《无机化学》教学第八章原子结构课件

1、8.1 原子结构的Bohr理论8.2 微观粒子运动的基本特征8.3 氢原子的量子力学描述第八章 原子结构8.4 多电子原子结构 8.5 元素周期律 8.6 元素性质的周期性 8.1 原子结构的Bohr理论8.2 微观粒子运动的基本1.根据氢原子光谱和Bohr理论了解微观粒子运动的特点，量子化、 波粒二 象性和测不准原理；本章教学要求 4.掌握核外电子排布三原则，能熟练写出常见元素的电子构型； 3.了解屏蔽效应.钻穿效应和Slater规则，近似能级图等基本概 念， 理解 能级分裂和能级交错现象； 2根据Schrodinger方程和量子数的概念了解氢原子结构和核 外电子运动的特征，掌握波函数和原子

2、轨道，四个量子数， 概率密度和电子云，径向分布，角度分布等概念； 5.掌握原子结构与元素周期系的关系，原子的电子层结构与周 期、族 的划分，原子电子层结构与元素的分区； 6掌握有效核电荷、原子半径、电离势、电子亲和能和电负性 等基本概念和周期性变化规律，以及它们的变化规律与原 子结构的关系。1.根据氢原子光谱和Bohr理论了解微观粒子运动的特点，量子8.1.1 历史的回顾8.1 原子结构的Bohr理论8.1.3 Bohr原子结构理论8.1.2 氢原子光谱8.1.1 历史的回顾8.1 原子结构的Bohr理论81. 道尔顿原子论 原子是化学上最重要、使用最频繁的术语之一, 原是希腊语中意为“不可再

3、分”意思. 随着科学的发展, 道尔顿(Dalton J)于1805年提出了第一个现代原子论, 但他接受了“不可再分”的概念. 8.1.1 历史的回顾1. 道尔顿原子论 原子是化学上最重要、使用最频繁 道尔顿原子论要点：每一种化学元素的最小单元是原子；同种元素的原子质量相同，不同种元素由不同种原子组成，原子质量也不相同；原子是不可再分的。化学反应不改变原子，只是改变了原子的结合方式。 道尔顿原子论要点：2. 电子的发现J.J. Thomson 1856-19401897年J.J. Thomson(英国物理学家)经真空管放电实验发现电子.提出原子的葡萄干布丁模型.1909年R.A. Millika

4、n(美国物理学家)经油滴实验测出电子电量1.60210-19C.得到电子的质量9.10910-28g.2. 电子的发现J.J. Thomson 1856-19403. Rutherford 的原子结构模型 Rutherford 根据 粒子散射实验，创立了关于原子结构的 “太阳-行星模型 ”. 其要点是： 1. 所有原子都有一个核即原子核(nucleus)； 2. 核的体积只占整个原子体积极小的一部分； 3. 原子的正电荷和绝大部分质量集中在核上； 4. 电子像行星绕着太阳那样绕核运动. Rutherfords experiment on particle bombardment of meta

5、l foil3. Rutherford 的原子结构模型 Rut 在对粒子散射实验结果的解释上, 新模型的成功是显而易见的, 至少要点中的前三点是如此. 问题出在第4点, 尽管卢瑟夫正确地认识到核外电子必须处于运动状态, 但将电子与核的关系比作行星与太阳的关系, 却是一幅令人生疑的图像. 根据当时的物理学概念, 带电微粒在力场中运动时总要产生电磁辐射并逐渐失去能量, 运动着的电子轨道会越来越小, 最终将与原子核相撞并导致原子毁灭. 由于原子毁灭的事实从未发生, 将经典物理学概念推到前所未有的尴尬境地. An unsatisfactory atomic modelRutherford模型的成功与存

6、在的问题 在对粒子散射实验结果的解释上, 新模型的成功1. 光和电磁辐射8.1.2 氢原子光谱红 橙 黄 绿 青 蓝 紫1. 光和电磁辐射8.1.2 氢原子光谱红 光谱-通过棱镜的色散作用将光速中不同波长的光分开，这种不同波长的光将按照它们的波长的长短或频率的大小排列开来，这种排列叫做光谱。 光谱-通过棱镜的色散作用将光速中不同波长的光分开，这2. 氢原子光谱HHHH2. 氢原子光谱HHHH自然界的连续光谱实验室的连续光谱自然界的连续光谱实验室的连续光谱 不连续光谱，即线状光谱 其频率具有一定的规律n = 3,4,5,6式中 2，n，3.2891015各代表什么意义？经验公式： （1885年）

7、氢原子光谱特征：里德堡常量 不连续光谱，即线状光谱n = 3,4,5,6式中 2，nn = 3 红（H）n = 4 青（H ）n = 5 蓝紫 （ H ）n = 6 紫（H ）Balmer 线系n = 3 红（H）Balmer 线系原子能级Balmer线系原子能级Balmer线系 (1) 电子不断发射能量，自身能量会不断减少，电子运动的轨道半径也将逐渐缩小，电子很快就会落在原子核上，即有核原子模型所表示的原子是一个不稳定的体系。 (2) 电子自身能量逐渐减少，电子绕核旋转的频率也要逐渐地改变。根据经典电磁理论，辐射电磁波的频率将随着旋转频率的改变而逐渐变化，因而原子发射的光谱应是连续光谱。 根

8、据经典电磁理论，可导致两种结果： (1) 电子不断发射能量，自身能量会不断减少，电子运动的轨 氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单的原子.在氢原子内，这个电子核外是怎样运动的？这个问题表面看来似乎不太复杂，但却长期使许多科学家既神往又困扰，经历了一个生动而又曲折的探索过程.爱因斯坦的光子学说普朗克的量子化学说氢原子的光谱实验卢瑟福的有核模型1913年，28岁的Bohr在的基础上，建立了Bohr理论.波粒二象性 氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单三点假设： 核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动(稳定轨道)，且不辐射能量； 通常，电子处在离核最近的轨道上，能

9、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。E：轨道能量h：Planck常数8.1.3 Bohr原子结构理论三点假设：E：轨道能量8.1.3 Bohr原子结构理论RH：Rydberg常数，其值 为2.17910-18J。RH：Rydberg常数，其值无机化学教学PPT第八章-原子结构 借助于氢原子光谱的能量关系式可定出氢原子各能级的能量： 借助于氢原子光谱的能量关系式可定出氢原子各能级的能量 计算氢原子的电离能波尔理论的成功之处 解释了 H 及 He+、Li2+、B3+ 类氢离子的原子光谱Wave type H

10、 H H HCalculated value/nm 656.2 486.1 434.0 410.1Experimental value/nm 656.3 486.1 434.1 410.2 说明了原子的稳定性 对其他发光现象（如光的形成）也能解释 不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂波尔理论的不足之处 不能解释氢原子光谱的精细结构 不能解释多电子原子的光谱 计算氢原子的电离能波尔理论的成功之处 解释了 H 及 不足之处:无法解释氢光谱的精细结构。在精密的分光镜下观察氢光谱，发现每一条谱线均分裂为几条波长相差甚微的谱线。在磁场内，各谱线还可以分裂为几条谱线。2.不能解释多电子原子、分子或固体的光谱。

11、 不足之处:无法解释氢光谱的精细结构。在精密的分光镜下观察氢光原因: 虽然引用了普朗克的量子化概念，但它毕竟还属于旧量子论的范畴。在经典力学连续性概念的基础上，加上了一些人为的量子化条件。如玻尔理论在讨论氢原子中电子运动的圆周轨道和计算轨道半径时，都是以经典力学为基础的。原因: 虽然引用了普朗克的量子化概念，但它毕竟还8. 2 微观粒子运动的基本特征1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。8.2.1微观粒子的波粒二象性“过去，对光过分强调波性而忽视它的粒性；现在对电子是否存在另一种倾向，即过分强调它的粒性而忽视它的波性.”（1923年）德布

12、罗意8. 2 微观粒子运动的基本特征1927年，Davisss 1924年，Louis de Broglie认为：质量为 m ，运动速度为的粒子，相应的波长为： = h/p = h/mv ，h = 6.62610-34Js，Plank常量。波粒二象性是微观粒子的运动特征。 KVDMP实验原理 1924年，Louis de Broglie认(b)(a)电子通过Al箔(a)和石墨(b)的衍射(b)(a)电子通过Al箔(a)和石墨(b)的衍射 玻尔以波的微粒性（即能量量子化概念）为基础建立了他的氢原子模型.波粒二象性对化学的重要性在于： 薛定鳄等则以微粒的波动性为基础建立起原子的波动力学模型. 玻尔

13、以波的微粒性（即能量量子化概念）为基础建立了他的8.2.2 不确定原理与微观粒子运动的统计规律 1927年, 海森堡测不准原理x为粒子的位置的不准量，P为粒子的动量的不准量 .测不准关系式的含义是：我们用位置和动量两个物理量来描述微观粒子的运动时，只能达到一定的近似程度。 重要暗示不可能存在 Rutherford 和 Bohr 模型中行星绕太阳那样的电子轨道Heisenberg W8.2.2 不确定原理与微观粒子运动的统计规律1927年,一些粒子的de Broglie波长和直径 实物粒子没有波动性是因为它们的 de Broglie波长太小。粒子质量kg速度ms-1波长m直径m波动性1V加速的电

14、子9.10910-315.931051.2310-810-15显著100V加速电子9.10910-315.931061.2310-910-15显著分子3.3410-272.421038.2010-1110-10不显著子弹10-21036.6310-3510-2没有一些粒子的de Broglie波长和直径粒子质量速度波长直径8.3.1 Schrdinger方程与波函数8.3 氢原子的量子力学描述Schrodinger E8.3.1 Schrdinger方程与波函数8.3 氢1. 直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,)的转换 222zyxr+=cosrz=qsinsinry=qcossinrx=

15、q()()q, , rzyx ()()q,YrR=1. 直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,)的转换 2. 解常微分方程，引入三个量子数 解Schrdinger方程可以得到E和，这种二阶偏微分方程的解很多，只有符合一定条件的解才是核外电子运动状态合理的解。 的合格条件：单值；连续；有限；归一(平方可积)。 这样，该方程的合理解 就包括了n，l，m三个参数和x，y，z三个变量。记为 n,l,m(x,y,z)。这里n，l，m为量子数。 2. 解常微分方程，引入三个量子数 解Schr 例如:氢原子的基态，即n = 1，l = 0，m = 0 的条件下，电子处于 1s 原子轨道的状态下，解波函数的径

16、向部分和角度部分的常微分方程得：a0 = 52.9pm, 称为Bohr半径 例如:氢原子的基态，即n = 1，l =氢原子的某些波函数nlmRn,l (r)Yl,m(, )n,l,m(r, )100200210氢原子的某些波函数nlmRn,l (r)Yl,m(, ) 量子力学中，原子的单电子波函数n,l,m 称为原子轨道函数，简称波函数。这里引用“轨道”一词，只是借用经典力学中的术语，它不是Bohr原子模型中的固定轨道，而是指原子核外电子的一种运动状态。如： 1,0,02,0,01s1s轨道2s2s轨道2,1,02pz轨道 量子力学中，原子的单电子波函数n,l1.总能量2.波函数()0/304

17、1,arear -=pq()()(), YrRr=qjq角度部分：()41,Y=pq()0/3012arearR-=径向部分：氢原子的基态1.总能量2.波函数()0/3041,arear -=p无机化学教学PPT第八章-原子结构是一种球形对称分布角度部分是一种球形对称分布角度部分波函数和原子轨道 波函数是量子力学中描述核外电子在空间运动状态的数学函数式，一定的波函数表示一种电子的运动状态，量子力学中常借用经典力学中描述物体运动的“轨道”的概念，把波函数叫做原子轨道。 原子轨道和宏观物体的运动轨道是根本不同的，它只是代表原子中电子运动状态的一个函数，代表原子核外电子的一种运动状态。 波函数和原子

18、轨道 波函数是量子力学中描述核外3. 波函数的物理意义 2 ：原子核外出现电子的概率密度。 电子云是电子出现概率密度的形象化描述。3. 波函数的物理意义 2 ：原子核外出现电子的概率密度。8.3.2 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, 3,8.3.2 四个量子数 主量子数 n 与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；不同的n值，对应于不同的电子层：1. 主量子数 (n) ：K L M N O电子运动的有效体积或原子轨道的大小。 与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；不同的n2. 角量子数 (l)（原子轨道角动量） ： l 的取

19、值 0，1，2，3n1 对应着 s, p, d, f. (亚层) 表示原子轨道或电子云的形状。 角量子数由主量子数决定。 l01234 光谱学符号spdfg2. 角量子数 (l)（原子轨道角动量） ：l01234 光n电子层数l分层（亚层）110 1s (能级)22012s2p330123s3p3d4401234s4p4d4fn电子层数l分层（亚层）110 1s ( 多电子原子中，电子的能量取决于主量 子数 n 和角量子数 l 。对于单电子体系的氢原子或类氢离子来 说，各种状态的电子的能量只与 n 有关。 当 n 不同、l 相同时，其能量关系为:E1s E2s E3s E4s 而当 n 相同、

20、l 不同时，其能量关系为Ens = Enp = End = Enf 多电子原子中，电子的能量取决于主量 对于单电子体系的氢原b. 对于多电子原子 主量子数 n 相同时，角量子数 l 越大能量越高。例如E4s E4p E4d E4f 有的还出现能级交错!b. 对于多电子原子 主量子数 n 相同时，3. 磁量子数 (m) （轨道角动量在磁场方向分 量）： m 可取 0，1, 2l ； 对于给定的 l ，有 2l +1 个 m 取值。 m 决定角动量在空间的给定方向上的 分量的大小，即决定原子轨道或电子云 在空间的伸展方向。 磁量子数 m 与能量无关。 m 值相同的轨道互为等价轨道（简并轨 道）.3

21、. 磁量子数 (m) （轨道角动量在磁场方向分 m 决 n, l, m 一定，轨道也确定 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思考题： “”和“”来表示。 当n为3时, l ,m 分别可以取何值？轨道的名称怎样?4.自旋量子数 ( ms )ms =1 / 2 n, l, m 一定，轨道也确定 4. 自旋量子数 ms 描述电子绕自轴旋转的状态 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为 ms 取值+1/2和-1/2，分别用和表示 想象中的电子自旋 两种可能的自旋方

22、向: 正向(+1/2)和反向(-1/2) 产生方向相反的磁场 相反自旋的一对电子, 磁场相互抵消. Electron spin visualizedMagnetic fieldscreenSmall clearance spaceSilver atomic raykiln 4. 自旋量子数 ms 描述电子绕自轴旋转的状态 8.3.3 概率密度和电子云1电子云的概念 用统计的方法来判断电子在核外空间某一区域内出现机会的多少，在数学上称为概率。在小黑点图中，密密麻麻的小黑点像一团带负电的云，把原子核包围起来，如同天空中的云雾一样。所以人们就形象化地称它为电子云。 8.3.3 概率密度和电子云1电子

23、云的概念 2概率密度和电子云单位体积内出现的概率则称为概率密度。 电子在核外某区域内出现的概率()等于概率密度2与该区域总体积(d)的乘积。 2概率密度和电子云单位体积内出现的概率则称为概率密度。 电3概率密度分布的几种表示法 1s态等概率密度面 1s态界面图 1s态径向概率密度图3概率密度分布的几种表示法 1s态等概率密度面1.径向分布函数D(r)：空间微体积试问D(r)与2 的图形有何区别?8.3.3 原子轨道与电子云的空间图像1.径向分布函数D(r)：空间微体积试问D(r)与2 的图之一: 电子云径向密度分布曲线 (蓝色曲线) 纵坐标: R2 离核越近, 电子出现的概率密 度(单位体积内

24、的概率)越大. (这种曲线酷似波函数分布曲 线) 之一: 电子云径向密度分布曲线之二: 电子云径向分布曲线 (橙色曲线) 纵坐标: 4r 2 R 2 4r2R2曲线是4r 2曲线和R 2曲线 的合成曲线. 曲线在 r =53 pm 处出现极大值, 表 明电子在距核53 pm 的单位厚度球 壳内出现的概率最大. 波动力学模型得到的半径恰好等于 氢原子的玻尔半径.之二: 电子云径向分布曲线 以D(r)为纵坐标，r 为横坐标作图，可得各种状态的电子的概率的径向分布图. 对于径向分布函数及其图像，应注意以下几点： 以D(r)为纵坐标，r 为横坐标作图，可得各氢原子的各种状态的径向分布图N峰=n-l1s

25、2s3s2p3p3d氢原子的各种状态的径向分布图N峰=n-l1s2s3s2p3p发现电子的概率，而D(r)是指在半径为r的单位厚度球壳内发现电子的概率。 (1) D(r)r代表在半径r和r + r的两个球面夹层内发现电子的概率。D(r)与 的物理意义不同， 为概率密度，指在核外空间某点附近单位体积内22(2) 从图可知，在1s的径向分布图中，当r = a0 / Z = 5310-12m (对H而言，Z=1)时，曲线有一个高峰，即D(r)有一个极大值。 (3) 从上图中我们还看到，ns比np多一个离核较近的峰，np比nd多一个离核较近的峰，同理nd又比nf多一个离核较近的峰。(n-l ) 应注意

26、以下三点：发现电子的概率，而D(r)是指在半径为r的单位厚度球壳内发现 2s态： n = 2, l = 0, m = 0氢原子的激发态 2s态： n = 2, l = 0, m = 0氢原节面峰数 = n l节面峰数 = n l 2p态：n = 2 , l = 1 , m = +1, 0, -12角度分布 2p态：n = 2 , l = 1 , m = +1, +3060+3060无机化学教学PPT第八章-原子结构原子轨道和电子云的角度分布图：xyxyyzyzxzxz原子轨道和电子云的角度分布图：xyxyyzyzxzxz原子轨道和电子云的角度分布图：z2z2x2-y2x2-y2原子轨道和电子云

27、的角度分布图：z2z2x2-y2x2-y23. 3d态：n=3, l=2, m= 0,3. 3d态：n=3, l=2, m= 0, f 轨道 ( l = 3, m = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 ) : m 七种取值, 空间七种取向, 七条等价(简并) f 轨道. f 轨道 ( l = 3, m = +3, +2, +1,主要区别有两点： 电子云的角度分布图比原子轨道的 角度分布图要瘦一些。 原子轨道角度分布图上有正、负号 之分，而电子云角度分布图上均为 正值。 2的空间分布，它综合考虑了径向分布和角度分布。 主要区别有两点： 电子云的角度分布图比原子轨道的 2的空间分

28、布，它综合考虑了径向分布和角度分布。 应该指出，原子轨道的角度分布图和电子云的角度分布图，都只是反映波函数的角度部分，而不是原子轨道和电子云的实际形状。把电子云角度分布图当做电子云的实际形状是不合适的。电子云的实际形状虽与角度分布图有关，但又是不相同的。电子云的空间分布图是 2的空间分布，它综合考虑了径向分布和角度分布。 2的空间分布，它综合考虑了径向分布和角度分布。 2的空间分布，它综合考虑了径向分布和角度分布。 小结：量子数与电子云的关系 n：决定电子云的大小 l：描述电子云的形状 m：描述电子云的伸展方向 小结：量子数与电子云的关系 n：决定电子云的大小 l：描述电1核外电子的运动能量是

29、不连续的，是量子化的。分为不同的能级，电子的空间运动状态由n,l,m三个量子数确定，第四个量子数ms确定其自旋状态，所以核外电子运动状态应由四个量子数确定。2核外电子运动状态具有波粒二象性和不确定原理，需要用波函数来描述。一定的波函数表示了一定的轨道。 小结1核外电子的运动能量是不连续的，是量子化的。分为不同的能级3波函数、原子轨道和电子云的区别和联系波函数用来描述电子的一定运动状态n,l,m，可以从波函数得到电子的一切可能的物理量，包括空间出现的概率密度2，能量和其它可观察物理量的平均值(离核的距离)等。原子轨道指原子中电子的可能空间运动状态，原子轨道可以用波函数来描述。原子轨道实际上是一个

30、函数。电子云是电子在核外空间出现概率密度分布的形象化描述。 3波函数、原子轨道和电子云的区别和联系8.4.1 多电子原子轨道能级 8.4 多电子原子结构8.4.2 核外电子排布8.4.1 多电子原子轨道能级 8.4 多电子原子结轨道：与氢原子类似，其电子运动状态 可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s能量：与氢原子不同, 能量不仅与 n有关, 也与 l 有关; 在外加场的作用下, 还 与m有关。8.2.1 多电子原子轨道能级轨道：与氢原子类似，其电子运动状态8.2.1 多电子原子1. Pauling近似能级图Pauling,L.C.(1901-1994)1. Pauling

31、近似能级图Pauling,L.C.(19多电子原子的近似能级图有如下几个特点： (1) 近似能级图是按原子轨道的能量高低排列的，而不是按原子轨道离核远近顺序排列的。图中，能量相近的能级划为一组，称为能级组. (2) 在近似能级图中，每个小圆圈代表一个原子轨道。p分层中有三个圆圈，表示此分层中有三个原子轨道。在量子力学中，把能量相同的状态叫做简并状态。由于三个p轨道能量相同，所以三个p轨道是简并轨道，也叫等价轨道。 多电子原子的近似能级图有如下几个特点： (1) 近似能级图(3) 角量子数 l 相同的能级，其能量次序由主量子数n决定，n越大能量越高。例如E2p E3p E4p E5p(4) 主量

32、子数n相同，角量子数 l 不同的能级，其能量随 l 的增大而升高发生能级分裂现象。例如：E4s E4p E4d E4f(5) 主量子数n和角量子数 l 同时变动时，从图中看出，能级的能量次序是比较复杂的。例如： E4s E3d E4p ; E5s E5p E5d ; E6s E4f E5d E5p 这种现象称为能级交错。 (3) 角量子数 l 相同的能级，其能量次序由主量子数n决定2. 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现象。2. Cotton原子轨道能级图 n 相同的氢原子轨道的简并3d与4

33、s的关系：Z=118, E3dE4sZ=1920, E3dE4sZ21, E3dE4s为什么？3d与4s的关系：为什么？3. 屏蔽效应+2e-e-He+2e-He+2-e-假想He由核外电子云抵消一些核电荷的作用。屏蔽效应：为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。Z= Z*，Z* 有效核电荷数3. 屏蔽效应+2e-e-He+2e-He+2-e-假想H 由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。斯莱脱(Slater) 规则: 将原子中的电子分成如下几组：(1s)；(2s,2p)；(3s,3p)；(

34、3d)；(4s,4p)； (4d)；(4f)；(5s,5p)余类推。 (1) 位于被屏蔽电子右边的各组，对被屏蔽电子的= 0，可以近似地认为，外层电子对内层电子没有屏蔽作用。 由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部(2) 1s轨道上的2个电子之间的= 0.30，其 他各组内电子之间的= 0.35。 (3) 被屏蔽的电子为ns或np时，则主量子 数为(n-1)的各电子对它们的= 0.85， 而主量子数小于(n - 2)的各电子对它们 的= 1.00。 (4) 被屏蔽的电子为nd或nf时，则位于它左 边各组电子对它的屏蔽常数= 1.00。 (2) 1s轨道上的2个电子之间的= 0.30，其

35、(3)例 1 计算铝原子中其他电子对一个3p电 子的值。解： 铝原子的电子排布情况为 1s2;2s2;2p6;3s2;3p1按斯莱脱规则分组：(1s)2; (2s,2p)8；(3s,3p)3。例2 计算钪原子中一个3s电子和一个 3d电子各自的能量。解： 钪原子的核外电子分组情况为 (1s)2； (2s,2p)8 ；(3s3p)8 ；(3d)1；(4s,4p)2例 1 计算铝原子中其他电子对一个3p电例2 例 l 计算铝原子中其他电子对一个3p电 子的值。解： 铝原子的电子排布情况为 1s2;2s2;2p6;3s2;3p1按斯莱脱规则分组：(1s)2; (2s,2p)8；(3s,3p)3。=

36、0.352 + 0.858 + 1.002 = 9.50 例 l 计算铝原子中其他电子对一个3p电= 0.例2 计算钪原子中一个3s电子和一个 3d 电子各自的能量。解： 钪原子的核外电子分组情况为(1s)2； (2s,2p)8 ；(3s3p)8 ；(3d)1；(4s,4p)23s电子的= 0.357 + 0.858 +1.002 = 11.253d电子的= 1.0018 = 18.00例2 计算钪原子中一个3s电子和一个 结论：同一周期有效核电荷Z*随原子序数的增大而增大.HHe1s11.7LiBe BCNOFNe1s2.703.704.705.706.707.708.709.702s2p1

37、.301.952.603.253.904.555.205.85NaMgAlSiPSClAr1s10.7011.7012.7013.7014.7015.7016.7017.702s2p6.857.858.859.8510.8511.8512.8513.853s3p2.202.853.504.154.805.456.106.75结论：HHe1s11.7LiBe BCNOFNe1s2.70无机化学教学PPT第八章-原子结构 电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。2s,2p轨道的径向分布图4. 钻穿效应 电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。2峰的数目：n - l, 节面(谷)的数目:

38、 n-l-1轨道nl峰n-l节面n-l-11s10102s20212p21103s30323p31213d32104s4043峰的数目：n - l, 轨道nl峰n-l节面n-l-11s1 外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，通常称为钻穿作用。 由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象，通常称为钻穿效应。 外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，通常8Z20：4s对K，L内层原子芯钻穿大， E4sE3d Z21 ：4s对原子芯钻穿效应相对变小， E4sE3d3d和4s对1s2s2p原子芯的钻穿3d和4s对1s2s2p3s3p原子芯的钻穿8Z20：4s对K，L内层原子芯钻穿大， 3d

39、和4s对1在多电子原子中，屏蔽和被屏蔽是相互的。对那些在原子核附近出现概率大的电子，躲避其它电子的屏蔽能力较强，受到核的吸引力大，能量较低。这种进入原子内部空间的作用称为钻穿效应。由于 l 不同的电子，概率的径向分布不同，电子钻到核附近的概率较大的电子受到核的吸引力大，因而能量可能较低。当n相同，l 不同时，l 越小，在核附近的小峰越多，躲避其它电子的屏蔽作用越大，能量有可能较低。 在多电子原子中，屏蔽和被屏蔽是相互的。对那些在原子核附近出现钻穿效应可用来解释能级交错问题，4s轨道比3d离核的平均距离较大(n较大)，能量应该较高。但4s有三个小峰比3d离核近，所以对K、Ca原子，4s钻穿效应大

40、，能量低于3d。注意：屏蔽效应和钻穿效应是从不同的着眼点来考虑电子的屏蔽和被屏蔽问题。屏蔽效应考虑的是其它电子对所选定电子的屏蔽能力；而钻穿效应是所选定电子回避其它电子屏蔽能力。本质上两者是一种能量。 钻穿效应可用来解释能级交错问题，4s轨道比3d离核的平均距离1. 核外电子分布三规则： 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 核外电子排布1. 核外电子分布三规则： 最

41、低能量原理 Pauli不相半满全满规则： 当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 N：1s2 2s2 2p3原子实半满全满规则：Z = 26 Fe：1s2 2s2 帮助记忆图帮助记忆图Z=11，Na：1s22s22p63s1或Ne 3s1 ，Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或Ar 4s2 ，Z=50，Sn： Kr 4d105s2 5p2，Z=56，Ba： Xe 6s2 。价电子：例如：Sn的价电子排布式为： 5s2 5p2 。Z=11，Na：1s22s22p63s1或Ne 3s1 2基态原子的核外电子排

42、布 核外电子排布的三原则，只是一般规律。随着原子序数的增大、核外电子数目的增多以及原子中电子之间相互作用的复杂化，核外电子排布的例外现象要多些。因此对于某一具体元素的原子的电子排布情况，要以光谱实验的结果为准。2基态原子的核外电子排布 核外电子排布的三原则 基态原子的电子组态：小结Atom Energy level order Spectrum experimental order 24 Cr 42 Mo 29 Cu 47 Ag 79 Au Ar 3d 4 4s 2 Kr 4d 4 5s 2 Ar 3d 9 4s 2 Kr 4d 9 5s 2 Xe 4f 145d 9 6s 2 Ar 3d 5

43、 4s 1 Kr 4d 5 5s 1 Ar 3d 10 4s 1 Kr 4d 10 5s 1 Xe 4f 14 5d10 6s 1 记住一些重要的例外, 它们与亚层半满状态和亚层全满状态的相对稳定性有关. 表中给出几个常见的例子. 根据鲍林图中给出的能级顺序，运用建造原理写出基态原子的电子组态，是本章最重要的教学和学习目的之一.电子实价电子层和价层电子 基态原子的电子组态：小结Atom Energy level8.5.1 元素的周期8.5 元素周期表8.3.4 原子的电子层结构 与周期的关系 8.5.2 元素的族8.5.3 元素的分区8.5.1 元素的周期8.5 元素周期表8.3. 原子的电子

44、层结构和元素周期系 原子的电子层结构和元素周期系 元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。 元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的8.5.1 元素的周期周期数=Pauling能级组的序数=电子层数。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。周期特点能级组对应的能级原子轨道数元素种类数一特短周期11s12二短周期22s2p48三短周期33s3p48四长周期44s3d4p918五长周期55s4d5p918六特长周期66s4f5d6p1632七不完全周期77s5f6d7p16328.5.1 元素的周期周期数

45、=Pauling能级组的序数=电8.5.2 元素的族主族元素的族数=原子最外层的电子 数，(ns+np)=主族元素的最高氧化值。副族元素的族数=(n-1)d+ns(族除外)。 主族元素及其化合物的性质非常相似的 原因是最外层电子数相同。 8.5.2 元素的族主族元素的族数=原子最外层的电子 第1，2，13，14，15，16和17列为主族， 即: IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA。 主族：族序数=价电子总数 稀有气体(He除外)8e为VIIIA,常称为零族， 第37，11和12列为副族。 即, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, IB和IIB。

46、前5个副族的价电子数=族序数。 IB, IIB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。 第1，2，13，14，15，16和17列为主族，s 区ns1-2 p 区ns2np1-6d 区(n1)d1-10ns1-2 (Pd无 s 电子)f 区(n2)f1-14(n1)d02ns28.5.3 元素的分区s 区ns1-2 p 区ns2s 区ns12 p 区ns2np16d 区(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子)f 区(n2)f114(n1)d02ns2结构分区：s 区ns12 p 区ns2量子数，电子层，电子亚层之间的关系每个亚层中轨道数

47、目1 3 5 72 6 10 142 8 18 2n2每个亚层最多容纳电子数每个电子层最多 容纳的电子数主量子数 n 1 2 3 4电子层 K L M N角量子数 l 0 1 2 3电子亚层 s p d f量子数，电子层，电子亚层之间的关系每个亚层中轨道数目1 8.6.1 原子半径金属半径 van der Waals 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。 共价半径r8.6.1 原子半径金属半径 van der Waals 半 有效核电荷 Z* 元素原子序数增加时，原子的有效核电荷Z*呈现周期性的变化。同一周期： 短周期

48、：从左到右，Z*显著增加。 长周期：从左到右，前半部分有Z*增加 不多，后半部分显著增加。同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。 有效核电荷 Z* 元素原子序数增 H He37 122 Li Be B C N O F Ne 152 111 88 77 70 66 64 160 Na Mg Al Si P S Cl Ar186 160 143 117 110 104 99 191 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr227 197 161 145 132 125 124 124 125 125 128 133 122 122 121 117 114 198 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe248 215 181 160 143 136 136 1