,)分别受量子数n、l和l、m限定,30,3.2.4四个量子数p74页,3.2.4.1主量子数：n,3.2.4.2角量子数：l,3.2.4.3磁量子数：m,3.2.4.4自旋量子数：ms,31,3.2.4.1主量子数n,物理意义:主量子数表示电子离核远近和轨道能量的高低n值越小，电子离核越近，能量越低n值越大，电子离核越远，能量越高取值范围:正整数(n=1,2,3,),主量子数与电子层的对应关系,32,3.2.4.1主量子数n,氢原子(类氢原子)核外电子能量值决定于主量子数,或：,33,3.2.4.2角量子数l,物理意义:表示原子轨道或电子云的形状；表示同电子层中具有不同状态的亚层；多电子原子中电子的能量决定于主量子数n和角量子数l。取值范围:l=0,1,2,3,n-1取值数目=n值,34,3.2.4.2角量子数l,角量子数与电子亚层、轨道形状的对应关系,主量子数与角量子数的关系,35,3.2.4.2角量子数l,n相同，l越大能量越高E2sE2pE3sE3pE3dE4sE4pMNn越大，被屏蔽程度()越大，Z*越小，能量越高：KLMNn相同，l越大，被屏蔽作用()越大，能量越高能级分裂：EnsEnpEndEnf,p83页,52,3d与4s轨道的径向分布图,钻穿效应,2s,2p轨道的径向分布图,钻穿效应解释能级分裂。n相同，l越小，钻穿能力增强，能量降低。,钻穿效应解释能级交错4s的最大峰虽然比3d离核远，但由于它有三个小峰钻到3d峰内而靠近核，致使其能量低于3d，产生了能级交错现象,p85页,53,3.3.1.3科顿能级图,可以比较同一原子中原子轨道能级的相对高低，还可以比较不同元素原子轨道的能级相对高低。n相同的氢原子轨道的简并性和过渡元素失电子的先后顺序。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。,p87页,1,54,3.3.2核外电子排布,3.3.2.1基态原子核外电子排布三规则,3.3.2.2基态原子的电子排布,3.3.2.3基态阳离子排布,p87-91页,55,3.3.2.1核外电子排布三规则,泡利不相容原理在同一原子中，每个轨道上最多只能容纳自旋方向相反的两个电子能量最低原理在满足前一条件下，电子在原子轨道上的排布应使整个原子体系能量处于最低洪特规则在等价轨道上，电子将尽可能以自旋平行的方式分占不同轨道等价轨道全(p6,d10,f14)、半充满(p3,d5,f7)和全空(p0,d0,f0)，能量最低，原子结构稳定,p88-89页,56,3.3.2.2基态原子的电子排布,多电子原子中电子进入轨道的能级顺序是：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f(n-1)d(n-2)f,26FeAr3d64s2,Ar3d64s0,Ar3d54s0,Ar3d44s2,Ar3d34s2,Fe2+Fe3+,58,基态阳离子常见的五种电子构型,59,元素周期律元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化周期每一能级组对应于一个周期（见下一页表）,3.3.3原子的电子层结构和元素周期系,p91-103页,60,周期的划分和轨道能级组的关系表,周期数元素电子层数能级组中最高主量子数元素数目相应能级组中原子轨道的最大电子容量,p103页,61,元素分区,f区：(n2)f014(n1)d02ns2,s区：ns12,p区：ns2np16,d区：(n1)d19ns12(Pd：4d10无s电子),ds区：(n1)d10ns12,62,第一过渡系,第二过渡系,第三过渡系,第四过渡系,镧系元素,锕系元素,f区元素,63,s区最后一个电子填充在s能级上的元素位于元素周期表左侧，包括A，A结构特点：ns12化学性质：易失电子变成阳离子，为活泼金属(H除外)d区最后一个电子填充在d能级上的元素位于元素周期表中部，包括BB,B族结构特点：(n-1)d19ns12特例：Pd:4d10化学性质：过渡元素，有多种氧化数(变价),元素分区,p101页,64,元素分区,ds区最后一个电子填充到d能级上且达到d10状态的元素位于元素周期表的中部，包括B,B结构特点：(n-1)d10ns12化学性质：过渡元素，可失12电子f区最后一个电子填充到f能级上的元素位于表的下部，包括镧系元素和锕系元素结构特点：(n-2)f014(n-1)d02ns2化学性质：内过渡元素(因电子填充内层)，变价,p101页,65,周期表把元素分为16族-7个A族，1个0族(A)-7个B族，1个族(B)主族元素的原子价层电子数族数(副族不一定),p103页,族同一族各元素的价电子构型相同，性质相似,66,3.4元素基本性质的周期性,3.4.1原子半径,3.4.2电离能,3.4.3电子亲和能,3.4.4元素电负性,p104-114页,67,3.4.1原子半径,共价半径同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距离的一半金属半径金属单质的晶体中，相邻两原子的核间距离的一半范德华半径当原子间没有形成化学键而只靠分子间的作用力互相接近时，相邻两原子的核间距离的一半,p105页,68,r减小缓慢；IB,IIB略有增大。Z*增大不多；IB,IIB屏蔽效应大导致Z*减小；IVA后Z*增加。,原子半径变化规律,原子半径r的大小主要决定于：原子的有效核电荷数Z*和电子层数n同一元素：r(负离子)r(原子)r(正离子)同一周期短周期中：长周期中：,r逐渐减小Z*增加,p105页,69,原子半径变化规律p105页,同一族同A族中：同B族中：,依次增大电子层增加,变化不明显,特别是第五和第六周期的元素、原子半径非常接近，以致于它们的性质非常相似，在自然界中常常共生在一起，难以分离。(镧系、锕系收缩),70,主族元素,71,(1)副族原子的价电子层构型(n-1)d1-10ns1-2,副族元素：,半径总趋势:同周期左右大小；同副族不规律,72,(2)副族原子半径的变化,73,3.4.2电离能,基态气态原子失去一个电子形成+1价气态离子所需要的能量叫该原子的第一电离能；由+1价气态离子再失去一个电子形成+2价气态离子所需要的能量叫做第二电离能；类似定义第三、第四电离能电离能用符号I表示，单位:kJmol-1或ev通常讲的电离能指的都是第一电离能电离能I的大小反映了原子失去电子的难易元素的电离能I是元素金属活泼性的一种衡量尺度元素的金属性是元素的原子失去电子成正离子的性质,p108页,74,3.4.2电离能,I主要决定于原子的有效荷电荷数Z*,原子半径r和原子的电子层结构I主要变化规律同一元素：同一族：A族：B族：同一周期：,I依次减小，金属性依次增强Z*增加不多，r依次增大,I总趋势增大，金属性减弱，但有起伏Z*增大，r减小，引力增大,p108页,I1I2I3,变化没规律,75,第一电离能随原子序数增加的变化,p109-111页,76,第一电离能随原子序数增加的变化,p110页,77,3.4.3电子亲和能,元素气态原子在基态时得到一个电子形成1价气态离子所放出的能量叫该元素的第一电子亲和能；类似定义第二、第三亲和能亲和能用符号E表示，单位:kJmol-1不加注明均指第一电子亲和能E=-H（H为热效应，吸热为“+”，放热为“-”）元素的电子亲和能E增大越易获得e，非金属性增强。元素非金属性：元素的