無機化學第七章原子結構

1、第七章第七章 原子結構和元素周期律原子結構和元素周期律 教學要求教學要求： 1、了解核外電子運動的特殊性； 2、理解波函數(shù)、電子云、原子軌道、四個量子數(shù)的物理意義； 3、掌握四個量子數(shù)的取值，核外電子排布，原子結構與元素周期律之間的關系。 教學難點教學難點： 波函數(shù)；多電子原子能級；核外電子排布。7.1 原子結構理論的發(fā)展簡史原子結構理論的發(fā)展簡史7.2 核外電子運動狀態(tài)核外電子運動狀態(tài)7.3多電子原子結構和元素周期律多電子原子結構和元素周期律第七章第七章 原子結構和元素周期律原子結構和元素周期律7.4元素基本性質的周期律元素基本性質的周期律7.2.1 氫原子光譜與氫原子光譜與BohrBohr

2、理論理論7.2 核外電子運動狀態(tài)核外電子運動狀態(tài)7.2.5 氫原子的激發(fā)態(tài)氫原子的激發(fā)態(tài)7.2.4 氫原子的基態(tài)氫原子的基態(tài)7.2.3 Schrdinger方程與量子數(shù)方程與量子數(shù)7.2.2 電子的波粒二象性電子的波粒二象性1.光和電磁輻射7.2.1 氫原子光譜與氫原子光譜與BohrBohr理論理論紅 橙 黃 綠 青 藍 紫2.氫原子光譜18sm10998. 2 cc光速H3 .65657. 4H1 .48607. 6H0 .43491. 6H2 .41031. 7 /nm1 /s)10 (14 不連續(xù)光譜,即線狀光譜 其頻率具有一定的規(guī)律12215s )121(10289. 3nvn= 3,

3、4,5,6式中 2，n，3.2891015各代表什么意義？經驗公式：氫原子光譜特征：3.Bohr理論 三點假設： 核外電子只能在有確定半徑和能量的軌道上運動,且不輻射能量； 通常，電子處在離核最近的軌道上，能量最低基態(tài)；原子獲得能量后，電子被激發(fā)到高能量軌道上，原子處于激發(fā)態(tài)； 從激發(fā)態(tài)回到基態(tài)釋放光能，光的頻率取決于軌道間的能量差。hEEEEh1212E：軌道能量h：Planck常數(shù)12215s )121(10289. 3nvn = 3 紅（H）n = 4 青（H ）n = 5 藍紫 （ H ）n = 6 紫（H ）Balmer線系原子能級Balmer線系1 -222115s )11(102

4、89. 3nnv12nn hvE RH：Rydberg常數(shù)，其值 為2.17910-18J。)11( 2221HnnREJ )11(102.179222118-nn1 -22211534s )11(10289. 3sJ10626. 6nn)11( 2221HnnRE常數(shù)的商。電離能除以可見該常數(shù)的意義是：Planck h181510179. 210289. 3)111(10289. 3 2215hE 。這就是氫原子的電離能，時，當J10179. 2 11821Enn 借助于氫原子光譜的能量關系式可定出氫原子各能級的能量： )11( 122221HEEEnnREJ 2HnREn J1042. 2

5、313 192H33REn，J1045. 5212 192H22REn，J10179. 2111182H11REn，當 0122EEEn，則令 1924年，Louis de Broglie認為：質量為 m ，運動速度為的粒子，相應的波長為：7.2.2 電子的波粒二象性電子的波粒二象性 1927年，Davissson和Germer應用Ni晶體進行電子衍射實驗，證實電子具有波動性。=h/m=h/p，h=6.62610-34Js，Plank常量。VEhmzyx2222222281.Schrdinger方程7.2.3 Schrdinger方程與量子數(shù)方程與量子數(shù)：空間直角坐標zyx,常數(shù)：Planck

6、h：勢能V：能量E波函數(shù)： ：質量m直角坐標( x,y,z)與球坐標(r,)的轉換 222zyxrcosrz qsinsinry qcossinrxqq, , rzyx q,YrR2.四個量子數(shù)四個量子數(shù) 主量子數(shù)主量子數(shù) n 1,.2, 1 ,0nl 磁量子數(shù)磁量子數(shù) m 自旋量子數(shù)自旋量子數(shù) ms,21smllm.,0,.21sm 角量子數(shù)角量子數(shù)n=1, 2, 3,與電子能量有關，對于氫原子，電子能量唯一決定于n；J10179.2218nE不同的n值，對應于不同的電子層：主量子數(shù)n：K L M N O角量子數(shù)l ： l 的取值 0，1，2，3n1 對應著 s, p, d, f. (亞層)

7、 l 決定了的角度函數(shù)的形狀。磁量子數(shù)m： m可取 0，1, 2l ； 其值決定了角度函數(shù)的空間取向。 n, l, m 一定，軌道也確定 0 1 2 3 軌道 s p d f 例如: n =2， l =0， m =0， 2s n =3， l =1， m =0， 3pz n =3， l =2， m =0， 3dz2思考題： 當n為3時, l ,m 分別可以取何值？軌道的名稱怎樣?1.總能量2.波函數(shù)J10179.2J10179.2181218sEnE0/3041,arear pq , YrRrqjq角度部分：41,Ypq 0/3012arearR徑向部分：7.2.4 氫原子的基態(tài)氫原子的基態(tài) 1

8、2 0/30arearR徑向部分半徑Bohrr 30120aR0rpm9 .52 0a 0R41,jqYjq,1rs是一種球形對稱分布角度部分xzy3.波函數(shù)的物理意義2 ：原子核外出現(xiàn)電子的概率密度。 電子云是電子出現(xiàn)概率密度的形象化描述。 1s (b) 1s )a (2界面圖電子云的圖及電子云的r2 4r224r徑向分布函數(shù)D(r)：d2概率rr d 4d2rr d 422概率d空間微體積224)(rrD令：試問D(r)與2 的圖形有何區(qū)別?1. 2s態(tài)： n=2, l=0, m=0J105448. 0-210179. 2-15-218-2sE41)-2(8102/-0302sareara

9、0/-030)-2( 2141areara7.2.5 氫原子的激發(fā)態(tài)氫原子的激發(fā)態(tài)圖及電子云的 2s )a (2r分布函數(shù)圖軌道的徑向 2s (b)節(jié)面峰數(shù)=nl2. 2p態(tài)：n =2 , l =1 , m = +1,0,-1)0(p2mz為例以qqcos43)(Y02/-02/30)()1(621)( areararR其中qcos)(214102/-030p2arearazqqqcosAcos 43),(Yx,yz+306010.8660.50-0.5-1A0.866A 0.5A0-0.5A-Ao0o30o60o90o120qqcoso180zY2pyY2pxyzxY2pxyz22pxYxy

10、zxyz2p2yYxyz2p2zYxyzzY2p3. 3d態(tài)：n=3, l=2, m=0,2, 12d3zxyzyzd3xyzxzd3xyzxyd3xyz22d3yx xyz小結：量子數(shù)與電子云的關系 n：決定電子云的大小 l：描述電子云的形狀 m：描述電子云的伸展方向 7.3.1 多電子原子軌道能級多電子原子軌道能級7.3 多電子原子結構和元素周期律多電子原子結構和元素周期律7.3.2 核外電子排布核外電子排布7.3.3 元素周期律元素周期律軌道：與氫原子類似，其電子運動狀態(tài) 可描述為1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s能量：與氫原子不同, 能量不僅與n有關, 也與l有關; 在

11、外加場的作用下, 還 與m有關。7.3.1 多電子原子軌道能級多電子原子軌道能級1.Pauling近似能級圖2.Cotton原子軌道能級圖 n 相同的氫原子軌道的簡并性。原子軌道的能量隨原子序數(shù)的增大而降低。隨著原子序數(shù)的增大，原子軌道產生能級交錯現(xiàn)象。3.屏蔽效應+2e-e-He+2e-He+2-e-假想He由核外電子云抵消一些核電荷的作用。屏蔽效應：J)(10179.22218nZE為屏蔽常數(shù)，可用 Slater 經驗規(guī)則算得。Z= Z*，Z* 有效核電荷數(shù) 進入原子內部空間，受到核的較強的吸引作用。2s,2p軌道的徑向分布圖3d 與 4s軌道的徑向分布圖4.鉆穿效應核外電子分布三規(guī)則：

12、最低能量原理 電子在核外排列應盡先分布在低能級軌道上, 使整個原子系統(tǒng)能量最 低。 Pauli不相容原理 每個原子軌道中最多容納兩個自旋方式相反的電子。 Hund 規(guī)則 在 n 和 l 相同的軌道上分布的電子,將盡可能分占 m 值不同的軌道, 且自旋平行。7.3.2 核外電子排布核外電子排布15626224s3d3p3s2p2s1s Cr 24：Z半滿全滿規(guī)則： 當軌道處于全滿、半滿時，原子較穩(wěn)定。Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 110626224s3d3p3s2p2s1s Cu 29：ZN：1s2 2s2 2p3154s3dAr原子芯稱為Ar 4s

13、3dAr1107.3.3 元素周期系元素周期系 元素周期律：元素以及由它形成的單質和化合物的性質，隨著元素的原子序數(shù)(核電荷數(shù))的依次遞增，呈現(xiàn)周期性的變化。元素周期表(長表)：周期號數(shù)等于電子層數(shù)。各周期元素的數(shù)目等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。主族元素的族號數(shù)等于原子最外層電子數(shù)。s 區(qū)ns12 p 區(qū)ns2np16d 區(qū)(n1)d110ns12 (Pd無 s 電子)f 區(qū)(n2)f114(n1)d02ns2結構分區(qū)：量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關系量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關系每個亞層中每個亞層中軌道數(shù)目軌道數(shù)目1 3 5 72 6 10 142 8 18 2n2每個亞

14、層最多每個亞層最多容納電子數(shù)容納電子數(shù)每個電子層最多每個電子層最多 容納的電子數(shù)容納的電子數(shù)主量子數(shù)主量子數(shù) n 1 2 3 4電子層電子層 K L M N角量子數(shù)角量子數(shù) l 0 1 2 3電子亞層電子亞層 s p d f7.4 元素基本性質的周期性元素基本性質的周期性7.4.1 元素性質的周期性元素性質的周期性1.有效核電荷Z* 元素原子序數(shù)增加時，原子的有效核電荷Z*呈現(xiàn)周期性的變化。同一周期： 短周期：從左到右，Z*顯著增加。 長周期：從左到右，前半部分有Z*增加 不多，后半部分顯著增加。同一族：從上到下，Z*增加，但不顯著。7.3.1 元素性質的周期性元素性質的周期性2.原子半徑（r

15、） 共價半徑 van der Waals 半徑 主族元素：從左到右 r 減小； 從上到下 r 增大。過渡元素：從左到右r 緩慢減??； 從上到下r略有增大。 金屬半徑主族元素主族元素125 132 145 161 r/pm Cr V Ti Sc 第四周期元素 元素的原子半徑變化趨勢137 143 159 173 r/pm WTa Hf Lu 第六周期元素146 143 160 181 r/pm Mo Nb Zr Y 第五周期元素 鑭系元素從左到右，原子半徑減小幅度更小，這是由于新增加的電子填入外數(shù)第三層上，對外層電子的屏蔽效應更大，外層電子所受到的 Z* 增加的影響更小。鑭系元素從鑭到鐿整個系列

16、的原子半徑減小不明顯的現(xiàn)象稱為鑭系收縮。3.電離能11molkJ2 .520 )g(LieLi(g)I 基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一電離能，用 I 1表示。 由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第二電離能，用 I 2表示。E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2E (g) E+ (g) + e- I 1例如：1332molkJ11815 )g(Lie(g)LiI122molkJ1 .7298 )g(Lie(g)LiI:加呈現(xiàn)出周期性變化電離能隨原子序數(shù)的增 N、P、As、Sb、Be、Mg電離能較大 半滿，全滿。同一主族

17、：從上到下，最外層電子數(shù)相同；Z*增加不多，r 增大為主要因素，核對外層電子引力依次減弱，電子易失去，I 依次變小。同一周期：主族元素從A 到鹵素，Z*增大，r 減小，I 增大。其中A 的 I1 最小，稀有氣體的 I1 最大；長周期中部(過渡元素)，電子依次加到次外層， Z* 增加不多， r 減小緩慢， I 略有增加。4.電子親和能 元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時獲得一個電子成為一價氣態(tài)負離子所放出的能量稱為電子親和能。當負一價離子再獲得電子時要克服負電荷之間的排斥力，因此要吸收能量。O (g) + e - O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1O- (g) + e - O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1電子親和能的大小變化的周期性規(guī)律如下圖：例如： 同一周期：從左到右，Z* 增大，r 減小，最外層電子數(shù)依次增多，趨向于結合電子形成 8 電子結構，A 的負值增大。鹵素的 A 呈現(xiàn)最大負值，A為正值，稀有氣體的 A 為最大正值。 同一主族：從上到下，規(guī)律不很明顯，大部分的 A