无机化学第八章课件

1、8.1 原子结构的原子结构的Bohr理论理论8.2 微观粒子运动的基本特征微观粒子运动的基本特征8.3 氢原子结构的氢原子结构的 量子力学描述量子力学描述第八章第八章 原子结构原子结构8.4 多电子原子结构多电子原子结构8.5 元素周期表元素周期表8.6 元素性质的周期性元素性质的周期性第二篇第二篇 物质结构基础物质结构基础8.1.1 历史的回顾历史的回顾8.1.3 Bohr原子结构理论原子结构理论8.1.2 氢原子光谱氢原子光谱8.1 原子结构的原子结构的Bohr理论理论8.1.1 历史的回顾历史的回顾 Dalton原子学说 (1808年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Ru

2、therford核式模型 (1911年)Bohr电子分层排布模型 (1913年)量子力学模型(1926年)1.光和电磁辐射8.1.2 氢原子光谱氢原子光谱红 橙 黄 绿 青 蓝 紫2.氢原子光谱18sm10998. 2 cc光速H3 .65657. 4H1 .48607. 6H0 .43491. 6H2 .41031. 7 /nm1 /s)10 (14 不连续光谱，即线状光谱 其频率具有一定的规律12215s )121(10289. 3nvn= 3,4,5,6每种元素的原子都具有自己的特征谱线。如：钠原子为二条黄色谱线，钾原子为红、红、紫三条谱线。经验公式：氢原子光谱特征：8.1.3 Bohr

3、原子结构理论原子结构理论Plank量子论(1900年)：微观领域能量不连续。Einstein光子论(1903年)：光子能量与光的频率成正比 h 光子的能量 光的频率 hPlanck常量， h =6.62610-34JsBohr理论(三点假设)： 核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量； 通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低基态；原子获得能量后，电子被激发到高能量轨道上，原子处于激发态； 从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。hEEEEh1212E：轨道能量原子能级12215s )121(10289. 3nvn = 3 红（H）n = 4 青（H ）n =

4、 5 蓝紫 （ H ）n = 6 紫（H ）Balmer线系其它线系1 -222115s )11(10289. 3nnv12nn 式中： RH 为Rydberg常数，其值：)11( 2221HnnRE能级间能量差J )11(102.179222118-nn1 -22211534s )11(10289. 3sJ10626. 6nnRH = 2.17910-18J。这就是氢原子的电离能，时，当J10179. 2 11821EnnhvE 氢原子各能级的能量： J1042. 2313 192H33REn，J1045. 5212 192H22REn，J10179. 2111182H11REn，J 2Hn

5、REn 8.2.1 微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性8.2.2 不确定原理与微观粒子不确定原理与微观粒子 运动的统计规律运动的统计规律8.2 微观粒子运动的基本特征微观粒子运动的基本特征1924年，de Broglie关系式 1927年，Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。E=h , p =h/ 8.2.1 微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性8.2.2 不确定原理与微观粒子不确定原理与微观粒子 运动的统计规律运动的统计规律1927年，Heisenberg不确定原理2hpxx微观粒子位置的测量偏差p微观粒子的动量偏差微观粒子的运动不遵循经

6、典力学的规律。 微观粒子的波动性与粒子行为的统计性规律联系在一起，表现为： 微观粒子的波动性是大量微粒运动表现出来的性质，即是具有统计意义的概率波。8.3.2 量子数量子数8.3 氢原子结构的量子力学描述氢原子结构的量子力学描述8.3.3 概率密度与电子云概率密度与电子云8.3.4 原子轨道与电子云原子轨道与电子云 的空间图像的空间图像8.3.1 Schrodinger方程与波函数方程与波函数 822222222VEhmzyx：空间直角坐标zyx,常数：Planckh：势能V：能量E波函数： ：质量m8.3.1 Schrodinger方程与波函数方程与波函数球坐标(r,)与直角坐标系的关系 2

7、22zyxrcosrz qsinsinry qcossinrxq(r,) = R(r)Y(,)坐标变换1. 主量子数主量子数 n n =1, 2, 3, 4, 5, 6 正整数8.3.2 量子数量子数对应 K, L, M, N, O, P 电子层与电子能量有关，对于氢原子而言，电子能量唯一决定于n。J10179.2218nEn愈大，电子离核平均距离愈远，能量愈高。 l = 0，1，2，3, 4,(n1)对应着 s, p, d, f, g. 电子亚层 l 受 n 的限制：n=1，l=0；1s亚层。n=2，l=0,1；2s, 2p亚层。n=3，l=0,1,2；3s, 3p, 3d亚层。n=4，l=

8、0,1,2,3；4s, 4p, 4d,4f亚层。2. 角量子数角量子数 lm = 0，1, 2， 3 l ； m决定原子轨道在核外的空间取向。l=0， m =0，s轨道为球形，只一个取向；l=1， m =0,1，代表pz , px和py3个轨道；l=2， m =0,1, 2，代表d亚层有5个取向的轨道：3. 磁量子数磁量子数m d ,d ,d ,d , d222y -xxy yz xzz。n主层l亚层m原子轨道1 K 0 1s 01s2 L012s2p00,12s2pz,2px,2py3 M 0123s3p3d00,10,1, 23s3pz,3px,3py4 N 01234s4p4d4f00,

9、10,1, 20,1, 2, 34s4pz,4px,4py d3 ,d3 ,d3 ,d3 ,3d222y -xxyyzxzz222xzyzxyzx - y4d ,4d ,4d ,4d ,4d 4. 自旋量子数自旋量子数 ms,21sm21sm电子自旋现象的实验装置mln ,原子的单电子波函数，又称原子轨道波函数，例如：n=1，l=0，m=0, s10, 0, 1即1s轨道；, s20, 0, 22s 轨道；, zp20, 1 , 22pz 轨道；2z3,2,03d ,轨道；2zd3 解薛定谔方程需要引入n、l、m三个量子数，描述电子的运动状态需要n、l、m、 ms四个量子数。J10179. 2

10、18s1E0/301area41,Yq氢原子的基态：n = 1，l = 0，m = 0),()(s1qYrR式中，a0=52.9pm，称为Bohr半径。波函数的径向部分：波函数的角度部分： 12030arearR/ 12 0/30arearR径向部分r 30120aR0r 0R41,qY球形对称。角度部分电子云是电子出现概率密度的形象化描述。8.3.3 概率密度与电子云概率密度与电子云：原子核外电子出现的概率密度。2节面数=n11s2s 1s电子云的等密度面图。 数字表示曲面上的概率密度。 1s电子云的界面图。 界面内电子的概率90%。 D(r)为概率的径向分布函数,简称径向分布函数。指电子在

11、核外距离为r的一薄层球壳中出现的概率随半径变化时的分布情况。d 2体积概率密度概率rr d 4d2rr d 422概率d空间微体积224)(rrD令：电子在核外出现的概率还与空间体积有关：1s态的 最大值出现在近核处，21s态的D(r)最大值出现在52.9pm处。氢原子的各种状态的径向分布图N峰=nl1s2s3s2p3p3dqqqcosAcos 43),(Y 1 0.866 0.5 0 -0.5 -1 A 0.866A 0.5A 0 -0.5A -A o0o30o60o90o120qqcoso180 zY2p为例：以zp28.3.4 原子轨道与电子云的空间图像原子轨道与电子云的空间图像sY2s

12、YxpYx2pYypYy2pYzpYz2pY 原子轨道和电子云的角度分布图：原子轨道和电子云的角度分布图：xydYyzdYxzdYxy2dYyz2dYxz2dY原子轨道和电子云的角度分布图：22x - ydY2zdY2z2dY22x -y2dY 波函数角度分布图的意义可以从以下两个方 面理解： 1、从原点到图形上任何一点连线的长短，表示此方向上Y Y的绝对值的大小，连线越长，电子在此方向上的几率越大。 2、“+ +、- -”表示符号所在区域Y Y的正负。 s轨道的图形为一球面，电子在所有方向上出现的几率相等，在所有区域内都是正值。p轨道为两个相切的球面，px轨道在x轴方向上出现的几率最大； p

13、y轨道在y轴方向上出现的几率最大； pz轨道在z轴方向上出现的几率最大，所有p轨道在坐标轴正方向为正值，在坐标轴的负方向为负值。 d轨道中dxy、dxz、dyz的最大值分别在xy平面、xz平面、yz平面与坐标轴成45度角的方向上，、象限为正值，、象限为负值。dx2-y2的最大值在x轴和y轴上，x轴上为正值，y轴上为负值（x2-y2的意义）dz2轨道的最大值在z轴上，此最大值比前四个d轨道大，在z轴上为正值，并且在xy轴平面及附近有一圆环。为负值。8.4.1 多电子原子轨道能级多电子原子轨道能级8.4.2 核外电子的排布核外电子的排布8.4 多电子原子结构多电子原子结构1.Pauling近似能级

14、图8.4.1 多电子原子轨道能级多电子原子轨道能级 E1s E2s E3s E4s Ens Enp End Enf “能级分裂” E4s E3d E4p “能级交错”。 l 相同的能级的能量随 n 增大而升高。 n 相同的能级的能量随 l 增大而升高。 徐光宪的能级高低的近似原则： n + 0.7l 例如：第四能级组 4s 3d 4pn + 0.7l 4.0 4.4 4.7 第六能级组 6s 4f 5d 6pn + 0.7l 6.0 6.1 6.4 6.72.Cotton原子轨道能级图 n 相同的氢原子轨道的简并性。原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。随着原子序数的增大，原子轨道产生能级交错

15、现象。3.屏蔽效应由核外电子云抵消一些核电荷的作用。屏蔽效应：J)(10179.22218nZE为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。Z= Z*，Z* 有效核电荷数有效核电荷Z* H He1s 1 1.70 Li Be B C N O F Ne1s 2.70 3.70 4.70 5.70 6.70 7.70 8.70 9.702s,2p 1.30 1.95 2.60 3.25 3.90 4.55 5.20 5.85 Na Mg Al Si P S Cl Ar1s 10.70 11.70 12.70 13.70 14.70 15.70 16.70 17.702s,2p 6.85 7.85

16、 8.85 9.85 10.85 11.85 12.85 13.853s,3p 2.20 2.85 3.50 4.15 4.80 5.45 6.10 6.75 电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。4.钻穿效应n相同时，l愈小的电子，钻穿效应愈明显：nsnpndnf，EnsEnpEnd Enf 。钠原子的电子云径向分布图 4s对K、L内层原子芯钻穿大 E4sE3d3d和4s对1s2s2p原子芯的钻穿3d和4s对1s2s2p3s3p原子芯的钻穿1. 基态原子的核外电子排布原则 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。 Pauli不相容原理 每个原

17、子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。 Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。8.4.2 核外电子的排布核外电子的排布2262651Cr 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s：半满全满规则：C：1s2 2s2 2p2154s3dArHe、Ar原子芯101Ar 3d 4s N： 1s22s2 2p31s2s2pZ=24Z=29Cu：全满：p6，d10，f14；半满：p3，d5，f7；全空：p0，d0，f0。2. 基态原子的核外电子排布 基态原子的核外电子在各原子轨道上排布顺序：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5

18、s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p出现d轨道时，依照ns,(n-1)d,np顺序排布；d,f轨道均出现时，依照ns, (n-2)f,(n-1)d,np顺序排布。但排布电子后，轨道能量高低按电子层顺序递增。帮助记忆图举例：Z=11，Na：1s22s22p63s1或Ne 3s1 ，Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或Ar 4s2 ，Z=56，Ba： Xe 6s2 。价电子：能参加化学反应的电子。例如：Sn的价电子排布式为： 5s2 5p2 。练习练习：写出Z=47的基态原子的核外电子排 布式。 8.5.1 元素的周期元素的周期8.5.2 元素的族元素的

19、族8.5 元素周期表元素周期表8.5.3 元素的分区元素的分区8.5.1 元素的周期元素的周期元素周期表中的七个周期分别对应7个能级组周期特点能级组对应的能级原子轨道数元素数（电子数）一二三四五六七特短周期短周期短周期长周期长周期特长周期不完全周期12345671s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p144991616288181832应有328.5.2 元素的族元素的族 第1，2，13，14，15，16和17列为主族，即,A,A,A,A,A,A,A。 主族：族序数=价电子总数 稀有气体(He除外)8e为A,通常称为零族， 第37，11和12列为副族。即,

20、B,B,B,B,B,B和B。 前5个副族的价电子数=族序数。 B,B根据ns轨道上电子数划分。 第8,9,10列元素称为族，价电子排布（n-1)d6-8ns2。8.5.3 元素的分区元素的分区 元素周期表中价电子排布类似的元素集中在一起，分为5个区，并以最后填入的电子的能级代号作为区号。各区价层电子构型s 区：ns12 p 区：ns2np16d 区：(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子)ds区： (n1)d10ns12 f 区：(n2)f014(n1)d02ns28.6.1 原子半径原子半径8.6.2 电离能电离能8.6.3 电子亲和能电子亲和能8.6 元素性质的周期性元素性质的周期性

21、8.6.4 电负性电负性共价半径 van der Waals 半径 金属半径8.6.1 原子半径原子半径rrr 金属半径:金属晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半。 共价半径:同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距离的一半。 范氏半径:在分子晶体中，相邻分子核间距离的一半。 周期表中，金属用金属半径，稀有气体用范氏半径，其它用共价半径。主族元素：从左到右 r 减小；从上到下 r 增大。过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。 主族元素半径变化主族元素半径变化 元素的原子半径变化趋势 r变化受两种因素的制约： 核电荷数增加，引力增强， r变小； 核外电子数增加，斥力增强，

22、r变大； 增加的电子不足以完全屏蔽核电荷； 左右，有效核电荷Z*增加， r变小。同一周期： 长周期：电子填入(n-1)d层，屏蔽作用大， Z*增加不多， r减小缓慢。 B,B ：d10构型,屏蔽显著, r略有增大。 镧、锕系：电子填入(n-2)f亚层，屏蔽作用更大， Z*增加更小， r减小更不显著。 镧系收缩：镧系元素从镧(La)到镱(Yb)原子半径依次更缓慢减小的事实。125 132 145 161 r/pm Cr V Ti Sc 第四周期元素137 143 159 173 r/pm WTa Hf Lu 第六周期元素146 143 160 181 r/pm Mo Nb Zr Y 第五周期元素

23、同一族： 主族：从上到下，外层电子构型相同， 电子层增加的因素占主导，r增加。 副族：第四周期到第五周期， r增大， 第五周期到第六周期， r接近。11molkJ2 .520 )g(LieLi(g)I 基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。 由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2E (g) E+ (g) + e- I 1例如：1332molkJ11815 )g(Lie(g)LiI122molkJ1 .7298 )g(Lie(g)LiI8.6.2 电离能电离能:加呈现出周期性变化电离能随原子序数的增同一周期： 短周期： I 增大。 I1(A)最小， I1 (稀有气体)最大。 长周期的前半部分I增加缓慢。 N,P,As,Sb,B