高中化学竞赛辅导课件-第八章-原子结构

1、8.1氢原子结构，8.2多电子原子结构，8.3元素周期定律，8章原子结构，8.1.1氢原子光谱和玻尔理论，8.1氢原子结构，8.1.5氢原子激发态，8.1.4氢原子基态，8.1.3薛定谔方程和量子数，8.1.1氢原子光谱和玻尔理论，红色、橙色、黄色、绿色、蓝色和紫色，2。氢原子光谱，H，H，H，H，不连续光谱，即线性光谱，其频率有一定的规律性，n=3，4，5，6，其中2，n，3.2891015代表什么意思？经验公式：氢原子的光谱特性：3。3的三个假设。玻尔理论：核外电子只能在一定半径和能量的轨道上运动，不能辐射能量；一般来说，电子在离原子核最近的轨道上，最低能量为基态；原子获得能量后，电子被激

2、发到高能轨道，原子处于激发态；光能从激发态释放到基态，光的频率取决于轨道之间的能量差。e:轨道能h:普朗克常数，n=3红(H) n=4青(H) n=5蓝紫(H) n=6紫(H)，Balmer线体系，原子能级，Balmer线体系，RH: Rydberg常数，其值为2.17910-18J。氢原子各能级的能量可用氢原子光谱的能量关系式确定。1924年，路易德布罗意认为质量为m、运动速度为的粒子的相应波长为：8.1.2。电子的波粒二象性。1927年，戴维斯和杰尔默用镍晶体进行电子衍射实验，证明电子具有挥发性。=h/m=h/p，h=6.62610-34Js，Plank常数。1.薛定谔方程，8.1.3薛定

3、谔方程和量子数之间的变换，直角坐标(x，y，z)和球面坐标(r，)，2。四个量子数，主量子数n，磁量子数m，自旋量子数ms，角量子数，n=1，2，不同的n值对应不同的电子壳层：主量子数n:12345 k l m n o ，角量子数l:0，1，2，3 n-1的值对应s，p，d，f(子层)l决定角函数的形状。磁量子数m: m可以是0，1，2.l；其值决定角函数的空间方向。n，l，m是确定的，轨道也是确定的，0 1 2 3 轨道s p d f 例如， n=2，l=0，m=0，2s n=3，l=1，m=0，3pz n=3，l=2，m=0，3dz2，思考问题轨道的名称是什么？1。总能量，2。波函数，角部

4、分，径向部分，8.1.4氢原子的基态是球形对称分布，角部分，3。波函数的物理意义， 2:电子出现在原子核外的概率密度。电子云是对电子出现概率密度的直观描述。径向分布函数D(r):空间微体积，D(r)和2有什么区别？1.2s态：n=2，l=0，m=0，8.1.5氢原子激发态，2。2p状态：n=2，l=1，m=1，0，-1，3。3d态：n=3，l=2，m=0，8.2.1多电子原子轨道能级，8.2多电子原子结构，8.2.2核外电子构型，轨道：类似于氢原子，其电子运动态可以描述为1s，2s，2px，2py，2pz，3s能量：不同于氢原子，能量不仅与N有关，也与L有关；在外场的作用下，它还与m，8.2.

5、1多电子原子轨道能级，1有关。鲍林近似能级图，2。棉花原子轨道能级图，n个相同氢原子轨道的简并性。原子轨道的能量随着原子数的增加而减少。随着原子序数的增加，原子轨道的能级是交错的。3。屏蔽效应，是屏蔽常数，可用斯莱特经验法则计算。z-=z *，Z* 。有效核电荷数进入原子内部空间，并被原子核强烈吸引。2s和2p轨道的径向分布图，3d和4s轨道的径向分布图，4。穿透效应和核外电子分布的三个规则：最低能量原理：电子应该首先分布在低能轨道上，这样整个原子系统的能量是最低的。泡利不相容原理每个原子轨道最多可以容纳两个自旋模式相反的电子。根据Hund法则，分布在n和l相同的轨道上的电子将尽可能多地占据m

6、值不同的轨道，并且它们的自旋将是平行的。8.2.2核外电子组态，半满规则：当轨道满或半满时，原子是稳定的。z=26fe: 1s22s2p63s23p63d64s2，n: 1s22s2p3，原子核，8.3.1原子电子壳结构和元素周期系统，8.3元素周期规律，8.3.2元素周期性质，8.3.1原子电子壳结构和元素周期系统，元素周期规律：元素和元素，元素周期表(长表):周期数的数量等于电子层数。周期元素的数量等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。主族元素的族数等于原子最外层的电子数。s区-NS1-2p区-ns2np1-6d区-(n-1) D1-10ns1-2 (PD没有s电子)f区-(n-2)

7、 f1-14 (n-1) d0-2ns2，结构划分：量子数，电子层，电子子层之间每个子层中包含的最大电子数，每个电子层中包含的最大电子数，主量子数n 1 2 3 4，电子层K 1M N，角量子数l 0 1 2 3，电子子层s p d f，1有效核电荷Z*当元素的原子数增加时，原子的有效核电荷Z*周期性变化。同期：短期：从左到右，Z*显著增加。长周期：从左到右，Z*在前半段增加很少，在后半段显著增加。同一个家庭：Z*从上到下增加，但并不显著。8.3.2元素属性的周期性，2。原子半径(r)，共价半径，范德华半径，主族元素：r从左到右递减；r从上到下增加。过渡元素：R从左向右缓慢减小；r从上到下略有

8、增加。金属半径，主族元素，元素的原子半径变化趋势，镧系元素从左到右，原子半径减小较少，这是因为新加入的电子填充在第三外层，对外层电子有较大的屏蔽作用，而外层电子受Z*的增加影响较小。从镧到镱的整个系列镧系元素的原子半径没有明显减小的现象称为镧系收缩。电离能基态气体原子失去电子并变成带正电荷的气态正离子所需的能量称为第一电离能，用I 1表示。一价气态正离子失去电子变成二价气态正离子所需的能量称为第二电离能，用I 2表示。例如，n，p，As，Sb，Be和Mg的电离能是的半满和满。相同的主族：从上到下，最外层有相同数量的电子；Z*增加不多，而R增加是主要因素。经检验，外层电子引力依次减小，电子容易丢

9、失，而I依次减小。在同一时期，主族元素从Ia变为卤素，Z*增加，R减少，I增加。其中，Ia的I1最小，稀有气体的I1最大。在长周期(过渡元素)的中间部分，电子依次加到次级外层，Z*增加很少，R缓慢减少，I略有增加。4.电子亲和能当一个元素的气态原子在基态得到一个电子并变成一价气态负离子时释放的能量称为电子亲和能。当负一价离子再次得到电子时，它们应该克服负电荷之间的排斥力，所以它们应该吸收能量。o(g)e-o-(g)a1=-140.0 kj . mol-1o-(g)e-O2-(g)a2=844.2 kj . mol-1，并且电子亲和能变化的周期规律如下：例如，相同的周期：从左到右，Z*。卤素的a是最大的负值， a是最大的正值，稀有气体的a是最大的正值。同一个主族：从上到下，规律不明显，大部分负值变小。特例：A(N)为正值，这是除P区元素中稀有气体外唯一的正值。a的最大负值不是出现在f原子上，而是出现在Cl原子上。原子吸引分子中电子的能力被称为元素的电负性，由下式表示。电负性标度不同，数据