原子结构和元素周期率.pptx

第八章第八章 原子结构原子结构(6h6h)8.1 8.1 核外电子运动的特征核外电子运动的特征8.2 8.2 氢及类氢原子核外电子的运动状态氢及类氢原子核外电子的运动状态8.3 8.3 多电子原子结构多电子原子结构本章作业本章作业8.4 8.4 元素周期律元素周期律2024/9/18 周三 13:3618.1 8.1 核外电子运动的特征核外电子运动的特征 8.1.1 核外电子运动的量子化特征核外电子运动的量子化特征 8.1.2 核外电子运动的波粒二象性核外电子运动的波粒二象性8.1 8.1 核外电子运动的特征核外电子运动的特征 研究原子结构，主要就是研究原子核外电子的运动。量子力学研究表明，原子核外电子的运动主要有两大特征：8.1.1 8.1.1 核外电子运动的量子化特征核外电子运动的量子化特征 氢原子光谱和玻尔理论氢原子光谱和玻尔理论量子化特征和波粒二象性量子化特征和波粒二象性氢原子光谱氢原子光谱氢原子光谱由一系列不连续的光谱线组成，可见光区有氢原子光谱由一系列不连续的光谱线组成，可见光区有4条条HHHH氢原子光谱特征氢原子光谱特征:不连续的，不连续的，线状的线状的 有规律有规律n=3，4，5，6可见光区谱线可见光区谱线 (Balmer)所有氢光谱线所有氢光谱线 (Rydberg)正整数正整数如何解释这种规律性呢？如何解释这种规律性呢？1913年年Bohr理论理论产生产生n=3，=656nmn=4，=486nmn=5，=434nmn=6，=410nm里德堡常数里德堡常数2024/9/18 周三 13:365两点假设两点假设(1)核外电子运动取一定的轨道核外电子运动取一定的轨道。在此轨道上运动的电子不放出能量也不吸收能量。这些轨道上的电子的角动量必须是h/(2)的整数倍的整数倍，即 这种不连续性不连续性量子化量子化，即电子的运动是量子化的(2)在一定轨道上运动的电子具有一定的能量，称为定态。在一定轨道上运动的电子具有一定的能量，称为定态。其中能量最低的称为基态基态，其他称为激发态激发态。电子从一个定态（轨道）到另一个定态（轨道）跃迁时，要吸收或放出辐射能。这种吸收或放出的能量是一份一份的，不连续的。Bohr(玻尔玻尔)理论理论第一条假设第一条假设：可以解释原子稳定存在的问题第第二二条条假假设设：说明核外电子运动能量只能取一些不连续的能量状态（电子能级）。有一个能级到另一能级跃迁时，所放出或吸收的能量是以光子的形式放出或吸收的。所以放出或吸收的能量正好等于跃迁的两个能级差。即：E:轨道的能量 v：光的频率 h=6.62610-34J.sPlanck常数 轨道能量E也是量子化的、固定的，很好地解释了氢原子光谱的不连续性（1）解释了氢原子光谱的实验事实；（2）提出了能级（轨道）的概念，确定了Balmer公式中n1、n2的物理意义：代表不同能量的轨道(能级)，即n代表能级的序号；（3）提出了核外电子运动时物理量的量子化特性。无法解释的试验现象无法解释的试验现象：具有和光类似的衍射现象。光是光子的运动，具有波粒二象性。玻尔理论的意义：玻尔理论的意义：建立的基础：经典物理学，采用宏观物体运动的固定轨道概念玻尔理论的局限性：玻尔理论的局限性：8.1.2 电子的波粒二象性电子的波粒二象性二象性 粒子性粒子性粒子性粒子性：运动时具有动量和动能，称为粒子性 波动性：波动性：波动性：波动性：微粒流在运动中表现出“波”的特性电子运动有时表现出粒子性，有时呈现出波动性波粒二象性 p动量这种波称为：物质波物质波如：光子粒子光波 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：电子波电子波和宏观物体不同，不能用位置和速度来准确描述电子的运动状态。电子运动的位置和动量都是测不准的。有其自身的规律：1927物理学家Heisenberg推出了“测不准原理”x微观粒子运动在空间某一方向上的位置坐标x确定粒子位置时的测不准值p确定粒子动量时的测不准值hPlanck常数 可见:粒子运动位置和速度测不准值的乘积近似为常数，即x越准，p就越不准，反之亦然 “测不准”不是“不知道”，不是没规律，测不准原理本身就是其规律性 “大理论”:宏观微观都适用量子力学，客观存在描述方法描述方法测不准原理（不确定原理）测不准原理（不确定原理）8.2 氢原子及氢原子及类氢原子核外电子类氢原子核外电子的运动状态的运动状态 8.2.1 8.2.1 SchrdingerSchrdinger方程与波函数方程与波函数8.2.2 8.2.2 波函数和电子云图波函数和电子云图8.2 氢原子及类氢原子核外电子的运动状态氢原子及类氢原子核外电子的运动状态Schrdinger方程方程8.2.1 Schrdinger方程与波函数方程与波函数 波函数与其它函数一样，有常量和变量组成。但他一般包含3个常量n、l、m和3个变量x、y、z，一般表示为：电子在核外运动有一系列的运动状态，每一特定状态对应一个相应的波函数和能量E和能量 因此，一个确定的波函数一个确定的波函数 就代表着核外电子的一个运动就代表着核外电子的一个运动状态状态，电子处于这个空间运动时，就具有确定的能量和其它相应的物理量波函数波函数=薛定锷方程的合理解薛定锷方程的合理解=原子轨道原子轨道 这里常量常量n、l、m称为量子数称为量子数：主量子数n：1，2，3，4，5，6，7.K、L、M、N、O、P、Q电子层 表示电子离核的平均距离，决定电子的能量 角量子数l：0，1，2，3.n-1 s、p、d、f.电子亚层 表示电子运动的空间角度分布形状 多电子原子l也与能量有关 磁量子数m：0，1，2.l 表示原子轨道在空间上的伸展方向，与角动量的取向有关。s球形、p有px、py、pz 3个方向，d轨道有dxy、dyz、dxz、5个方向，对应5个不同的d轨道 每一电子亚层有2l+1个伸展方向（轨道）符合这些取值的波函数都是薛定谔方程的合理解l0123mmmmn=40-1,0,1-2,-1,0,1,2-3,-2,-1,0,1,2,3s轨道轨道p轨道轨道d轨道轨道f 轨道轨道(s亚层)(p亚层)(d亚层)(f亚层)三个量子数间的制约关系三个量子数间的制约关系 n 个亚层个亚层 n2 个轨道个轨道 电子层电子层解薛定谔方程得到相应各轨道的能量为：式中：Z核电核数；n主量子数 氢原子轨道的能量高低顺序：E1s E2s=E2p E3s=E3p=E3d E4s.8.2.2 波函数和电子云图波函数和电子云图 电子的运动具有波动性，在原子核周围运动时，在空间某处出现的概率大，而在另一处出现的概率就小 试验表明：电子衍射波在空间某点的强度和电子出现的概率密度成正比，电子波实质上就是“概概率率波波”，波的强度反应电子出现概率密度的大小 波动学：衍射强度|振幅|2 衍射强度粒子的概率密度p 粒子的概率密度p|振幅|2 波函数正是位置与振幅的函数，所以：p|2|2表示该态电子在空间某点出现的概率密度表示该态电子在空间某点出现的概率密度物理意义物理意义 解薛定谔方程得到后，将(x，y，z)坐标值代入，得到该点的值，绝对值平方即得电子在该点出现的概率密度 用黑点描出核外电子在空间各点的概率密度，所得图形称为“电子云图电子云图”电子运动的形象化图 直角坐标系(x，y，z)中解薛定谔方程式非常复杂的，为此需要进行坐标转换转换为球坐标(r，)2人5条狗=5条狗2人 10个人10条狗解解Schrdinger方程可分别得到：方程可分别得到：R(r)和和Y(，)轨道轨道 角度分布函数角度分布函数Y(，)=径向分布函数径向分布函数R(r)=1s(100)2s(200)2py(21-1)2px(211)2pz(210)波函数的径向分布图、角度分布图波函数的径向分布图、角度分布图11电子云的径向分布图、角度分布图（电子云的径向分布图、角度分布图（|2）峰个数:n-l 原子轨道角度分布图有正负之分原子轨道角度分布图有正负之分 而电子云角度分布图都是正值而电子云角度分布图都是正值 电子云角度分布图比原子轨道角电子云角度分布图比原子轨道角度分布图要度分布图要“瘦瘦”一些一些1原子轨道电子云的分布既是分层的，又是相互渗透的，原子轨道电子云的分布既是分层的，又是相互渗透的，由三个量子数决定。由三个量子数决定。（1）主量子数主量子数 n(principal quantum number)描述电子运动状态的描述电子运动状态的量子数与轨道的意义量子数与轨道的意义 与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n 确定电子出现几率最大处离核的距离确定电子出现几率最大处离核的距离 不同的不同的n n 值，对应于不同的电子壳层值，对应于不同的电子壳层 .K L M N O.原子轨道用三个量子数，不像玻尔轨道只用一个量子数描述原子轨道用三个量子数，不像玻尔轨道只用一个量子数描述 小结：小结：与与角动量有关，对于多电子原子，角动量有关，对于多电子原子，l 也与也与E 有关有关 l 的取值的取值 0，1，2，3n-1(亚层）亚层）s，p，d，f.l 决定了决定了的角度函数的形状的角度函数的形状（2）角量子数角量子数l(angular momentum quantum umber)The allowed values for angular momentum quantum number，lnl1234(subshell symbol0000s111p22d3f)s 轨道轨道球形球形p 轨道轨道哑铃形哑铃形d轨轨道道有有两两种种形形状状 与角动量的取向有关，取向是量子化的与角动量的取向有关，取向是量子化的 m可取可取 0，1，2l 值决定了值决定了角度函数的空间取向角度函数的空间取向 m 值相同的轨道互为等价轨道值相同的轨道互为等价轨道简并轨道简并轨道（3）磁量子数磁量子数m (magnetic quantum number)0(s)1(p)2(d)3(f)0 1 0 1 2 1 0 1 2 3 2 1 0 1 2 31357The allowed values for magnetic quantum number，mlmnumber of orbital p 轨道轨道(l=1，m=+1，0，-1)m 三三种种取取值值，三三种种取取向向，三三条条等等价价(简简并并)p 轨轨道道.s 轨道轨道(l=0，m=0):m 一种取值一种取值，空间一种取向空间一种取向，一条一条 s 轨道轨道.d 轨道轨道(l=2，m=+2，+1，0，-1，-2):m 五五种取值种取值，空间五种取向空间五种取向，五条等价五条等价(简并简并)d 轨道轨道.f 轨道轨道(l=3，m=+3，+2，+1，0，-1，-2，-3):m 七种取值七种取值，空间七种取向空间七种取向，七条等价七条等价(简并简并)f 轨道轨道.本课程本课程不要求记住不要求记住 f 轨道轨道具体形状具体形状!注意：电子除公转运动，还有自转运动注意：电子除公转运动，还有自转运动（4）自旋量子数自旋量子数 ms(spin quantum number)描述电子绕自轴旋转的状态描述电子绕自轴旋转的状态 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为 ms 取值取值+1/2和和-1/2，分别用，分别用和和表示表示 想象中的电子自旋想象中的电子自旋 两种可能的自旋方向两种可能的自旋方向:正向正向(+1/2)和反向和反向(-1/2)产生方向相反的磁场产生方向相反的磁场 相反自旋的一对电子，相反自旋的一对电子，磁场相互抵消磁场相互抵消.Electron spin visualized由上面的讨论知道由上面的讨论知道 n，l，m 一定，一定，轨道也确定轨道也确定例如例如:n=2，l=0，m=0，2s n=3，l=1，m=0，3pz n=3，l=2，m=0，3dz2核外电子运动核外电子运动轨道运动轨道运动自旋运动自旋运动与一套量子数相对应（自然也有与一套量子数相对应（自然也有1个能量个能量Ei)n lm ms8.3.1 多电子原子轨道能级多电子原子轨道能级8.3.2 核外电子排布（核外电子分布三原则）核外电子排布（核外电子分布三原则）8.3 多电子的多电子的 原子结构原子结构轨道轨道:与氢原子类似，其电子运动状态可描述为1s，2s，2px，2py，2pz，3s能量能量:与氢原子不同，不仅与不仅与n有关，也与有关，也与l有关；在外有关；在外加磁场的作用下，还与加磁场的作用下，还与m有关。有关。多电子原子轨道的能级比较复杂。如氢原子3d轨道能量比4s轨道能量低，但在多电子原子中却正好相反。原因：8.3.1 多电子原子轨道能级多电子原子轨道能级1.屏蔽效应屏蔽效应+2e-e-He+2e-He+e-2-s假想He屏蔽效应屏蔽效应:由于电子与电子之间存在相互作用，致使核外电子云抵消一些核电荷的作用，有效核电荷数减小屏蔽效应轨道能量为：也可用 代替s屏蔽系数 径向分布图像中n较大的轨道，均有小峰靠近原子核，进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用，从而使能量发生变化穿透作用或钻穿效应钻穿效应4s的穿透作用比3d强，所以E4sE3d2.钻穿效应钻穿效应 屏蔽作用与钻穿效应屏蔽作用与钻穿效应是两个相反的作用 钻穿效应钻穿效应实际上是回避屏蔽回避屏蔽的效应，它在不同程度上使核对该电子的吸引作用增强，使有效核电荷增大，能量降低 某电子的钻穿作用不仅是对其它电子屏蔽作用的反屏蔽反屏蔽，而且会对其对其它电子造成屏蔽它电子造成屏蔽作用。这种屏蔽与反屏蔽作用使得各电子在核外不断地运动，电子不可能落到核上，也不可能远离核电子不可能落到核上，也不可能远离核原子能够稳定存在，与原子能够稳定存在，与Bohr理论不同理论不同 这两种作用的结果对轨道能级的影响：(1)n相同，l不同的轨道能量不同能级分裂，能级分裂，如 EnsEnpEndE4s （与光谱试验事实相符合）Pauling根据光谱试验结果提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图根据光谱试验结果提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图3.Pauling近似能级图近似能级图徐光宪教授提出了徐光宪教授提出了n+0.7l规则，得到了同样的能级图规则，得到了同样的能级图 如如3d:3+20.74.4 4s:4+00.74 8.3.2 核外电子排布核外电子排布（核外电子分布三原则）（核外电子分布三原则）(1)能能量量最最低低原原理理 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不相容原理不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋 相反的电子(3)Hund 规规则则 在相同n、l 值轨道上，电子将尽可能分布m值不同的轨道，且自旋相同7号元素N:1s2s2p1Hund特例特例 当轨道处于全满、半满、全空时，原子较稳定可以得到所有原子的电子排布只有在能量相差不大的轨道上发生只有在能量相差不大的轨道上发生：如3d、4s，n+0.7l相差0.4，可以发生；而2s核2p相差0.7就不能发生 写原子的电子结构排布时，常常只写价电子排布式价电子排布式，因为一般都是这种电子参与反应，如：K：4s1，Sc：3d14s2，Cu：3d104s1原原子子实实原原子子实实例：写出例：写出Cr的各价层电子对应的四个量子数。的各价层电子对应的四个量子数。n l m ms 3 2 -2 1/2 3 2 -1 1/2 3 2 0 1/2 3 2 1 1/2 3 2 2 1/2 4 0 0 1/2 3d54s1Cr:Ar3d54s1或或-1/2-1/2-1/2-1/2-1/2-1/2 原子失去电子后变为离子，原子轨道失去电子的顺原子失去电子后变为离子，原子轨道失去电子的顺序为序为：np，ns，(n-1)d，(n-2)f如:29 Cu Cu+Cu2+1s22s22p63s23p63d104s1Ar3d104s0Ar3d9 47 Ag Ag+Kr4d105s1 Kr4d105s0 33 As As3+As5+稳定 Ar3d104s24p3Ar3d104s2 Ar3d104s0 25 Mn Mn2+Mn4+Mn6+Mn7+稳定 Ar3d54s2 Ar3d5 Ar3d3 Ar3d1 Ar 3d04s0 最高氧化数最高氧化数=可以失去的电子数可以失去的电子数 形成本周期惰性气体原子的电子结构、半充满、全充满形成本周期惰性气体原子的电子结构、半充满、全充满 特例：特例：Cu 因为因为3d104s1能量比较接近能量比较接近因为因为Cu3d104s1能量比较接近能量比较接近而而Ag4d105s1能量差较大能量差较大8.4.1 8.4.1 原子的电子层结构和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系8.4.2 8.4.2 元素性质的周期性元素性质的周期性8.4 元素周期律元素周期律8.4.1 原子的电子层结构和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系 随着核电荷数的增加，原子最外层电子排布呈现周期性的变化，最外层电子构型重复着从ns1到ns2np6的变化。这就是元素周期律产生的基础一、周期和族一、周期和族 横排横排周期周期纵排纵排族族主族：8个 AA 0族 族数族数=最外层电子数最外层电子数副族：8个 BB 族 B、B族数族数=最外层最外层s电子数电子数 其它族数其它族数=最外层电子数最外层电子数+次外层次外层d电子数电子数周期数=电子层数n相同的元素(外层电子结构相同的元素)特短周期特短周期短周期短周期特长周期特长周期长周期长周期未完周期未完周期长周期长周期短周期短周期副族副族主主族：族：8个个 AA 0族族 族数族数=最外层电子数最外层电子数8个个 BB 族族 IB、IIB的族数的族数=最外层电子数最外层电子数IIIB VIIB的族数的族数=(n 1)d+ns 电子电子数数VIII族：族：(n 1)d+ns 电子数电子数=8 10镧铈镨钕钷钐铕钆铽镝钬铒铥镱s区ns12d区(n1)d19ns12Pd例外：例外：4d10ds区(n-1)d10ns12p区ns2np16f区 (n2)f114(n1)d01ns2二、元素的分区及各区原子结构二、元素的分区及各区原子结构 原子的电子层结构与元素的周期性具有密切的关系，知道了元素的电子结构，就可以知道其在周期表中的位置；知道了元素在周期表中的位置，同样可以知道其电子结构 原子的电子排布具有周期性的变化，其性质也具有周期性的变化 同族元素具有相同的外层电子结构，具有非常相似的化学性质8.4.2元素性质的周期性元素性质的周期性1 原子半径原子半径(1)金属半径 (2)共价半径 (3)van der Waals 半径 主主族族元元素素副族元素副族元素：从左到右 r 缓慢减小；从上到下 r略有增大 镧系收缩：镧系收缩：镧系元素从左到右原子半径逐渐减小 2 电离能电离能E(g)=E+(g)+e-I 1E+(g)=E 2+(g)+e-I 2（1）主族元素）主族元素同周期 从左到右 I1增大 同族 从上到下 I1减小（2）副族元素）副族元素 I 1变化不大变化不大 总趋势：从左到右 I1 略有增加，这是因为最后的电子填入的是内层，屏蔽效应增大，抵消了核的作用。（3）特例）特例 半充满、全充满、全空结构稳定，所以失电子后电子结构为这三种情况的，电离能小。B、O、Al、S基态气体原子失去一个电子形成气态正离子所吸收的能量Be(g)eBe+(g)I1=900kJ.mol1Be+(g)eBe2+(g)I21757kJ.mol1Be2+(g)eBe3+(g)I3=14849kJ.mol1Be3+(g)eBe4+(g)I4=21007kJ.mol1电离能变化3 电子亲和能电子亲和能 X(g)+e-=X-(g)X-(g)+e-=X 2-(g)如：O(g)+e-=O-(g)A1=-141 kJ.mol-1 O-(g)+e-=O2-(g)A2=780 kJ.mol-1(1)同一周期从左到右总的趋势逐渐减小，即从左到右得电子能力增强。A族例外族例外，原因P轨道半充满(2)同一主族从上到下总的趋势逐渐增大，得电子能力降低 例外例外：同一主族元素中，电子亲合能最大的是第三周期元素。原因：第二周期元素原子半径很小，电子间斥力大的电子相对困难，第三周期原子半径较大，电子间斥力小，得电子相对容易基态气体原子得到一个电子形成气态负离子所放出的能量得到的能量为：得到的能量为：“+”释放的能量为：释放的能量为：“-”电子亲和能变化电子亲和能变化4 电负性电负性 分子内原子吸引电子的能力，越大越强分子内原子吸引电子的能力，越大越强(1)Mulliken电负性标度电负性标度(2)Pauling电负性标度电负性标度(以热化学为基础)：根据化学键离解能数据计算得到，提出电负性与键的理解能关系为：D(A-B)=D(A-A)D(B-B)1/2+96.5(B-A)2规定：F的电负性的电负性=3.98，可以算出其它元素的电负 性，目前用的最多数据不全，且不太准确，所以该法应用受到限制结论：同一周期：从左到右逐渐增加。半径减小，电负性增大，得电子能力增强 同一族：从上到下，大趋势递减。但过渡元素有例外，原因：同族6周期常大于5周期的电负性变化电负性变化最大的是F，最小的是Cs电负性的用途：电负性的用途：(1)说明周期表中元素性质的递变规律 左右：非金属性增强，金属性减弱 上下：金属性增强，非金属性减弱 (2)判断某元素金属性和非金属性 一般：2.0 非金属元素，非金属性强非金属元素，非金属性强 1.7 离子键离子键 如：NaCl(2.23)1.7 极性共价键极性共价键 如：HCl(0.96)=0 非极性共价键非极性共价键 如：O2，H2卤化氢：HF极性最强，HI极性最弱6 元素的金属性和非金属性元素的金属性和非金属性非金属：非金属：22种金金 属：属：其余元素半导体：半导体：7种（其中3个金属元素，4个非金属元素）同一周期：同一周期：左右：非金属性增强，金属性减弱同一族：同一族：上下：金属性增强，非金属性减弱 元素周期律表明了元素性质的递变规律，对于掌握和记忆元素的性质有很大的帮助。更是研究物质性质不可缺少工具，很多元素的发现都是在周期律的指导下得到的氧化值氧化物的酸碱性本章作业本章作业本章作业 P263-265习题：习题：1(3)(4)(5),3,4,5,9按顺序背出下列数据：122 334 345 456 4567 567预习第4章 化学键与分子结构(对应教材第10章和第11章前半部分)