1、第二章 原子结构,第一节 核外电子运动的特殊性一、历史回顾 二、核外电子运动的特殊性三、波函数 四、电子云五、四个量子数第二节 核外电子排布规律一、多电子原子轨道能级 二、核外电子排布原理第三节 原子的电子层结构和元素周期律 一、原子结构与元素周期律的关系二、元素性质的周期性,内容提要,1.掌握用四个量子数描述核外电子运动状态的方法。2.掌握核外电子的排布及原子结构与元素周期系的关系。掌握元素某些性质的周期性。3.熟悉波函数、原子轨道、电子云的概念，熟悉原子轨道和电子云的角度分布图。4.了解核外电子运动的特殊性。了解多电子原子产生能级交错的原因。,教学基本要求,历史回顾 核外电子运动的特殊性
2、波函数 电子云 四个量子数,一,二,三,四,五,第一节 核外电子运动的特殊性,(一)道尔顿(J.Dolton)的原子理论-19世纪初,一、历史回顾,(二)汤姆逊发现带负电荷的原子,(三)卢瑟福的行星式原子模型,(四)近代原子结构理论-玻尔原子模型,第一节 核外电子运动的特殊性,道尔顿认为：1.一切物质都是原子组成，原子不能再分割；2.同一种元素的原子在质量、形态等方面完全相同；,第一节 核外电子运动的特殊性,3.原子以简单的比例结合成化合物；,汤姆逊原子模型通过阴极射线的偏转实验，发现了带有负电荷的电子，从而打破了原子不可分割的观点。人们对物质结构的认识开始进入了一个重要发展阶段。,第一节 核
3、外电子运动的特殊性,卢瑟福原子模型“行星模型”或有核原子结构模型。该模型中，把微观的原子看成“太阳系”，带正电的原子核好比“太阳”，电子在原子核外绕核旋转，就象行星绕着太阳运动一样。原子核占有全部正电荷和几乎全部的原子质量。,第一节 核外电子运动的特殊性,玻尔的氢原子模型,1.氢原子结构理论的基本假说,（2）跃迁,（3）不连续,（1）分层,第一节 核外电子运动的特殊性,1)行星模型:假定氢原子核外电子处在一定的线性轨道上绕核运行，正如太阳系的行星绕太阳运行一样。2) 量子化条件:玻尔假定，氢原子核外电子的轨道不是连续的，而是分立的。3)定态假设: 基态 激发态 跃迁,第一节 核外电子运动的特殊
4、性,2.玻尔理论解决的问题（1）原子的稳定性（2）阐明了氢原子光谱的不连续性,氢原子光谱的一部分,第一节 核外电子运动的特殊性,(一) 微观粒子的波粒二象性,微观粒子既具有波的性质又具有粒子的性质称为波粒二象性。电子就是具有粒子性和波动性这样双重性质的物质。,P = mc = h / c = h / ,二、核外电子运动的特殊性,电子衍射实验，得到一系列明暗相间的 环衍射环纹，证实电子具有波动性。,第一节 核外电子运动的特殊性,2.不确定原理,微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量 测不准原理来源于微观粒子运动的波粒二象性， 是微观粒子的固有属性。,电子的位置虽然测不准, 但可以知道它在某空间附
5、近出现的几率，因而可以用统计的方法和观点, 考察其运动行为，用电子出现在核外空间各点的几率分布图来描述。,第一节 核外电子运动的特殊性,1926年薛定谔建立了著名的描述微 观粒子运动状态的量子力学波动方程：,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 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,三、波函数,第一节 核外电子运动的特殊性,用波函数的数学形式描述核外电子的运动状态不如用其图像更直观，常用原子轨道的角度分布图来描述核外电子的运动状态，波函数的角度分布图又称为原子轨道的角度分布图,第一节 核外电子运动的特殊性,第一节 核外
6、电子运动的特殊性,原子轨道的角度分布图,四、电子云,电子的波函数的意义比较好的解释是统计解释，量子力学引入了电子云的概念。,电子云的物理意义：黑点较密的地方表示电子出现的机会多。,第一节 核外电子运动的特殊性,电子云的角度分布图,电子云的角度分布图比波函数的角度分布图略“瘦”些。电子云的角度分布图没有。,作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称 性，因此在讨论化学键的形成时有重要作用。,原子轨道的角度分布图有。这是根据的解析式算得的。它不表示电性的正负。,第一节 核外电子运动的特殊性,薛定谔方程式的解为系列解，每个解都有一定的能量E和其相对应，且每个解 都要受到三个常数n，l，m的规定。称n，l
7、，m为量子数。,主量子数 n 角量子数 l 磁量子数 m 自旋量子数 ms,1,2,3,4,五、四个量子数,第一节 核外电子运动的特殊性,(一) 主量子数 n取值： n =1，2，3，；物理意义： n值的大小表示电子的能量高低。 n值越大表示电子所在的层次离核较远，电子具有的能量也越高。对于n =1，2，3，分别称为第第一能层，第二能层，第三能层,第一节 核外电子运动的特殊性,(二) 角量子数 l 取值： l =0，1，2，n-1； 物理意义： l 表示电子云的形状。,第一节 核外电子运动的特殊性,主量子数与角量子数的关系,第一节 核外电子运动的特殊性,(三) 磁量子数 m,取值： m =-
8、l，-2，-1，0，1，2， l ，意义： m 表示电子云在空间的伸展方向。每一个m值代表一个伸展方向、电子轨道或原子轨道。磁量子数与能量无关。,n = 1,l = 0,n = 2,l = 0,l = 1,m = 0,m = 0,m = 1,m = -1,m = 0,1条轨道,4条轨道,第一节 核外电子运动的特殊性,磁量子数m,n =3,l = 0,l = 1,l = 2,m = 0,m = 1,m = -1,m = 0,m = 1,m = -1,m = 0,m = 2,m = -2,9条轨道,第一节 核外电子运动的特殊性,磁量子数与角量子数的关系,第一节 核外电子运动的特殊性,第一节 核外电
9、子运动的特殊性,ms = 1/2, 表示同一轨道中电子的两种自旋状态 每一电子层中可容纳的电子总数为2n2。,第一节 核外电子运动的特殊性,取值：,(四) 自旋量子数ms,电子平行自旋： 电子反平行自旋：,电子的运动状态,有了四个量子数，就可以描述原子中某一电子的运动状态。描述一个原子轨道要用三个量子数，而描述一个原子轨道上运动的电子，要用四个量子数。,第一节 核外电子的运动的特殊性,四个量子数 n，l，m，ms,量子数小结,主量子数 n 决定原子轨道半径的大小（即电子层）和电子的能量,角量子数 l 决定电子运动区域或电子云形状同时也影响电子的能量,磁量子数 m 决定电子运动区域或电子云在空间
10、的伸展方向,自旋量子数 ms 决定电子的自旋状态（或自旋方向）,第一节 核外电子运动的特殊性,多电子原子中，原子轨道之间相互排斥，使主量子数相同的各轨道的能级不再相等.因而，多电子原子中的轨道能量由n，l 决定。 鲍林近似能级图,一、多电子原子轨道能级,第二节 核外电子排布规律,第七组 7s 5f 6d 7p 第六组 6s 4f 5d 6p 第五组 5s 4d 5p第四组 4s 3d 4p 第三组 3s 3p第二组 2s 2p第一组 1s,七个能级组,第二节 核外电子排布规律,1.轨道能及 轨道能级相对高低由 n 和 l 同时决定：,（1）角量子数相同，主量子数大的能量高E1sE2sE3sE4
11、s,第二节 核外电子排布规律,（2）主量子数相同, 角量子数大的能量高 EnsEnpEndEnf,（3）主量子数和角量子数均不同时, 出现能级交错 现象。 EnsE(n-2)fE(n-1)dEnp,如,第二节 核外电子排布规律,2.屏蔽效应和钻穿效应能级交错产生的原因（1）屏蔽效应：指定电子因受其他电子的排斥，使其感受到的 核电荷减小的作用。,第二节 核外电子排布规律,外层电子对内层电子无屏蔽,内层电子对外层电子有较强的屏蔽,同层电子间有较弱的屏蔽,（2）钻穿效应：由于电子穿过内层钻到核附近回避其他电子屏蔽，引起能量变化的现象,第二节 核外电子排布规律,n 相同，l不同的轨道中的各个电子，钻穿
12、效应的大小为：nsnpndnf EnsEnpEndEnf,屏蔽效应与钻穿效应共同作用产生能级交错: l相同，n越大电子能量越高 n相同，l越大电子能量越高,二、核外电子排布原理,第二节 核外电子排布规律,多电子原子中电子的填充规律 遵循以下三条规则： 1.能量最低原理 2.保里不相容原理 3.洪特规则,3.洪特规则 在n和l相同的简并轨道中，电子尽可能以自旋相同的方式分占不同的简并轨道。在等价轨道中电子排布全充满、半充满和全空状态时，体系能量最低最稳定。,1.能量最低原理 电子总是尽先填充能量较低的轨道，然后填充能量较高的轨道。保持体系的能量最低。,2.泡利不相容原理 同一原子中没有运动状态完
13、全相同的电子，所以每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。,第二节 核外电子排布规律,11 Na 钠 1s2 2s22p63s112 Mg 镁 1s2 2s22p63s213 Al 铝 1s2 2s22p63s23p114 Si 硅 1s2 2s22p63s23p215 P 磷 1s2 2s22p63s23p316 Si 硫 1s2 2s22p63s23p417 Cl 氯 1s2 2s22p63s23p518 Ar 氩 1s2 2s22p63s23p6,原子 序数,元素 符号,名称,电子结构式,第二节 核外电子排布规律,21 Sc 钪 Ar 3d14s2 22 Ti 钛 Ar 3d24s
14、2 23 V 钒 Ar 3d34s2,24 Cr 铬 Ar 3d54s1,25 Mn 锰 Ar 3d54s2 26 Fe 铁 Ar 3d64s2 27 Co 钴 Ar 3d74s2 28 Ni 镍 Ar 3d84s2,19 K 钾 Ar 4s120 Ca 钙 Ar 4s2,* Ar原子实，表示Ar的电子结构式 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 。 * 虽先排4s后排3d ，但电子结构式中先写3d，后写4s。,第二节 核外电子排布规律,第二节 核外电子排布规律,一、原子结构与周期律的关系,周期表将所有的元素划分为七个横排，18个纵行，其中每一个横排为一个周期，共七个周期；除Fe、Co、Ni
15、三个纵行为一族外，每一个纵行为一个族，共16个族，8个主族，8个副族。,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,周期与能级组的关系,能级组数核外电子层数周期数,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,族16个(18个纵行),第三节 原子的电子层结构和元素周期律,(1) 主族：A、A、A、A、A、A、A族、,(2) 副族：B、B、B、B、B、B、B、,0族和 族,根据最后一个电子填入的能级不同，将元素分为五个区：S区： ns12。最后的电子填在ns上,包括IA、IIA ,属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属p区：ns2np1ns2np6。最后的电子填在np上,包括IIIA-VIIA以及 0 族元素,为
16、非金属和少数金属 d区：（n-1）d19ns12。最后的电子填在(n-1)d上,包括 IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属 ds区：（n-1）d10ns12。( n-1)d全充满,最后的电子填在ns上,包括 IB-IIB,过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属) f区：包括锕系、镧系,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,AAs区,A A、0p区,B B 、 d 区,BBds区,f 区,H,He,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,二、元素某些性质的周期性,(1) 原子半径,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,(2) 元素的电离能,(3) 元素的电子亲合能,(4) 元素的
17、电负性,(1) 原子半径,根据测量手段不同，将原子半径分为：,共价半径 范德华半径 金属半径,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,原子半径/pm,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,(2) 电离能基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需能量.(第一电离能I1).元素气态一价正离子失去一个电子形成气态二价正离子时所需能量为第二电离能，余依此类推。通常情况下 I1I2I3I4,1.同周期元素，从左向右，第一电离能逐渐增大,2.同族元素，从上向下，第一电离能逐渐减小,电离能的变化规律,电离能越小，原子在气态时越易失去电子，金属性越强。,第三节 原子
18、的电子层结构和元素周期律,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,部分主族元素的电离能（kJ/mol）,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,Question,如何解释：同周期元素的电离能变化 总趋势是增加的，但有曲折,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,(3) 电子亲和能E,基态的气态原子加合（或得到）电子所释放的能量，叫做电子亲合能。,对气态原子，E越大，原子越易得到电子，非金属性越强，金属性越弱；E越小，原子越易失电子,非金属性越弱，金属性越强,电子亲和能的测定较为困难，数据准确度较差，且数据不全,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,第三节 原子的
19、电子层结构和元素周期律,(4)元素的电负性（X）,电离能 I: 表示元素原子形成正离子的能力大小;电子亲合能 E: 表示元素原子形成负离子的能力大小;而在许多反应中, 并非单纯的电子得失, 要综合考虑。,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,1932年，鲍林 提出了电负性的概念电负性表示一个元素的原子在分子中吸引电 子的能力。并规定氟的电负性约为 4.0，其它元 素与氟相比，得出相应数据,同周期中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强。,同族中，自上而下，电负性变小，元素的金属性增强。,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,第三节 原子的电子层结构和元素周期律,学 习 小 结,（一）核外电子运动的描述1.波函数和原子轨道2.电子云3.四个量子数,（二）核外电子的排布及元素周期律,1.原子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,2.电子层结构与周期系,57,谢谢观看！,
