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1、第八章 原子结构,人类对原子的认识 19世纪英国科学家Dalton提出了原子学说物质由原子组成，并不可再分。同一种元素的原子质量、形状和性质完全相同，不同元素的原子则不相同。,以后人类通过大量的科学实验证明：原子由原子核和核外电子组成，原子核带正电荷，并位于原子中心，电子带负电，在原子核周围空间高速运动。整个原子是电中性的。,原子很小，原子核更小。原子核是由质子（正电荷）和中子组成。,元素：具有同质子数的同一类原子总称为元素。 同位素：质子数相同，而中子数不同的互为同位素，如,8.1 氢原子结构,一、氢原子光谱与Bohr理论,1 光和电磁辐射,氢原子光谱,氢原子光谱特征:不连续的,线状的. 有
2、规律,n= 3,4,5,6,3 Bohr理论 (1)核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量; (2)通常保持能量最低-基态 (3)获能量激发-激发态 (4)从激发态回到基态释放光能,E: 轨道的能量 ：光的频率 h: Planck常数,n = 3 红（H） n = 4 青（H ） n = 5 蓝紫 （ H ） n = 6 紫（H ）,Balmer线系,原子能级,RH: Rydberg常数,二、电子的波粒二象性,1924年：Louis de Broglie认为： 质量为 m ,运动速度为v 的粒子, 相应的波长为：,1927年，Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子
3、衍射实验，证实电子具有波动性。,电子射线通过一薄晶片时发生的衍射现象,三、Schrdinger方程与量子数,1 Schrdinger方程,直角坐标( x,y,z)与球坐标 的转换,2 四个量子数,(1) 主量子数 n n=1, 2, 3, (2) 角量子数 l,(3) 磁量子数 m,(4) 自旋量子数 ms,a、主量子数n, n为1，2，3，4等正整数。n无穷大时，能量为零，基态时, n=1, 能量最低（负值），n越大，能级越高。直观可以认为n为原子外电子排列的层数。E -1/n2,b、角量子数l, l为0，1，2，.n-1正整数，共有n个，它表示原子轨道（或波函数）的角度分布，即电子云的形状
4、。例如，当l = 0, 1, 2, 3 时，原子轨道分别用s, p, d, f 表示。当n 相同时，不同l 的原子轨道称为亚层。l 越大，能量越高。例如，主量子数n = 2 时，l 可以为 0，1，即原子轨道可以有2s, 2p, 两个亚层，2p 电子的能量高于2s。,s轨道 p轨道 d轨道,c、磁量子数ml, 表示原子轨道在空间的取向，数值可以是0，1，2，l，对于某个运动状态，可以有2l+1个磁量子数。例如l1，ml 可以为 0，1三个不同的取向，用px, py, pz表示。 l2, ml 可以为 0，1 , 2, 五个不同的取向，用dxy, dyz, dxz, dx2-y2, dz2表示,
5、d、自旋量子数ms，电子本身作自旋运动。电子自旋有 顺时针和逆时针两个方向，因此，自旋量子数为1/2。,n, l, m 一定,轨道也确定,0 1 2 3 轨道 s p d f 例如: n =2, l =0, m =0, 2s n =2, l =1, m =0, 2pz m=1 2px m= -1 2py n =3, l =2, m =0, 3dz2,思考题: 当n为3时, l ,m,分别可以取何值? 轨道的名称怎样?,四、氢原子的基态,1 总能量,2 波函数,径向部分,是一种球形对称分布,角度部分,3 波函数的物理意义,：描述原子核外电子运动的方式,|2 ：原子核外发现电子的几率密度,径向分布
6、函数D(r),五、氢原子的激发态,1 2s态:n=2, l=0, m=0,2 2p态:n =2 , l =1 , m = +1,0,-1,3 3d态:n=3, l=2, m=0,n=3, l=2, m=0,n=3, l=2,n=3, l=2,n=3, l=2,n=3, l=2,小结:量子数与电子云的关系,(1) n: 决定电子云的大小,(2) l: 描述电子云的形状,(3) m: 描述电子云的伸展方向,8.2 多电子原子结构,轨道:与氢原子类似,其电子运动状态可描 述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s 能量:与氢原子不同, 能量不仅与n有关, 也与l有关; 在外加场的作用下,
7、 还 与m有关,一、多电子原子轨道能级,1 Pauling近似能级图,Cotton原子轨道能级图,核外电子填充顺序,电子排布顺序： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6,3 屏蔽效应,屏蔽效应:由核外电子云抵消一些核电 荷的作用。,的值由Slater规则确定,4 穿钻效应 进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。,核外电子排布（核外电子排布三原则）,(1)最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道 上, 使整个原子系统能量最 低。,(2)Pauli不相容原理
8、每个原子轨道中最多容纳两个自旋式相反 的电子。,(3)Hund 规则 在n和 l相同的轨道上, 分布电子,将尽可能 得分布m值不同的轨道, 且自旋相同。,Hund特例 当轨道处于全满,半满.全空时,原子较稳定,26号Fe:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2,几个特殊的元素的核外电子结构：,41 Nb:,1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d4,44 Ru,1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d7,45 Rh,1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d8,46 Pd,1s22s22p63s23p64s23d104p
9、65s04d10,78 Pt,Xe4f145d96s1,8.3元素周期律,一、原子的电子层结构和元素周期系,元素周期表 （1）7个周期，18族（旧的分法：IVIIIA，IVIIIB族，或主副族） 周期数为n, 即最大的主量子数,（2）按价电子组态分为5个区 s 区 (n-1)s2(n-1)p6 ns1-2 1，2族，即碱金属，碱土金属（主族） d 区 (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d1-9 ns1-2 38族，过渡金属（副族） （ds 区 (n-1)s2(n-1)p6 (n-1)d10 ns1-2 11，12族，铜锌分组） p 区 (n-1)s2(n-1)p6 ns2np1-6 1318族（主族） f 区 (n-2)f1-14 (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d0-2ns2 镧系，锕系元素,二、元素性质的周期性,主族元素,元素的原子半径变化,2 电离能,电离能变化,3 电子亲和能,电子亲和能变化,4 电负性 (1) Mulliken电负性标度,(2) Pauling电负性标度(以热化学为基础),(3) Allred-Rochow 电负性标度,电负性变化,习题 Page 251 5、6、10、11、14、15、16、19,