大学化学原子结构和元素周期律课件.ppt

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1、第2章 原子结构和元素周期律,第2章 原子结构和元素周期律,学习基本要求,掌握：微观粒子运动的特性；氢原子的核外电子运动状态，波函数、原子轨道、电子云的概念及角度分布图、四个量子数的合理组合及物理意义；多电子原子的原子轨道能级图和能级组，核外电子分布原则及其分布。了解：各周期元素原子结构和元素性质周期律，元素的分区，原子半径、电离能、电子亲和能、电负性、氧化数与原子结构的关系。,2,学习基本要求掌握：2,2.1 氢原子光谱和微观粒子的运动特性, 2.2 氢原子核外电子运动状态的量子力学描述, 2.3 多电子原子核外电子的运动状态, 2.4 元素的性质与原子结构的关系,3,2.1 氢原子光谱和微

2、观粒子的运动特性 2.2,为什么要研究氢原子的光谱？这是因为氢原子光谱反映了氢原子的外层电子排布和运动状态；原子的组成原子核和核外电子原子结构,2.1 氢原子光谱和微观粒子的运动特性,4,为什么要研究氢原子的光谱？ 2.1 氢原子光谱和微观粒,5,连续光谱(自然光),c = ,电磁波连续光谱,连续光谱(实验室),2.1.1 氢原子光谱和波尔理论,5,5连续光谱(自然光)c = 电磁波连续光谱连续光谱(实验,6,1. 氢原子光谱,氢原子光谱（原子发射光谱）：真空管中含少量H2(g)，高压放电，发出紫外光和可见光 三棱镜 不连续的线状光谱,Balmer 系,红,青,蓝,紫,6,61. 氢原子光谱氢

3、原子光谱（原子发射光谱）：真空管中含少,7,Oxygen,Calcium,Carbon,Helium,Hydrogen,Iron,Krypton,Magnesium,Neon,Nitrogen,Sulfur,Sodium,Xenon,所有元素都具有特征发射光谱！,规律？,7,7OxygenCalciumCarbonHeliumHydr,巴尔麦( J. Balmer)经验公式(1885) : 谱线波长的倒数, 波数(cm-1). n:大于2的正整数(量子数). 当n = 3, 4 , 5, 6 分别对应氢光谱中 H、H、H、H 、 Balmer系,瑞典物理学家Balmer (1825-1898)

4、,原子光谱中，各谱线的波长或频率有一定的规律性。,8,巴尔麦( J. Balmer)经验公式(1885)瑞典物理学,n1 = 1, 2 n2： n2 n1的正整数 ： 谱线的频率(s-1)RH：里得堡(Rydberg) 常数1.097 107 m-1,里得堡(Rydberg) -瑞典 1913,Rydberg (1854-1919)瑞典物理学家,9,n1 = 1, 2 里得堡(Rydberg) -,n1=1,n1=2,n1=3,10,n1=1n1=2n1=310,氢原子光谱特征:线状的,不连续的有规律的,理论上如何解释？,11,氢原子光谱特征:理论上如何解释？11,矛盾十九世纪末，科学家们试图

5、用经典的电磁理论解释氢光谱的产生和规律性时，发现用经典电磁理论和卢瑟福的有关原子结构的行星模型理论来解释与其实验结果发生了尖锐的矛盾。按其推论氢光谱等原子光谱应是连续光谱，但实际情况是氢光谱等原子光谱不是连续光谱，而是线状光谱。这些矛盾用经典理论是不能解释的。,12,矛盾12, 1900 年，德国科学家 Planck 提出了著名的量子论。Planck 认为在微观领域能量是不连续的，物质吸收或放出的能量总是一个最小的能量单位的整倍数。这个最小的能量单位称为能量子。 1905 年Einstein 在解释光电效应时，提出了光子论。Einstein 认为能量以光的形式传播时，其最小单位称为光量子，也叫

6、光子。,13, 1900 年，德国科学家 Planck 提出了著名的量子,E = h,式中 E 为光子的能量， 为光子的频率，h 为 Planck 常数，其值为 6.62610-34 Js。 物质以光的形式吸收或放出的能量只能是光量子能量的整数倍。,光子能量的大小与光的频率成正比。,14,E = h 式中 E 为光子的能量， 为光,2 玻尔（Bohr）理论Bohr理论的三点假设：(1)核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动，在同一个轨道中运动时，电子能量固定。这些轨道称为稳定轨道，它具有固定的能量。沿此轨道运动的电子，称为处在定态的电子，它既不吸收也不发射能量。,Bohr量子化条件,15,

7、2 玻尔（Bohr）理论轨道角动量 L = nh2B,（2）电子在不同轨道上运动时具有不同的能量，即具有许多定态。 通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低，原子处于基态； 原子得能量后，电子被激发到高能轨道上，原子处于激发态。把这些具有不连续能量的定态称为能级。轨道离核越远，能量越大。,16,（2）电子在不同轨道上运动时具有不同的能量，即具有许多定态。,（3）处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上。从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差：,各能级的能量为：,17,（3）处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上。-, 计算氢原子的电离能,玻尔理论的成功之处

8、, 解释了 H 及 He+、Li2+、B3+ 的原子光谱, 说明了原子的稳定性, 对其他发光现象（如光的形成）也能解释, 不能解释氢原子光谱的精细结构,玻尔理论的不足之处,不能解释多电子原子、分子或固体的光谱,18, 计算氢原子的电离能玻尔理论的成功之处 解释了 H 及,2.1.2 微观粒子运动的特性,量子化性 由于原子中电子的能量是不连续的变化，故是量子化的，所以量子化性是原子中电子及一切微观粒子运动状态的特性之一。,19,2.1.2 微观粒子运动的特性量子化性19,2 核外电子运动的波粒二象性,1924 年，法国年轻的物理学家 L. de Broglie ( 1892 1987 )指出，对

9、于光的本质的研究，人们长期以来注重其波动性而忽略其粒子性；与其相反，对于实物粒子的研究中，人们过分重视其粒子性而忽略了其波动性。,L. de Broglie 从 Einstein 的质能联系公式 E = m c 2 和光子的能量公式 E = h 的联立出发，进行推理：,用 P 表示动量，则 P = mc ，故有公式,20,2 核外电子运动的波粒二象性 1924 年，法国年,电子衍射实验 证实了德布罗意的假设-微观粒子具有波粒二象性。,衍射环波动性！,21,电子衍射实验衍射环波动性！21,（1） 测不准原理(Werner Heisenberg, 1926) 对于具有量子化和波粒二象性运动的微观粒

10、子不可能同时准确测定它的空间位置和动量（或速度）。,x 粒子的位置不确定量 p 粒子的运动速度不确定量,Werner Heisenberg (1901-1976),3.统计性,位置测定越准确，其相应动量的准确度就越小，位置和动量不能同时被精确测定。,22,（1） 测不准原理(Werner Heisenberg,3.统计性,(2)微观粒子运动的统计规律,统计规律认为：在空间某一波的强度（波的振幅的绝对值的平方）和粒子出现的概率密度（单位体积的概率）成正比； 衍射强度大的地方，粒子出现的机会（概率）也多（概率大），而强度小的地方，粒子出现的机会也小（概率小）；衍射强度即表示波的强度的大小，即电子出

11、现概率的大小。也就是说，在空间区域内任意一点波的强度与粒子出现的概率成正比。所以电子运动虽然没有确定的轨道，但是它在空间运动也是遵循一定规律的，即在空间出现的概率可由波的强度表现出来，因此电子及其微观粒子波（物质波）又叫概率波。由此可见，电子的波动性确实和微观粒子行为的统计性联系在一起，反映了微观粒子在空间区域出现概率的大小。所以统计性是一切微观粒子运动的又一特征。,23,3.统计性(2)微观粒子运动的统计规律统计规律认为：23,以上介绍的微观粒子的三个特征（量子化性，波粒二象性，统计性）说明，研究微观粒子，不能用经典的牛顿力学理论，即不能用动量和坐标来描述核外电子的运动状态，而只能用统计的方

12、法统计核外电子在一定位置或一定空间体积出现的概率是多少。量子力学研究微观粒子运动统计规律,24,以上介绍的微观粒子的三个特征（量子化性，波粒二象性，,小结,氢原子光谱特征:线状的,不连续的有规律的微观粒子运动的特性量子化性；微观粒子的波粒二象性统计性,25,小结氢原子光谱特征:25,2.1 氢原子光谱和微观粒子的运动特性 2.2 氢原子核外电子运动状态的量子力学描述 2.3 多电子原子核外电子的运动状态 2.4 元素的性质与原子结构的关系,26,2.1 氢原子光谱和微观粒子的运动特性26, 2.2 氢原子核外电子运动状态的量子力学描述,2.2.1 波函数经典力学中，波的运动状态一般是通过波函数

13、来描述的。例如，驻波的波函数(x)=Asin2(x/) 波函数是波的振幅(x)与传播位置x的函数量子力学的基本假定：任何微观系统的运动状态都可以用波的数学表达式波函数来描述。,27, 2.2 氢原子核外电子运动状态的量子力学描述2.2.1,2.2.2 微观粒子的运动方程薛定谔方程,知道微观系统状态可由波函数来描述，那么具体系统的波函数的具体形式如何求得呢？在经典波的研究中，了解波动状态变化的根本规律是靠一些波动方程来概括，并通过给定的物理条件，由解波动方程便可得到波函数从而了解波的性质。微观粒子是否存在波动方程？用它来概括微观粒子运动的普遍规律，再通过解这个方程得到我们关心的波函数的具体形式

14、，从而了解微观系统的性质？,28,2.2.2 微观粒子的运动方程薛定谔方程知道微观系统状态,1. 微观粒子的运动方程Schrdinger方程,1926年，奥地利物理学家Schrdinger根据微观粒子波粒二象性的概念，联系驻波的波动方程，并运用德布罗意关系式，提出了描述微观粒子运动规律的波动方程式-薛定谔方程。 对于描述氢原子和类氢原子稳定状态（能量有确定的状态）的电子运动的薛定谔方程是一个二阶偏微分方程：,(x, y, z)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 ）V电子的势能 m 微粒质量 h 普朗克常数 x, y, z 电子的空间坐标 (x,

15、y,z) 波函数,29,1. 微观粒子的运动方程Schrdinger方程,2. 波函数的物理意义表示在原子核外空间一个质量为m，离核的距离为r的电子在核电场势能作用下的运动状态。求解薛定谔方程可以得到波函数 (x, y, z)的一系列具体形式，它是空间坐标x，y，z的函数，而不是一个确定的值。 注意：波函数没有非常直观的物理图像，其平方的值 ，代表电子在核外空间某点电子出现的概率密度。,30,2. 波函数的物理意义30,3. 量子数,将三维直角坐标系的薛定谔方程换算成球极坐标 系的形式：,只和变量r有关系，即它是只和电子与核的距离r有关系的函数，称为径向波函数。,是与角度，有关的函数，称为角度

16、波函数。,31,3. 量子数将三维直角坐标系的薛定谔方程换算成球极坐标,求解薛定谔方程的过程中，为了得到合理的解，引进了3个参数，称为量子数。分别是n，l，m，它们的合理组合代表一个波函数。n: 主量子数 n=1, 2, 3, 4, (最大值为7)l： 角量子数 l=0, 1, 2, 3, (n-1)m: 磁量子数 m=0, 1, 2, 3, l量子数的合理取值：l的取值受n的制约，n l+1，即l只能取比n小1的任何正整数；m的取值受l的制约，m只能取l或者0.,32,求解薛定谔方程的过程中，为了得到合理的解，引进了3个参数，称,练习：判断下列量子数的组合能否代表一个波函数。,33,练习：判

17、断下列量子数的组合能否代表一个波函数。nlmY/N1,4. 原子轨道及其符号的规定,原子轨道的定义量子力学中，把原子中n, l, m都有确定值的单电子波函数称为原子轨道（电子的一种空间运动状态）。原子轨道的符号由n, l, m三个量子数组成；n：由n的取值1, 2, 3, 数字表示；l：按照光谱学上的规定，l=0, 1, 2, 3分别用符号s, p, d, f表示；用x, y, z代表不同l和m的组成，决定了角度分布；m写在l的右下角；m的符号用角度波函数的最大绝对值在x，y，z直角坐标轴的位置标示。,2px,3dxz,34,4. 原子轨道及其符号的规定原子轨道的定义2px3dxz34,表2.

18、1 n, l, m的组合关系、轨道名称和轨道数,一定n值的总轨道数为n2；一定l值的轨道数为2l+1,35,表2.1 n, l, m的组合关系、轨道名称和轨道数一定n值,练习：写出下列量子数组合所代表的轨道名称。,n=n，l=0，m=0 1s,2s,3s等；n=2，l=1，m=0 2pz；n=2，l=1，m=1 2px或2py；n=3，l=2，m=0 3dz2n=3，l=2，m=1 3dxz或3dyzn=3，l=2，m=2 3dx2-y2或3dxy,36,练习：写出下列量子数组合所代表的轨道名称。n=n，l=0，m,5. 氢原子中电子的能量,m为电子质量; e，元电荷量; K，静电常数; Z，

19、核电荷数; h，普朗克常数; n，主量子数不同状态的氢原子的能量和主量子数n的平方成正比，因此，主量子数在确定电子运动的能量中起到头等重要的作用;n由小到大，电子的能量由低到高，电子的能量是量子化的。,37,5. 氢原子中电子的能量 m为电子质量; e，,2.2.3 概率密度和电子云,核外电子运动状态-统计的方法-出现机会-概率概率密度 = 概率/体积,1. 概率密度,因为在空间某点波的强度与波函数的绝对值的平方|2 成正比，因此常用|2 表示核外电子在空间出现的概率密度。 |2 值大，单位体积内电子出现的概率大 |2 值小，单位体积内电子出现的概率小,38,2.2.3 概率密度和电子云核外电

20、子运动状态-统,2. 电子云,为了形象地表示电子在核外空间出现的概率分布情况，可以用小黑点的疏密来表示电子在核外空间各处的概率密度|2 。这些在原子核外分布的小黑点，好似一团带负电的云，把原子核包围起来，如同天空中的云雾笼罩在原子核外一样，所以形象地称它为电子云。通常把|2 在核外空间分布的图形叫电子云。,39,2. 电子云 为了形象地表示,2.2.4 波函数和电子云的图像,波函数的角度部分 ，随角度，变化的图形称为原子轨道的角度分布图。,1. 原子轨道的角度分布,s轨道：球面p轨道：两个相切的球面，一半为正，一半为负。（pxyz根据最大值出现的轴命名）,这种图形对原子间成键形成分子的过程很有

21、用。,40,2.2.4 波函数和电子云的图像波函数的角度部分,原子轨道角度分布图上从原点到曲面上截距的大小，表示不同方向上角度波函数Y值的相对大小。 它只与l，m有关，而与n无关，因此只要l，m相同的原子轨道，它们的角度分布图相同。,d轨道：有五种分布，除dz2轨道外，都是四瓣花形。有正负。,41,原子轨道角度分布图上从原点到曲面上截距的大小,2.电子云的角度分布,电子云角度部分 随角度变化的图形，叫电子云角度分布图。,42,2.电子云的角度分布sypzpxp 电子云角度,电子云的角度分布图表示不同方向上，从坐标原点到曲面截距的大小代表电子云角度分布 的相对大小，也即表示电子在空间不同方向上出

22、现的概率密度|2的相对大小。,43,电子云的角度分布图表示不同方向上，从坐标原点到曲面截距的大小,相同点： 电子云角度分布图形和原子轨道角度分布图形形状相似，它们的极大值在同一方向；区别：（1）原子轨道角度分布图有正负之分，而电子云的角度分布图因角度函数经平方后无正负之分；（2）电子云的角度分布图比原子轨道角度分布图“瘦”，因角度函数|Y| 1，所以 |Y|2 值比 |Y|值更小。,44,相同点：44,3. 电子云的径向分布图,电子云角度分布图只能表示电子在空间不同角度出现的概率密度的大小，而不能表示电子在离核多远的区域出现概率密度的大小。电子云的径向分布图表示电子出现的概率和离核远近关系图。

23、以径向波函数D(r)=r2R2(r)为纵坐标，以离核的半径r为横坐标的图形叫电子云径向分布图；,45,3. 电子云的径向分布图电子云角度分布图只能表示电子在空间不,径向波函数的物理意义：D(r)表示在半径为r的球面附近，单位厚度球壳内电子出现的概率。,46,径向波函数的物理意义：D(r)表示在半径为r的球面附近，单位,2.2.5 四个量子数的物理意义,1. 主量子数 n2. 角量子数 l 3. 磁量子数 m4. 自旋量子数 ms,量子数的合理取值：l n-1；m=l，0,47,2.2.5 四个量子数的物理意义1. 主量子数 n量,1. 主量子数n决定电子定态的能量；不同的n值，对应于不同的电子

24、层n的取值： 相应的符号：K L M N O n越大，电子离核的平均距离越远，能量越高。通常，将n相同的各原子轨道归并为同一电子层。,48,1. 主量子数n48,2. 角量子数l与角动量有关，对于多电子原子， l 也 与E有关 l 的取值 : 0，1，2，3 相应的符号： s, p, d, f l 决定了的角度函数的形状,49,2. 角量子数l49,s 轨道(l = 0, m = 0 ) : m 一种取值, 空间一种取向, 一条 s 轨道, 轨道(l = 1, m = +1, 0, -1) m 三种取值, 三种取向, 三条等价(简并) p 轨道,50,s 轨道(l = 0, m = 0 ) :

25、 p 轨道(l,3. 磁量子数m与角动量的取向有关，取向是量子化的 m的取值： 0，1, 2,l m决定了角度函数的空间取向,51,3. 磁量子数m51,d 轨道(l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2) : m 五种取值, 空间五种取向, 五条等价(简并) d 轨道,52,d 轨道(l = 2, m = +2, +1, 0, -,m=0 pz或dz2 如2pz ，3pz和3dz2 波函数最大绝对值在z轴上；m=1 px, py或dxz, dyz 如2px, 2py, 3px, 3py和3dxz, 3dyz px波函数最大绝对值在x轴上； py波函数最大绝对值在y轴上； dx

26、z,波函数最大绝对值在xz平面上； dyz波函数最大绝对值在yz平面上；m=2 dxy或dx2-y2 如3dx2-y2 , 3dxy dxy波函数最大绝对值在xy平面上； dx2-y2 波函数最大绝对值在x轴和y轴上；,53,m=0 pz或dz2,4 自旋量子数 ms,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 ms 取值+1/2和-1/2，分别用和表示,54,4 自旋量子数 ms 描述电子绕自轴旋转的状态54,角量子数 0 1 2 3原子轨道 s p d f例如: n =2, l =0, m =0, 2s n =3, l =1, m =0, 3pz n =3, l =2,

27、 m =0, 3dz2,核外电子运动,轨道运动,自旋运动,与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei),nlm ms,55,角量子数 0 1,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,56,量子数与电子云的关系(1) n: 决定电子云的大小56,练习：写出与轨道量子数 n = 4, l = 2, m = 0 的原子轨道名称。,原子轨道是由 n, l, m 三个量子数决定的。与 l = 2 对应的轨道是 d 轨道。因为 m=0，所以在z2方向 ，因此，该原子轨道的名称为,57,练习：写出与轨道量子数 n = 4, l =

28、2, m =,练习：按照主量子数和角量子数依次增大的顺序，写出原子轨道的名称，并指出原子轨道的形状。,n=1，l=0，m=0 1sn=2，l=0，m=0 2sn=2，l=1，m=0 2pz；n=2，l=1，m=1 2px或2py；n=3，l=0，m=0 3s；n=3，l=1，m=0 3pzn=3，l=1，m=1 3px或3py；n=3，l=2，m=0 3dz2n=3，l=2，m=1 3dxz或3dyzn=3，l=2，m=2 3dx2-y2或3dxyn=4，l=0，m=0 4s；n=4，l=1，m=0 4pz；n=4，l=1，m=1 4px或4py；n=4，l=2，m=0 4dz2n=4，l=2

29、，m=1 4dxz或4dyzn=4，l=2，m=2 4dxy或4dx2-y2,58,练习：按照主量子数和角量子数依次增大的顺序，写出原子轨道的,n=1，l=0，m=0 1sn=2，l=0，m=0 2sn=2，l=1，m=0 2pz；n=2，l=1，m=1 2px或2py；n=3，l=0，m=0 3s；n=3，l=1，m=0 3pzn=3，l=1，m=1 3px或3py；n=3，l=2，m=0 3dz2n=3，l=2，m=1 3dxz或3dyzn=3，l=2，m=2 3dx2-y2或3dxyn=4，l=0，m=0 4s；n=4，l=1，m=0 4pz；n=4，l=1，m=1 4px或4py；n=

30、4，l=2，m=0 4dz2n=4，l=2，m=1 4dxz或4dyzn=4，l=2，m=2 4dxy或4dx2-y2,等价（简并）轨道：n, l相同, m不同！,59,n=1，l=0，m=0 1s等价（简并）轨道：n,2.1 氢原子光谱和微观粒子的运动特性 2.2 氢原子核外电子运动状态的量子力学描述 2.3 多电子原子核外电子的运动状态 2.4 元素的性质与原子结构的关系,60,2.1 氢原子光谱和微观粒子的运动特性60,多电子原子的原子结构，就是将原子中所有的电子分布在核外的原子轨道上；描述多电子原子的运动，关键是解决原子中各个电子的能级。,61,多电子原子的原子结构，就是将原子中所有的

31、电子分布在核外的原子,2.3.1 多电子原子轨道的能级,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，,62,2.3.1 多电子原子轨道的能级轨道62,1 Pauling近似能级图,能级组：将能量相近的能级划分为一组；共分为若干个能级组；能级组内各能级能量差别不大，组与组之间能量差别大；能级组的存在，是周期表中化学元素可划分为各个周期及每个周期应有元素数目的根本原因。,相对能量！,光谱实验结果,63,1 Pauling近似能级图能级组：将能量相近的能级划分,原子轨道能级由低到高的顺序,（1）l相同，n越大，能级越高，1s2s3s4s,1s; 2s

32、, 2p; 3s, 3p; 4s, 3d, 4p; 5s, 4d, 5p; 6s, 4f, 5d, 6p; 7s, 5f, 6d, ,多电子原子轨道的能级与主量子数和角量子数有关,（2）n相同，l越大，能级越高，nsnpndnf,（3）n不同，l不同，有时出现能级交错，4s3d， 5s4d, 6s4f5d,.,64,原子轨道能级由低到高的顺序（1）l相同，n越大，能级越高，1,2.屏蔽效应和有效核电荷,屏蔽效应多电子原子中其余电子抵消核电荷对指定电子的作用叫屏蔽效应。屏蔽常数用于衡量屏蔽效应的强弱的经验常数屏蔽常数大小的影响因素与其余电子的多少以及这些电子和指定电子所处的轨道有关；,65,2.

33、屏蔽效应和有效核电荷屏蔽效应65,屏蔽常数的计算斯莱特规则,1. 将原子中的电子按如下原子轨道分组； (1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)(5d)2. 内层电子对指定电子的屏蔽常数值规定如下：a：位于指定电子右边各组的电子，对指定电子没有屏蔽作用，即=0;b：1s轨道上的2个电子相互间=0.3；其它主量子数相同的各分层电子之间的=0.35；c：被屏蔽电子为ns或np时，则主量子数为(n-1)的各电子对它们的=0.85，(n-2)层轨道及其以内的每一个电子对该电子的=1.00；d：被屏蔽电子为nd或nf时，则位于它左边的各组电子对该电子的=1.

34、00；3. 将原子中其余电子对指定电子的屏蔽常数求和，即得到总的屏蔽常数.,66,屏蔽常数的计算斯莱特规则 1. 将原子中的电子按如下原子,:屏蔽常数，其取值为a. 1s轨道上的两个电子之间： =0.30b. 其它同层电子之间：=0.35c. (n1)层电子对n层电子: =0.85d. (n2)层以内电子对n层电子: =1.00e.位于nd或nf电子左边的各组电子对该电子的=1.00.,67,:屏蔽常数，其取值为67,2.屏蔽效应和有效核电荷,（2）有效核电荷：,核电荷数Z减去指定电子屏蔽常数的和叫作有效核电荷。,68,2.屏蔽效应和有效核电荷（2）有效核电荷：核电荷数Z减去指定,例1 He原

35、子核作用在1s电子上的有效核电荷 是多少？,练习1 N原子核作用在一个2p电子上的有效核电荷 是多少？,解：,解：,69,例1 He原子核作用在1s电子上的有效核电荷练习1 N原子核,2.屏蔽效应和有效核电荷,（3）多电子原子近似能级公式P50,多电子原子中电子的能级不仅取决于主量子数n，而且与有效电荷屏蔽常数有关；一般来讲，在核电荷为Z且主量子数相同的条件下，屏蔽常数的和越大，有效电荷越小，核对该电子的吸引力就越小，因此该层电子的能量就越高。,70,2.屏蔽效应和有效核电荷（3）多电子原子近似能级公式P50多,3 . 钻穿效应,由于角量子数l不同，电子的径向分布不同，电子钻到核附近的概率不同

36、，因而能量不同的现象叫做钻穿效应。外层电子可以钻到内层，而出现在离核较近的地方，从而部分回避了内层电子对它的屏蔽，使它受到的有效核电荷增大，轨道的能级就降低。,71,3 . 钻穿效应由于角量子数l不同，电子的径向分布不同，电子,能级交错虽然4s的最大峰比3d最大峰远得多，但是4s的第一峰钻到比3d峰离核更近的地方，钻穿效应大，从而部分回避了内层电子对它的屏蔽作用，因而E4sE3d,发生了能级交错的现象。,72,能级交错72,4. 原子轨道的能量和原子序数的关系-Cotton原子轨道能级图,不同元素原子中各同名能级的能量并不是固定不变的，它随原子序数的改变而改变。,原子轨道能级图的特点：（1）对

37、Z=1的氢原子来说，主量子数相同而角量子数不同的轨道，不产生能级分裂，全处于同一能量点；(2) Z1，同名原子轨道的能量，随原子序数的增大而减小；(3) n相同l不同，能量下降幅度不同，于是产生能级分裂，l大的轨道下降幅度小，能量高；(4) 不同元素，轨道的能级次序不同，有能级交错现象。EnpEnsE(n-1)dE(n-2)f,73,4. 原子轨道的能量和原子序数的关系-Cotton原,原子核外电子排布是通过原子的电子层、亚层和原子轨道来实现的，并遵循一定的规则。 (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。,2.3.2 多电子原子核外电子的排布,1

38、. 核外电子的排布原则,1s 2s2p 3s 3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p,74,原子核外电子排布是通过原子的电子层、亚层和原子轨道来,(2) Pauli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 规则在n和 l相同的轨道上排布电子,电子尽可能以自旋方向相同的方式分占不同的轨道。,75,(2) Pauli不相容原理75,例：7号元素N, 核外有7个电子: 1s2 2s2 2p3,Hund规则的特例： 当轨道处于全满、半满、全空时,原子较稳定,76,例：7号元素N, 核外有7个电子:Hund规则的特例：76,2. 基态原子的核外

39、电子排布式,定义：基态原子核外电子分布的表达式称为元素的电子排布式，或称为原子的电子结构分布式。含义：表示了原子的电子结构。,77,2. 基态原子的核外电子排布式定义：77,原子电子排布式写法：,1. 写出原子轨道能级顺序 1s 2s2p 3s 3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p2. 按照核外电子排布的三原则，在每个轨道上排布电子；3. 然后按n和l依次增大的顺序，将写出来的式子进行整理，得到原子的电子排布式。,Br：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s24p5,Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2,Ar：1s2 2s2

40、 2p6 3s2 3p6,K：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1,Z= 35,78,原子电子排布式写法：1. 写出原子轨道能级顺序Br：1s2,1. 什么时候需要整理？能级交错的时候2. 处于电子排布式的最右端的什么轨道？P54，表2.3s或p轨道。,79,1. 什么时候需要整理？79,为了避免书写过长，以及化学反应通常涉及外层价电子的得失和参与成键，因此常将内层电子排布式用相同电子数的稀有气体符号加括号表示，而只写价电子的排布式，又称价电子构型。（P56，表2.4）例外：,Z= 35 Br：Ar3d104s24p5,80,为了避免书写过长，以及化学反应通常涉及外层价电子的得失和参

41、与,81,练习,81练习,82,练习,2 2 6 2 6,原子核外电子排布决定了元素的性质，特别是最外层电子排布对元素性质有极大的影响；由于核外电子基本上是按近似能级图进行排布，从而使原子电子层结构出现了周期性的变化规律，构成了元素周期表。元素周期表是元素周期律的体现形式，它能全面地反映元素性质的周期性，所以原子结构周期性变化是周期表的核心。,2.3.3 元素的原子结构和周期系,83,原子核外电子排布决定了元素的性质，特别是最外层电子排布对元素,能级组 元素数目 周期1s 2 一2s2p 8 二3s 3p 8 三4s3d4p 18 四5s4d5p 18 五6s4f5d6p 32 六7s5f6d

42、7p ？ 七,特短周期,不完全周期,特长周期,84,能够填充的电子数288181832？,能级组 元素数目,化学反应外层电子按照元素的原子在哪一亚层上新增加电子，把元素周期表划分为5个区：,2.3.4 原子的电子层结构和元素周期表的分区,85,化学反应外层电子2.3.4 原子的电子层结构和元素周期表,s区,86,s区d区dsp区s区86,2.3.5 原子的电子层结构和周期律,元素的原子序数等于该元素原子的核电荷数或核外电子数；元素的周期数等于该元素原子的电子层数，等于最高能级组数。各周期元素的数目等于相应能级组中所有原子轨道所能容纳的电子总数。同一周期元素原子结构依次递变，元素性质依次递变，各

43、元素的性质出现周期性，就是由于它们的原子随着原子序数的增大，周期性地重复着相似的电子层结构的缘故；主族元素的族号数等于原子最外层电子数；同族元素在化学性质和物理性质上的类似性，决定于原子最外电子层结构的类似性，而同族元素在性质上的递变则决定电子层数的依次增加。,87,2.3.5 原子的电子层结构和周期律元素的原子序数等于该元素,小结：,核外电子的排布原则最低能量原理、Pauli不相容原理、Hund 规则原子核外电子排布式的写法：1.写出原子轨道能级顺序；2. 按照核外电子排布的三原则，在每个轨道上排布电子；3. 然后按n和l依次增大的顺序，将写出来的式子进行整理，得到原子的电子排布式。,88,

44、小结：核外电子的排布原则88,2.1 氢原子光谱和微观粒子的运动特性 2.2 氢原子核外电子运动状态的量子力学描述 2.3 多电子原子核外电子的运动状态 2.4 元素的性质与原子结构的关系,89,2.1 氢原子光谱和微观粒子的运动特性89,原子半径电离能电子亲和能电负性氧化数,90,原子半径90,2.4.1 原子半径（r）,量子力学：电子在核外运动没有固定的轨道，只是电子概率分布不同，它们没有明确的界面；假定：原子呈球体，借助相邻原子的核间距来确定原子半径；原子半径=相邻原子的核间距的一半,91,2.4.1 原子半径（r）量子力学：电子在核外运动没有固定,共价半径同种元素的两个原子以共价单键结

45、合时，其核间距离的一半;金属半径金属单质的晶体中，相邻两原子的核间距离的一半;范德华半径当原子间没有形成化学键而只靠分子间的作用力互相接近时，相邻两原子的核间距离的一半.,原子的存在形式,92,共价半径原子的存在形式92,同周期原子半径的变化趋势,总趋势：随着原子序数的增大,原子半径自左至右减小解 释: 电子层数不变的情况下,有效核电荷的增大导致核对外层电子的引力增大,93,同周期原子半径的变化趋势 总趋势：随着原子序数的增大,原子半,镧系收缩,含义：镧系元素原子半径随原子序数的递增而依次减小的积累叫作镧系收缩。原因：新增加的电子填入由外向内数第三层上，对外层电子的屏蔽效应更大，外层电子所受到

46、的 有效核电荷Z* 增加的影响更小。收缩后果：镧系元素相互间性质相似；同副族的第二和第三副族上下两个元素的原子半径相差很小；使第六周期重元素较同周期的轻元素有较高的电离能。,94,镧系收缩含义：镧系元素原子半径随原子序数的递增而依次减小的积,主族元素：从左到右 r 减小;从上到下 r 增大。,同一族原子半径的变化趋势,95,主族元素：同一族原子半径的变化趋势 95,过渡元素从左到右r 缓慢减小;从上到下r略有增大。 同B族变化不明显，特别是第五和第六周期的B族元素、原子半径非常接近，以致于它们的性质非常相似，在自然界中常常共生在一起，难以分离。,96,过渡元素96,负离子半径 大于原子半径正离

47、子半径 小于原子半径,同一元素原子半径的变化趋势,97,负离子半径同一元素原子半径的变化趋势 97,98,98,原子半径与元素金属性和非金属性之间的关系,原子半径小，核电荷对外层电子的吸引力强，元素的原子就难失去电子而易与电子结合，非金属性就强；原子半径大，核电荷对外层电子的吸引力弱，元素的原子就易失去电子，金属性就强,99,原子半径与元素金属性和非金属性之间的关系原子半径小，核电荷对,2.4.2 元素的电离能,1 元素电离能的定义,基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。,由+1价气态正离子失去电子成为+2价气态正离子所需要的能量称为第二电

48、离能，用 I 2表示。,E (g) E+ (g) + e- I 1,100,2.4.2 元素的电离能1 元素电离能的定义,影响电离能的因素,原子半径、核电荷原子半径越小，有效核电荷越大，原子核对外层电子的吸引力越强，越不易失去电子，电离能越大；电子层结构原子最外层电子数越少，越易失去电子，电离能越小；原子最外层电子数越多，越难失去电子，电离能越大,101,影响电离能的因素原子半径、核电荷101,同族总趋势：自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致,同周期总趋势:自左至右增大,与原子半径减小的趋势一致,电离能变化的规律,102,同族总趋势：自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致同周期总趋,元素电离

49、能与物质性质的关系,第一电离能越大，表示元素的原子越不易失去电子，元素的第一电离能小，表示元素的原子易失去电子，即金属性强。电离能相近的元素，化学性质相似；电离能数据还可说明元素呈现的氧化态。,103,元素电离能与物质性质的关系第一电离能越大，表示元素的原子越不,2.4.3 电子亲和能,定义：指一个气态原子得到一个电子形成负一价气态离子时放出或吸收的能量，叫做该元素的电子亲和能。以符号Eea表示，也有第一、第二、之分。元素第一电子亲和能的正值表示放出能量, 负值表示吸收能量。元素的电子亲和能越大,原子获取电子的能力越强,即非金属性越强。,X(g) + e- = X- (g) Eea1,X- (

50、g) + e- = X 2- (g) Eea2,104,2.4.3 电子亲和能定义：指一个气态原子得到一个电子形成负,2.4.4 电负性,电离能 I ，表示元素的原子失去电子，形成正离子的能力的大小；电子亲合能 E ， 表示元素的原子得到电子，形成负离子的能力的大小。而在许多反应中，并非单纯的电子得失，单纯的形成离子。而是电荷的部分转移，或者说是电子的偏移。因而应该有一个量，综合考虑电离能和电子亲合能，可以表示分子中原子拉电子的能力的大小。用它来正确判断元素在化学反应中的行为。,105,2.4.4 电负性电离能 I ，表示元素的原子失去电子，形,1932年，Pauling 提出了电负性的概念