原子结构和元素周期律课件

原子结构和元素周期律

AtomicStructure&PeriodicPropertiesofElements物质分子原子化学键晶体堆积原子核核外电子

物质的化学变化一般只涉及核外电子运动状态的改变

原子结构主要是

研究核外电子运动的状态及其排布规律原子结构和元素周期律

核外电子运动状态及特性

氢原子的波函数

多电子原子的原子结构

原子的电子组态与元素周期表

核外电子运动状态及特性TheMotionStateofExtranuclearElectronsandItsPeculiarity第一节原子结构的认识史第一节核外电子运动状态及特性1、古原子说希腊词“原子”—“atomos”2、近代原子学说—不可分割

19世纪初：DaltonJ（英国）原子学说—物质由原子组成，原子结构不可分割。原子结构的认识史第一节

核外电子运动状态及特性3、枣糕模型：1897年，J.J.Thomson发现了电子，打开了原子内部结构的大门枣糕模型—

原子呈球状，其中平均分配着正电荷，而带负电荷的电子则一粒粒地“镶嵌”在这个圆球中。

获1906年诺贝尔物理学奖一、氢光谱和氢原子的Bohr模型1、RutherfordE

（英国）原子有核模型第一节核外电子运动状态及特性a粒子散射实验卢瑟福(1871-1937)新西兰裔英籍物理学家把射线划分成a,b和g三种类型并发现了原子核。

获1908年诺贝尔化学奖“含核原子模型”“行星系式原子模型”原子核a粒子散射实验非常小的核一切原子都是由带正电的原子核和带负电的核外电子组成，原子核好比是太阳，电子好比是绕太阳运动的行星，绕核高速运动。（带正电）第一节核外电子运动状态及特性一切原子都是由带正电的原子核和带负电的核外电子组成，核外电子绕核高速运动。电磁理论

电子绕核运动必辐射电磁波而放能，电子旋转半径减小而最终落在原子核上。

原子光谱应该是一个连续光谱。第一节核外电子运动状态及特性一、氢光谱和氢原子的Bohr模型2、氢原子的线状光谱（linespectrum）

白光散射时，观察到可见光区的连续光谱，但H原子受激发射所得光谱却是不连续的线状光谱，在可见光区有四条谱线。一、氢光谱和氢原子的Bohr模型

3、氢光谱的波长规律第一节核外电子运动状态及特性式中，

是波长，n为正整数，且n2大于n1：里德伯常量1.097107m-1Rutherford原子有核模型与经典的电磁学发生矛盾:

绕核电子应不停地连续辐射能量

结果:

1.应得到连续光谱

2.原子毁灭

事实:1.原子光谱也不是连续光谱而是不连续的线状光谱

2.原子没有毁灭第一节核外电子运动状态及特性第一节核外电子运动状态及特性一、氢光谱和氢原子的Bohr模型

4、Bohr的氢原子模型---Bohr理论

1913年,年轻的丹麦物理学家玻尔在总结当时最新的物理学发现（普朗克黑体辐射和量子概念、爱因斯坦光子论、卢瑟福原子带核模型等）的基础上建立了氢原子核外电子运动模型,解释了氢原子光谱，后人称为玻尔理论。第一节核外电子运动状态及特性

微观世界一个重要特征就是能量量子化（不连续）。

玻尔认为能量量子化可用来解决原子世界的结构问题,建立了定态原子模型。

辐射能量E的吸收和放出都不是连续的，E只能是最小能量单位E0（能量子quantum）的整数倍。E=nE0

=nhn

n

辐射频率

h

普朗克常数n量子数

普朗克量子论的中心思想：⑴、量子化条件（定态假设）Bohr理论要点---定态原子模型第一节核外电子运动状态及特性

核外电子只能在量子化轨道（不连续的能量状态）上运动。电子在这些轨道上运动时，不辐射也不吸收能量。这种状态叫定态(stationarystate)。

在一定轨道上运动的电子具有一定的能量E，能量具有确定值，不能处于两个相邻轨道之间。+量子化轨道定态stationarystate能量具有确定值基态groundstate激发态excitedstate能量最低n=1n=2n=3第一节核外电子运动状态及特性⑵、频率条件（跃迁假设）电子由一定态跃迁到另一定态时要吸收或放出能量Bohr理论要点---定态原子模型第一节核外电子运动状态及特性跃迁：电子的能量由一个能级改变到另一个能级。电子由一定态跃迁到另一定态时要吸收或放出能量+ΔE=En2-En1=hn基态(n1)激发态(n2)吸收能量⑵、频率条件（跃迁假设）Bohr理论要点—定态原子模型第一节核外电子运动状态及特性电子由一定态跃迁到另一定态时要吸收或放出能量+ΔE=En1-En2=hn放出能量⑵、频率条件（跃迁假设）Bohr理论要点—定态原子模型第一节核外电子运动状态及特性基态(n１)激发态(n２)⑶、氢原子的能量公式Bohr理论要点—定态原子模型第一节核外电子运动状态及特性n=1,2,3,……主量子数RH是常量，值为2.18×10-18J(13.6eV)当n=1时，E=-RHE

1

=-2.18×10-18J(-13.6eV)

基态氢原子的能量为-2.18×10-18J(-13.6eV)⑶、氢原子的能量公式Bohr理论要点—定态原子模型第一节核外电子运动状态及特性E

=-──n2RH⑶、氢原子的能量公式Bohr理论要点—定态原子模型第一节核外电子运动状态及特性电子在能级E1和E2之间跃迁，放出或吸收的辐射，其频率满足:hn

=DE

=|E２

–E１

|

按式算出的波长和实验值一致。-----玻尔理论成功之处!Bohr理论要点—定态原子模型第一节核外电子运动状态及特性c

=ln

没有完全摆脱经典力学的束缚，无法解释多电子原子光谱。

运用了量子化的观点，成功解释了氢原子或类氢离子（He＋、

Li2＋等单电子离子）的不连续光谱。

成功之处：

获1922年诺贝尔物理学奖

不足之处：（微观粒子的运动规律需用量子力学处理）小结Bohr理论第一节核外电子运动状态及特性

1905年爱因斯坦(Einstein)提出光子论学说，确立了光具有波粒二象性。

1924年德布罗意(deBroglie)提出电子等微观粒子具有波粒二象性的假设。

1927年戴维思(Davisson)和革末(Germer)证实了deBroglie

假设。二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性光作为电磁波，有波长l

或频率n，能量E=hn光子作为粒子，又有动量p=mc运用Einstein方程式E=mc2及n=c/l，得到l=h/mc

（联系光的粒子性和波动性的公式）根据Einstein的光子学说，光子既有波动性又有粒子性，称为波粒二象性。1、物质波公式（deBroglie关系式）二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性德布罗意(1892-1987)法国物理学家，1927年证明粒子有波动性质，因而奠定了波动力学的基础。粒子性物理量（p,m,v)波动性物理量

（l

)Planck常数

h

=6.626×10-34J·s

l=─=─-phhmv

获1929年诺贝尔物理学奖1、物质波公式（deBroglie关系式）二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性[例]在1V电压下，电子的运动速度为5.9×105m·s-1

，电子的质量为9.1×10-31kg，试计算电子波的波长。第一节核外电子运动状态及特性解：l=─-hmv=──────────6.626×10-349.1×10-31×5.9×105=1.2×10-9(m)=1200pm[例]

质量为1.0×10-8kg的沙粒以1.0×10-2m·s-1的速度运动，波长是多少。第一节核外电子运动状态及特性解：l=─-hmv──────────6.626×10-341.0×10-8×1.0×10-2=6.6×10-24(m)=l=─=─-phhmv二、电子的波粒二象性

电子：m=9.1×10-31kg,v=5.9×105m·s-1

l=1.2×10-9m原子半径10-10m

沙粒：m=1.0×10-8kg,v=1.0×10-2m·s-1

l=6.6×10-24(m)第一节核外电子运动状态及特性l=─-hmv1、物质波公式（deBroglie关系式）二、电子的波粒二象性电子l=1.2×10-9(m)沙粒l=6.6×10-24(m)

宏观物体的波长，小到难以测量，以致其波动性难以察觉，仅表现出粒子性。

微观世界粒子质量小，其波长不可忽略而表现出波动性。=1200pm第一节核外电子运动状态及特性2、电子衍射实验X射线薄层晶体照像底片二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性X射线衍射图

结论：X射线具有波动性2、电子衍射实验X射线薄层晶体照像底片二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性泊松亮斑电子衍射图

结论：电子具有波动性电子束薄层晶体照像底片2、电子衍射实验二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性电子源电子衍射图电子束2、电子衍射实验二、电子的波粒二象性计算l─-hmv

deBroglie假设成立第一节核外电子运动状态及特性3、电子衍射图的意义

电子具有波动性二、电子的波粒二象性第一节核外电子运动状态及特性

电子波是概率波明纹波强度大电子出现概率大暗纹波强度小电子出现概率小第一节核外电子运动状态及特性

电子波是概率波

让电子穿越晶体，每次到达底片的位置是随机的，多次重复以后，底片某个位置上电子到达的概率就显现出来。空间任一点的波强度和电子出现的概率成正比。三、测不准原理

宏观物体运动状态可同时准确测定运动坐标和动量有确定的运动轨道

微观粒子运动状态无法同时准确测定运动坐标和动量没有确定的运动轨道第一节核外电子运动状态及特性三、测不准原理第一节核外电子运动状态及特性海森堡(WernerKarlHeisenberg，1901-1976)德国物理学家，量子力学的奠基人。

因其测不准原理而荣获1932年诺贝尔物理学奖。

1927年，Heisenberg提出了著名的Dx

为粒子在坐标x方向的位置误差

测不准量Dpx

为动量在x方向的误差三、测不准原理h为Planck常量△x·△px≥h/

4π测不准关系式：第一节核外电子运动状态及特性测不准原理是粒子波动性的结果，意味着微观粒子运动不存在既确定位置又有确定速度的运动轨迹。△x·△px≥h/4p三、测不准原理测不准关系式：

意义

微观电子运动不能同时测定其坐标和动量，即无确定的运动轨道。Bohr理论的电子轨道根本不存在。第一节核外电子运动状态及特性

具有波动性的粒子只能用其在空间某一微区域可能出现的概率大小来描述它的运动状态。三、测不准原理第一节核外电子运动状态及特性例：电子在原子核附近运动的速度约6×106m·s-1，原子半径约10-10m。若速度误差为±1%，电子的位置误差△x有多大？解：△v=6×106m·s-1×0.01=6×104m·s-1，h=6.626×10-34kg·m2·s-1；根据测不准原理：即原子中电子的位置误差比原子半径大10倍，电子在原子中无精确的位置可言第一节核外电子运动状态及特性✽波粒二象性✽统计性-概率波✽能量量子化原子核外电子运动的特征氢原子的波函数TheWaveFunctionofHydrogenAtom第二节1926年，奥地利物理学家Schrodinger推导出了在力场作用下微观粒子运动的波动方程。8π2mh2第二节氢原子的波函数一、量子数1、薛定谔（Schrodinger)方程

---电子运动的波动方程....+++ψx2ψy2ψz2(E－V)ψ

=0e2ψ2ex+e2ψ2ey+e2ψ2ez+22h(E-V)ψ

=08πmx、y、z

─电子在空间的坐标m─电子的质量E─电子的总能量V─电子的势能ψ─电子的波函数粒子性波动性方程式的解第二节氢原子的波函数一、量子数1、薛定谔（Schrodinger)方程

ψ是薛定谔方程的解，但它不是一个数值，而是一个坐标（x、y、z

或

r、θ、φ)的函数式。第二节氢原子的波函数一、量子数2、波函数ψ（wavefunction）

量子力学用波函数ψ(x,y,z)

来描述电子的运动状态。

波函数的平方|ψ|2表示在空间某点处(x,y,z)的电子出现的概率密度，即在该点处单位体积中电子出现的概率。第二节氢原子的波函数一、量子数2、波函数ψ（wavefunction）

电子具有波粒二象性(m、v—粒子性,λ—波动性)，电子波为概率波。

无确定的运动轨道，电子在核外空间的出现只体现为概率的大小。量子力学认为微观电子运动的几个特性第二节氢原子的波函数第二节氢原子的波函数

电子的运动状态用ψ和相应能量E来描述。

每一个ψ对应一确定能量值(定态)，电子的能量具有量子化特征(不连续的)。量子力学认为微观电子运动的几个特性原子轨道（atomicorbital）:描述原子中单个电子运动状态的波函数ψ常称作原子轨道。原子轨道仅仅是波函数的代名词，绝无经典力学中的轨道含义。严格地说原子轨道在空间是无限扩展的，但一般把电子出现概率在99%的空间区域的界面作为原子轨道的大小。第二节氢原子的波函数一、量子数3、原子轨道和电子云玻尔理论半径为52.9pm的球形轨道固定轨道量子力学代表1s电子的运动状态，相应的能量是-2.18×10-18(J)基态氢原子轨道波函数ψ1s=A1e-Br√1/4π（ψ1s

在任意方位角随r改变而变化的情况）并不表示电子在半径确定的轨道上运动。第二节氢原子的波函数一、量子数3、原子轨道和电子云电子云（electroncloud）

：概率密度|ψ|2的几何图形俗称电子云。图a是基态氢原子|ψ|2的立体图，b是剖面图黑色深的地方概率密度大，浅的地方概率密度小abHHe+Li2+核外只有一个电子可精确求解其Schrodinger方程✽

把直角坐标换成极坐标第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数r=x2+y2+z2θφr(r,θ,φ)P(x,y,z

)zxyP

’直角坐标与极坐标的关系x=r

sinθcosφy=r

sinθsinφz=r

cosθ√0第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数HHe+Li2+核外只有一个电子可精确求解其Schrodinger方程✽

把直角坐标换成极坐标✽

Schrodinger方程解出氢原子的波函数

ψn，l，m

(r,θ,φ)及其能量第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数量子数必须设置三个合理的参数薛定谔方程才有合理的解,否则ψ将为零，|ψ

|2也为零，即空间没有电子出现ψn，l，m

(r,θ,φ)代表一个原子轨道（电子的运动状态）nlm第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数？

三个量子数的物理意义及取值范围决定电子离核的平均距离和能量的高低。取值：n=1，2，3，4···n

正整数符号：K，L，M，N…

n越大，电子离核的平均距离越远，能量越高。①主量子数n（电子层数）(principalquantumnumber)第二节氢原子的波函数4、量子数决定原子轨道的形状②角量子数l

（电子亚层，能级）取值：l=0,1,2,3···(n-1)例：n=1,l=01s

n=3,l=0,1,23s,3p,3d符号：s,p,d,fl

受n限制，共可取n个值球形双球形···(angularmomentumquantumnumber)第二节氢原子的波函数4、量子数

在多电子原子中，轨道能量高低由n,l共同决定，n同，l不同的原子轨道，l越大，能量越高。Ens﹤Enp﹤End﹤Enf而对氢原子(单电子体系)：Ens=Enp=End=Enf第二节氢原子的波函数4、量子数③磁量子数m

(magneticquantumnumber）例：n=3,l=1时,

m=0,±1p轨道三种不同的伸展方向，即3px,3py,3pz

与角动量l的取值有关，取值是量子化的

m可取0，±1,±2……±l，2l+1个值

m值决定了ψ角度函数的空间取向

n,l值相同,m不同的轨道互为等价轨道第二节氢原子的波函数4、量子数三个量子数的取值和物理意义nlm物理意义取值规律决定电子离核的远近和能量的高低(电子层数)1、2、3…n决定原子轨道形状和能量的高低

(能级或亚层)0、1、2、3…(n-1)s、p、d、f…

(n个)

决定原子轨道在空间的伸展方向0、±1、±2…±l(共2l+1个)主量子数轨道角动量量子数磁量子数第二节氢原子的波函数一、量子数综上所述：(1)n,l,m三个量子数的组合有一定的规律。(2)一组合理的n,l,m可决定一个波函数，即决定一个原子轨道。第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数量子数组合与轨道数n

lm

ψ

同层轨道数(n2)能级100ψ1s11200ψ2s10ψ2pz42±1ψ2px,ψ2py第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数量子数组合与轨道数n

lm

ψ

同层轨道数(n2)能级100ψ1s11200ψ2s10ψ2pz42±1ψ2px,ψ2py简并(等价)轨道——p轨道4、量子数第二节氢原子的波函数300ψ3s10ψ3pz9320ψ3dz2ψ3dxy,ψ3d(x2-y2)±1ψ3px,ψ3py±1ψ3dxz,ψ3dyz±2量子数组合与轨道数n

lm

ψ

同层轨道数(n2)能级第二节氢原子的波函数4、量子数300ψ3s10ψ3pz20ψ3dz2ψ3dxy,ψ3d(x2-y2)±1ψ3px,ψ3py±1ψ3dxz,ψ3dyz±2量子数组合与轨道数n

lm

ψ

同层轨道数(n2)能级p轨道d轨道93第二节氢原子的波函数4、量子数

特点：与n、l、m无关，不是通过解薛定谔方程得来的。结论：描述原子轨道：n，l，m；描述电子运动状态：n，l，m，s。一个原子轨道最多容纳两个自旋相反的电子，每电子层最多容纳的电子总数应为2n2

取值：+─、-─（或↑和↓）1212④自旋角动量量子数(s)第二节氢原子的波函数──表示电子自旋状态的量子数

两个电子处于相同的自旋状态称为自旋平行(↑↑)

；反之，叫做自旋反平行(↑↓)

。下列各套量子数中哪些是不可能存在的①2，0，1，+─②1，1，0，-─③4，0，0，-─××√121212第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数?用四个量子数表示2p2电子的运动状态第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数?①2，1，0，+；2，1，1，+②

2，1，0，+；2，1，-1，+③

2，1，1，+；2，1，-1，+①2，1，0，-；2，1，1，-用四个量子数表示2p2电子的运动状态第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数?②

2，1，0，-；2，1，-1，-③

2，1，1，-；2，1，-1，-已知基态Na原子的价电子处于最外层3s亚层,试描述它的运动状态。3，0，0，+1/2或

3，0，0，-1/2解：最外层3s亚层的n=3，l=0，m=0它的运动状态可表示为：第二节氢原子的波函数一、量子数4、量子数?二、原子轨道的角度分布ψn，l，m

(r,θ,φ)=Rn,l

(r)·Y

l,m(θ,φ)R函数角度波函数离核距离r的函数只与n、l

有关波函数径向波函数Y函数方位角θ,φ的函数只与l、m有关从波函数的径向和角度两个侧面去观察电子的运动状态第二节氢原子的波函数p161表9-2二、原子轨道的角度分布第二节氢原子的波函数p161

表9-2氢原子的一些波函数轨道Rn，l(r)

Yl,m(θ,φ)能量/J1sA1e-Br√1/4π-2.18×10-182sA2(2-Br)e-Br/2√1/4π-2.18×10-18/222pz2px2pyA3re-Br/2√3/4πcosθ√3/4πsinθcosφ√3/4πsinθsinφ1、氢原子轨道的角度分布图角度波函数：Y

l,m(θ,φ)Y

l,m(θ,φ)随θ、φ方位角的变化作图原子轨道角度分布图(又称Y函数图)二、原子轨道的角度分布第二节氢原子的波函数xzYs+s轨道角度分布图1、氢原子轨道的角度分布图

s轨道Y函数Ys=√1/4π=0.282

代入任何方位角其Ys值均为常数球面分布图30°60°135°二、原子轨道的角度分布第二节氢原子的波函数p轨道角度分布图1、氢原子轨道的角度分布图

pz轨道Y函数Ypz

=√3/4πcosθ

代入不同的θ角求其Ypz值双球面分布图30°60°xzYpz+-(p176)二、原子轨道的角度分布第二节氢原子的波函数θ0°30°60°90°120°150°180°Ypz0.4890.4230.2440-0.244-0.423-0.489s+-+-氢原子的s、p原子轨道角度分布图+-+氢原子的s、p原子轨道角度分布3D图形

据cosq值绘出双波瓣图形。每波瓣为一球体，沿z轴伸展。在xy平面上下，波函数值相反，平面上为零，此平面称为节面。++---++-+-+氢原子的d原子轨道角度分布图++--++--氢原子的d原子轨道角度分布图

d轨道有两个节面，橄榄形波瓣。dz2负波瓣呈环，但和其它d轨道等价。dxy、dxz和dyz波瓣在45o坐标轴夹角伸展，dx2-y2和dz2在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。dxydz23dx2-y23dxz3dyz

角度波函数只与l，m有关，只要l，m相同，即使n不同，其角度分布图均一样(如1s和2s)。

原子轨道角度分布图的正负号除反映Y函数值的正负外，也反映电子的波动性。

角度波函数与r

无关。Yl,m(θ,φ)1、氢原子轨道的角度分布图二、原子轨道的角度分布第二节氢原子的波函数2、电子云的角度分布图ψn，l，m

(r,θ,φ)=Rn,l

(r)·Yl,m(θ,φ)电子云径向部分电子云角度部分电子云角度分布图(Y2图）222Y2l,m(θ,φ)随θ、φ方位角的变化作图二、原子轨道的角度分布第二节氢原子的波函数s2s、p轨道电子云的角度分布图电子云与原子轨道角度分布图的比较“瘦”无正负“肥”有正负+--+原子轨道图形形状角度函数2电子云Y

l,m(θ,φ)Y

l,m(θ,φ)图形较肥图形较瘦正负情况有正负之分均为正值两者图形相似|Y|＜1|Y|2＜|Y|Y2＞0原子轨道与电子云的比较电子云径向分布图角度分布图描述电子出现的概率密度与r

的关系描述电子出现的概率密度与方位角的关系ψn，l，m

(r,θ,φ)=R

n，l

(r)·Y

l，m(θ,φ)222三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数R21,0(r)对r作图（右上）与1s电子云的径向分布图（右下）对比。离核越近，1s电子出现的概率密度越大，在原子核处概率密度将达最大值。是否说明电子最可能出现在原子核上？R2

(r)对r作图,不能有效说明电子在空间不同r处,出现的概率大小1、径向分布函数：D(r)=R2n,l(r)4πr2

意义:指离核半径为r的球面上，微单位厚度为dr球壳夹层内电子出现的概率。薄球壳夹层剖面图dvdrr三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数概率=概率密度×体积dv=4πr2dr概率

=R2n,l(r)4πr2dr=D(r)dr薄球壳夹层的体积：1、径向分布函数：D(r)=R2n,l(r)4πr2三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数式中D(r)为径向分布函数,描述电子出现的概率与r的关系D(r)对r作图即得各种状态电子的径向分布函数图。1234D(r)r/a0氢原子1s电子的径向分布函数图2、径向分布函数图：D(r)=R2n,l(r)4πr2三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数为什么？1234D(r)r/a0①在基态氢原子中电子出现概率的极大值在r=a0(52.9pm)的球面上。3、径向分布函数图的意义dvdrr

ψ2随r的增加而减小

dv随r的增加而增加在r

=a0处D(r)最大概率=概率密度×体积三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数②在原子核近旁电子出现的概率趋近于零。

概率密度最大

dv趋近于零概率趋近于零1234D(r)r/a0dvdrr3、径向分布函数图的意义三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数③径向分布函数图的峰数为(n-l)个3、径向分布函数图的意义48121620240.10.20.30.40.51s2s3sD(r)r/a00ns电子：n个峰三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数③径向分布函数图的峰数为(n-l)个3、径向分布函数图的意义4812162024283236400.040.080.120.16D(r)2p3p4pnp电子：n-1个峰三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数④对l相同,n不同时,主峰距核位置不同，n越小,距核越近，n越大,距核越远。3、径向分布函数图的意义48121620240.10.20.30.40.51s2s3sD(r)r/a00三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数⑤对n相同,

l

不同时,其钻穿能力不同。3、径向分布函数图的意义48121620240.40.8283236404s4d4fD(r)r/a00·第一个峰离核距离顺序：ns＜np＜nd＜nf·电子钻穿能力顺序：ns＞np＞nd＞nf三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数48121620240.40.8283236404s3dD(r)r/a004s的第一个峰钻到3d的主峰之内无固定轨道电子的波动性外层电子可在内层出现3、径向分布函数图的意义三、原子轨道的径向分布第二节氢原子的波函数1s轨道呈球形分布（由角度分布图决定），无论r为任何值时，均为球形分布。在原子核附近电子出现的概率为零，随着r的增大，电子出现的概率逐渐增大，当r=a0时，电子出现的概率达到最大值(由径向分布函数主峰决定)，然后随r的增大而减小，当r无穷大时，电子出现的概率为零。第二节氢原子的波函数a0电子出现的概率最大r综合角度分布和径向分布，理解原子轨道轮廓图2s轨道呈球形分布(由角度分布图决定)。原子核外电子出现的概率随着r的增大，当r接近于a0时，出现第一个峰值(径向分布图第一个峰，次峰)。随后随r的增加而减小，当r=2a0时，概率为零；然后再随r的增加而增大，当r=5a0时，概率达到最大值(径向分布图第二个峰，主峰)，然后随r的增大而减小，当r无穷大时，电子出现的概率为零。综合角度分布和径向分布，理解原子轨道轮廓图第二节氢原子的波函数概率的第一个峰值r2a0处概率为零5a0处概率达到最大值4s3s2s3px3py3pz4px3px3py3pz4py4pz4dz24dxy4dxz4dyz4dx2-y2综合Y函数和R函数绘制的原子轨道3D轮廓图理解波函数，原子轨道，电子云，概率，概率密度第二节氢原子的波函数掌握四个量子数的取值规律及其物理意义掌握s，p，d轨道波函数及电子云的角度分布图理解径向分布图的意义和特征多电子原子的原子结构AtomicStructureofPolyelectronicAtom第三节第三节多电子原子的原子结构Schrodinger方程单电子原子精确解多电子原子近似解可近似应用于结论只受核吸引核吸引+电子排斥

多电子原子中，每个电子都各有其波函数ψi

，具体形式取决于n,l,m。

多电子原子中的各个原子轨道角度分布图与氢原子相似。单电子原子多电子原子引伸第三节多电子原子的原子结构一、多电子原子的能级+---吸引排斥屏蔽作用内层对外层电子同层电子外层对内层电子强弱（可忽略）第三节多电子原子的原子结构1、屏蔽作用屏蔽作用屏蔽常数Z’=Z

-σ有效核电荷数核电荷数屏蔽常数：表示其它电子所抵消掉的核电荷一、多电子原子的能级+---吸引排斥第三节多电子原子的原子结构1、屏蔽作用Z’=Z

-σEi

=-────×2.18×10-18J(Z-σ)2n2σ是指其余电子对电子i

的总屏蔽常数一、多电子原子的能级屏蔽作用+---吸引排斥第三节多电子原子的原子结构1、屏蔽作用Ei

=-────×2.18×10-18J(Z-σ)2n2

Z愈大，相同轨道的E愈低

n愈大，E愈高

σ愈大，E愈高一、多电子原子的能级---屏蔽作用（如F的E1s<H的E1s)(起屏蔽作用的电子愈多，总屏蔽作用愈大)第三节多电子原子的原子结构Ei

=-────×2.18×10-18J(Z-σ)2n2s的估算规则：外层电子对内层电子，σ=0；n-1层电子对n层电子，σ=0.85；更内层(n-2)的电子对外层电子，σ=1.00；同层电子之间，σ=0.35；1s电子之间，σ=0.30；当被屏蔽的为d或f轨道电子时，其同层的s和p电子对其屏蔽常数σ=1.00。第三节多电子原子的原子结构

n相同，l不同的能级顺序：Ens＜Enp＜End＜Enf

l相同，n不同的能级顺序：Ens＜E(n+1)s＜E(n+2)s＜E(n+3)s（钻穿作用）

n、l都不同时，能级交错：E3d＞E4s（如K、Ca

等）一、多电子原子的能级---屏蔽作用第三节多电子原子的原子结构一、多电子原子的能级第三节多电子原子的原子结构2、近似能级顺序Pauling的近似能级图鲍林(LinusPauling,1901-1994)美国化学家。因其在研究化学键性质的成就获1954年度诺贝尔奖，1962年又因其在裁军方面所付出的努力而获诺贝尔和平奖。

第三节多电子原子的原子结构Pauling的近似能级图一、多电子原子的能级第三节多电子原子的原子结构2、近似能级顺序徐光宪提出的估算能级的方法：（n+0.7l）值愈大，能级愈高。3d,4s能量高低?3d:3+0.7×2=4.44s:4+0.7×0=4.0∴E3d>E4s。二、原子的电子组态①Pauli不相容原理(Pauliexclusionprinciple)

第三节多电子原子的原子结构基态原子的电子排布三原则：同一原子中不可能有2个电子具有四个完全相同的量子数。

在一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子(自旋反平行状态)推论

每个电子层最多容纳的电子数=2n2例如：Ca原子的两个4s电子，一个是（4,0,0,1/2），另一个则是（4,0,0,-1/2）。二、原子的电子组态①Pauli不相容原理(Pauliexclusionprinciple)

第三节多电子原子的原子结构②

能量最低原理又称构造原理（building-upprinciple或Aufbauprinciple）核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，当低能轨道占满后，才排入高能轨道以使整个原子能量最低。二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构1s2s3s4s5s6s7s2p3p4p5p6p4f3d4d5d6d5f基态原子中电子填充顺序图第三节多电子原子的原子结构1s2s3s4s5s6s7s2p3p4p5p6p4f3d4d5d6d5f22Ti的电子填充顺序：1s22s22p63s23p64s23d222Ti的电子排布式：1s22s22p63s23p63d24s2③

Hund规则（Hund’srule）二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构电子在能量相同的轨道（简并轨道）上排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行（电子自旋状态相同），因为自旋平行可以获得额外的稳定化能，这样的排布方式总能量最低。在简并轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。例:

6C1s2s2p③

Hund规则（Hund’srule）二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构例:6C1s2s2p③

Hund规则（Hund’srule）二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构在简并轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。例:7N1s2s2p③

Hund规则（Hund’srule）二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构在简并轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。1s2s3s4s5s6s7s2p3p4p5p6p4f3d4d5d6d5f3d54s124Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2第三节多电子原子的原子结构?简并轨道全充满（p6、d10、

f14)、半充满

(p3、d5、

f7)或全空

(p0、d0、f0)状态，其能量较低。E(3d54s1)＜

E(3d44s2)E(3d104s1)＜

E(3d94s2)Cr(24)③

Hund规则特例二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构29Cu:?1s22s22p63s23p63d104s1

核外电子排布式的书写(按电子层顺序)26Fe:可简写为：[Ar]3d64s2原子芯(atomickernel)二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构把内层达稀有气体电子层结构部分用稀有气体的元素符号加方括号表示为原子芯1s22s22p63s23p63d64s2

核外电子排布式的书写(按电子层顺序)20Ca:20Ca可简写为：[Ar]4s2二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构47Ag可简写为：32Ge可简写为：47Ag:1s22s22p63s23p63d10

4s24p64d105s132Ge:1s22s22p63s23p63d104s24p21s22s22p63s23p6

4s2[Kr]4d105s1[Ar]3d104s24p2Fe2+:[Ar]3d64s0

离子的电子排布式的书写Fe:[Ar]

3d64s2Fe3+:[Ar]3d54s0二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构失去4S的2个电子先失去4S的2个电子，再失去3d的1个电子

价电子（valenceelectron）化学反应中原子芯部分的电子结构不变化，改变的是价电子。价电子所处的电子层称为价电子层（valenceshell）。二、原子的电子组态第三节多电子原子的原子结构47Ag{[Kr]4d105s1}原子价层电子组态是4d105s1

37Rb{[Kr]5s1}原子价层电子组态是5s132Ge{[Ar]3d104s24p2}原子价层电子组态是4s24p226Fe{[Ar]

3d64s2}原子价层电子组态是3d64s2原子芯写法的另一优点是指明了元素的价层电子结构原子的电子组态与元素周期表ElectronicGroupStateoftheAtom&PeriodicChartoftheElements第四节徐光宪公式:n＋0.7l能级1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6pn＋0.7l1.02.02.73.03.74.04.44.75.05.45.76.06.16.46.7能级组Ⅰ

Ⅱ

Ⅲ

Ⅳ

Ⅴ

Ⅵ组内电子数288181832表9-3

多电子原子能级组整数部分相同者为一组一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表

ns到np为第n能级组，(n-1)d或(n-2)f也属于第n能级组。第n能级组ns，npns，np，(n-1)dns，np，(n-1)d，(n-2)f

能级组对应周期。

不同能级组能量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别小。一、原子的电子组态与元素周期表118种元素元素周期律元素周期表7个周期16个族5个区3个短周期4个长周期8个主族8个副族第四节原子的电子组态与元素周期表1、周期与能级组7个周期1～3为短周期4～7为长周期（n+0.7l)整数相同者为一个能级组7个能级组一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表表9-4能级组与周期的关系

周期数和周期名称

能级组内各亚层电子填充次序

(反映核外电子构型的变化)1.特短周期

1H→2He22.短周期3Li→10Ne82s1-2→

2p1-63.短周期11Na→18Ar83s1-2→

3p1-64.长周期19K→36Kr184s1-2→

3d1-10→

4p1-65.长周期37Rb→54Xe185s1-2→

4d1-10→

5p1-66.特长周期55Cs→86Rn326s1-2→

4f1-14→

5d1-10→6p1-67.未完周期87Fr→未完7s1-2→

5f1-14→

6d1-7能级组起止元素元素个数ⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦ1s2一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表2、族与价层电子组态16个族主族(A族)：ⅠA～ⅧA副族(B族)：ⅠB～ⅧBⅧB有三列元素ⅧA称为零族一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表族（group）：周期表根据价层电子组态，把性质相似的元素归为一族。✽主族价层电子组态的特点主族元素的价层电子组态：内层轨道是全充满的，外层电子组态是ns1到ns2np6，外电子层同时又是价层。外层电子的总数等于族数。H和He特殊一些，H属于IA族、He属于0族，它们只有一个电子层，电子组态是ns1到ns2例：13Al价层电子构型？一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表3s23p1（ⅢA组）33As价层电子构型？4s24p3（ⅤA组）✽零族元素稀有气体,最外层已填满,呈稳定结构一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表2、族与价层电子组态2He:1s2

10Ne:1s22s22p618Ar:1s22s22p63s23p636Kr:1s22s22p63s23p63d104s24p654Xe:1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6✽副族价层电子组态的特点①特征：(n-1)d或(n-2)f轨道填充电子,(n-2)f、(n-1)d和ns都是价层②价层电子组态包括最外层、次外层和外数第三层。s1～s2d1～d10f1～f14一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表2、族与价层电子组态(n-1)d已充满电子的元素(ⅠB、ⅡB)族数=ns电子数48Cd:?ⅡB族③族数与价层电子数的关系✽副族价层电子组态的特点一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表2、族与价层电子组态[Kr]4d105s2族数=(n-1)d

+ns电子数(n-1)d未充满电子的元素(ⅢB—ⅦB)25Mn:ⅦB族价层电子构型:3d54s2③族数与价层电子数的关系✽副族价层电子组态的特点一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表2、族与价层电子组态1s22s22p63s23p63d54s2✽ⅧB族元素②(n-1)d及ns电子数和为8~10③此族多数元素在化学反应中的价数并不等于族数①周期表中间，三个纵列一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表2、族与价层电子组态27Co:?ⅧB

族[Ar]3d74s2✽第6、7周期，ⅢB族是镧系和锕系各15个元素(内过渡元素)

，电子结构是(n-2)f轨道被填充并最终填满，其(n-1)d轨道电子数为1或0。ⅣB族到ⅡB族元素的(n-2)f轨道全充满，(n-1)d和ns轨道的电子结构与第4、5周期相应的副族元素类似。一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表2、族与价层电子组态3、元素分区

据价电子组态，周期表分为5个区一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表s区：元素价层电子组态是ns1和ns2，IA和ⅡA族，活泼金属，易形成+1或+2价离子。没有可变的氧化值。但H不是金属元素，在化合物中的氧化值是+1，在金属氢化物中是-1。p区：价层电子组态是ns2np1~6，ⅢA~ⅧA，大部分是非金属，0族是稀有气体。元素多有可变的氧化值。但He的电子组态是1s2，属稀有气体。一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表d区：价层电子组态为(n-1)d1~8ns2或(n-1)d9ns1或(n-1)d10ns0

，有例外，ⅢB~ⅧB，金属，有多种氧化值。ds区：价层电子组态为(n-1)d10ns1~2，IB和ⅡB族，金属，一般有可变氧化值。f区：价层电子组态(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，镧系和锕系。最外层电子数、次外层电子数大都相同，(n–2)f亚层电子数目不同，每个系内元素化学性质极相似。都是金属，有可变氧化值。ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAⅧAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧBⅠBⅡB1234567S区d区ds区p区f区镧系锕系过渡元素周期表中元素的分区4、过渡元素和稀土元素一、原子的电子组态与元素周期表第四节原子的电子组态与元素周期表全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过渡元素，镧系和钪、钇共17元素称为稀土元素过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都只有1~2个电子，它们都是金属元素。它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元素有较大的差别。第四节原子的电子组态与元素周期表已知某元素是第五周期第6个元素，写出：1、原子序数？2、核外电子排布式？3、价层电子组态？4、族数？5、区？6、成单电子个数？1、原子序数：36+6=422、电子排布：[Kr]4d55s13、价层电子组态：4d55s14、族数：ⅥB族5、区：d区6、成单电子个数：64d55s1二、元素性质的周期变化规律1、有效核电荷

每增加一个周期，就增加一个电子层，也就增加了屏蔽作用大的内层电子，有效核电荷增加缓慢。例如Li比H多出2个核电荷，但对外层电子的有效核电荷仅增加0.3

s=2×0.85=1.7Z’=3-1.7=1.3

同一周期中，增加的几乎都是同层电子，屏蔽常数较小，因而有效核电荷增加较迅速。短周期中增加较快，长周期中增加较慢，而f区元素几乎不增加第四节原子的电子组态与元素周期表2、原子半径二、元素性质的周期变化规律第四节原子的电子组态与元素周期表共价半径rc：共价单键结合的两原子核间距离的一半（原子晶体）vanderWaals半径rv：两分子因vanderWaals力相互“接触”达到平衡状态时，相邻原子表现出的半径(分子晶体，或气态分子)金属半径是指金属单质的晶体中相邻两个原子核间距离的一半(金属晶体)离子半径：在离子晶体中，正负离子的半径第四节原子的电子组态与元素周期表(1)同周期从左到右，主族元素电子层数不变，有效核电荷增加明显，原子半径逐渐减少。(2)过渡元素原子半径先是缓慢缩小，然后略有增大；内过渡元素原子半径几乎不变。相邻元素原子半径减小的平均幅度是：非过渡元素>过渡元素>内过渡元素~10pm~5pm~1pm2、原子半径第四节原子的电子组态与元素周期表(3)同一主族从上到下，由于内层电子的屏蔽效应，有效核电荷增加缓慢，而电子层数增加使得原子半径增大。(4)同一副族从上到下像主族一样增大，但第五第六周期同族过渡元素原子半径相近2、原子半径主族元素过渡元素镧系元素半径相近半径依次增大3、元素的电离能、电子亲和势和电负性第一电离能和电子亲合势第一电离能（I1）是气态的基态原子失去一个电子，变成气态的正一价离子所需要的最低能量。同一周期左到右I1增加，同一主族从上到下I1减小。例外：N的I1比O高。第四节原子的电子组态与元素周期表二、元素性质的周期变化规律3、元素的电离能、电子亲和势和电负性第一电离能和电子亲合势电子亲合势是气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量。总的说来，卤族元素的原子结合电子放出能量较多，金属元素放出能量较少甚至吸收能量。说明卤族原子易于结合电子，而金属原子难于与电子结合成负离子第四节原子的电子组态与元素周期表二、元素性质的周期变化规律3、元素的电离能、电子亲和势和电负性二、元素性质的周期变化规律元素的电负性（electronegativity）分子中的原子吸引成键电子的相对能力，用符号c表示。1932年，PaulingL提出，规定F电负性最大为4；其它的元素相对于F标出。同一周期从左到右元素电负性递增；同一主族中从上到下元素电负性递减。副族元素电负性没有明显变化规律第四节原子的电子组态与元素周期表3、元素的电离能、电子亲和势和电负性二、元素性质的周期变化规律元素的电负性（electronegativity）金属元素电负性一般小于2。但电负性小于或大于2并不是区分金属和非金属的严格界限第四节原子的电子组态与元素周期表二、元素性质的周期变化规律元素的电负性（electronegativity）第四节原子的电子组态与元素周期表元素和人体健康第五节第五节元素和人体健康目前在生命体内已检索出81种，总称为生命元素(biologicalelement)。占人体质量0.05%以上的称为常量元素(macroelement)，有11种。含量低于0.05%为微量或痕量元素(microelementortraceelement)，有18种。按元素对人体正常生命的作用可将元素分为必需元素(essentialelement)和非必需元素(non-essentialelement)。必需元素包括常量元素和微量元素(p172)

一、人体必需元素及其生物功能简介第五节元素和人体健康如：C,H,O,N,S,P是蛋白、核酸、糖、脂肪的主要构成元素；Ca,P,Mg是骨骼、牙齿的主要成分等。注意：“必需”和“非必需”是相对的。含量要在合理的范围内。第五节元素和人体健康如：缺碘会导致甲状腺肿大和呆小病。预防：普遍采用的方法是食盐加碘。最近有学者质疑“补碘过量”，引起甲状腺疾病增多？例如，有学者进行流行病学统计显示：补碘8年后，黄坡镇甲亢平均年发病率增加了一倍多。沿海地区：海鲜为主食的渔民，日摄入海鱼750克以上的人群，就不需要再补碘第五节元素和人体健康二、环境污染中对人体有害的元素重金属：如铅、汞、镉、铊等1、铅：铅金属及铅化合物均有剧毒。儿童是铅污染的最大受害者，能够导致智力下降和行为异常,产生不可逆的影响。研究显示“儿童铅吸收率高大42%-53%，约为成人的5倍，而排铅能力只有成人的30%。”我国主要污染来自：铅蓄电池工厂。广东韶关、紫金和仁化等地相继爆出铅血中毒事故。第五节元素和人体健康2、汞：汞及其大部分化合物均有毒。汞是环境中毒性最强的重金属元素之一，它具有持久性、长距离迁移性和生物富集性，并通过食物链高度富集和放大。1956年，日本水俣镇发生的水俣病。水俣病是指人或其他动物食用了含有机水银污染的鱼贝类，使有机水银侵入脑神经细胞而引起的一种综合性疾病。第五节元素和人体健康症状：患者由于脑中枢神经和末梢神经被侵害，轻者口齿不清、步履蹒跚、面部痴呆、手足麻痹、感觉障碍、视觉丧失、震颤、手足变形，重者神经失常，或酣睡，或兴奋，身体弯弓高叫，直至死亡。来源：化石燃料(煤炭)、金矿开采、金属冶炼和水泥生产是汞排放最主要的几个来源.第五节元素和人体健康镉：镉是ⅡB族亲硫重金属元素，在自然界中的镉非常稀有，常常和同族的锌元素共存于硫化物中。其广泛应用于电镀、电池、染料等工业中，因此，通过相关行业的生产、废弃物等环节污染空气、水、土壤。镉中毒可造成肾、骨骼、肺等多种器官病变二战后，日本富山县发生的骨痛病：全身关节、骨骼疼痛难忍。到了患病后期，患者骨骼软化、萎缩，四肢弯曲，脊柱变形，骨质松脆，就连咳嗽都能引起骨折。患者不能进食，疼痛无比。第五节元素和人体健康广东大宝山矿区(韶关曲江沙溪镇):中山大学2010年研究显示，21个水稻品种镉和铅超标率分别达100%和71%。2013年5月中国广东发现大量湖南产的含镉毒大米一度引起轰动.镉的含量最高可达每公斤1.005毫克.第五节元素和人体健康铊：铊及其化合物均有毒。铊对哺乳动物的毒性高于铅、汞等金属元素，与砷相当。铊中毒的典型症状有：毛发脱落、胃肠道反应、神经系统损伤等。铊具有强蓄积性毒性，可以对患者造成永久性损害，包括肌肉萎缩、肝肾的永久性损伤等2013年07月,广西贺江铊超标2.14倍。7月6日，贺江广东省肇庆市封开县南丰段出现鱼类死亡。网络悬疑案件：清华朱令铊中毒事件。本章要求1、掌握下列基本概念原子轨道、波函数、电子波(概率波)、概率密度、概率、电子云、屏蔽作用、钻穿能