815第七章 原子结构与周期系.ppt

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1、1,第七章 原子结构与周期系,前言 原子结构理论的发展简史 一、道尔顿(J.Dolton)的原子理论-19世纪初 二、卢瑟福(E.Rutherford)的行星式原子模型-20世纪初三、玻尔(N.bohr)原子模型-20世纪初四、量子力学原子模型-20世纪20年代,2,第一节 核外电子运动的特征（了解）一、量子化特性能量的量子化能量变化(发射、吸收等)是不连续的，是某一基本量(即量子)的整数倍。量子的能量为 E=h 变化总能量为 E=nh二、波粒二象性 电子衍射实验证明了电子运动具有与光相似的波动性。波粒二象性是所有微观粒子（电子、原子等）运动的一个重要特性。=h/p=h/m,3,第二节 核外电

2、子运动状态的描述 量子力学原子模型一、薛定谔方程（了解）量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道 E轨道能量（动能与势能总和）m微粒质量，h普朗克常数x,y,z 为微粒的空间坐标，(x,y,z)波函数,4,二、波函数和原子轨道(轨函)（了解）将直角坐标转换为球极坐标后，得 n,l,m(r,)=R n,l(r)Y l,m(,)径向部分 角向部分 解薛定谔方程可得到一系列的数学解波函数，但并不是所有的解都是合理的，为了得到核外电子运动状态合理的解，要求一些物理量必须是量子化的，从而引进了三个量子数n,l,m。解薛定谔方程，就是解出对应一组n,l,m的波函数n,l,m(r,)及其相应

3、的能量 E n,l。,5,波函数n,l,m（原子轨函，原子轨道）是量子力学中描述原子核外电子运动状态的数学函数式，它的图像表示某一电子的运动状态，即在核外空间范围内电子出现的概率。为了描述电子自旋运动的特征，又引入了一个自旋量子数 ms。本课程只定性解释解波函数得出的结论。,6,三、四个量子数1、主量子数 n(电子层)n=1,2,3,4正整数，它决定电子离核的远近和能级。2、角量子数 l(分层，电子亚层)l=0,1,2,3n-1(l n)，以s，p，d、f 表示 它决定了原子轨道或电子云的形状，也是决定多电子原子中电子能量的因素。3、磁量子数 mm描述原子轨道在空间的伸展方向。m=0,1,2,

4、3.l(m l),一种取向相当于一个轨道，共可取2l+1个数值。n 和 l 相同，m 不同的轨道其能级相同，称为等价轨道或简并轨道。,重要,7,4、自旋量子数 msms=1/2,表示电子在核外运动有自旋相反的两种运动状态，通常用“”和“”表示。几点说明(1)原子中每个电子的运动状态可用四个量子数(n,l,m,ms)来描述。(2)泡利不相容原理在同一原子中，不能有四个量子数完全相同的两个电子存在。（每个原子轨道最多能容纳两个电子，并且自旋相反）,8,(3)多电子原子中电子能量与 n 和 l 有关 单电子原子中电子能量只与 n 有关即单电子原子 E1s E2s E3s E4s E2p E3p E4

5、p E5p E3d E4d E5d E6d Ens=Enp=End=Enf 多电子原子 E1s E2s E3s E4s E2p E3p E4p E5p E3d E4d E5d E6d Ens Enp End Enf,9,核外电子运动的可能状态数,10,例下列各组用四个量子数描述的核外电子运动状态是否合理？为什么？(1)n=2,l=1,m=0,ms=+1/2 合理 2p 能级(2)n=3,l=3,m=2,ms=-1/2 不合理。因取值ln。(3)n=3,l=2,m=2,ms=+1/2 合理 3d 能级(4)n=4,l=2,m=3,ms=+1/2 不合理。因取值ml。(5)n=2,l=1,m=1,

6、ms=-1 不合理。因ms只能取+1/2 或-1/2。(四个量子数取值的相互限制关系ln，ml，ms1/2),11,四、概率(几率)密度和电子云1、概率与概率密度 把电子在某空间区域内出现的机会叫概率(几率)。代表核外空间某处单位微体积中电子出现的概率，即概率密度。2、电子云 概率密度的一种图像表示法电子云用小黑点分布疏密来表示电子在核外某 处出现概率密度的相对大小的图像。（见p137 图7-7）,12,五、波函数和电子云的空间形状 要用波函数 的角向部分Y 和径向部分R 才能完整描述原子轨道和电子云的实际图像。n,l,m(r,)=R n,l(r)Y l,m(,)原子轨道 径向部分 角向部分,

7、13,(一)波函数的角向部分1、原子轨道角度分布图原子轨道角度分布图的绘制（了解）a、解薛定谔方程，可解出对应n,l,m的一系列波函数n,l,m(r,)，即R n,l(r)和Y l,m(,)。b、以Y l,m(,)在球极坐标中作图，可得原子轨道角度分布图。说明 a、Yns是常数，与,角度无关，ns 原子轨道角度分布图是一个球面。其它轨道则与,角度有关。b、原子轨道角向部分Y l,m(,)只与l,m有关，与n 无关。因此，不同电子层n的s,p,d,f 原子轨道角度分布图相似。,重要,14,s、p、d 各种原子轨道的角度分布剖面图（1）,P140 图7-13,15,s、p、d 各种原子轨道的角度分

8、布剖面图（2）,P140 图7-13,16,2、电子云角度分布图 2n,l,m(r,)=R2 n,l(r)Y2 l,m(,)电子云 径向部分 角向部分电子云角度分布图的绘制（了解）以Y2 l,m(,)在球极坐标中作图，可得电子云角度分布图。说明 a、Y2ns是常数，与,角度无关，ns电子云角度分布图是一个球面。其它轨道则与,角度有关。b、电子云角向部分Y2 l,m(,)只与l,m有关，与n 无关。因此，不同电子层n的s,p,d,f 电子云角度分布图相似。,17,s、p、d 各种电子云的角度分布图,参见 P138 图7-9，P141 图7-14,18,例 简述原子轨道角度分布图与电子云角度分布图

9、的区别。答原子轨道角度分布图与电子云角度分布图的图形是类似的。主要区别有两点 a、原子轨道角度分布图胖一些，而电子云的角度分布图要瘦一些。这是由于Y l,m(,)值小于1，而Y2 l,m(,)值更小。b、原子轨道角度分布图上有“”和“”之分，而电子云的角度分布图上均为“”值。这是由于Y 值虽有“”和“”，但 却都是“”值。,19,第三节 原子核外电子排布和元素周期系一、多电子原子的原子轨道能级单电子原子中，只考虑原子核对电子的吸引，电子能量只与 n 有关。即 1s 2s2p 3s3p3d 多电子原子中，电子能量不仅要考虑原子核对其的吸引，还应考虑各轨道电子之间的相互排斥作用，电子能量与 n 和

10、 l 有关。即 1s 2s2p 3s3p,20,(一)鲍林原子轨道近似能级图,重要,21,(1)将能级相近的原子轨道排为一个能级组，目前有7个能级组。(2)鲍林近似能级图表示多电子原子中，原子轨道能级的高低顺序（与 n 和 l 有关）(3)“能级交错”（了解）例如：E4s E3d，E 5s E4d，E 6sE4fE5d,1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p,22,二、原子核外电子的排布与电子结构(一)核外电子排布的原则1、能量最低原理在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道，使整个体系的能量最低。具体可按鲍林近似能级图依次充填电子1s

11、 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p2、泡利不相容原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两个电子存在。（每个原子轨道最多能容纳两个电子，并且自旋相反）,重要,23,3、洪特规则在等价轨道(n 和l 相同)中，电子尽可能单独占据各等价轨道，且自旋方向相同。（电子成对能）如，p3 而不是洪特规则的特例等价轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的。如，全充满 p6，d10，f14 半充满 p3，d5，f7 全空 p0，d0，f0（电子云整体为一球形对称状态，比较稳定。）,24,(二)原子的电子结构例 写出原子序数为8、11的元素的符号及电子结

12、构式和电子轨道式。元素符号 电子结构式 电子轨道式 O 1s22s22p4 Na 1s22s22p63s1原子实体例，Ne 代表 1s2 2s22p6 Ar 代表 1s2 2s22p6 3s23p6 Kr 代表 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p6,25,例 写出原子序数为24、28、29、38、50的元素的符号及电子结构式和外围电子构型。解 元素符号 电子结构式 外围电子构型（价电子构型）Cr Ar 3d54s1 3d54s1 Ni Ar 3d84s2 3d84s2 Cu Ar 3d104s1 3d104s1 Sr Kr 5s2 5s2 Sn Kr 4d105s25p2

13、5s25p2,按鲍林近似能级图排布电子,再调整同一电子层排在一起。,26,原子失去或得到电子是从最外层开始的。例 元素符号 原子价电子构型 离子价电子构型 Cr 3d54s1 Cr3+3d3 Ni 3d84s2 Ni2+3d8 Cu 3d104s1 Cu+3d10 Cu2+3d9 Sn 5s25p2 Sn2+5s2 Cl 3s23p5 Cl 3s23p6 O 2s22p4 O2 2s22p6,27,三、原子的电子层结构和元素周期系(一)原子的电子层结构 见p151153 表7-6 以及元素周期表。主族元素、第4周期副族和B、B元素，完全符合核外电子排布三原则。第5、6周期副族元素以及镧系、锕系

14、元素，有少部分“例外”情况。要以实验结果为准。,掌握136号元素名称、元素符号、电子结构等,28,(二)原子的电子层结构与周期的划分 原子的电子层结构呈现周期性变化，导致元素性质呈现周期性变化。能级组的划分是周期划分的本质原因。第7周期是不完全周期。周期数能级组数电子层数例 根据外围电子构型判断元素在第几周期。3s23p2(第3周期)3d104s1(第4周期)4s1(第4周期)4d15s2(第5周期)5s25p5(第5周期)5d76s2(第6周期)例外，46Pd，4d10，第5周期，只有4个电子层。,29,30,(三)原子的电子层结构与族的划分8个主族(A族)：AA，A为稀有气体元素。8个副族

15、(B族)：BB，B包含3个纵列。价电子层（外围电子)：参与化学反应的电子层。（1）A族：A、A ns12 AA ns2 np16 主族的族数=价电子数=最高氧化值（2）B族：族数 最高氧化值B、B(n-1)d10 ns12 ns 电子数 部分价电子数 B B(n-1)d1 5ns12 价电子数 价电子数 B(n-1)d 610 ns02 部分价电子数 部分价电子数,31,例 根据外围电子构型判断元素在第几族。3s23p2(A)3d104s1(B)4s1(A)4d15s2(B)5s25p5(A)5d76s2(B),32,(四)原子的电子层结构与元素的分区按价电子构型的特点，分为五个区s 区：A、

16、A，ns12，都是活泼金属。p 区：AA，ns2 np16，大部分为非金属。d 区：B B，(n-1)d 110 ns02，都是金属。ds 区：B、B，(n-1)d10 ns12，都是金属。f 区：镧系(57 71号元素)和锕系(89 103号元素)，(n-2)f114(n-1)d0 2ns2，都是金属。,33,第四节 元素某些性质的周期性一、原子半径概念（了解）（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单价结合时，核间距离的一半。（2）范德华半径：在分子晶体中，相邻分子间两个邻近的非成键原子的核间距离的一半。（3）金属半径：在金属晶体中，相邻的两个接触原子的核间距离的一半。共价半径金属半径范德

17、华半径,34,（一）同一周期元素原子半径的变化短周期(1、2、3)：从左到右，原子半径逐渐减小，变化幅度较大，最后稀有气体的原子半径变大(范德华半径)。长周期(4、5、6)：从左到右，原子半径逐渐减小(指总体趋势，过渡元素有起伏)，变化幅度较小。（二）同一族元素原子半径的变化 主族元素：自上而下，原子半径逐渐增大。副族元素：自上而下，原子半径逐渐增大(指总体趋势，有例外)，变化幅度较小，第五、六周期元素原子半径非常接近(镧系收缩)。,35,四、元素的电负性概念：在分子中，元素原子吸引电子的能力叫元素的电负性。（常用鲍林电负性）(一)同一周期元素的电负性的变化同一周期，自左至右，电负性逐渐增大(总体趋势)。（过渡元素变化较不规则）(二)同一族元素的电负性的变化主族元素：自上而下，电负性 逐渐减小。副族元素：电负性变化较不规则。F电负性最大，Cs电负性最小。（不考虑稀有气体）,36,本章小结1、波函数n,l,m与原子轨道；概率密度 与电子云2、原子轨道角度分布图与电子云角度分布图。3、四个量子数（n,l,m,ms）。4、核外电子排布三原则（能量最低原理、保里不相容原理、洪特规则）5、原子轨道的能级（鲍林原子轨道近似能级图）。6、原子的电子层结构与周期、族、区的划分。7、原子半径、电负性等元素性质的周期性变化。,本章练习 7、10、16、20、21、24,