第四章 原子结构

第四章原子结构atomicstructure重点掌握：1、初步了解原子核外电子运动的近代概念、原子能级、波粒二象性、原子轨道（波函数）和电子云概念以及微观粒子的运动规律2、四个量子数3、s、p、d原子轨道图形

“结构决定性质”。不同物质在性质上的差异是由于物质内部结构不同而引起的，对化学变化而言，原子核并不发生变化，只涉及到核外电子运动状态的改变。因此要了解物质的性质及其变化规律，首先必须了解原子的内部结构，特别是核外电子的运动状态。原子结构

核电荷数（Z）=核内质子数

=核外电子数=原子序数

原子(A)原子核电子(Z)→带负电，m→0质子(Z)→带正电中子(N)→不带电原子结构理论的发展简史

一、古代希腊的原子理论二、道尔顿(J.Dolton)的原子理论---19世纪初三、卢瑟福(E.Rutherford)的行星式原子模型---19世纪末四、近代原子结构理论---氢原子光谱1.1Bohr的氢原子模型

自然光

氢原子的发射光谱是所有原子发射光谱中最简单的，发出紫外和可见光。氢原子光谱特征:①不连续的、线状的，②是很有规律的.Fe在电弧中发光显影光源狭缝光栅照相谱图波长标尺

无论何时、何地，测得的谱线位置和强度完全吻合！连续光谱和原子发射光谱(线状光谱)比较经典电磁理论不能解释氢原子光谱

经典电磁理论：

电子绕核作高速圆周运动，发出连续电磁波→连续光谱，电子能量↓→坠入原子核→原子湮灭。事实：氢原子光谱是线状（而不是连续光谱）；原子没有湮灭。－二、玻尔（N.Bohr）原子结构理论1913年，丹麦物理学家N.Bohr提出.

(1)定态假说原子中的电子只能在特定的轨道上运动，电子绕核做圆形轨道运动时既不辐射也不吸收能量，称为原子的定态（stationarystate）

，每一轨道上的电子有特定的能量值，称之为能级。原子在正常或稳定状态时，电子尽可能处于能量最低的状态—基态（groundstate）。其他能量较高的状态称为激发态（excitedstate）对于氢原子，电子在n=1的轨道上运动时能量最低—基态，其能量为：

E=-(RH/n2)，n=1则E=-2.18×10-18J相应的轨道半径为：r=52.9pm=a0（玻尔半径)

Bohr理论的三点假设(2)量子化条件假说核外电子运动的轨道角动量（L）量子化（而不是连续化）：L=mvr=nh/2(n=1,2,3,4…)h为普朗克常量(3)频率假设一定轨道中的电子具有一定的能量（定态）离核越近，能量越低，当电子在不同轨道之间跃迁（transition）时,会吸收或幅射光子，其能量取决于跃迁前后两轨道的能量差：

E光子=E2–E1=h

=hc/

Emin:基态其余的：激发态正常情况下：各电子尽可能处在离核最近的轨道上

基态

吸收E

激发态发射光能量量子化模拟示意图

上:能量连续变化;中、下：能量量子化→→n2=3n1=2→n2

=4

n1=2优点：成功地解释了氢原子不连续光谱缺点：不能解释多电子原子光谱,甚至不能说明氢原子光谱的精细结构原因：没有考虑微观世界粒子的特性—波粒二象性(wave–particleduality)

小黑点代表电子小黑点的疏密代表电子出现的概率外空间找到电子的可能区域

电子在某些界面出现的概率>90%描述核外电子运动状态的数学函数电子云波函数原子轨道二、核外电子的运动状态的描述电子云界面图波函数

Schröndinger

方程——描述微观粒子运动状态Ψ-波函数E-系统的总能量V-体系的总势能m-电子的质量

自旋量子数磁量子数

主量子数角量子数Schröndinger

方程的限制条件四个量子数主量子数可取的数值：主量子数n：

1、2、3、4…等正整数，电子层顺序：1、2、3、4…电子层符号：K、L、M、N、O、P、Q…物理意义：决定电子离核远近和能量高低的主要因素。单电子原子中电子的能量完全由主量子数决定。角量子数可取的数值：角量子数l：

l=0，1，2，3，…，n-1表示：

spdf形状：球双球花瓣物理意义：表示原子轨道（电子云）的形状；表示同一电子层中电子能量高低不同分为若干能级（电子亚层）n1234l0010120123符号1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f可取的数值：0~n-1的整数(n个取值)spdf磁量子数可取的数值：磁量子数m=：

0、±1、±2…±l等整数表示：该形状的轨道有（2l＋1）个物理意义：决定原子轨道在空间的取向主量子数角量子数亚层符号磁量子数轨道空间取向数每层中轨道数n2101s0112012s2p0-1、0、+113430123s3p3d0-1、0、+1-2、-1、0、+1、+21359每层中原子轨道数自旋量子数可取的数值：+1/2、-1/2。物理意义：电子自旋方向小结：n：决定电子云的大小l：决定电子云的形状m：决定电子云的伸展方向

一个原子轨道可由n,l,m

3个量子数确定。

一个电子的运动状态必须用n,l,m,ms

4个量子数描述。1.Pauling近似能级图能级交错三、核外电子的排布规律每层最多容纳2n2个电子

不能存在四个量子数完全相同的电子不相容电子的运动状态不能完全相同实质1.Pauli不相容原理

2.能量最低原理/构造原理基态原子电子排布总是先占据能量最低的轨道。当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道例用s，p，d，f等符号写出下列各元素原子基态的电子层结构。16S12Mg解：16S：1s22s22p63s23p4

12Mg：1s22s22p63s2

3.洪特规则在简并轨道（原子中能级相同的轨道）上电子的排布，电子尽可能分占不同的简并轨道，且自旋平行（方向相同）。

例：24Cr：1s22s22p63s23p63d44s229Cu：1s22s22p63s23p63d94s2

24Cr：1s22s22p63s23p63d54s129Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

｝例、下列各元素基态原子的电子层结构的写法各违背了什么原理？写出正确的电子层结构式。（1）5B：1s22s3（2）7N：1s22s22px22py1

（3）4Be：1s22p2重点掌握：20号以内各元素核外电子排布规则特别是C、N、O的核外电子排布规则！共享电子达到稀有气体的电子构型多个原子间电负性1916年Lewis这种理论即为经典共价键理论又称为八隅律（octetrule）第五章分子结构简化的Lewis结构式:用电子对表示共价键结构，可说明有机反应机制中电子的转移

Lewis结构式形成原因饱和性二、现代共价键理论基本要点方向性一个原子含有几个单电子,就能与几个自旋方向相反的单电子形成共价键自旋方向相反的单电子相互配对降低了两核间正电荷的排斥力共价键总是尽可能地沿着原子轨道最大重叠方向形成重新组合过程称为杂化，所形成的新的原子轨道称为杂化轨道激发重新组合三、碳的杂化轨道

（hybridizationorbitals）杂化轨道理论价键理论无法解释甲烷分子(CH4)中4个碳氢键的键角相同的事实碳原子的6个核外电子运动于各自的原子轨道中：C：1s22s22p2价电子层：基态：先杂化后成键四、共价键的属性成键原子的核间距离。键长越长键越稳定还是相反？键长键角极性键能两共价键之间的夹角。可由键角判断杂化方式？离解能或平均离解能。键能越大键越牢固还是相反？成键原子间的电荷分布。极性越大越容易发生化学反应还是相反？共价键的极性电负性：键合原子拉电子能力不同同种原子构成不同原子构成这种成键电子云不是平均分配在两个成键原子核之间的共价键称为极性共价键两个成键原子既不带正电荷,也不带负电荷，叫非极性共价键。d+

d-结论周期表键的极性大小取决于成键原子的电负差.两个元素的电负性差值≥1.7为离子键,＜1.7为共价键,0.7～1.6为极性共价键带正电荷的原子核和带负电荷的电子组成的取决于整个分子的正、负电荷中心是否重合若两者重合，就是非极性分子，两者不能重合为极性分子偶极矩μ=q×d

分子的组成分子的极性极性的分类极性的衡量第三节分子的极性和分子间的作用力

分子的极性是分子中所有化学键极性的向量和极性越大，分子间相互作用力就越大.故极性大小直接影响其