第九章简化_原子结构.ppt

1、第九章 原 子 结 构,本章学习要求： 了解微观粒子的运动特征：能量量子化、波粒二象性、测不准关系； 了解波函数与原子轨道、几率密度与电子云、原子轨道和电子云角度分布图等基本概念； 掌握四个量子数的物理意义、相互关系及合理组合；,掌握单电子原子、多电子原子的轨道能级和核外电子排布规律，熟练写出第四周期以内元素原子的核外电子排布式； 掌握原子结构与周期系的关系,了解元素基本性质的变化规律。,一、原子结构的认识历史 古希腊维物主义哲学家认为一切事物由原子和虚空组成。 十九世纪初，英国科学家Dalton用化学分析法研究物质的组成，提出了著名的原子学说。,1904年，英国Thomson JJ提出了原子

2、“枣糕模型”：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中鑲嵌着许多带负电的电子。 1911年，Thomson的学生Rutherford E提出了“行星系式”原子模型：原子核好比太阳，电子好比是绕太阳运动的行星，电子绕核高速运动。,1913年，Bohr NHD综合Rutherford E的核模型，Planck M的量子论和Einstein的光子学说，建立了“定态原子模型”。,1、玻尔理论,1) 核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动，且不辐能量。 2) 通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低基态;原子得到能量后,电子被激发到高能轨道上，原子处于激发态。 3) 从激发态回到基态释放光能 ，光的频

3、率取决于轨道间的能量差。,玻尔理论的局限：1) 多电子原子光谱 2) 氢原子的精细光谱,1）波粒二象性 1924年，法国物理学家Broglie LV提出假设：静止质量不等于零的原子、分子、电子等微观粒子和光一样，也具有波粒二象性。 Broglie LV的预言被电子衍射实验证实。,2、 微观粒子的运动特性,用电子枪发射高速电子通过金属箔片射击感光荧屏，得到明暗相间的环纹，类似于光波的衍射环纹。,电子衍射实验示意图,2) Heisenberg测不准原理 由于电子运动具有波粒二象性，因此同时准确测定电子在空间的位置和速度是不可能的。这就是著名的测不准原理。,x位置测不准 , p动量测不准,即 x p

4、= x m h/4,1) 具有波动性的微观粒子不再服从经典力学规律， 它们的运动没有确定的轨道，只有一定的空间几率分布，遵循测不准关系,故对微观粒子的运动状态只能采用统计的方法，做出几率性的判断。,3) 概率（几率）密度：电子在核外空间某处单位 微体积内出现的几率，它等于波函数绝对值的平方。,3、概率（几率）和概率密度,概率（几率）：电子在核外空间某区域出现机 会的大小。,4. 波函数,1) Schrndinger 方程,量子力学中描述核外电子在空间运动的 数学函数式.,E 轨道总能量（动能与势能总和 ） m 微粒质量，h 普朗克常量 x,y,z 为微粒的空间坐标 (x,y,z)波函数,波函数

5、 是通过解薛定谔方程得到的。,2) | |2的意义 本身物理意义并不明确，但| |2却有明确的物理意义。表示在原子核外空间某点处电子出现的概率密度（probability density），即在该点处单位体积中电子出现的概率。,3) 电子云（electron cloud） 图形a是基态氢原子|2的立体图，b是剖面图。黑色深的地方概率密度大，浅的地方概率密度小。概率密度的几何图形俗称电子云。,a,b,4) 原子轨道（atomic orbital） 描述原子中单个电子运动状态的波函数常称作原子轨道。 原子轨道仅仅是波函数的代名词，绝无经典力学中的轨道含义。 严格地说原子轨道在空间是无限扩展的，但一

6、般把电子出现概率在99%的空间区域的界面作为原子轨道的大小。,合理的波函数必须满足一些整数条件，否则将为零， |2也为零，即空间没有电子出现。 这些整数条件分是n、l、m，称为量子数（quantum number） 。 n、l 和 m 这三个量子数的取值一定时，就确定了一个原子轨道，即波函数n,l,m。,5、四个量子数, 描述电子层(能层), 描述电子离核远近, n 是决定电子能量的主要因素,物理意义：,相应光谱项： K L M N O P Q.,1) 主量子数 n ：,取值： 1 2 3 4 5 6 7 n,2) 角量子数 l,物理意义： 描述原子轨道或电子云形状； 表示同一电子层中具有不同

7、的亚层； 各电子层的亚层数=电子层的 n值 在多电子原子中，确定能量的次要因素,电子能量由n, l共同决定。,取值: 0，1， 2， (n-1) 共n个,各种波函数的角度分布图,s、p、轨道角度部分剖面图,s,d 轨道角度部分剖面图,四 花 瓣 形,3) 磁量子数m,物理意义：,取值: 0 、 1 、 2 l 共2l+1 个值, 描述同一亚层的原子轨道（电子云)的 伸展方向。,（ n = 2 ，l = 1 ） m=0, +1, -1在空间有三种不同的取向。,如 2 p 轨道,同一亚层中，有几个不同的m值,就有几条 原子轨道。,即每一种 m 的取值，对应一种空间取向。,量子数组合和原子轨道数,量

8、子数组合和原子轨道数,例如,n=1 l=0 m= 0 1,0,0 即1s ,1s轨道,n=3 l=1 m= 0 3pz,n=3 l=1 m=+1 3px,简并轨道,n=3 l=0 m= 0 3s,n=3 l=1 m=-1 3py,三个量子数即可决定一个原子轨道(n, l ,m), m与电子能量无关,ms物理意义：描述电子的自旋运动。,四个量子数中前三个量子数的取值规律为：,取值： +1/2， -1/2,通常用 “ ” 和 “ ” 表示。,故描述一个电子的运动状态，常用四个量子数,n ， l ， m ， ms,nl,4) 自旋量子数ms, 屏蔽效应：由于内层电子对外层子的 排斥作用，削弱了原子核

9、对外层电子的 吸引力，使有效核电荷数减小。,二、核外电子排布规律,不同电子层：EK EL EM EN , 钻穿效应：,在多电子原子中，l 较小的轨道上的电子钻到 核附近回避其它电子屏蔽的能力较强，因而 能量较低。,同一电子层：Ens Enp End Enf,同一能级组：ns (n-2)f (n-1)d np,能级交错,ns (n-2)f (n-1)d np,Ens Enp End Enf,EK EL EM EN, 多电子原子轨道近似能级图, 核外电子的排布规律, Pauli 不相容原理: 在同一原子中没有四个 量子数完全相同的两个电子存在。于是每, 最低能量原理：在不违反Pauli不相容原理

10、的前提下,电子总是尽先占据能量最低的轨 道，使原子的能量处于最低状态。,个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反 的电子。, Hund 规则：在等价轨道上，电子总是尽可能 以自旋相同的方向分占不同的轨道。,Hund 规则的特例：在等价轨道上，电子处于全充满( p6 、 d10 、 f14 )、半充满( p3 、 d5 、 f7 ) 和全空( p0 、 d0 、 f0 ) 时，原子能量较低，体系较稳定。, 原子核外电子的排布,将原子核外电子按上述顺序排布后，再按轨道 电子从内层到外层写出。即为原子的电子结构 式或电子排布式（电子组态）。,电子填充顺序为：1s，2s 2p，3s 3p , 4s 3d,

11、4p，5s 4d 5p，6s 4f 5d 6p ,Cu,Cr,Cl,Fe,Al,Na,价电子层结构,电子排布式,原子, Ar 原子实，,表示 Ar 的电子结构式 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6,元素原子的电子层结构呈周期性变化 ，导 致元素性质周期性变化, 这就是元素周期律。, 元素周期系,周期表中的元素共划分为7个横行，每一个横行称为1个周期。 元素的周期数等于原子最外层主量子数n。,1) 元素周期律,2) 元素的周期,周期,短周期（一，二，三）,长周期（四，五，六，七）,族,主族(IA-VIIA,0)原子最后一个电子填 外层 ns、np轨道,副族(IIIB-IIB,IB)最后一个电

12、子填在 (n-1)d或 (n- 2)f 轨道上,3) 元素的族,原子的价电子层结构相似的元素落在同一列，称为族。,4）区的划分,s区：A-A族 ，ns1-2 p区：A-A族，零族 ns2np1-6 d区：B-B族，族 (n-1)d1-9ns1-2 ds区：B-B族， (n-1) d10ns1-2 f区：镧系、锕系 (n-2) f1-14 (n-1) d0-2ns2,1. 原子半径在周期表中的递变规律,原子半径主要决定于有效核电荷数和电子层数 原子半径在周期表中的变化规律： （1）同一周期中从左到右原子半径逐渐减小 （2）同一主族，从上到下原子半径逐渐增大, 元素基本性质的周期性,主族元素,2. 电离能(I),气态原子在基态时失去电子所需的能量。 通常用使1mol气态原子（或阳离子）都失去一个电子所需要的能力(kJmol-1)表示。 同一原子的各级电离能不同： I1I2 I3 I4,原子在分子中吸引成键电子的能力。 电负性越小，元素金属性越强, 非金属性越弱 。,3. 电负性,X2.0 为非金属元素 X2.0 为金属元素,同一主族，从上到下, X 减小 同一周期，从左到右, X 增大 应用:（1）判断金属性和非金属性强弱 （2）判断化学键的类型和极性,主要内容小结：,（1）核外电子运动的特