原子核外电子结构课件

原子核外电子结构多电子原子的运动状态对于多电子原子，核与电子的相互作用情况较复杂，不能从薛定谔方程中精确解出电子的各种运动状态。在氢原子体系的基础上，通过建立一些近似模型，如中心立场模型，对薛定谔方程进行近似处理，来研究多电子原子体系。得到了与氢原子体系相类似的结果：原子轨道的能量；表示电子各种运动状态的一系列波函数；原子轨道近似能级图。多电子原子吸引力吸引力排斥力复杂简单单电子原子原子核与电子作用力示意图吸引力中心力场模型把其他电子对指定电子的排斥平均起来并看成是球形对称的，这样指定电子可处理成只受带正电的原子核的作用。单电子体系多电子原子Z—核电荷数Z*=Z-σ称为有效核电荷原子轨道能量(能级)高低单电子原子：原子轨道的能级高低与主量子数n有关。n相同，原子轨道的能级相同。例如,E4s=E4p=E4d=E4f多电子原子：原子轨道的能级高低与主量子数n和角量子数l有关。

n相同，l越大，原子轨道的能级越高。例如，E4s<E4p<E4d<E4f

l相同，n越大，原子轨道的能级越高。例如，E2p<E3p<E4p能级：最早在玻尔理论中提出，表示各原子轨道的能量状态是不连续的。通常将某个原子轨道的能量状态称为某能级，如1s能级，2p能级等。一、多电子原子的能级鲍林根据大量光谱实验数据及某些近似计算，提出多电子原子中原子轨道近似能级图。鲍林近似能级图表明：原子轨道(用圆圈表示)按能级高低次序排布；一般来说，n越大，原子轨道的能级越高，n相同，l越大，原子轨道的能级越高。将能量相近的能级划分为一组，称为能级组，每一能级组从ns开头，以np结束；不同能级组之间能量差别较大；从第四能级组开始，出现了能级交错现象；前七个能级组对应于元素周期表的七个周期。1.鲍林近似能级图1s鲍林近似能级图

n=1n=2n=3n=4n=5n=6n=72p2s3p3s

4p

3d4s

5p

4d5s

6p

5d4f6s

7p

6d5f

7s能级组与元素周期表能级组一，二，三，四，五，六，七周期一，二，三，四，五，六，七原子轨道数1,4,4,9,9,16,16最大电子容量2,8,8,18,18,32,32各周期元素数2,8,8,18,18,32,32电子层与能级组的差别电子层数与主量子数n有关，同一个电子层中可以有n个电子亚层。能级组是由一个或多个能量相近的亚层组成，这些亚层的主量子数n可以相同也可以不同。例如，第四能级组包括3d,4s,sp三个亚层。鲍林PaulingLC

1901-1994,美国化学家1931年用量子力学理论研究化学键的本质，创立杂化轨道理论。1950年提出蛋白质存在

和

螺旋体。晚年在维生素C服用效果方面作了大量工作。1954年,因对化学键本质的研究及生物高分子结构和性能之间关系的研究获得诺贝尔化学奖。在1950年-1960年间，他极力反对核试验因而在1963年获得诺贝尔和平奖。他是惟一的两次诺贝尔奖获得者。曾于1973年和1981年到中国访问讲学。著有《量子力学导论》(1935)和《化学键的本质》(1939)。徐光宪中国物理化学和无机化学家徐光宪等建议：利用（n+0.7l

）来计算原子轨道的能级相对次序，并将(n+0.7l

)的首数相同的原子轨道合并为一组，称为能级组。所得结果与鲍林近似能级图相同。例如，3+0.7*0=33+0.7*1=3.73+0.7*2=4.44+0.7*0=44+0.7*1=4.7

第三能级组有3s和3p能级第四能级组有3d,4s,4p能级把其他电子对指定电子i的排斥力归结为核对指定电子吸引力的减弱。实际作用在指定电子上的核电荷称为有效核电荷Z*，并且有

Z*=Z-σσ称为屏蔽常数屏蔽效应的大小:内层电子对外层电子的屏蔽作用较大；同层电子间屏蔽作用较小；外层电子对内层电子无屏蔽作用。2、屏蔽效应和穿透效应电子i屏蔽效应由于电子钻穿而引起能量发生变化的现象。从径向分布图可以看出，当电子为3s或3p或3d电子时，钻穿效应的大小是不同的。钻穿效应的大小为：当n相同时，l越小，钻穿效应越大。穿透效应能级交错现象在原子轨道近似能级图中，从第四能级组开始出现了能级交错现象，这一现象可用屏蔽效应和穿透效应来解释。比较4s和3d轨道的径向分布图：4s的最大峰比3d远4s的穿透作用较3d强4s电子能更好地回避其它电子的屏蔽，因而E4s<E3d。能级交错现象出现在：

E4s<E3d<E4pE5s<E4d<E5pE6s<E4f<E5d<E6pE7s<E5f<E6d<E7p

解释鲍林能级近似图在多电子原子中，屏蔽效应和钻穿效应同时存在，共同作用的结果使得多电子原子中原子轨道的能量高低为：l相同，n越大，电子的能量越高，如E1s<E2s<E3sn相同，l越大，电子的能量越高，如E3s<E3p<E3d发生能级交错现象。二、核外电子排布的原则基态原子核外电子排布遵循以下三条原则：能量最低原理保里不相容原理洪特规则保里不相容原理或：一个原子轨道最多只能容纳两个自旋相反的电子。在一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子同时存在。电子的不可分辨性能量最低原理1H1s12He1s2

3Li1s22s14Be1s22s2

5B1s22s22p16C1s22s22p27N1s22s22p3电子优先占据能量较低的原子轨道。8O1s22s22p49F1s22s22p510Ne1s22s22p611Na12Mg13Al18Ar洪特规则电子在等价轨道上排布时，总是尽可能以相同的自旋方向分占不同的轨道。7N1s22s22px12py12pz1

6C1s22s22px12py1

洪特规则特例在等价轨道上，电子处于全充满（p6，d10，f14）半充满（p3，d5，f7）全空（p0，d0，f0）时，原子的能量最低，结构最稳定。Cr1s22s22p63s23p63d54s1Cu1s22s22p63s23p63d104s1

三、原子的电子结构与元素周期律1.原子的电子结构2.原子的电子结构与元素周期律1.原子的电子结构电子排布式电子结构电子构型

基态与激发态6C1s22s22p21s22s12p3外围电子构型价电子构型价层电子构型25Mn3d54s225Mn1s22s22p63s23p63d54s2[Ar]3d54s2在书写基态电结构时应注意：(1)

元素的电子构型应按电子层数递增的顺序依次写出。例如，

21Sc电子排布顺序为1s22s22p63s23p64s23d1

电子结构为1s22s22p63s23p63d14s2(2)对核电荷数较大的原子，常常用稀有气体元素符号加中括号表示内层电子结构。内层电子结构也称为原子实。例如，

19K[Ar]4s150Sn[Kr]4d105s25p2(3)

元素的化学性质主要与外围电子构型有关，因此常用外围电子构型表示原子的结构。例如，

19K4s121Sc3d14s250Sn5s25p26C2s22p229Cu3d104s124Cr26Fe当金属原子电离成为离子时，失电子的顺序是：np，ns，(n-1)d，(n-2)f。

电子构型外围电子构型Cu[Ar]3d104s13d104s1Cu+[Ar]3d103s23p63d10Cu2+[Ar]3d93s23p63d9Fe[Ar]3d64s23d64s2Fe2+[Ar]3d63s23p63d6Fe3+[Ar]3d53s23p63d5例：用四个量子数分别表示元素氮基态时7个电子的运动状态。解元素氮基态时7个电子的运动状态分别为：1s2(1,0,0,+1/2)；(1,0,0,-1/2)2s2(2,0,0,+1/2)；(2,0,0,-1/2)2p3(2,1,0,+1/2)；(2,1,-1,+1/2)；(2,1,+1,+1/2)或1s2(1,0,0,+1/2)；(1,0,0,-1/2)2s2(2,0,0,+1/2)；(2,0,0,-1/2)2p3(2,1,0,-1/2)；(2,1,-1,-1/2)；(2,1,+1,-1/2)

例：写出元素铁的电子构型、外围电子构型，并指出铁原子中有多少个未成对电子。解铁的原子序数Z=26，因此，电子构型:1s22s22p63s23p63d64s2

或:[Ar]3d64s2

外围电子构型:3d64s2

只有未充满的亚层上含有未成对电子。在铁原子中，3d亚层上只有6个电子，是未充满的，根据洪特规则，这6个电子在3d亚层上的排布如下，因此铁原子中有4个未成对电子。

门捷列夫1834-19071869年，编制了一张包括当时已发现的63种元素的周期表，并指出：(1)元素按原子量大小排列；(2)原子量的大小决定元素的特征；(3)预料应有新元素发现；(4)修正了一些元素的原子量。元素周期律的发现，激起了人们去发现新元素和研究无机化学理论的热潮。因发现元素周期律而获得英国皇家学会戴维奖章。无缘于诺贝尔奖：1905年的候选人；1906年1票落选；

1907年去世。俄国化学家2.原子的电子结构和元素周期律周期：分7个周期族：8个主族ns1~2,np1~68个副族(n-1)d1~10,ns1~2区：分5个区

s,p,d,ds,f

周期周期一二三四五六七元素数2，8，8，18，18，32，32结构特点：由ns1（氢或碱金属）开始，以1s2或np6（稀有元素）结束；

元素周期表的七个周期对应于原子轨道近似能级图的前七个能级组；元素的化学性质具有递变规律。族主族包括：IA、IIA、…VIIA、0族，共8个主族结构特点：主族族数=ns+np(电子数)同族元素有相似的外围电子构型，因此同族元素具有相似的化学性质。例如11Na，电子构型为[Ne]3s1，属IA族

15P，电子构型为[Ne]3s23p3，属VA族

18Ne，电子构型为[Ne]3s23p6，属VIIIA族或0族副族包括：IB、IIB、…VIIB、VIII,共8个副族副族族数=(n-1)d1~10+ns1~2(电子数)(n-1)d+ns(电子)=3~7时，为IIIB－VIIB族

=8~10时，为VIII族

=10+1或10+2时，为IB、IIB族

区元素周期表共分成5个区s区：包括IA、IIA族。p区：包括IIIA－VIIA及0族元素。d区：包括IIIB－VIIB及VIII族。ds区：包括IB和IIB族。f区：为La系、Ac系元素。应用从原子结构推出在周期表中的位置从在周期表中的位置推出原子结构例已知Hg元素原子序数为80，试写出其外围电子构型，并指出其在周期表中的位置。解各周期包含的元素数为

2，8，8，18，18，32，32，…前五个周期共有2+8+8+18+18=54个元素,80-54=26，可推出该元素为第六周期元素，原子实为[Xe]。因为第六能级组电子填充顺序为6s24f145d106p6，所以外围的26个电子的排布为4f145d106s2。由于5d+6s的电子数=10+2，是IIB族元素。Hg为第六周期IIB族元素。例已知某元素处于第五周期VA族，试推其外围电子构型和原子序数。解该元素为VA元素，ns+np电子数=5，可推出其外围电子构型为5s25p3。因该元素处于第五周期，原子实为[Kr]，电子构型为[Kr]4d105s25p3，原子序数可如下计算：

Z＝36＋10+5＝511s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3§4-4元素基本性质的周期性变化一、原子半径二、电离能和电子亲和能三、电负性结构与性质的关系

relationshipstructureandactivity电子结构原子序数有效核电荷电子层数基本性质原子半径电离能电子亲和能电负性一、原子半径（atomicradius）无法说出单独一个原子的大小；假定原子成球形对称,原子半径一般是指形成共价键或金属键时原子间接触所表现出来的半径。共价半径非金属金属半径金属范德华半径稀有气体原子半径的大小主要由原子的有效核电荷数和电子层数决定。原子半径在周期表中的变化规律1.同一周期从左到右，原子半径逐渐减少。主族元素比副族元素原子半径减少的幅度大。短周期长周期副族镧系锕系2.同一主族从上至下原子半径增大。

副族二、电离能和电子亲和能1.电离能I基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需能量称为第一电离能。用I1表示。表示为

A(g)=A+(g)+eI1

A+(g)=A2+(g)+eI2I1<I2<I3<I4…。电