工程材料基础-原子结构ppt课件

1、第二章 原子构造与原子间结合键2.1 原子构造2.2 原子序数和原子质量2.3 原子的电子层构造2.4 原子的结合键 .2.1 原子构造 原子组成：原子核和核外电子,原子核内又有质子和中子。原子电荷：质子带正电荷，中子不带电荷，因此原子核 带正电荷，经过静电吸引，将带负电荷的电 子束缚在其周围。每个质子和电子所带的电 荷q均为1.60210-19库仑。由于原子中质子 和电子的数目相等，所以从整体看，原子 是电中性的。原子尺寸：直径约为10-10m，但原子核直径很小，仅为 约10-14m，其外部均为电子所包围。 .续上页原子质量：原子的质量大部分集中在原子核内。 一个质子具有1.673 10-2

2、4g质量，中 子略重于质子，质量为1.67510-24g， 而一个电子的质量只需9.10910-28g， 仅为质子质量的1/1836。表2-1 质子、中子和电子的质量与电荷粒子质量，g 粒子电荷，库仑 质子中子电子 1.67310-241.67510-249.10910-28 +1.60210-190-1.60210-19 .2.2 原子序数和原子质量 221 原子序数 元素的原子序数等于原子核中的质子数或核外电子数。每种元素均与一定的原子序数相对应，如铁的原子序数为26，其原子核有26个质子和26个核外电子。.222 核素与同位素核素：原子核中具有一定质子数和一定中子数的原子。 一种碳原子的

3、原子核中有6个质子和6个中子， 它的质量数是12，这种碳原子称碳-12核素， 写为12C核素；另一种碳原子的原子核里有6个 质子和7个中子，质量数为13，称碳-13核素， 可写为13C核素。多核素元素与单核素元素。同位素：质子数一样而中子数不同的同一元素的不同 原子互称为同位素；即多核素元素中的不同 核素互称为同位素。12C和13C是碳的同位素。稳定同位素与放射性同位素。.2.2.3 原子质量与相对原子质量 1. 原子质量 指某核素一个原子的质量。由于原子的绝对质量很小, 常以12C一个原子质量的1/12作单位，称为“原子质量单位，用“u表示1u=1.6610-24g，因此12C的原子质量也就

4、等于12 u。.续上页元素原子的原子质量： 元素的平均原子质量与核素12C原子质量的1/12之比。所谓元素的平均原子质量，是对一种元素含有多种天然同位素而说的，平均原子质量可由这些同位素的原子质量和丰度指某同位素在所属的天然元素中所占的原子百分数来计算。 元素的原子质量用符号Ar(E)表示，E代表某元素，如氧的原子质量等于16.00，可表示为Ar(O)=16.00。它表示1个氧原子的平均质量是核素12C原子质量1/12的16.00倍。可见，元素的原子质量只是一种相对的比值。它的单位为一。.例题2-1： 自然界的氢元素有两种同位素，实验测得1H的原子质量为1.007825u，丰度为99.985%

5、，2H的原子质量为2.014 0u，丰度为0.015%，试计算氢元素的平均原子质量和相对原子质量。解：氢元素的平均原子质量为： 1.007825u99.985%+2.0140u0.015%=1.0079u 根据元素的相对原子质量的定义，氢的相对原子 质量为： .2. 相对原子质量 元素的相对原子质量： 1mol某种元素的平均质量与1mol12C核素原子质量1/12之比，也是该元素6.0231023个原子阿伏伽德罗数NA的质量，其单位为g/mol。各元素的相对原子质量均示于表2-2元素周期表中元素符号的下方。.例题2-2： (1) 根据铜的相对原子质量，试求1个铜原子的质量。 (2) 1克铜中有

6、多少铜原子？ 解: (1) 铜的相对原子质量为63.54g/mol，因63.54g铜有 6.0231023个原子, 因此, 一个铜原子的质量为: 63.54g/mol/6.0231023个原子/mol=1.0510-22g/原子 (2) 1克铜的原子数：6.0231023个原子/mol/63.54g/mol=9.481021个原子/g.2.3 原子的电子层构造 231 核外电子的运动形状 原子中核外电子的运动形状或分布情况，要用四个量子数加以描画。这四个量子数是： 主量子数n 角量子数l 磁量子数m 自旋量子数ms.1主量子数n 主量子数n 是描画核外电子的能量和电子离核平均间隔的参数，是决议

7、电子能量大小的主要量子数。n 值越大，电子离核的间隔越远，电子的能量愈高。主量子数n 可取零以外的正整数，即n = 1, 2, 3 。每一个n 值代表一个电子层或主能级层主层，在光谱学上常用拉丁字母表示电子层：主量子数n 1 2 3 4 5 6 7电子层符号 K L M N O P Q.2角量子数l角量子数l用于描画原子轨道或电子云的外形，并在多电子原子中和主量子数n一同决议电子的能量，故又称为副量子数。n确定后，角量子数l可取0到n -1，即l = 0，1，2 n -1。如n = 1, l只能取0；n = 2，l可取0和1两个值。电子亚层或能层常用光谱符号表示：角量子数l 012 3电子亚层

8、符号 sp d f.l = 0表示球形的s原子轨道或电子云；l = 1表示哑铃形的p原子轨道或电子云；l = 2 表示花瓣形的d原子轨道或电子云，等等。图2-1是s、p和d原子轨道的平面图。在多电子原子中，同一电子层中的l数值越大，该电子亚层的能级越高，如在第三电子层有s、p和d等3个电子亚层，其中3d的能级高于3 p的能级，3 p的能级又高于3s的能级。图2-1 s、p和d原子轨道的平面图 .3磁量子数m磁量子数m决议原子轨道在磁场中分裂，在空间伸展的方向。其取值受角量子数l的限制，当l一定，m可取0，1，2，l，共有2 l + 1个数值，即原子轨道或电子云可以沿着2 l+1个不同方向伸展，

9、常用符号或表示。l = 0时，m = 0，原子轨道或电子云只需一个伸展方向；l = 1时，m = -1、0、+1，有3个数值，p原子轨道或电子云分别沿着x，y和z三个方向伸展。l = 2时，m = 0, 1，2，有5个数值，即d原子轨道或电子云有5个不同伸展方向的轨道。磁量子数与电子能量无关。l一样，m不同的原子轨道，即外形一样，空间取向不同的原子轨道，其能量是一样的。.4自旋量子数ms 原子中的电子除了绕核运动外，还可自旋。用于描画电子自旋方向的量子数称为自旋量子数，用符号ms表示。自旋方向只需顺时针和逆时针两种,故ms=，通常用符号、表示。自旋量子数ms对电子所处的能量没有影响。这样用四个

10、量子数就可以描画电子在原子中的复杂运动形状，即四个量子数可以确定某一电子在原子核外某一电子层的电子亚层中的运动，它的电子云或原子轨道在空间的某一方向伸展，且本身有一定的自旋方向。这样可以近似地把这四个量子数看成是电子在空间位置的坐标。.2. 3. 2 多电子原子轨道的能级能量E 6pOOO 5dOOOO 4fOOOOOOO6sO 5pOOO 4dOOOOO5sO 4pOOO 3dOOOOO4sO 3pOOO3sO 2pOOO2sO lsO 能级组 6(6s4f5d6p) 5(5s4d5p) 4(4s3d4p) 3(3s3p) 2(2s2p) 1(ls) 图2-2 原子轨道近似能级图 美国化学家

11、鲍林Pauling根据光谱实验结果，总结出多电子原子中原子轨道能量高低，并陈列给出近似能级图，见左图 .1能级图是按能量的高低顺序，而不是按原子轨道 距核的远近陈列的。图中将能量相近的轨道划为 一组即虚线方框内的轨道，称为能级组。共 有7个能级组，它的能量依1、2、3、能级组的 顺序逐次增高。2在近似能级图中，每个小圆圈表示一个原子轨道， 如第二能级组中有四个小圆圈，它代表有四个原 子轨道。3角量子数l一样的能级，其能量由主量子数n决议， n 越大，能量越高，如： s亚层的能量顺序是：E1sE2sE3s p亚层的能量顺序是：E2pE3pE4p能级图阐明一.能级图阐明二4主量子数n一样，而角量子

12、数l不同的能级， 其能量随l的增大而升高，如：EnsEnpEndEnf5同一能级组中，能够出现不同电子层的能级。 如第5能级组中，除属于第5电子层的5s和5p能级 外，还有第4电子层的4d。阐明当主量子数n和 角量子数l同时变化时，能够出现主量子数较大 的原子轨道的能量，反而比主量子数较小的某 些原子轨道的能量低，这种景象称为“能级交错 例如：E4sE3d，E6sE4fE5d等等。. 为了判别多电子原子中n和l同时变化时，轨道能量的高低，除了从鲍林的近似能级图中查看外，我国化学家徐光宪在总结了光谱实验数据后，归纳出n+0.7l的规那么，n+0.7l值愈大，能量就愈高。例题2-3：试比较6s、6

13、p、4f和5d轨道的能量高低。解：6s轨道： n = 6, l = 0，n + 0.7l= 6+0.70 = 6 6p轨道： n = 6, l = 1，n + 0.7l= 6+0.71= 6.7 4f轨道： n = 4, l = 3，n + 0.7l= 4+0.73 = 6.1 5d轨道： n = 5, l = 2，n + 0.7l= 5+0.72 = 6.4 所以，E6sE4fE5dE6p.233 原子的电子层构造1 核外电子的排布规律1泡里Pauli不相容原理 在同一原子中，不能够有运动形状亦即四个量子数完全一样的两个电子存在。这一原理也可表达为：在同一原子轨道中最多只能包容两个自旋方向相

14、反的电子。泡里不相容原理实践上是对原子核外电子层上可包容的电子数目作了限制。各电子层包容的最多电子数是：(下页 ).n = 1(K层) l = 0 (ls) m = 0 1个轨道 ms = 可包容2个电子n = 2(L层) l = 0 (2s)l = 1 (2p) m = 0 -1 m = 0 +14个轨道 可包容8个电子n = 3(M层) l = 0 (3s)l = 1 (3p)l = 2 (3d) m = 0 -1 m = 0 +1 -2 -1 m = 0 +1 +2 9个轨道可包容18个电子所以 各层可包容的最多电子数为2 n2个，这原理又称为电子层最大容量原理。 .2能量最低原理 核外

15、电子总是优先占据能量最低的轨道，然后才依次进入能级较高的原子轨道，使整个原子体系处于最低的能量形状。图2-3。图2-3 原子轨道近似能级顺序图 电子进入各能级的先后次序为：1s;2s;2p;3s,3p;4s;3d,4p;5s,4d,5p;6s,4f,5d,6p;7s,5f,。图中这一顺序用圆圈内“ 中的阿拉伯数字表示。 .3洪特Hund规那么 电子在同一亚层能量一样的等价轨道上排布时，总是尽能够分占不同的轨道，并且自旋方向一样。 例如2p亚层有3个轨道，假设有2个电子进入2p，那么各占一个轨道且自旋平行，可写成 ，而不是 或 。.2原子的电子层构造 电子在核外的排布情况称为电子层构造。通常表示

16、电子层构造有两种方法。1原子轨道式 这种表示方式是用一个小方格或小圆圈代表一个原子轨道，在方格或圆圈下面注明该轨道的能级，方格或圆圈内用箭头表示电子的自旋方向。如：7N8O 1s2s2p1s2s2p.2电子排布式 它是在亚层符号的左边注明电子层数，在亚层符号的右上角用阿拉伯数字表示所陈列的电子数。如4p3 ： 4 表示电子层数n = 4，是第4电子层的轨道； p 代表亚层的符号即l =1，表示属p轨道； 3 表示在此亚层上的电子数目。 根据这些原那么，我们可以将原子序数为14的硅元素的原子核外电子排布式列为：1s22s22p63s23p2。. 有时为了简化，常将内层电子构型用“原子实来替代。所

17、谓“原子实是指原子中的内层电子构造与某一稀有气体元素的电子层构造一样的部分，用该稀有气体的元素符号加方括号来表示。如Ne (氖)、Ar (氩)和Kr (氪)的电子层构造分别为1s22s22p6、1s22s22p63s23p6和1s22s22p63s23p63d104s24p6，因此：14 Si 1s22s22p63s23p2 可表示为：Ne 3s23p233 As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 可表示为： Ar 3d104s24p351 Sb 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3 可表示为： Kr 4d105s25p3. 234 原子的电

18、子层构造与元素周期律、周期表 元素周期律的内容是： 元素的性质随着原子序数核电荷数的递增而呈周期性地变化。原子构造的研讨证明：随着核电荷数的递增各元素原子的外电子层构造呈周期性地反复陈列。因此，原子核外电子排布的周期性变化正是元素性质周期性变化的本质缘由。元素周期表那么是各元素原子核外电子排布呈周期性变化的反映。下面分别讨论周期表中的周期、族以及组区的划分与原子中电子层构造的关系。.1.周期与原子电子层构造的关系 周期表中有七个横行，表示七个周期。可以看出：(1) 每一周期从第1主族1A元素ns1开场，到构成稳定的稀有 气体特有的ns2np6He为ls2电子层构造时终了。(2) 周期表中每出现

19、一个周期，外层电子就进入一个新的能 级见表2-4。因此，元素所在的周期数，等于该元 素原子所具有的电子层数即能级组数。(3) 各周期元素的数目，等于相应能级组中原子轨道所能容 纳的电子总数。 .周期与能级组的关系 周期相应能级组中原子轨道 新增电子数 元素数 一 ls 22二2s2p 88三3s3p 88四4s3d4p 1818五5s4d5p 1818六6s4f5d6p 3232七7s5f6d 未满 未完 .2族与原子电子层构造的关系 周期表中共有18个纵行，每1纵行表示1个族，而族又有主族和副族之分。其中标有1A至8A的为第1到第8主族，标有1B至8B的为第1到第8副族。周期表中主族和副族各

20、半，但主族是8个纵行，而副族有10个纵行。 .族与原子构造中外层电子构造： 1同一主族元素具有一样的外层电子构造，所 谓外层电子构造是指能参与构成化学键的电 子。由于元素的性质主要决议于原子的外层 电子构造，所以同一主族元素具有类似的性质。 2同一副族元素具有一样或类似的外层电子结 构，但次外层电子多数未填满。总体上讲同 一副族元素性质也具有类似性，但族与族间 元素性质递变不明显，且规律性较差。.3.元素分区与原子电子层构造的关系 1A8A12A3A4A5A6A7A2s 区 33B4B5B6B7B8B1B2B4d 区 ds 区 p 区 567镧系 锕系 f 区周期表中的元素可根据元素原子的核外

21、电子排布的特征，分为五个区: . 从元素在周期表中的位置推断出原子的电子层构造；知道了原子的电子层构造，也能确定元素在周期表中的位置。例题2-4： 知某元素的原子序数为26，写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素所属的区、周期和族，以及是何元素。答：由原子序数26可知该无素原子核外有26个电子。 根据核外电子排布规那么，其核外的电子排布式为： 1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2。故该元素属 d区，位于第周围期，8B族，是铁Fe元素。 .例题2-5 知某元素属于周期表中第周围期，7A族。试写出该元素的电子排布式，并指出它属于何区及其原子序数和元素称号。答：根据该元素在

22、第周围期可以断定最高能 级组数是4，又由于属7A族，所以外电 子层构型为：4s24p5，它应属于p区元素。 其电子排布式为： 1s22s22p63s23p63d104s24p5或Ar3d104s24p5， 总共有35个电子，故该元素的原子序数 应为35，是元素溴Br。.235 原子构造与元素性质1. 原子半径 经常用到的原子半径有原子的共价半径、金属半径和范德华半径等。表2-6列出了元素的原子半径。原子半径在50220pm之间。从表2-6可看出，元素的原子半径呈周期性变化。.2. 元素的电离能 元素的原子失去电子构成正离子的难易程度，可用电离能来衡量。使某元素一个基态的气态原子失去一个电子成为

23、一价正离子所需的最低能量，称为该元素原子的第一电离能，常用符号I1表示，即：A代表任一元素 气态A+再失去一个电子成为二价正离子所需的最低能量，称为第二电离能I2，即： 依此类推，可有第三电离能I3、第四电离能I4等。. 对于任一元素的原子，其电离能的大小顺序是：I1I2I33550 范德华 ArCl2 7.73.1 -189-101 金属 HgAl 68324 -39660 氢键 NH3H2O 3551 -780 .各键特点比较 共价键、离子键化合物的熔点较高，其中纯共价键的金刚石具有最高的熔点，金属的熔点相对较低，这是陶瓷资料比金属具有更高热稳定性的根本缘由。 . 大多数金属有高的密度，如

24、铂、钨、金的密度到达工程资料中的最高值。金属的高密度有两个缘由： 第一，金属元素有较高的相对原子质量； 第二，金属键没有方向性； 所以金属原子总是趋于密集陈列，常得到简单的原子密排构造。相反，对于离子键或共价键结合的情况，原子陈列不能够很致密，共价结合时，相邻原子的个数要遭到共价键数目的限制，离子结合那么要满足正、负离子间电荷平衡的要求，它们的相邻原子数都不如金属多，所以陶瓷资料的密度较低。聚合物由于其二次键结合，分子链堆垛不严密，加上组成原子的质量较小C、H、O，在工程资料中具有最低的密度数据。 此外，金属键使金属资料具有良好的导电性和导热性，而由非金属键结合的陶瓷、聚合物那么在固态下不导电，它们可以作为绝缘体或绝热体在工程上运用。 .2. 力学性能 弹性模量是资料应力应变曲线上弹性变形段的斜率，以E表示之，其意义为： 即E相当于发生单位弹性变形所需的应力。可把原子结合比喻成很多小弹簧的连结