原子结构和周期系课件

原子结构和周期系

AtomicStructureAndPeriodiclaw

5.1氢原子结构的近代概念

原子光谱（线光谱）氢原子光谱5.1.1核外电子运动的特征(1)氢原子光谱和玻尔理论

连续光谱

红色谱线λ=653.3nmHα

兰色谱线λ=434.1nmHγ

蓝绿色谱线λ=486.1nm

Hβ

紫色谱线λ=410.1nm

Hδ玻尔理论(1)定态轨道的概念n=1，2，3……n=1——基态a0=52.9pm(玻尔半径)(3)

激发态原子发光的原因(2)轨道能级的概念及轨道能级量子化的概念氢原子核外电子的轨道能量为：

玻尔理论的局限性1.不能说明多电子原子的光谱，甚至不能说明氢光谱的精细结构。

2.它对能级的描述很能粗略，只有一个量子数。

3.更不能解释原子如何形成分子的化学健的本质。

这是因为波尔理论并未完全冲破经典力学理论的束缚，仍然把微观粒子(电子)在原子核外的运动视为太阳系模型那样沿着固定轨道绕核旋转。（2）微观粒子的波粒二象性

光的波粒二象性：德布罗意关系式：物质波（德布罗意波）

1927年，美国物理学家戴维逊（Davissn,C.J.）和盖末（Germer,L.H.)通过电子衍射实验证实了德布罗意的假设。

electrondiffraction电子衍射实验证实了德布罗依的假设

电子衍射实验

电子束（3）微观粒子的几率分布规率

——波恩的统计解释几率统计方法原子核外电子的运动具有三大特征：

量子化——线光谱波粒二象性——物质波统计性——几率波5.1.2波函数（1）薛定谔方程式简介ψ——波函数（原子轨道）：描述原子核外电子运动状态的一个数学函数式E——体系的总能量JV——体系的势能Jm——微粒的质量h——普朗克常数x、y、z——微粒的空间坐标

ψ—体现微粒的波动性

E、V、m——体现微粒性

各项的意义（2）波函数（原子轨道）与三个量子数主量子数n角量子数l磁量子数mψn，l，m（r、θ、φ）n=1，2，3，4………正整数l=0，1，2，3……..（n-1），共可取n个值m=0，±1，±2，±3…….±l共可取2l+1个值

n=123l=00，

10，

1，

2m=

00，0,±10，0,±1,0,±1,±2

轨道名称

1s2s2p3s3p3d

轨道数：

113135149原子轨道名称

l=

01

2

3

s轨道p轨道d轨道f轨道

m=

00,±10,±1,±20,±1,±2,±3轨道数：1357

原子轨道与波函数是同义词——描述电子运动状态的数学函数式

应将原子轨道与宏观物体轨道的概念严格区分。（3）波函数（原子轨道）角度分布图Ψ（r,θ,φ)=R(r)•Θ(θ)•Φ(φ)令Y(θ,φ)=Θ(θ)•Φ(φ)则Ψ（r,θ,φ)=R(r)•Y(θ,φ)R(r)——波函数的径向部分

Y(θ,φ)——波函数的角度部分波函数的角度分布图——Y(θ,φ)的球坐标图1）s轨道l=0Y(θ,φ)=√1/4π特点：球面无方向性2）p轨道

以2pz为例Ypz

=√3/4π•

cosθ5.1.3电子云（1）几率密度ψ2ψ2∝ρρ——单位体积内电子出现的几率∴波函数ψ2——表示电子在核外空间某点附近出现的几率密度（2）电子云（3）电子云的角度分布图

Ψ（r,θ,φ)=R(r)•Y(θ,φ)则Ψ2（r,θ,φ)=R2(r)•Y2(θ,φ)R2(r)——电子云的径向部分

Y2(θ,φ)——电子云的角度部分电子云的角度分布图——Y2(θ,φ)的球坐标图

Ys=√1/4πYs2=1/4π1）s电子云特点：球面对称分布，无方向性2）p电子云例Pz电子云

Ypz=√3/4π•cosθ（Ypz

）2=3/4π•cos2θ特点：相交于原点的两个橄榄型曲面无正负有极大值5.1.4电子运动状态的完全描述和四个量子数

1）主量子数n

意义：•

描述电子离核的远近,决定电子层的划分

•

决定电子能量高低的主要因素

n=12345-------KLMNO

意义：

描述同一电子层中不同能量状态的分层——电子亚层

表示原子轨道或电子云的形状

l=01234------（n-1）

spdfg3）磁量子数m

意义：描述原子轨道或电子云在空间的伸展方向

m=0±1±2±3-----±l4）自旋量子数ms

意义：描述电子的自旋运动特征

ms=±1/2“↑↓”n=1n=22）角量子数l用四个量子数表示核外电子运动状态5.2多电子原子中的电子的排布和周期系1）

Pauli不相容原理：在一个原子中，没有四个量子数完全相同的电子存在。

He1S2(1，0，0，+1/2)

（1，0，0，-1/2）

2）能量最低原理

核外电子在各轨道上的分布应使原子处于能量最低的状态

3）Hund规则

：在同一亚层的等价轨道上，电子将尽可能地分占不同的轨道，且自旋平行

等价轨道——n,l均相同的轨道

例3p：3px3py3pzn=3l=1↑

↑

↑

pxpzpy

洪特规则特例：

全充满p6d10f14

半充满p3d5f7

全空p0d0f0S轨道1条最多可容纳2个电子p轨道3条最多可容纳6个电子d轨道5条最多可容纳10个电子f轨道7条最多可容纳14个电子5.2.1核外电子的分布规律

电子填入轨道的顺序1s2,2s22p6,3s23p6,4s23d104p6,5s24d105p6,6s24f145d106p6-------电子分布式例

7N1s22s22p3

22Ti1s22s22p63s23p64s23d2

1s22s22p63s23p63d24s224Cr1s22s22p63s23p63d54s1

10Ne1s22s22p6

18Ar1s22s22p63s23p65.2.2原子结构与元素周期表(1)周期表中电子的分布规律(2)原子的外层电子构型与周期表的分区外层电子构型

最外层电子nsnp

次外层电子（n-1）d（n-2）f

分区 最后一个电子填入的轨道位置 外层电子构型

S区 S轨道 ⅠAⅡAns1--2

p区 p轨道 ⅢA---零族

ns2np1--6 d区 d轨道 ⅢB---Ⅷ

(n-1)d1—9ns1-2

ds区 d轨道d10

ⅠBⅡB

(n-1)d10ns1--2

f区 f轨道镧系锕系(n-2)f1--14(n-1)d0—2ns2(3)周期系与核外电子分布的关系

周期号数

=最外层电子的主量子数族号数

=外层电子数之和

s区p区ds区——最外层电子数之和

d区——ns+(n-1)d电子数之和

例

已知某元素的原子序数为25，写出该元素原子的电子分布式，并指出该元素在周期表中的位置。

解：电子分布式1s22s22p63s23p63d54s2位于d区最外层电子的主量子数n=4位于四周期

外层电子数之和：ns+(n-1)d=2+5=7位于ⅦB5.3元素基本性质的周期性

Z’=Z–σσ——屏蔽常数

（1）有效核电荷数与屏蔽效应屏蔽效应：由于其余电子对某一个电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而引起有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引的现象。5.3.1有效核电荷数（2）屏蔽常数σ的确定

外层电子对内层电子：σ外=0

同层电子之间：σn=0.35（σn1=0.30）（n-1）层电子对n层电子：σn-1=0.85（n-2）层电子对n层电子：σn-2=1.0σ

总=Σσ简化的斯莱脱法：例计算Al原子中其余电子对一个3p电子的σ及有效核电荷数解：13AlZ=131s22s22p63s23p1

同层：2个3s电子σn=2×0.35=0.70n-1层：8个电子σn-1=8×0.85=6.8n-2层：2个电子σn-2=2×1.0=2.0∴σ总=0.7+6.8+2.0=9.5

Z’=13–9.5=3.5（3）有效核电荷数在周期表中的变化规律元素基本性质在周期表中的变化规律

同一周期（从左——右）

同一族（从上——下）主族：Z’=1-0.35=0.65

显著增加Z’增加极少副族：d区Z’=1-0.85=0.15增加较少

ds区d10

屏蔽效应大,Z’增加极少

f区Z’=1.0-1.0=0

几乎不增加Z’增加极少