815-第七章 原子结构与周期系.ppt

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1、1,第七章 原子结构与周期系,前言 原子结构理论的发展简史 一、道尔顿(J. Dolton) 的原子理论 -19世纪初 二、卢瑟福(E.Rutherford)的行星式原子模型 -20世纪初 三、玻尔(N. bohr)原子模型 -20世纪初 四、量子力学原子模型 - 20世纪20年代,2,第一节 核外电子运动的特征（了解） 一、量子化特性 能量的量子化能量变化 (发射、吸收等) 是不连续 的，是某一基本量 (即量子) 的整数倍。 量子的能量为 E = h 变化总能量为 E = nh 二、波粒二象性 电子衍射实验证明了电子运动具有与光相似的波动性。 波粒二象性是所有微观粒子（电子、原子等）运动的一

2、个重要特性。 = h /p = h / m,3,第二节 核外电子运动状态的描述 量子力学原子模型 一、薛定谔方程（了解） 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（动能与势能总和 ） 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,4,二、波函数和原子轨道(轨函) （了解） 将直角坐标转换为球极坐标后，得 n ,l ,m (r,)=R n ,l (r) Y l ,m (,) 径向部分 角向部分 解薛定谔方程可得到一系列的数学解波函 数，但并不是所有的解都是合理的，为了得到 核外电子运动状态合理的解，要求一些物理量必 须是量子化的

3、，从而引进了三个量子数n , l , m 。 解薛定谔方程，就是解出对应一组n , l , m的 波函数n ,l ,m (r,)及其相应的能量 E n ,l 。,5,波函数n ,l ,m （原子轨函，原子轨道）是量子力学中描述原子核外电子运动状态的数学函数式，它的图像表示某一电子的运动状态，即在核外空间范围内电子出现的概率。 为了描述电子自旋运动的特征，又引入了一个自旋量子数 ms 。 本课程只定性解释解波函数得出的结论。,6,三、四个量子数 1、主量子数 n (电子层) n = 1, 2, 3, 4正整数，它决定电子离核的远近和能级。 2、角量子数 l (分层，电子亚层) l = 0, 1,

4、 2, 3n-1 ( l n ) ，以s，p，d、 f 表示 它决定了原子轨道或电子云的形状，也是决定多电子 原子中电子能量的因素。 3、磁量子数 m m描述原子轨道在空间的伸展方向。 m = 0, 1, 2, 3. l ( m l ), 一种取向相当于一个轨 道，共可取2l + 1个数值。 n 和 l 相同， m 不同的轨道其能级相同，称为等价轨道 或简并轨道。,重要,7,4、自旋量子数 ms ms = 1/2, 表示电子在核外运动有自旋相反的两种 运动状态，通常用“”和“”表示。 几点说明 (1)原子中每个电子的运动状态可用四个量子数( n ,l ,m , ms )来描述。 (2)泡利不相

5、容原理在同一原子中，不能有四个量子数完全相同的两个电子存在。（每个原子轨道最多能容纳两个电子，并且自旋相反）,8,(3)多电子原子中电子能量与 n 和 l 有关 单电子原子中电子能量只与 n 有关 即单电子原子 E1s E2s E3s E4s E2p E3p E4p E5p E3d E4d E5d E6d Ens= Enp = End = Enf 多电子原子 E1s E2s E3s E4s E2p E3p E4p E5p E3d E4d E5d E6d Ens Enp End Enf ,9,核外电子运动的可能状态数,10,例下列各组用四个量子数描述的核外电子运动状态是否合理？为什么？ (1)

6、n =2, l =1, m=0, ms= +1/2 合理 2p 能级 (2) n =3, l =3, m=2, ms= -1/2 不合理。因取值ln 。 (3) n =3, l =2, m=2, ms= +1/2 合理 3d 能级 (4) n =4, l =2, m=3, ms= +1/2 不合理。因取值ml 。 (5) n =2, l =1, m=1, ms= -1 不合理。因ms只能取+1/2 或 -1/2。 (四个量子数取值的相互限制关系ln，ml，ms1/2),11,四、概率(几率)密度和电子云 1、概率与概率密度 把电子在某空间区域内出现的机会叫概率(几率) 。 代表核外空间某处单位

7、微体积中电子出现的概率，即概率密度。 2、电子云 概率密度的一种图像表示法 电子云用小黑点分布疏密来表示电子在核外某 处出现概率密度的相对大小的图像。 （见p137 图7-7）,12,五、波函数和电子云的空间形状 要用波函数 的角向部分Y 和径向部分R 才 能完整描述原子轨道和电子云的实际图像。 n ,l ,m (r,)=R n ,l (r) Y l ,m (,) 原子轨道 径向部分 角向部分,13,(一) 波函数的角向部分 1、原子轨道角度分布图 原子轨道角度分布图的绘制（了解） a、解薛定谔方程，可解出对应n , l , m的一系列波函数n ,l ,m (r,) ，即R n ,l (r)和

8、Y l ,m (,) 。 b、以Y l ,m (,)在球极坐标中作图，可得原子轨道角度分布图。 说明 a、 Yns是常数，与,角度无关，ns 原子轨道角度分布图是一个球面。其它轨道则与,角度有关。 b、原子轨道角向部分Y l ,m (,)只与l ,m有关，与n 无关。因此，不同电子层n的s, p, d, f 原子轨道角度分布图相似。,重要,14,s、p、d 各种原子轨道的角度分布剖面图（1）,P140 图7-13,15,s、p、d 各种原子轨道的角度分布剖面图（2）,P140 图7-13,16,2、电子云角度分布图 2n ,l ,m (r,)=R2 n ,l (r) Y2 l ,m (,) 电

9、子云 径向部分 角向部分 电子云角度分布图的绘制（了解） 以Y2 l ,m (,)在球极坐标中作图，可得电子云角度分布图。 说明 a、 Y2ns是常数，与,角度无关，ns电子云角度分布图是一个球面。其它轨道则与,角度有关。 b、电子云角向部分Y2 l ,m (,)只与l ,m有关，与n 无关。因此，不同电子层n的s, p, d, f 电子云角度分布图相似。,17,s、p、d 各种电子云的角度分布图,参见 P138 图7-9， P141 图7-14,18,例 简述原子轨道角度分布图与电子云角度分布图的区别。 答原子轨道角度分布图与电子云角度分布图的图形是类似的。主要区别有两点 a、原子轨道角度分

10、布图胖一些，而电子云的角度分布图要瘦一些。这是由于Y l ,m (,)值小于1，而Y2 l ,m (,)值更小。 b、原子轨道角度分布图上有“” 和 “”之分，而电子云的角度分布图上均为“”值。这是由于Y 值虽有“” 和 “”，但 却都是“”值。,19,第三节 原子核外电子排布和元素周期系 一、多电子原子的原子轨道能级 单电子原子中，只考虑原子核对电子的吸引，电子能量只与 n 有关。 即 1s 2s2p 3s3p3d 多电子原子中，电子能量不仅要考虑原子核对其的吸引，还应考虑各轨道电子之间的相互排斥作用，电子能量与 n 和 l 有关。 即 1s 2s2p 3s3p ,20,(一) 鲍林原子轨道

11、近似能级图,重要,21,(1) 将能级相近的原子轨道排为一个能级组，目前有7个能级组。 (2) 鲍林近似能级图表示多电子原子中，原子轨道能级的高低顺序（与 n 和 l 有关） (3) “能级交错” （了解） 例如： E4s E3d ， E 5s E4d ， E 6sE4fE5d,1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p,22,二、原子核外电子的排布与电子结构 (一) 核外电子排布的原则 1、能量最低原理 在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道，使整个体系的能量最低。 具体可按鲍林近似能级图依次充填电子 1s 2s2p 3s3p 4s3d

12、4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 2、泡利不相容原理 在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两个电子存在。（每个原子轨道最多能容纳两个电子，并且自旋相反）,重要,23,3、洪特规则 在等价轨道(n 和l 相同)中，电子尽可能单独占据各等价轨道，且自旋方向相同。 （电子成对能） 如， p3 而不是 洪特规则的特例等价轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的。 如，全充满 p6，d10，f14 半充满 p3，d5， f7 全空 p0，d0， f0 （电子云整体为一球形对称状态，比较稳定。）,24,(二)原子的电子结构 例 写出原子序数为8、11的元素的符号及电子结构式和

13、电子轨道式。 元素符号 电子结构式 电子轨道式 O 1s22s22p4 Na 1s22s22p63s1 原子实体 例，Ne 代表 1s2 2s22p6 Ar 代表 1s2 2s22p6 3s23p6 Kr 代表 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p6,25,例 写出原子序数为24、28、29、38、50的元素的符号及电子结构式和外围电子构型。 解 元素符号 电子结构式 外围电子构型（价电子构型） Cr Ar 3d54s1 3d54s1 Ni Ar 3d84s2 3d84s2 Cu Ar 3d104s1 3d104s1 Sr Kr 5s2 5s2 Sn Kr 4d105s25p

14、2 5s25p2,按鲍林近似能级图排布电子,再调整同一电子层排在一起。,26,原子失去或得到电子是从最外层开始的。 例 元素符号 原子价电子构型 离子价电子构型 Cr 3d54s1 Cr3+ 3d3 Ni 3d84s2 Ni2+ 3d8 Cu 3d104s1 Cu+ 3d10 Cu2+ 3d9 Sn 5s25p2 Sn2+ 5s2 Cl 3s23p5 Cl 3s23p6 O 2s22p4 O2 2s22p6,27,三、原子的电子层结构和元素周期系 (一) 原子的电子层结构 见p151153 表7-6 以及元素周期表。 主族元素、 第4周期副族和B 、B元素，完全符合核外电子排布三原则。 第5、

15、6周期副族元素以及镧系、锕系元素，有少部分“例外”情况。要以实验结果为准。,掌握136号元素名称、元素符号、电子结构等,28,(二) 原子的电子层结构与周期的划分 原子的电子层结构呈现周期性变化，导致元素性质呈现周期性变化。能级组的划分是周期划分的本质原因。第7周期是不完全周期。 周期数能级组数电子层数 例 根据外围电子构型判断元素在第几周期。 3s23p2 (第3周期) 3d104s1 (第4周期) 4s1 (第4周期) 4d15s2 (第5周期) 5s25p5 (第5周期) 5d76s2 (第6周期) 例外，46Pd ， 4d10，第5周期，只有4个电子层。,29,30,(三) 原子的电子

16、层结构与族的划分 8个主族(A族)：AA， A为稀有气体元素。 8个副族(B族)：BB， B包含3个纵列。 价电子层（外围电子) ：参与化学反应的电子层。 （1） A族： A 、A ns12 AA ns2 np16 主族的族数 =价电子数=最高氧化值 （2） B族： 族数 最高氧化值 B 、B (n-1)d10 ns12 ns 电子数 部分价电子数 B B (n-1)d1 5ns12 价电子数 价电子数 B (n-1)d 610 ns02 部分价电子数 部分价电子数,31,例 根据外围电子构型判断元素在第几族。 3s23p2 (A) 3d104s1 (B) 4s1 (A) 4d15s2 (B

17、) 5s25p5 (A) 5d76s2 (B ),32,(四) 原子的电子层结构与元素的分区 按价电子构型的特点，分为五个区 s 区：A 、A ，ns12，都是活泼金属。 p 区： AA，ns2 np16 ，大部分为非金属。 d 区： B B，(n-1)d 110 ns02 ，都是金属。 ds 区：B 、B，(n-1)d10 ns12 ，都是金属。 f 区：镧系(57 71号元素)和锕系(89 103号元素) ， (n-2) f114 (n-1)d0 2ns2 ，都是金属。,33,第四节 元素某些性质的周期性 一、原子半径 概念（了解） （1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单价结合时，核间

18、距离的一半。 （2）范德华半径：在分子晶体中，相邻分子间两个邻近的非成键原子的核间距离的一半。 （3）金属半径：在金属晶体中，相邻的两个接触原子的核间距离的一半。 共价半径金属半径范德华半径,34,（一）同一周期元素原子半径的变化 短周期 (1、2、3) ：从左到右，原子半径逐渐减小，变化幅度较大，最后稀有气体的原子半径变大(范德华半径)。 长周期 (4、5、6) ：从左到右，原子半径逐渐减小(指总体趋势，过渡元素有起伏)，变化幅度较小。 （二）同一族元素原子半径的变化 主族元素： 自上而下，原子半径逐渐增大。 副族元素：自上而下，原子半径逐渐增大 (指总体趋势，有例外) ，变化幅度较小，第五

19、、六周期元素原子半径非常接近 ( 镧系收缩 )。,35,四、元素的电负性 概念： 在分子中，元素原子吸引电子的能力叫元素的电负性。（常用鲍林电负性） (一) 同一周期元素的电负性的变化 同一周期，自左至右，电负性逐渐增大(总体趋势) 。 （过渡元素变化较不规则） (二) 同一族元素的电负性的变化 主族元素： 自上而下，电负性 逐渐减小。 副族元素：电负性变化较不规则。 F电负性最大，Cs电负性最小。（不考虑稀有气体）,36,本章小结 1、波函数n ,l ,m与原子轨道；概率密度 与电子云 2、原子轨道角度分布图与电子云角度分布图。 3、四个量子数（ n ,l ,m , ms ）。 4、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） 5、原子轨道的能级（鲍林原子轨道近似能级图）。 6、原子的电子层结构与周期、族、区的划分。 7、原子半径、电负性等元素性质的周期性变化。,本章练习 7、10、16、20、 21、24,