第5章 原子结构与元素周期律.ppt

1、第5章 原子结构 5.1 原子结构的认识 5.2 原子结构的近代概念 5.3 原子中电子的排布 5.4 原子性质的周期性 重点：四个量子数，能级序，电子排布三原理，电子组态，元素分区与结构特征。 学时：8 作业：P147：3；4；6；9,1927年第五届索尔威会议合影,1.原子由原子核和核外电子组成 2.原子核由质子和中子组成 3.Z=核电荷数=核内质子数=核外电子数 5.1.2原子轨道能级 原子轨道核外电子运动的空间范围 能级：原子中能量不同的状态称为能级，每个电子层就是一个能级 。（每一个亚层也是一个能级。,5.1原子结构的认识,5.1.1原子的组成,玻尔理论 1.玻尔认为，原子中有定态轨

2、道，即能量一定的固定状态的轨道。 2.不同的定态轨道能量不同，离核越近,能量越低。 即n越小，能量越低。 3.核外电子分层排布， 即电子层n 4.基态，激发态 玻尔理论评价,n,5.2.1.电子的波粒二象性 光的波粒二象性 波动性：光的干涉、衍射现象等实验支持光的波动性； 粒子性：光压、光电效应等实验则支持光的粒子性。 电子的波粒二象性德布罗意假设 电子的粒子性由J.J汤姆逊测出m而确定; 电子的波动性则由G.P汤姆逊等人证明-电子衍射实验 J.J汤姆逊，G.P汤姆逊 大仲马，小仲马,5.2原子结构的近代概念,1927年，Davissson 和 Germer 应用 Ni 晶体进行电子衍射实验，

3、证实电子具有波动性；G.P汤姆逊则用金箔进行电子衍射实验。 注意亮环纹处，暗环纹处的意义！,(a),(b), 微粒波动性的近代证据 电子的波粒二象性,5.2.2 概率 仔细覌查电子的衍射实验，可以发现什么规律？ 亮环纹出电子出现的概率大，暗环纹处则相反。 不难想象，电子的运动符合概率统计！ 概率电子在核外空间某处出现机会的多少 概率密度电子在核外空间某处单位体积内出现的概率,5.2.3原子轨道,1. 波函数 （既然电子具有波的性质 ，就可用波函数描述它） 1926年奥地利物理学家薛定谔根据德布洛依的波 粒二象性通过经典的光的波动方程类比推演出氢原子的波动方程即薛定谔方程： psai ：波函数；

4、 h：普朗克常量； m：微粒质量； E ：系统总能量；V：系统的势能； x、y、z：空间坐标。,求解薛定谔方程, 就是求得波函数和能量 E ; 薛定谔方程求解，需要引入三个参数n、l、m, 使其解具有确定的物理意义。 波函数 = “原子轨道”,2. 原子轨道的角度分布图 原子轨道有多种，例如s轨道,p轨道,d轨道等。 原子轨道的图形是一立体图形。 角度分布图可近似理解为原子轨道的平面投影图。 具体s轨道,p轨道,d轨道的角度分布图见图5.4,5.2.4概率密度和电子云,5.2.4 电子云-从概率角度认识原子轨道 电子的运动规律符合统计规律，有概率大小； 概率密度：电子在核外某处单位体积内出现的

5、概率， 称为概率密度，它可直接用|2来表示。 电子云以小黑点疏密描述电子在核外出现的概率密度分布的空间图象，也就是|2 的图像。 原子轨道-波函数-； 电子云-概率密度-|2 波函数有角度分布； 电子云|2也有角度分布，具体见图5.4虚线部分,*5.2.5 描述电子运动状态的四个量子数,（1）主量子数 n (principal quantum number), 表示电子层，即电子出现概率最大的区域离核的远近，是决定电子能量的主要量子数。, 不同的n 值，对应于不同的电子壳层 .7 K L M N O., 表示电子亚层，决定原子轨道或电子云的形状； 与角动量有关，对于多电子原子, l 也与E 有

6、关。 l 的取值,决定于n,并且只能小于n,不能等于或大于n 当l 的取值为 0，1， 2，n-1 代表的亚层分别是 s, p, d, . 一个电子层有几个亚层呢？,（2） 副量子数l (角量子数),讨论,n=1， l =0， 记作 1s n=2， l =0，1， 2s，2p n=3， l =0，1，2 3s，3p，3d n=4， l =0，1，2，3 4s，4p，4d，4f 也就是说，第一电子层有一个亚层，为1s， 第二电子层有两个亚层，为2s，2p 第三电子层有三个亚层，为3s，3p，3d 第四电子层有四个亚层，为4s，4p，4d，4f,同一亚层中还有若干个空间伸展方向不同的原子轨道 m表

7、示空间取向，即该亚层中原子轨道的数量 m取值受l限制，只能从-l ，0，+l，共有（2 l+1）个值 m可取 0，1, 2l m 值相同的轨道互为等价轨道,（3） 磁量子数m ( magnetic quantum number),讨论,当l=0时，m=0,表示s亚层只有1条原子轨道s 当l=1时，m=-1,0,1,表示p亚层有3条原子轨道3px, 3py, 3pz, 这3条轨道为等价轨道。 当l=2时，m=-2，-1, 0, 1, 2，表示d亚层有5条原子轨道, 这5条d轨道为等价轨道。 S轨道 p轨道 d轨道,s 轨道(l = 0, m = 0 ) : m 一种取值, 空间一种取向, 一条

8、s 轨道。每个电子层都有1个s 轨道，1s,2s,3s等,p 轨道(l = 1, m = +1, 0, -1) m 三种取值, 三种取向, 三条等价(简并) p 轨道 第2,3,4,5电子层都有3个p轨道，如2p,3p,4p,5p,d 轨道(l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2) : m 五种取值, 空间五种取向, 五条等价(简并) d 轨道,（4） 自旋量子数 mS(spin quantum number), 描述电子绕自轴旋转的状态 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为 电子的自旋状态只有2种，顺时针和逆时针 因此mS只有2个取值，分别记作+1/2和-1/2， 分别用和

9、表示,复习总结： 主量子数 n 表示电子层，决定原子轨道的能量高低； 副量子数l表示电子亚层，决定原子轨道的形状和能量高低； 磁量子数m决定原子轨道的空间取向或某亚层中原子轨道的数目； 自旋量子数mS决定电子运动的自旋状态 原子结构的想象,注意事项：,波函数和原子轨道 波函数是描述电子运动状态的函数，它服从 波动方程（Schrdinger方程)，解方程时，对应于一组量子数n、l、m，就有一个波函数(n,l,m),它代表一种电子运动状态，也称为一个原子轨道。 n、l、m确定了，原子轨道就确定了； n、l、 m 、 mS确定了，电子运动状态就确定了,例1 n = 2, l = 1, m = 0 的

10、原子轨道的名称是什么？,解： n = 2, 为第二电子层；l = 1 ，为p亚层，即p轨 道。因为 n = 2, 该轨道的名称应该是 2p轨道。 m = 0 表示3个 2p轨道中的1条2p轨道。 例2. n = 2, l = 1, m = 0, ms=+1/2 对吗？为什么？ n = 1, l = 1, m = 0, ms=+1/2 呢？ n = 2, l = 1, m = 2, ms=+1/2呢？ 例3. n = 4, l = ？, m = 0, ms=+1/2 ： n = 3, l = 0, m = 0, ms= ？ 例4.第二电子层有几个亚层，几个轨道，各叫什么？ 第四电子层呢？,氢原子

11、和类氢离子核外只有一个电子，其能量只与主量子数n有关，而与角量子数l无关。 即n相同的同一电子层内，各亚层的能量相等。 如E2s=E2p，E3s=E3p=E3d 上述结论,只适用于单电子体系,不适用于多电子体系！ (以上内容自学) 在多电子原子中，电子不仅受核的吸引，电子与电子之间还存在相互排斥作用。 因此多电子原子中电子的能量不仅取决于主量子数n，还与角量子数l有关。,5.3 原子中电子的分布,5.3.1 多电子原子轨道的能级,鲍林(Pauling L C)根据光谱实验数据及理论计算结果，把原子轨道能级按从低到高分为7个能级组。,Pauling L C (1901-1994),鲍林近似能级图

12、,l相同时，随n，E； E1s E2s E3s； E2p E3p E4p ； E3d E4d ；E4f E5f ； 当n相同时，随l，E； En s En p En d En f ； 当n、l均不同时，有能级交错现象；如 E4s E3d E4p；E5s E4d E5p ；E6s E4f E5d E6p；,从鲍林近似能级图可得：,注意： 鲍林近似能级图 1.仅反映基态原子中原子轨道能量的近似高低，并不精确。 2.仅仅适用于多电子原子体系，不适用于单电子体系。 3.必须记住能级序：（由低到高）1s2s2p3s 3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p 4.能级组能量相近的原子轨道，划分为1个能

13、级组； 7个能级组（对应于7个周期）,5.3.2 基态原子中电子分布原理,电子总是优先占据能量最低的轨道, 占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道。 类比：人的站坐卧。, 最低能量原理(The principle the lowest energy) :, 泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)：,每1条原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且其自旋方向相反。 学校的鸳鸯楼，每个房间最多只能住2个人，并且男女性别相反。,各亚层可容电子数： s：2； p：6； d：10； f：14。, 洪德规则 (Hunds rule)：,在等价轨道（同一亚层）上分布的电子,将尽可

14、能分占不同的轨道, 且自旋平行。 例如, C Z=6 轨道表示式： 电子结构式或电子排布式： 讨论：氮原子的轨道表示式 氧原子的轨道表示式,洪特规则特例（p133） 此外，作为洪特规则的补充，电子亚层全空、半满或全满特别稳定。 全空:P0 d0 f0 半满:P3 d5 f7 全满:p6 d10 f14 如 24Cr的电子组态 29Cu的电子组态,8O的电子排布式为：1s22s22p4 也可用图示形式表示：,5.3.3 基态原子中电子的分布,Z+近似能级序+电子排布三原理=电子排布式 用主量子数n的数值和轨道角动量量子数l的符号并在亚层右上角表出亚层电子数的电子排布式称为电子构型，也叫电子组态、

15、电子结构式、电子排布式。,如： 9F： 1s22s22p5 11Na： 1s22s22p63s1,简单起见，内层满电子层可用相应稀有气体元素符号加方括号表示。 如 11Na: 1s22s22p63s1 可表示为Ne3s1（详见p134）,基态原子的价层电子构型 价电子所在的亚层统称价层 原子的价层电子构型是指价层的电子分布式 例如： 9F： 2s22p5 11Na： 3s1 再如 26Fe： 3d64s2； 24Cr ： 3d54s1,电子填充按近似能级顺序，而元素在失电子时按从外往里的顺序，即 按npns (n1)d (n2)f的顺序。 如 26Fe： Ar3d64s2； Fe2+： Ar3

16、d6，而不是 Ar3d44s2 24Cr ： Ar3d54s1 ; Cr3+： Ar3d3，而不是 Ar3d14s2,5.3.4 简单基态阳离子的电子分布,5.3.5 元素周期律与核外电子分布的关系,1.能级组与元素周期 元素的基态原子最外层电子的n值即为元素 所在周期数； 如 26FeAr3d64s2为第四周期元素； 47AgKr4d105s1为第五周期元素。 各周期元素总和等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。,核外电子排布的周期性变化使得元素性质呈现周期性的规律，即元素周期律,s区 ns12 活泼金属,ds区 (n1)d10ns12,d区 (n1)d19ns12 全为金属 呈多变氧

17、化态,非金属 p区 ns2np16 金属,2.区（价电子构型与元素分区）,3.族,主族元素 I AA(即0族)：元素的最后一个电子填入ns或np 亚层，价电子总数等于族数。 副族元素 B族 + BB共10列，其中 族有3列 。 副族元素也称过渡元素(同一周期从s区向p区过渡)。 主族元素：价电子构型 = 最外层电子构型(nsnp) 副族元素：价电子构型 = 最外层+部分次外层,5.4 原子性质的周期性 1. 原子半径,根据原子与原子间作用力的不同，原子半径的数据一般有三种：共价半径、金属半径和范德华半径。,金属半径,共价半径,范德华半径,原子半径的大小反映了原子的大小，进而反映了原子得失电子的

18、难易程度，其变化规律如下：,同一周期：从左右， Z*，对核外电子引力，r； 同一主族：从上下，电子层，原子半径明显； 同一副族：元素的原子半径从上到下递变不是很明显；第一过渡系到第二过渡系的递变较明显；而第二过渡系到第三过渡系基本没变，这是由于镧系收缩的结果。,2 .电离能I,基态气体原子失去最外层一个电子成为气态+1价离子所需的最小能量叫第一电离能, 再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量则叫第二、第三、电离能。 各级电离能的数值关系为I1I2I3. 。 电离能的大小反映原子失电子的难易程度，即元素的金属性强弱。电离能愈小，原子愈易失去电子，元素的金属性愈强。 记忆：电离能的大，小=金属性

19、的弱，强,电离能变化规律（=金属性变化规律) 同一周期： 短周期 从左右，I；因从左右Z*，r ，对核外电子的吸引力，电离能逐渐增大； 长周期 有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，电离能增加不明显。 同一主族 从上下， I；从上到下，有效核电荷增加不多，而原子半径则明显增大，电离能逐渐减小。,3 .电子亲和能EA,处于基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所释放的能量为该元素原子的第一电子亲和能，用符号EA1表示， EA1为负值(表示放出能量)，稀有气体等少数元素为正值。,电子亲和能的大小反映了原子得到电子的难易程度，即元素的非金属性的强弱。 记忆：电子亲和能的大小=非金属性的强弱 同一周

20、期 从左右|EA1|，同一主族 |EA1|自上而下减小,4 .电负性x,同一周期 从左到右电负性逐渐增大； 同一主族 从上到下电负性逐渐减小。 F元素的电负性最大(4)；一般金属的电负性小于2；非金属的电负性大于2；过渡金属元素的电负性都比较接近，没有明显的变化规律。,元素的原子在分子中吸引电子能力的相对大小，即对共用电子对的吸引力的相对大小。,5 .元素的氧化数 主族元素的氧化数见表5.8 副族元素的氧化数见表5.9 6. 元素的金属性和非金属性 容易失去电子变为阳离子，说明金属性强； 容易得到电子变为阴离子，说明非金属性强； I，EA的大小与元素的金属性 变化规律,原子结构总结 掌握四个量子数的取值和意义（核外电子排布情况） 区别 n.l.m为一原子轨道，n.l.m.ms为-个e的运动状态 掌握近似能级图、电子排布三原理及电子排布 特别注意：Hund规则及特例(Cr.Cu.Ag.Au) 掌握系构关系 主族元素族数最外层电子数