课件第七章-原子结构.ppt

《课件第七章-原子结构.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《课件第七章-原子结构.ppt（170页珍藏版）》请在三一文库上搜索。

1、第七章 原子结构,7-1 道尔顿原子论 7-2 相对原子质量（原子量） 7-3 原子的起源和演化 7-4 原子结构的波尔行星模型 7-5 氢原子结构（核外电子运动）的量子力学模型 7-6 基态原子电子组态（电子排布） 7-7 元素周期系 7-8 元素周期性 习题,1741年 罗蒙诺索夫（俄国17111763）提出：物质构造粒子学说，但限于实验基础不够，没有引起重视。,化学原子论的创立,1756年罗蒙诺索夫提出：质量守恒定律,1785年拉瓦锡（法国化学家）明确指出：化 学反应发生了物质组成的变化，但反应前后 物质的总质量不变。,定比定律和倍比定律,1799年 普鲁斯特（法国化学家）提出定比定律：

2、 两种或两种以上的元素相互化合成某一化合物时，其重量之比例是天然一定的，人力不能增减。,1803年 道尔顿提出倍比定律： 相同的两种元素生成两种或两种以上的化合物时，若其中一种元素的质量不变，另一种元素在化合物中的相对重量成简单的整数比。,7-1 道尔顿原子论,1803年9月6日，道尔顿在他笔记中写下了原子论的要点： 1. 原子是组成化学元素的、非常微小的、不可在分割的物质微粒。在化学反应中原子保持其本来的性质。,2. 同一种元素的所有原子的质量以及其他性质完全相同。 不同元素的原子具有不同的质量以及其他性质。 原子的质量是每一种元素的原子的最根本特征。,3. 有简单数值比的元素的原子结合时，

3、原子之间就发生化学反应而生成化合物。化合物的原子称为复杂原子。 4. 一种元素的原子与另一种元素的原子化合时，他们之间成简单的数值比。 实验证实 ：碳和氧有2种化合物： 一氧化碳和二氧化碳, 其中碳与氧的质量比是4:3和8:3。 道尔顿原子论十分圆满地解释了当时已知的化学反应的定量关系。,道尔顿 从“思维经济原则”出发，不能正确给出许多元素的 原子量。 例如：设氢的原子量为1，作为相对原子质量的标准，已知水中氢和氧的质量比是1:8： 若水分子是由1个氢原子和1个氧原子构成的，氧的原子量是8， 若水分子是由2个氢原子和1个氧原子构成的，氧的原子量便是16。 道尔顿武断地认为，可以从“思维经济原则

4、”出发，认定水分子由1个氢原子和1个氧原子构成，因而就定错了氧的原子量。,道尔顿原子论的不足,1. 道尔顿用来表示原子的符号,是最早的元素符号。 2. 图中他给出的许多分子组成是错误的。这给人以历史的教训要揭示科学的真理不能光凭想象， 3.客观世界的复杂性不会因为人类或某个人主观意念的简单化而改变。,贝采里乌斯的原子量,在1818和1826年,瑞典化学家贝采里乌斯(C-L. Berzelius 1779-1848)通过大量实验正确地确定了当时已知化学元素的原子量，纠正了道尔顿原子量的误值，为化学发展奠定了坚实的实验基础（如表）。 同时，贝采里乌斯还创造性地发展了一套表达物质化学组成和反应的符号

5、体系，他用拉丁字母表达元素符号,一直沿用至今。,贝采里乌斯原子量(1818和1826),7-2 相对原子质量（原子量）,7-2-1 元素 原子序数和元素符号 7-2-2 核素、同位素和同位素丰度 7-2-3 原子的质量 7-2-4 元素的相对原子质量（原子量）,基本概念 元素、原子序数和元素符号,元素: 具有一定核电荷数（等于核内质子数）的原子称为一种（化学）元素。 原子序数: 按（化学）元素的核电荷数进行排序，所得序号叫做原子序数。 元素符号: 每一种元素有一个用拉丁字母表达的元素符号。 元素符号表达的含义：在不同场合，元素符号可以代表一种元素，或者该元素的一个原子，也可代表该元素的1摩尔原

6、子。,核素、同位素和同位素丰度,核素 具有一定质子数和一定中子数的原子(的总称）。核素品种超过2000种, 分两类 ： 1.稳定核素：它们的原子核是稳定的； 2.放射性核素：它们的原子核不稳定，会自发释放出某写亚原子微粒（、等）而转变为另一种核素。,核素的表示方式,元素符号,质量数,质子数,例如： 168O、 178O、 188O,126C、 136C,即核内质子数与中子数之和。,同位素、,同位素质子数相同中子数不同的原子的总称。既多核元素中的不同核素互称同位素。 稳定同位素 3517Cl 3715Cl；126C 136C; 放射性同位素: 146C,同量异位素、同中素,同量异位素核子数（质量

7、数）相同而质子 数和中子数不同的原子（的 总称）。,例如： 6529Cu 6530Zn,同中素具有一定中子数的原子（的总称),核素 具有一定质子数和一定中子数的原 子(的总称） 元素 具有一定核电荷数（等于核内质子 数）的原子称为一种（化学）元素。 同位素质子数相同中子数不同的原子（的 总称）。既多核元素中的不同核素 互称同位素。 同量异位素核子数相同而质子数和中子数 不同的原子（的总称）。 同中素具有一定中子数的原子（的总称）,核素、同位素和同位素丰度,同位素丰度： 某元素的各种天然同位素的分数 组成（原子百分比）称为同位 素丰度。 例如，氧的同位素丰度为： f（16O）= 99.76%,

8、f（17O）= 0.04% f（18O）= 0.20%, 而单核素元素，如氟，同位素丰度为 f（19F）= 100%。,有些元素的同位素丰度随取样样本不同而涨落。 通常所说的同位素丰度是指从地壳（包括岩石、水和大气）为取样范围的多样本平均值。若取样范围扩大，需特别注明。,7-3 原子的起源和演化,1 宇宙之初 2 氢燃烧、氦燃烧、碳燃烧 3 过程、e过程 4 重元素的诞生 5 宇宙大爆炸理论的是非,原子结构理论的发展简史,一、古代希腊的原子理论 二、道尔顿(J. Dolton) 的原子理论-19世纪初 三、卢瑟福(E.Rutherford)的行星式原子模型 -19世纪末 四、近代原子结构理论-

9、氢原子光谱,7-4 原子结构的玻尔行星模型,7-4-1 氢原子光谱 7-4-2 玻尔理论,一 、氢原子光谱 1. 连续光谱(continuous spectrum) 2. 线状光谱(原子光谱)(line spectrum) 3. 氢原子可见光谱,氢原子光谱,一、氢原子光谱 热致发光焰火是热致发光 电致发光把气体装进真空管，真空管两端 施以高压电，气体也会发光，叫 做电致发光。,如：霓虹灯、高压汞灯、高压钠灯就是气 体的电致发光现象。 如：氢、氖发红光，氩、汞发蓝光。,光谱仪,1859年，德国海德堡大学的基尔霍夫和本生发明了光谱仪，奠定了光谱学的基础,使光谱分析成为认识物质和鉴定元素的重要手段,

10、氢原子光谱,光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波长，拍摄各种光谱图。 光谱图就像“指纹”辨人一样，可以辨别形成光谱的元素。 人们用光谱分析发现了许多元素,如铯、铷、氦、镓、铟等十几种。,氢原子的线状光谱,氢原子光谱,然而，直到本世纪初，人们只知道物质在高温或电激励下会发光，却不知道发光机理；人们知道每种元素有特定的光谱，却不知道为什么不同元素有不同光谱。,（从上到下）氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱,氢原子光谱,氢光谱是所有元素的光谱中最简单的光谱。在可见光区，它的光谱只由几根分立的线状谱线组成,其波长和代号如下所示： 谱线 H H H H H 编号(n) 波长/nm 656.279 48

11、6.133 434.048 410.175 397.009 ,不难发现，从红到紫,谱线的波长间隔越来越小。 5的谱线密得用肉眼几乎难以区分。,1883年，瑞士的巴尔麦（J.J.Balmer 1825-1898）发现，谱线波长()与编号(n)之间存在如下经验方程：,n:大于2的正整数,后来，里德堡(J.R.Rydberg 1854-1919)把巴尔麦的经验方程改写成如下的形式：,上式中的常数后人称为里德堡常数，其数值为1.09677107m-1。,氢的红外光谱和紫外光谱的谱线也符合里德堡方程， 只需将1/22改为1/n12,n1=1,2,3,4;而把后一个n改写成n2=n1+1,n1+2,即可。

12、 当1=2时,所得到的是可见光谱的谱线,称为巴尔麦 当 n1=3,得到氢的红外光谱,称为帕逊系, 当 n1=1,得到的是氢的紫外光谱,称为来曼系。,氢原子光谱,巴尔麦的经验方程引发了一股研究各种元素的光谱的热潮，但人们发现，只有氢光谱(以及类氢原子光谱)有这种简单的数学关系。 类氢原子是指He+、Li2+等原子核外只有一个电子的离子。 里德堡把巴尔麦的方程作了改写大大促进了揭示隐藏在这一规律后面的本质,这是科学史上形式与内容的关系的一个典型例子。寻找表达客观规律的恰当形式是一种重要的科学思维方法。,玻尔理论的建立,1913年,年轻的丹麦物理学家玻尔在总结当时最新的物理学发现： 普朗克黑体辐射和

13、量子概念、 爱因斯坦光子论、 卢瑟福原子带核模型 上述三者的基础上建立了氢原子核外电子运动模型,解释了氢原子光谱，后人称为玻尔理论。,普朗克量子概念,普朗克量子概念假定： 对于一定频率的辐射，物体只能以h为单位吸收或发射它，h是一个普适常数（称为Planck常数）。h6.6255910-34JS 换言之，物体吸收或发射电磁辐射，只能以“量子”(Quantum)的方式进行，每个“量子”的能量为 (粒子性) (波动性),从经典力学来看，这种能量不连续的概念是完全不容许的,爱因斯坦的光量子论,A.Einstein:首先注意到量子假设有可能解决经典物理学所碰到的其它困难的是年轻的。 1905年，他试图

14、用量子假设去说明光电效应中碰到的疑难，提出了光量子(light quantum)概念。 他认为：辐射场就是由光量子组成，每个光量子（光子）的能量E与辐射的频率的关系是： (粒子性) (波动性) (2),他还根据他同年提出的相对论中给出的光动量和能量关系： (3) 提出光子的动量与辐射的波长有下列关系： (粒子性) (波动性) (4),采用光量子概念后，光电效应中出现的困难立 即迎刃而解,卢瑟福原子带核模型,Figure 1-1: In classical theory: 1.atoms constructed are not stable; 2.the electron would quick

15、ly spiral into the nucleus. 3. Not is the line spectra of atoms,据经典力学，电子在原子核的正电场里运行，应不断地释放能量，最后掉入原子核。如果这样，原子就会毁灭，客观世界就不复存在。,玻尔理论的要点1：,1、行星模型 假定氢原子核外电子是处在一定的线性轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样。 这是一种“类比”的科学思维方法。因此，玻尔的氢原子模型形象地称为行星模型。后来的新量子论根据新的实验基础完全抛弃了玻尔行星模型的“外壳”，而玻尔行星模型的合理“内核”却被保留了，并被赋予新的内容。,玻尔理论的要点2：,2、定态假设

16、假定氢原子的核外电子在轨道上运行时具有一定的、不变的能量,不会释放能量,这种状态被称为定态。 能量最低的定态叫做基态；能量高于基态的定态叫做激发态。 因此，定态假设为解释原子能够稳定存在所必需。玻尔从核外电子的能量的角度提出的定态、基态、激发态的概念至今仍然是说明核外电子运动状态的基础。,玻尔理论的要点3：,3、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，在轨道上运行的电子具有一定的角动量（L=mvr，其中m电子质量，v电子线速度，r电子线性轨道的半径），只能按下式取值：,这一要点称为量子化条件。这是玻尔为了解释氢原子光谱提出它的模型所作的突破性假设。,上式中的正整数n称

17、为量子数。,如果氢原子核外电子不具有这样的量子化条件，就不可能有一定的能量。 量子化条件是违背经典力学的，是他受到普朗克量子论和爱因斯坦光子论的启发提出来的。,玻尔理论的要点4：,4、跃迁规则 电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态； 反过来，激发态的电子会放出光子，返回基态或 能量较低的激发态； 光子的能量为跃迁前后两个能级的能量之差，这就是跃迁规则，可以用下式来计算任一能级的能量及从一个能级跃迁到另一个能级时放出光子的能量：,由公式：,及E=E2-E1=h,当n=1时能量最低，此时能量为2.17910-18J,此时对应的半径为52.9pm,称为玻尔半径。,通过理论计算得到的波长与实验值惊人

18、的吻合，误差小于千分之一。,玻尔理论的不足与合理,新量子力学证明了电子在核外的所谓“行星轨道”是根本不存在的。 用玻尔的方法计算比氢原子稍复杂的氦原子的光谱便有非常大的误差。 玻尔理论合理的是： 核外电子处于定态时有确定的能量；原子光谱源自核外电子的能量变化。这一真理为后来的量子力学所继承。,玻尔理论的基本科学思想方法,玻尔理论的基本科学思想方法是，承认原子体系能够稳定而长期存在的客观事实，大胆地假定光谱的来源是核外电子的能量变化，用类比的科学方法，形成核外电子的行星模型，提出量子化条件和跃迁规则等革命性的概念。,玻尔及早把握了最新的科学成就信息是他获得成功的基本条件。单单这一点也值得我们学习

19、 。,Bohrs theory,Successful 1.established the concept of atomic energy levels (atomic orbit) 2. explaining the spectrum of hydrogen,Unsuccessful 1. atomic orbit is fastness 2. cant explain minuteness the spectrum of hydrogen atom,玻尔理论,尽管玻尔理论已被新量子论所代替，玻尔的科学思想却永远值得我们学习，而且，玻尔理论中的核心概念定态、激发态、跃迁、能级等并没有被完全抛

20、弃，而被新量子力学继承发展，甚至“轨道”的概念，量子力学赋予了新的内涵。,7-5 氢原子结构（核外电子运动）的量子力学模型,7-5-1 波粒二象性 7-5-2 德布罗意关系式 7-5-3 海森堡不确定原理 7-5-4 氢原子的量子力学模型,在20世纪初，有些物理学家认为： 光具有粒子性，光是粒子流，光的粒子称为光子 光的强度I =光子的密度和光子的能量 的乘积 (=h，其中是光的频率) ： 光的强度：I=h,光的粒子性和光的波动性,另外物理学家认为： 光具有波动性，光是电磁波，光 的强度I和光的电磁波的振幅的平方成正比： 光的强度：I=2/4,光的波粒二象性,后来，物理学家们把光的粒子说和光的

21、波动说统一起来，提出光的波粒二象性，认为： 光兼具粒子性和波动性两重性。 因此有光的强度： I=h=2/4 (1-11),(1) 在光的频率 一定时，光子的密度()与光的振幅 的平方(Y 2)成正比： Y 2 （1-12） 即光的强度大，则光子的密度大，光波的振幅也大。 （2）光子的动量P与光的波长(l)成反比： (P=mc，E=mc2其中m是光子的质量，c是光速) P =h/ (1-13) 或 =h/P (1-13)式光的波粒二象性的数学表达式。 这表明，光既是连续的波又是不连续的粒子流。,I=h=2/4 （ 1-11）式的意义:,德布罗意关系式,1927年,年轻的法国博士生德布罗意（de

22、Broglie 1892-1987）在他的博士论文中大胆地假定：所有的实物粒子都具有跟光一样的波粒二象性，引起科学界的轰动。 这就是说，表明光的波粒二象性的关系式不仅是光的特性，而且是所有像电子、质子、中子、原子等实物粒子的特性。这就赋予这个关系式以新的内涵，后来称为德布罗意关系式： =h/P=h/mv 按德布罗意关系式计算的各种实物粒子的质量、速度和波长。,德布罗意关系式,实物颗粒的质量、速度与波长的关系,计算表明，宏观物体的波长太短，根本无法测量，也无法察觉，因此我们对宏观物体不必考察其波动性， 对高速运动着的质量很小的微观物体，如核外电子，不能忽视其波动性。 这一关系式被戴维森和革尔麦的

23、电子衍射实验所证实。,电子衍射实验表明，电子的运动并不服从经典力学(即牛顿力学)规律，因为符合经典力学的质点运动时有确定的轨道，在任一瞬间有确定的坐标和动量。,戴维森和革尔麦的电子衍射实验,Fig. X-diffracted electron diffracted,海森堡不确定原理,微观粒子不同于宏观物体,它们的运动是无轨 迹的，即在一确定的时间没有一确定的位置。 这一点可以用海森堡不确定原理来说明：,海森堡不确定原理： 对于一个物体的动量(mv)的测量的偏差(mv) 和对该物体的位置(x)的测量偏差(x)的乘积处 于普朗克常数的数量级, 即： (x)(mv)h/45.27310-35kgm2

24、s-1,玻尔理论得出的氢原子的基态电子： 核外电子的玻尔半径是52.9pm; 运动速度为2.18107m/s, 相当于光速(3108m/s)的7。 例如：已知电子的质量为9.110-31kg,假设我们对电子速度的测量准确量v=104m/s时，即： (mv)=9.110-31104kgm/s =9.110-27kgm/s 这样,电子的运动坐标的测量偏差就会大到: x =5.27310-35kgm2s-19.110-27kgm/s =579510-12m= 5795 pm,(mv) 和x不准量的计算,Heisenberg(German physicist, 1901-1971),海森堡不确定原理,

25、对于不能同时确定其位置与时间的事物，需要换一种描述方式，即用“几率”来描述。 许多宏观事物也需要用几率才能描述。 例如，一个技术稳定的射箭选手，我们并不能肯定他射出的第几根箭会射中靶心，但可以给出这根箭射中靶心的百分率，也就是几率。 我们不可能得知他射出100根箭时每一根箭落在哪里，但是，若在他射完100根箭后，可以得到无须记录射箭时序的几率分布图。 描述核外电子不用轨迹，也无法确定它的轨迹，但可以用几率，用电子出现在核外空间各点的几率分布图来描述。,核外电子运动状态的描述,1926年，奥地利科学家薛定谔提出（E.Schrdinger 1887-1961） 在量子力学处理氢原子核外电子的理论模

26、型中，最基本的方程叫做薛定谔方程。 薛定谔方程是一个二阶偏微分方程，它的自变量是核外电子的坐标（直角坐标x，y，z或者极坐标r，q，f），它的因变量是电子波的振幅（Y）。,It is a second-order differential equation E the total energy V the potential energy m a particle in terms of its mass x y z respect to its position in three dimensions (psi) wave properties, in terms of a wave fun

27、ction；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,给定电子在符合原子核外稳定存在的必要、合理的条件时（如Y的取值必须是连续的、单值的，也就是坐标一定时电子波的振幅是唯一的单值，是连续的函数，等等）.,薛定谔方程得到的每一个解就是核外电子的一个定态，它具有一定的能量（E）.,具有一个电子波的振幅随坐标改变的的函数关系式Y=f(x,y,z)或Y=f(r,q,f)，称为振幅方程或波动方程。,核外电子运动状态的描述,为了得到电子运动状态合理的解，必须引用只能取某些整数值的三个参数，称它们为量子数，这三个量子数可取的数值及它们的关系如下： 主量子数：n=1,2,3,4 角量子数：l

28、=0,1,2,(n-1) 磁量子数：m=0,1,2,3,l,、主量子数n,常用符号： K, L, M, N, O, P, Q n： 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,1）主量子数确定电子运动的能量。 n值越大 电子所具有的能量 越大。 2）电子出现概率最大的离核的平均距离 。 3）代表电子层或能层。在一个原子内，具有相同 主量子数的电子，几乎在同样的空间范围运动， 故称为主量子数。n相同的电子为一个电子层。,2、角量子数l,1) l 对应的能级表示亚层，决定原子轨 道形状 2) 在多电子原子中l和主量子数一起决定 电子的能级 。 spdfg 如： 当 n=2, l=0 的状态就为2s电子

29、； 处在 n=2, l=1 的状态为2p电子。,常用符号： s， p， d, f l : 0, 1, 2, 3(n-1),3、磁量子数m,磁量子数m 取值受角量子数的限制。 m = （2l+1 ） 或者0, 1, 2, 3,l。 1） m 决定原子轨道在空间的取向。某种形状 原 子轨道，可以在空间取不同的伸展方向， 这 是由线状光谱在磁场中还能发生分裂，显示出 微小差别的现象得出的结果。 Example: p orbit have 3 different orientation p x. p y p z 2）磁量子数与电子能量无关。,当l=0时: m=0,即只有一种运动状态，s轨道一种。 当l

30、 = 1时: m= 0, 1 -1, 即有三种运动状态，p轨道三种。 当l=2时， m =-2,-1,0,1,2, 即有五种运动状态, d轨道五种。,ms 自旋量子数: 表示电子的自旋方向。 ms 取值：+1/2、-1/2。,自旋磁量子数ms,综上所述， 四个量子数可以确定原子核外电子的运动状态， 一个电子的一种运动状态需要用四个量子数来确定。 我们把具有一定“轨道”的电子称为具有一定空间运动状态的电子； 把既具有一定空间运动状态又具有一定自旋状态的电子称为具有一定运动状态的电子。,核外电子运动状态的描述,能层 能级 轨道 可能空间运动状态数 可能运动状态数 1 (K) 1s 1s 1 2 2

31、 (L) 2s 2s 1 2 2p 2px,2py,2pz 3 6 3 (M) 3s 3s 1 2 3p 3px,3py,3pz 3 6 3d 3dxy,3dyz,3dxz, 3dx2-y2,3dz2 5 10 4 (N) 4s 1个轨道 1 2 4p 3个轨道 3 6 4d 5个轨道 5 10 4f 7个轨道 7 14,Sizes and Shapes of Atomic Orbitals,n,l,m(x, y, z),(x, y, z),n=1, l=0, m=0 n,l,m(x,y,z) = 1,0,0(x,y,z) = 1s(x,y,z) n=3, l=1, m=-1 n,l,m(x,

32、y,z) =3,1,-1(x,y,z) = 2py(x,y,z),核外电子空间运动状态的描述,由于电子的波函数是一个三维空间函数，很难用适当的简单的图形表示清楚，通常我们是把作为三维坐标x，y，z的函数的振幅Y首先转化为极坐标r，q，f的函数： Y=f(x,y,z)Y=f(r,q,f) 然后再把函数Y分解成分解成两个函数的乘积： Y=f(r,q,f)Y=R(r)Y(q,f) 其中R只是离核距离r的函数, R叫做径向分布函数 Y只是方位角q，f的函数。Y叫做角度分布函数。 s，px，py，pz，dz2，dx2y2，dxy，dxz和dyz的Y函数的图象。,径向分布函数,角度分布函数,由于1s,2s

33、,3s,.的振幅在角度分布差别： 它们的振幅不随方位角q，f的变动而变动，因而，一个图象(Ys图象)就表达了所有不同能层的s轨道； 同理，一个Ypx图象表达了所有不同能层的px轨道，.。,注意：波函数的Y图象是带正负号的： “+”区的Y函数的取正值， “”区的Y函数取负值。它们的“波性”相反。 其物理意义在于： 2个波叠加时将充分显示：“+”与“+”叠加波的振幅将增大，“”与“”叠加波的振幅也增大，但“+”与“”叠加波的振幅将减小。这一性质在后面讨论化学键时很有用。,1、波函数角度分布图示,1、波函数角度部分图示 波函数的角度部分图Yl,m(q,f)与主量子数无关，如：1s,2s,3s其角度分

34、布图都是完全相同的球面。,Yl,m(q,f)的球极坐标图是从原点引出方向为(q,f)的直线，长度取Y的绝对值，所有这些直线的端点联系起来的空间构成一曲面，曲面内根据Y的正负标记正号或负号。并称它为原子轨道的角度部分图。,核外电子空间运动状态的描述,如：氢原子的角度部分 【s轨道】,Ys是一常数与(q,f)无关，故原子轨道的角度部分为一球面，半径为:,【pz轨道】,节面：当cosq=0时，=0，q=90 我们下来试做一下函数在Pz平面的图形。,核外电子空间运动状态的描述,核外电子空间运动状态的描述,2、波函数的径向部分图示,氢原子的量子力学模型,电子云 为了形象化地表示出电子的几率密度(2)分布

35、，可以将其看作为带负电荷的电子云。 电子出现几率密度大的地方，电子云浓密一些，电子出现几率密度小的地方，电子云稀薄一些。 因此，电子云的正确意义并不是电子真的象云那样分散，不再是一个粒子，而只是电子行为统计结果的一种形象表示。 电子云图象中每一个小黑点表示电子出现在核外空间中的一次几率，几率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。,氢原子的量子力学模型,1、电子云的角度部分图示,|n,l,m(r,) |2 = R2n,l(r) Y2l,m(,),Probability density,|n,l,m(r,) |2 = R2n,l(r) Y2l,m(,),P=|2 dV = |2 4r2dr,Prob

36、ability,P=|2 dV= |2 4r2dr =4r2dr R2(r) Y2l,m(,),= D(r) Y2l,m(,),径向函数,角向函数,氢原子的量子力学模型,2、电子云的径向部分图示 D=4pr2R。 D函数称为电子的径向分布函数 物理意义是：离核r“无限薄球壳”里电子出现的几率（几率等于几率密度乘体积，这里的体积就是极薄球壳的体积）。 D值越大表明在这个球壳里电子出现的几率越大。因而D函数可以称为电子球面几率图象（“球面”是“无限薄球壳”的形象语言）。 氢原子的电子处于1s,2s,2p, 3s,3p,3d等轨道的D函数图象,氢原子的量子力学模型,我们从图中看到，D函数图象是峰形的

37、，峰数恰等于相应能级的主量子数n和角量子数l之差（nl）。 特别要指出的是，氢原子的1s电子的D函数图象表明，该电子在离核52.9pm的球壳内出现的几率是最大的。52.9pm正好是玻尔半径ao！ 这就表明，玻尔理论说1s电子在52.9pm的圆形线性轨道上运行的结论是对氢原子核外基态电子运动的一种近似描述. 而量子力学则说，1s电子在原子核外任何一个点上都可能出现，只是在离核52.9pm的球壳内（不再是线性轨道）出现的几率最大.,氢原子的量子力学模型,3、电子云在空间的取向 s电子是球形的，s电子的电子云图象是球形对称的，不存在取向问题。 p、d、f电子则与s电子不同。 p电子有3种取向，它们相

38、互垂直（正交），分别叫px、py和pz电子。 d电子有5种取向，分别叫dz2、dx2y2、dxy、dxz和dyz。 f电子有7种取向。,为方便起见，我们今后用“轨道”一词（orbital，有的书译为“轨函”，以与玻尔轨道orbit区别）来描述不同状态的电子云。 这里的“轨道”可以理解为电子在核外空间几率密度较大的区域。 换句话说， 第一能层只有1个“轨道”1s轨道； 第二能层有4个“轨道”2s轨道、2px轨道、 2py轨道、2pz轨道；， 第n能层有n2个“轨道”。,7-6 基态原子组态（电子排布）,7-6-1 构造原理 7-6-2 基态原子电子排布,构造原理,一、多电子原子的能级 除氢(及类

39、氢原子)外的多电子原子中核外电子不止一个，不但存在电子与原子核之间的相互作用，而且还存在电子之间的相互作用。 1、屏蔽效应 如：锂原子核外的三个电子是1s22s1我们选定任何一个电子，其处在原子核和其余两个电子的共同作用之中，且这三个电子又在不停地运动，因此，要精确地确定其余两个电子对这个电子的作用是很困难的。我们用近似的方法来处理。,构造原理,其余两个电子对所选定的电子的排斥作用，认为是它们屏蔽或削弱了原子核对选定电子的吸引作用。,屏蔽效应: 这种其余电子对所选定的电子的排斥作用，相当于降低了部分核电荷（）对指定电子的吸引力，称为屏蔽效应。 “屏蔽常数”或将原有核电荷抵消的部分。 Z-=Z*

40、 Z*有效核电荷数,构造原理,2、斯莱特规则 他由光谱数据，归纳出一套估算屏蔽常数的方法： （1）先将电子按内外次序分组： ns, np一组 nd一组 nf一组 如：1s; 2s,2p; 3s3p; 3d; 4s,4p; 4d; 4f; 5s,5p; 5d; 5f。 （2）外组电子对内组电子的屏蔽作用=0 （3）同一组， =0.35(但1s， =0.3) （4）对ns,np，(n-1)组的=0.85；更内的各组=1 （5）对nd、nf 的内组电子 =1 注：该方法用于n为4的轨道准确性较好，n大于4后较差。 这样能量公式为：,构造原理,从能量公式中可知E与n有关，但与l有关，因此角量子数也间接

41、地与能量联系。 例：求算基态钾原子的4s和3d电子的能量。(此题从填充电子的次序来看,最后一个电子是填入3d轨道,还是4s轨道?) K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d1 3d=181=18, Z*=19-18=1 K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 4s=101+8 0.85 =16.8, Z*=19-16.8=2.2,构造原理,3、钻穿效应 为什么电子在填充时会发生能级交错现象？ 这是因4s电子具有比3d电子较大的穿透内层电子而被核吸引的能力（钻穿效应）。,可从图中看出4s轨道3d轨道钻得深，可以更好地回避其它电子的屏蔽，所以填充电子时先填充4s电子。 注：一旦填充

42、上3d电子后3d电子的能量又比4s能量低， 如铜。,构造原理,二、构造原理(多电子原子核外电子运动状态或填充规则） 大量实验与理论研究表明，如果假定每个电子的运动是独立的，又假定所有电子的相互作用力可以集中到原子核上，如同在原子核上添加一份负电荷，那么，氢原子电子运动状态能层、能级、轨道和自旋的概念可以迁移到多电子原子上描述其电子运动状态，但对基态原子，必须遵循如下原理：,核外电子的填充规则,(1)泡利原理基态多电子原子中不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。或，在一个轨道里最多只能容纳2个电子，它们的自旋方向相反。 (2)洪特规则基态多电子原子中同一能级的轨道能量相等，称为简并轨道；基态多

43、电子原子的电子总是首先自旋平行地、单独地填入简并轨道。 例如，2p能级有3个简并轨道，如果2p能级上有3个电子，它们将分别处于2px、2py和2pz轨道，而且自旋平行，如氮原子。如果2p能级有4个电子，其中一个轨道将有1对自旋相反的电子，这对电子处于哪一个2p轨道可认为没有差别。,构造原理,(3)能量最低原理基态原子是处于最低能量状态的原子。 能量最低原理认为，基态原子核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。 随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按如下顺序填入核外电子运动轨道，叫做构造原理。,电子先填最外层的ns，后填次外层的(n-1)d，甚至填入倒数第三层的(n-2)f的

44、规律叫做“能级交错”。 请注意：能级交错现象是电子随核电荷递增填充电子次序上的交错,并不意味着先填能级的能量一定比后填能级的能量低。,构造原理,随核电荷数递增,电子每一次从填入ns能级开始到填满np能级,称为建立一个周期，于是有： 周期: ns开始np结束 同周期元素的数目 第一周期：1s 2 第二周期：2s，2p 8 第三周期：3s，3p 8 第四周期：4s，3d，4p 18 第五周期：5s，4d，5p 18 第六周期：6s，4f，5d，6p 32 第七周期：7s，5f，5d，. ?,基态原子电子排布,周期系中有约20个元素的基态电中性原子的电子组态（electron configurati

45、on，又叫构型或排布)不符合构造原理，其中的常见元素是： 元素 按构造原理的组态 实测组态 (24Cr) 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d54s1 (29Cu) 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s1 (42Mo) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s2 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1 (47Ag) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s2 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 (79Au) 1

46、s24s24p64d104f145s25p65d96s1 1s24s24p64d104f145s25p65d106s1,基态原子电子排布,铬和钼的组态为(n-1)d5ns1,而不是(n-1)d4ns2,这被称为“半满规则”5个d轨道各有一个电子,且自旋平行。但同族的钨却符合构造原理，不符合“半满规则”。 不过，某些镧系元素和锕系元素也符合“半满规则”以7个f轨道填满一半的(n-2)f7构型来代替(n-2)f8。因此，总结更多实例，半满规则还是成立。 铜银金基态原子电子组态为(n-1)d10ns1,而不是(n-1)d9ns2,这被总结为“全满规则”。 考察周期表可发现，第5周期有较多副族元素的电

47、子组态不符合构造原理，多数具有5s1的最外层构型,尤其是钯(4d105s0)，是最特殊的例子。这表明第五周期元素的电子组态比较复杂，难以用简单规则来概括,*半满、全满和全空规则,基态原子电子排布,第五周期过渡金属原子的4d能级和5s能级的轨道能差别较小，导致5s1构型比5s2构型的能量更低。 第六周期，其过渡金属的电子组态多数遵循构造原理，可归咎为6s能级能量降低、稳定性增大，与这种现象相关的还有第6周期p区元素的所谓“6s2惰性电子对效应”。,6s2惰性电子对效应,6s2惰性电子对效应：是因随核电荷增大，电子的速度明显增大，这种效应对6s电子的影响尤为显著，这是由于6s电子相对于5d电子有更强的钻穿效应，受到原子核的有效吸引更大。 这种效应致使核外电子向原子核紧缩，