1、第10 章 原子结构与元素周期律,10.1 氢原子光谱和波尔氢原子模型,10.2 微观粒子的运动规律,10.3 原子的量子力学模型,10.4 原子核外电子的排布与元素周期律,（Atomic Structure andPeriodic Law of Elements）,10.1 氢原子光谱和波尔氢原子模型,10.1.2 玻尔氢原子模型,10.1.1 卢瑟福原子模型,（Hydrogen Atomic Spectrum andBohrs Theory of the Hydrogen Atom）,理论要点： 原子中央有一个极小的核，核外有电子绕核旋转； 原子核带的正电荷数核外电子数，原子呈电中性,贡献
2、：（以上4点） 不足: a 与经典电磁学理论相悖b 不能解释氢原子光谱的不连续性,原子质量几乎都集中于原子核上； 核外电子绕核旋转就像行星绕太阳旋转一样。,10.1.1 卢瑟福原子模型,普通灯泡光源 （或一束日光）,高纯、低压H2放电管发光,连续光谱,10.1.2 玻尔氢原子模型,1. 理论的形成为了解释氢光谱，弥补卢瑟福原子模型的不足。在核模型的基础上接受了刚刚萌芽的普朗克量子论（1900年）和爱因斯坦的光子学说（1905年）,2. 理论要点：定态轨道概念,能级,激发态原子能够发光,轨道能量不连续量子化,1）求算出了电子能量E和轨道半径r,3.理论成功之处：,eV,r = 5.291011
3、n2 m （= 52.9 n2 pm = 0.529 n2 ）,n ：量子数,2）成功地解释了氢原子光谱, 氢原子光谱,玻尔理论对氢原子光谱的解释,E=0 E6=-0.605x10-19JE5=-0.872x10-19J E4=-1.36x10-19JE3=-2.42x10-19JE2=-5.45x10-19J E1=-21.79x10-19J,n=n=6n=5n=4n=3n=2 n=1,3）计算了氢原子的电离能,基态,电离,激 发 态,4.理论缺陷 不能解释多电子原子的光谱和能量； 不能说明氢光谱的精细结构（氢光谱中每条谱线由若干条谱线组成） 电子在同一轨道中运转时不放出电磁波的假设与电磁学
4、理论相悖,10.2 微观粒子的运动规律 （Dynamics of the Microparticle）,10.2.1微观粒子的波粒二象性,10.2.2 微观粒子运动的统计性,波动性：波长，频率，干涉，衍射现象粒子性：光压，光电效应,粒子性：m = 9.11x10-31 kg，p（电子流射向小飞 轮叶片，小飞轮转动）,波动性：电子衍射实验（衍射现象是波所具有的 特征现象）,10.2.1 微观粒子的波粒二象性,1. 光的波粒二象性,2. 电子的波粒二象性,电子的衍射现象,1924年，法国物理学家德布罗依预言：整个世纪以来，在光学上人们所遵循波动性的研究方法，是过于忽略了粒子性的研究，同时在研究粒子
5、的图像时，又忽略了波的图像，实际上任何粒子及电子都应该与光子相似，具有波粒二象性。,1927年美国科学家戴维逊的电子衍射实验证实了他的预言。,10.2.2 微观粒子运动的统计性测不准原理,微观粒子：动量和位置是不可能同时测准：ph/4 (pmv)测不准原理,经典力学：空间位置和速度（或动量pmv）描述宏观物体的运动。,描述微观粒子的运动规律的方法：用统计的方法和量子力学原理来研究电子在核外空间某些区域出现几率的大小,10. 3 原子的量子力学模型,10.3.1 波函数与薛定谔方程,10.3.2 电子云和几率分布,10.3.3 四个量子数,（Atomic Quantum Mechanics Mo
6、del）,10.3.1 波函数和薛定谔方程,1. 波函数与薛定谔方程,波函数三维波 (x,y,z)-波动方程,薛定谔方程,式中：波函数， f(x,y,z)x, y, z空间坐标， m微粒质量，E原子总能量，h普朗克常数V体系的势能（即核对电子的吸引能）,对于一个质量为m, 在势能等于V的势场中运动的微粒来说，有一个与微粒运动状态相联系的波函数 ，该波函数服从上述薛定谔方程。,方程的每一个合理的解表示微粒运动的某 一定态，与此相对应的常数E就是微粒在这一定态的能量。能量E与波函数呈一一对应状态。,2. 薛定谔方程的意义：,薛定谔方程有非常多的解，但在数学上的解并不都具有合理的物理意义。解方程时要
7、引入三个参数n、l、m, 即主量子数、角量子数和磁量子数，使其解具有确定的物理意义。,说明,3.波函数与薛定谔方程,球坐标,直角坐标,(x,y,z),(r,),无法求解，可通过分离变量求解,直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,)的转换,(x,y,z) =(r,) = R (r) Y (,),x = r sincos,y = r sinsin,z = r cos, 若将|2中的角度部分函数(Y2随,的变化)作图，即求出Y2值，则可得到电子云的角度分布图,即 (r,) R(r)Y(,),R(r)： 的径向波函数； Y(,)： 的角度波函数。, 将对,作图，所得图像称为原子轨道的角度 分布图，即为
8、原子轨道的角度分布图,2）电子云图比轨道图瘦（除球形以外）因Y一般小于1，所以Y2更小,原子轨道分布图与电子云图的区别形状基本相似，但有两点不同,1）原子轨道分布图带正、负号，电子云图均为正值 (|2作图),4.电子云的径向分布图如氢原子1s电子云径向分布图：,表明电子在半径53 pm附近的薄层球壳出现的几率最大。 几率大，并非几率密度大,波函数的物理意义几率密度、电子云经典力学中，光的强度光子密度 ，电磁场强度的绝对值平方光的强度（波函数用以描述波的振幅，表示电磁场强度）|2 光子密度,|2 电子密度,电子与光子类似 物质波强的区域 是电子出现机会较多的区域,量子力学规定：|2表示电子在离核
9、距离为r的空间某处单位体积内出现的几率或平均密度，即概率密度（或几率密度）。,几率密度的形象化表示，即为电子云。,波函数（即原子轨道）的物理意义：从统计规律看，是指波的强度，反映了电子在空间出现的几率。,10.3.3 四个量子数,10.3.1 波函数与薛定谔方程,10.3.2 电子云和几率分布,10.3.3 四个量子数,（Four Quantum Numbers）,四个量子数：主量子数n角量子数（副量子数）l磁量子数m自旋量子数ms,量子数表示微粒运动状态的一些特定的不连续数字，这些数字用以表示电子的能量、位置、原子轨道的形状及电子自旋方向等。,1. 主量子数n 描述电子层能量的高低次序和离核
10、远近的参数。（电子层）取值：n 1，2，3，4，5，6 . （正整数）光谱学中：K，L，M，N，O，P.n越大，离核越远，能量E越高,n一定时，l的取值： l0，1，2，3，n1,确定原子轨道形状的参数（电子亚层）,光谱学中代表字母：s，p，d，f，g，h,2.角量子数（副量子数）l,l0，S轨道 ，球形， l1，p轨道，哑铃形， l2，d轨道，花瓣形,例如：n2 l0 的运动状态代表？n2 l1 的运动状态代表？,电子云空间图像,l0 m0 s轨道 l1 m0 pz1 px，py 三重简并（三种空间取向） 3个轨道 l2 m0 dz21 dx2，dy22 dxy，dx2y2五重简并（五种空间
11、取向） 5个轨道 l3 m01， 2， 3七重简并（七种空间取向） 7个轨道,3. 磁量子数m决定原子轨道在空间的取向取值：m0，1，2l 共有2l1个值。,精密观察强磁场存在下的原子光谱谱线由两条靠得很近的细线组成。,4.自旋量子数ms,电子处于不同的运动状态需要用不同的波函数表示。 n，l，m就是由n，l，m决定的数学函数式，是薛定谔方程合理的解。n，l，m又叫原子轨道或轨道（orbital）。 n，l，m并非仅是一个数值而是一个函数式，它是量子力学中表征微观粒子运动的一个函数。,总结,同一原子中不可能有运动状态完全相同的电子存在,要描述一个电子的运动状态，需要四个量子数才能表达清楚。,小
12、 结,量子力学模型的要点： 1.由于电子具有波粒二象性，所以核外电子运动没有固定轨迹，但具有按几率分布的统计规律性。 2.可用薛定谔方程描述核外电子的运动，波函数是描述核外电子运动状态的数学表达式，方程每一个合理的解表示核外电子某一种可能的稳定状态。,3. 原子轨道为波函数的空间图像，用波函数角度分布的空间图像作为原子轨道角度分布的近似描述。,5. 以四个量子数来确定核外某一个电子的运动状态。,4. 以 |2的空间图像电子云，表示电子在核外空间出现的几率密度。,n 确定电子层：1，2，3,四个量子数：,l 确定电子亚层：s，p，d，f，确定轨道形状,确定 能级,m 确定空间伸展方向，与能量无关
13、,ms 确定自旋方向,10.4 原子核外电子的排布与元素周期律,10.4.1 多电子原子的能级,10.4.3 原子的电子层结构与元素周期系,10.4.2 原子核外电子的排布规律,10.4.4 元素基本性质的周期性,1）屏蔽效应：,10.4.1 多电子原子的能级,1 屏蔽效应和钻穿效应,多电子原子中，电子受力情况复杂（核引力，周围电子斥力）,内层电子对外层电子的排斥相当于抵消了部分核电荷，削弱了原子核对外层电子的吸引，这种作用称为屏蔽效应,2）钻穿效应,钻穿的结果是降低了其他电子对它的屏蔽作用,起到了增加有效核电荷降低轨道能量的作用,外层电子钻到原子内层空间靠近原子核的现象称为钻穿作用,电子钻穿
14、引起能量发生变化，导致能级交错,轨道能级的高低顺序应遵从以下几种情况：,不同电子层，同一亚层：l 相同，n E，,如：E3s E2s E1s,同一电子层，不同亚层：n 相同，l E，,如：E3d E3p E3s,n, l均相同，称简并轨道，能量相同，属同一能级,如：E3px = E3py = E3pz,n, l均不相同，则据我国北大徐光宪教授的理论：,（n0.7l） E,如 n6，l0 为6s 轨道 n0.7l6n4，l3 为4f 轨道 n0.7l6.1所以：E4f E6s （能级交错）,2.鲍林（Pauling）近似能级图,能量 E,(3) 同能量的“”处于简并态，从第四能级组开始往后，出现
15、了能级交错现象,说明,(1) 每一“”代表一原子轨道，每一方框代表一能级组（同时在周期表中代表一周期）,(2) 各原子轨道按能量由低到高的顺序排列,3.科顿（Cotton）原子轨道能级图（了解）科顿通过理论计算，得出了多电子原子轨道的能量与原子序数的关系。,实际电子的能量分布更符合科顿的原子轨道能级图,10.4.2 原子核外电子的排布规则,1.三条基本原则, 泡利（Pauli）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电子存在，每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。, 能量最低原理核外电子总是尽先分布在能量较低的轨道，以使基态原子处于能量最低的稳定状态。,洪特规则原子在同一
16、亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，且自旋方向相同（自旋平行）。这样的分布原子能量较低，较稳定。,如7N 原子：1S 2S 2P,为便于记忆可直接背诵能级图高低顺序:,与鲍林近似能级图一致,1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s 4f 5d 6p 7s5f 6d7p,1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 5 6 4 5 6 7 5 6 7,2.多电子原子中电子填入轨道的顺序,电子填充顺序图,3.多电子原子和基态阳离子的核外电子排布,30Zn：1s22s22p63s23p63d104s218Ar 3d104s2,1）多电子原子的核外电子排布式,最常见的
17、表达方法：按能级高低顺序依次排列,11Na：1s22s22p63s110Ne3s1,19K：1s22s22p63s23p64s118Ar4s1,26Fe：1s22s22p63s23p63d64s218Ar 3d64s2,a. 写多电子原子核外电子排布式时，n小的放在前面，如3d64s2；3d104s2,注意事项,b. 洪特规则特例等价（简并）轨道处于全充满、半充满及全空时，能量比较低，体系稳定！,如5种例外的元素原子： 24Cr 29Cu 42Mo 47Ag 79Au,29Cu 18Ar 3d104s1 3d104s1,电子排布式,24Cr 18Ar 3d54s1 3d54s1 半充满,42M
18、o 36Kr 4d55s1 4d55s1 半充满,Fe3：18Ar 3d5（半充满）,2.简单基态阳离子的电子分布,注意：电子填入原子轨道的顺序与原子失去电子的顺序不一致,如：26Fe： 18Ar 3d64s2,Fe2： 18Ar 3d64s0，而不是18Ar 3d44s2,又如：24Cr: 18Ar3d54s1 Cr3：18Ar3d3,两条经验规律：,b.价电子电离顺序：按照电子排布式，先失去最外亚 层的电子,a.基态原子外层电子填充顺序：按照鲍林近似能级图,10.4.3 原子的电子构型和周期律,7 7s5f6d7p 未满（预测32种，已发现28种）,1.周期表中的行-周期,1) 周期数与能
19、级组序号相对应,第1周期 1s（亚层） 2个元素,2 2s2p 8,3 3s3p 8,4 4s3d4p 18,5 5s4d5p 18,6 6s4f5d6p 32,短 周 期,长 周 期,不完全 周期,周期数 = 电子层数（最外层主量子数n）,小结,各周期元素的数目= 相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数,元素原子最后填入电子的亚层为s或p亚层,元素原子最后填入电子的亚层为d（f）亚层，（又称过渡元素）,主族元素族序数最外层电子总数（外层价电子数）,价层电子构型为(n-1)d010 ns02,2. 周期表中的列,元素周期表中共有18个纵列，划分为16个族,1) 主族元素(A),价层电子构型：n
20、s12 np06,2) 副族元素(B),副族元素族数：,B，B：族数= 外层电子数,B，B：族数= 外层电子数 + 次外层d电子,周期表中根据元素原子的价电子构型分为五个区： s p d ds f,3.区,元素在周期表中的位置（周期、族、区）是由该元素原子的核外电子的分布决定。,练习 1.试写出s，p，d，ds区元素的价层电子构型。 2.具有下列价层电子构型的元素在周期表中的位置是金属还是非金属？ns2 ns2np5 (n-1)d5ns1 (n-1)d10ns2 3.价层电子构型满足下列之一的是哪几种元素？确定它们在周期表中的位置。a. 有2个4p电子的元素b. 只有2个4s电子，d轨道上无电
21、子的元素c. 量子数n3，l2的轨道上有6个电子的元素d. 3d全满，4s半满的元素,10.4.4 主要的原子参数及变化规律,1. 原子半径r,1)分类 共价半径：同核双原子分子中两个原子核间距的一半,如Cl2 r96pm, 范德华半径：原子核间距的一半 如Ne, 金属半径：金属晶体中相邻原子核间距的一半 如Cu r127.8pm,2) 原子半径的变化规律 （1）同一周期，主族元素，自左而右，Z* 增大 ，r减小,（2）同一周期，副族元素，自左而右，r减小，趋势缓慢。 （ds区反而增大）,解释：自左而 右，电子增加在同一电子层上，核电荷增加对外层电子的吸引力大于核外电子增加对电子的排斥力，即Z
22、*增大 ，r明显降低。,解释：新增加的电子填入次外层的(n1)d轨道，屏蔽效应增大,（3）对内过渡元素(镧系，锕系)，r变化非常小，镧系收缩,（4）同族元素，自上 而下，r增加 (电子层数增加起主导作用),解释：同一周期，增加的电子都填入(n-2)f轨道上，f轨道的屏蔽能力较强。,主族元素,1)定义：基态气体原子失去外层电子成为氧化态的气态阳离子所要吸收的能量。,2. 电离能 I,单位：kJmol1 I1I2I3 （电荷的吸引）,2) 变化规律(I1)：同周期，自左而右，Z*增大 ，I1增大例外 N：He2s22px12py12pz1 O: He2s22px22py12pz1,同一族(主族)，
23、自上而下，I1减小 ，r增大，核对外层电子的吸引力减小,电离能变化,第一电子亲合能EA1一般为负值单位：kJmol-1 EA2 , EA3均为正值 EA1数值的大小反映了元素原子得电子能力的大小,3. 电子亲合能EA,1) 定义：基态气体原子得到1个电子成为1氧化态的气体阴离子放出的能量,O (g) + e - O- (g) A1 = -140.0 kJ . mol-1 O- (g) + e - O2- (g) A2 = 844.2 kJ . mol-1,电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：,例如：,2) 变化规律同一周期，r减小 ，EA增大 ，主族元素自上而下，r增大 ，EA减小,电子亲和能变化,1)定义表示分子中原子对成键电子吸引能力的大小 Xp增大，表明原子得电子能力增大 ，即非金属性增大F的Xp最大4.0 Cs的Xp最小,2)变化规律 同一周期，自左而右，r减小 ，Xp增大，原子得电子能力增强 ，非金属性增大,近似地，Xp2.0为非金属， Xp2.0为金属,4、电负性Xp,同一主族，自上而下，r增大 ，Xp减小 ，原子得电子能力减弱 ，金属性增强,电负性变化,本章重点： 1.四个量子数 2.多电子原子（离子）的电子排布式和价电子构型 3.元素原子电子排布与周期律关系，价电子结构及元素所在周期表中的位置（周期、族、区）,
