无机分析教案不可第5章

1、第五章原子结构与元素周期系（教案提供：）1第五章 原子结构与元素周期系一教学内容：第五章 原子结构与元素周期系二教学目的:1 了解电子的运动特性：2.了解核外电子运动状态的描述3 了解波函数和电子云的角度分布图和几率径向分布图；4.掌握近似能级图，核外电子排布式；5.理解原子结构和元素周期系的关系6.掌握原子半径、电离能和电负性在周期系中的递变规律。三教学重点：核外电子运动状态的描述；核外电子排布；元素周期系四学习难点：核外电子运动状态的描述。教学方法：讲述法+模型演示+动画模拟+课堂教学进程：新课导入：化学是研究化学物质的组成，结构，性质和变化的科学，不同物质有不同的性质，物质性质的差异是由

2、于物质的 组成，结构不同而引起的，了解组成物质的基本粒子-原子的结构，有助于掌握物质性质及其化学变化的规律性。第五章 原子结构与元素周期系理论氢原子光谱光通过三棱镜折射后便可分成红、橙、黄、绿、青、蓝、紫连续光谱氢原子被火花、电弧或其他方法所激发时通过三棱镜折射后便可分成不连续光谱，提问：为什么？堡（J.R.Rydbeg）概括谱线之间普遍联系的公式： = R( 1 1 )n 2n 212为谱线频率，R是堡常数，其值为 3.2891015 s-1，n1、n2为正整数，而且n2n1。n 代表什么意义，如何从理论上解释原子光谱现象？（Bohr）理论（Planck）量子论量子论认为，物质吸收或发射能量

3、是不连续的，即量子化的。光量子是辐射特征的能量的最小，光子的能量大小与光的频率成正比，E nh式中E为光子的能量， 为光的频率，h为常数，n为正整数，h6.6261034Js。提出三点假设:电子是在确定能量和半径的轨道上运动，(定态)hp=m vr = n 2该式称为的量子化条件2（2）电子尽可能处在离核最近的轨道上，这时原子的能量最低, 称为基态。电子的轨道离核越远，电子所含的能量越大，电子处于较高能量的状态时称为激发态。，2.179 1018E = |n 2Jn1，2，3，轨道半径r为 r = n2a0（a052.9 pm，叫做半径(3)电子从较高能级跃迁到较低能级时，原子以光子形式放出能

4、量。hE2E13.理论的评价理论成功地解释了氢原子光谱的规律，原子结构量子化的特性，理论无法解释氢光谱的精细结构，也不能解释多电子原子、分子或固体的光谱，提问:为什么理论无法解释氢光谱的精细结构，也不能解释多电子原子？核外电子运动的特殊性及运动状态的描述微观粒子运动的第一个特征是它们的性质是量子化的。第二个特征是具有波粒二象性。微观粒子的波粒二象性电子的波粒二象性根据光子有波粒二象性,德提出实物粒子（电子、原子等）也有波粒二象性的假设,并，： = h = hmvp式中 p 是电子的动量，h 为常数电子波动性的统计解释用强的电子流可以在很短时间里得到明暗相间的衍射花纹。用一个电子，经过长时间，得

5、到了同样的花纹。图 5 2电子 衍射实验示意 图衍射花纹明亮处，从粒性考虑，是因为电子在该处出现的几率大;从波动性考虑，则是因为电子波在该点位相相同，彼此加强，波强度较大3说明电子运动还是有规律的，即电子在空间各处出现概率不同。3.（W.Heisenberg）测 原理由于电子运动具有波粒二象性，不可能同时准确地测定其运动的速度和位置，称为测原理。它的位置偏差x 和动量偏差p 的乘积为一常数，即： h x p 2既然电子运动具有波粒二象性，不能同时准确地测定其运动的速度和位置，怎样描述核外电子运动状态?5.2.2 波函数和原子轨道1.Schrdinger 方程1926 年，奥地利物理学家 E.S

6、chrdinger 对经典光波方程进行改造，提出一个偏微分方程：式中叫做波函数。E ： 总能量（势能+动能），V ：势能m ： 微观粒子的质量， h ：Planck 常数， x，y，z：空间直角坐标 波函数是表征微观粒子运动状态的一个函数,方程中每一个合理的解,都为一个波函数，都描述电子的一种合理的运动状态.5.2.3 几率密度和电子云波函数没有明确的直观物理意义，但波函数绝对值的平方|2却有明确的物理意义。它表示核外空间某处电子出现的几率密度，几率密度就是单位体积中出现的几率。几率=几率密度体积|2的空间图象就是电子运动空间分布图象用小黑点的疏密形象地描述几率密度的分布情况图为电子云。离核越

7、近，小黑点越密；离核越远，小黑点越稀。图 5 3 氢原子基态电子云图4把大于等于 90几率都包括在内的等值面叫做电子云的界面，这样的图形叫做电子云的界面图。合理的波函数描述电子的一种运动状态，要解出方程的合理的解，必须引入几个参数，引入四个参数,由于是不连续的,称为量子数四个量子数主量子数 n：与电子能量有关的量子数，对于氢原子，电子能量只取决于 n：2.179 1018E = |n 2J不同的 n 值，对应于不同的电子层（表示电子离核的远近）：n=12345.KLMNO（3）n 的取值： 1，2，3，4，5，6，7 正整数即:n 表示电子离核的远近（电子层），和能量的高低.角量子数 l角量子

8、数规定电子的角动量，在多电子原子中还影响电子的能量不同的取值对应不同的电子亚层(每一个取值,代表一个亚层,或一个能级,故角量子数也称为对应于能级的量子数)（2）取值 l=0， 1，2， 3,4. n-1 (决定与 n, 最大值为 n-l)( 取值个数为 n 个)对应符号 s,p,d,f. ,g.(3) l 决定了 的角度函数的形状。(每一个取值,代表角度函数的一种形状)l0 为 s 轨道，其原子轨道（或电子云）呈球形分布；l1 时为 p 轨道，其原子轨道（或电子云）呈哑铃形分布；l 时为 d 轨道，呈花瓣形分布3 磁量子数 m磁量子数决定电子绕核运动的角动量在磁场方向的分量，在空间的一种伸展方

9、向（1）m 不同的取值决定了的角度函数的空间取向。n，l，m 一定，轨道也确定（2）m 的取值为 0，1，2，l。m 的取值受角量子数 l 的制约，最大为每一个 对应于一个轨道 也称为对应于轨道的量子数在同一亚层轨道数是（2l1）个，即同一能级中可有（l1）轨道。每一电子层中轨道个数是n2。5量子力学还引入了自旋量子数ms来表示电子的自旋， 4 自旋量子数ms每一个轨道可容纳 2 个电子，自旋方向只有两个，其数值是m 1 ， 1 ，在轨道表示式中常用“”s22和“”来表示自旋相反的两种运动状态。如果两个电子的自旋方向一致，叫平行自旋。每一个轨道最多容纳 2 个电子.每一电子层中轨道个数是n2，

10、 电子数为 2 n2，小结：四个量子数是重点掌握的内容，只有合理的量子数的组合才能解出合理的波函数，nlmmL轨道符号轨道个数轨道个数容纳电子数100+1/2，-1/21s122002s14810+1-12Pz12px12py13003s1918103pz1+13px1-13py1203dz2 3dx2-y2 3dxy 3dxZ 3dyZ1+11-11+21-21n，l，m一定，轨道也确定例如：n=2， l=0， m=0， 2s(2,1,0) n=3， l=1， m=0， 3pz (3,1,0) n=3， l=2， m=0， 3dz2 ( 3,2,0)思考题：当 n=4 时，l，m 分别可以取

11、何值？n=4，l=3 电子亚层的名称是什么？n=4，l=2，m=0，轨道名称是什么？6原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m，ms四个量子数来描述。主量子数n描述原子中电子出现最大区域离核的远近和主要决定电子的能量；角量子数 l 决定原子轨道（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；磁量子数 m 决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向；自旋量子数ms决定电子自旋的方向。因此，只有合理的四个量子数组合确定后，才到合理 ，电子在核外空间的运动状态也就确定。5.2.5 波函数和电子云的空间图象在量子力学中常将波函数直角坐标的（x，y，z）变换成球坐标的（r， ），即将波函数（x，y，z）变换为（

12、r， ），再用分离变量法将（r， ）表示为 R（r）和 Y（， ）两部分，即 ( x, y, z ) = (r , , ) = R (r )Y ( , )R（r）是与 r 有关的径向分布部分，称为径向波函数，由量子数 n 和 l 决定；Y（， ）为角度波函数，它由量子数 l 和 m 决定。通过径向和角度分布可了解原子轨道的形状和方向，并绘出相应的图1.径向分布图径向分布函数 D(r)电子在核外出现的概率还与空间体积有关。因为概率=概率密度体积= 2dd空间微体积 d=4r2dr概率=2d = 24r2dr令D(r)=4r22将 D(r)对 r 作图，得到的曲线，称为径向分布函数图图 5. 4

13、氢原子 几种径向分布 图7径向分布函数图:曲线上峰的个数为（nl）个，最称为主峰。N 相同主峰离核距离相近.就象是核外电子根据 n 不同,分层排布.n 相同 l 不同的轨道,l 越小, 峰个数越多,离核越近.能力越强。图中还有极小值（指 D(r)0），极小值处电子出现的几率为零，这些点称为节点2. 角度分布图如果将角度波函数Y（， ）随， 角度变化作图，即得波函数的角度分布图。表示波函数角度分布常用图形有两种，一种是原子轨道的角度分布Y（, ），一种是电子云的角度分布Y2（， ）。（1） 原子轨道的角度分布图图 5 5 s、p、d 原子轨道角度分布图图 5 6 s、p、d 电子云角度分布图图中

14、的正负号表示波函数角度部分 Y（， ）在这些角度上为正值或负值，整个球面表示 Y(, )随和 角变化。（2p 轨道）Y2(, )随， 的变化作图即得电子云的角度分布图电子云的角度分布图与波函数角度分布图区别与联系？8电子云角度分布与原子轨道角度分布图形是类似的。都只是反映函数关系的角度部分，而不是原子轨道和电子云的实际形状。电子云的角度分布比原子轨道的角度分布要瘦一些。原子轨道角度分布有正负号之分，而电子云的角度分布均为正值要求：s，p，d 轨道的形状，伸展方向。5.3 多电子原子核外电子排布多电子轨道能级复杂得多。这一复杂关系往往用 效应和钻穿效应来解释。效应和钻穿效应效应氢原子的核电荷 Z

15、1，核外仅有一个电子，此电子仅受核的吸引而无其它电子的影响，所以电子运动的能级仅由主量子数 n 决定Z 2E = 2.179 10 18 Jin 2多电子原子能量怎样?多电子原子结构复杂。先比较中性氦原子与氦离子：He+属于单电子类氢系统，其能量公式与结果为：也就是说没，从He+(g)中移走电子需要能量为-8.716l0-18J ，实验表明从He原子中移走一个电子需要的能量为 3.939l0-18J，可以看出从He+中移走电子比从He原子移走同一电子要耗去两倍多能量。问题在于He原子的两个电子相互排斥，相当于一个电子对另一个电子产生了电荷，削弱了核电荷对该电子的的，意味着He原子的核电荷Z(=

16、2)被Z*(=2-)代替；效应：由核外电子云抵消一些核电荷的作用9多电子原子，某电子 i 在中心势场中运动，对电子 i 真正起作用的核电荷不再是 Z，而是被（Z1）个电子抵消后的核电荷，称为有效核电荷 Z*。有效核电荷 Z*=(Z)规律:内层电子，对外层电子的作用大，同层电子间的效应较小，不考虑外层电子对内层电子的作用。效应使得核对电子的引力减弱，因而电子具有的能量增大。所以多电子原子中，l相同n不同的电子，n越大，所受的作用越强，能量越高，即E1sE2sE3s；E2pE3pE4p；E3dE4dE5d np nd nf由于钻穿效应，造成同一电子层中EnsEnpEndEnf，这叫能级分裂有关“能

17、级交错”问题，有过不同的解释。图 8-18 是 3d与 4s轨道的径向分布图。这里n不同，l也不同，从局部看 4s轨道有离核较近的，但从总体看 3d轨道又比 4s轨道离核较近，在说明钾、钙原子 4s轨道能级低于 3d时，E4s E+ (g) + eI1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I2表示。E+ (g) E2+ (g) + e-I2例如：Li (g) - e- Li+ (g)I1=520.2 kJmol-1 Li+ (g) - e- Li2+ (g)I2=7298.1 kJmol-1 Li2+ (g) - e- Li3+ (g)I3=1181

18、5 kJmol-1电离能随原子序数的增加呈现出周期性的变化：同一周期：主族元素从A到卤素，Z*增大，r减小，I增大。其中A的I1最小，稀有气体的I1最大；长周期中部，Z*增加不多，r减少缓慢，I1略有增加。N,P,As,Sb,Be,Mg 电离能较大 ，即半满，全满图 5.8元素第一电离能的周期性变化同一主族：从上 到下，最外层电子数相同，Z*增加不多，r增加为主要，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小电负性原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用表示。电负性的标度：常见的有 Mulliken 标度( M),Pauling 标度( p) 和Allred-Ro标度(AR)。电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性同一周期： 从左到右逐渐增大，同一主族：从上到下减小。电负性最大的元素：F，电负性最小的元素：钫。电子亲和能元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气