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1、化学综合,第七课 原子结构与元素周期律,人类对原子结构的认识,“原子”概念的提出朴素的认识论：世界万物由水、空气、土、火等构成古希腊时代：思辩性古代原子论万物由原子构成，原子是物质世界的共同基础，不能再分割。,近代原子论,发现电子,带核原子结构模型,轨道原子结构模型,电子云模型,近代科学原子论（1803年）,一切物质都是由最小的不能再分的粒子原子构成。原子模型：原子是坚实的、不可再分的实心球。,英国化学家道尔顿（J.Dalton,17661844),“化学的新时代是从原子论开始的”恩格斯,原子并不是构成物质的最小微粒 汤姆生发现了电子(1897年),电子是种带负电、有一定质量的微粒，普遍存在于
2、各种原子之中。汤姆生原子模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了电荷，从而形成了中性原子。,英国物理学家汤姆生（J.J.Thomson,18561940）,粒子散射实验（1909年）原子有核,卢瑟福和他的助手做了著名粒子散射实验。根据实验，卢瑟福在1911年提出原子有核模型。卢瑟福原子模型（又称行星原子模型）：原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成。原子核的质量几乎等于原子的全部质量，电子在原子核外空间绕核做高速运动。,英国科学家卢瑟福（E.Rutherford,18711937),玻尔原子模型（1913年）,玻尔借助诞生不久的量子理论改进了卢瑟福
3、的模型。玻尔原子模型（又称分层模型）：当原子只有一个电子时，电子沿特定球形轨道运转；当原子有多个电子时，它们将分布在多个球壳中绕核运动。不同的电子运转轨道是具有一定级差的稳定轨道。,丹麦物理学家玻尔（N.Bohr,18851962),电子云模型（现代物质结构学说）,现代科学家们在实验中发现，电子在原子核周围有的区域出现的次数多，有的区域出现的次数少，就像“云雾”笼罩在原子核周围。因而提出了“电子云模型”。电子云密度大的地方，表明电子在核外单位体积内出现的机会多，反之，出现的机会少。如：氢原子的电子云,电子云与原子轨道,思考:宏观物体与微观物体（电子）的运动有什么区别?,宏观物体的运动特征：,可
4、以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；可以描画它们的运动轨迹。,微观物体的运动特征,电子的质量很小，只有9.1110-31kg核外电子的运动范围很小（相对于宏观物体而言）；电子的运动速度很大；,测不准,电子云与原子轨道,图中 表示原子核，一个小黑点代表电子在这里出现过一次,小黑点的疏密表示电子在核外空间单位体积内出现的概率的大小。,电子云,现代物质结构学说,电子层数 1 2 3 4 5 6 7,电子符号 K L M N O P Q,1、主量子数n（电子层）,描述核外电子运动状态的四个量子数,原子核外的电子可以看作是分层排布的。处于不同层次中的电子，离核的远近也不同。离核愈近的电子层
5、能级愈低，离核愈远的电子层能级愈高。,四个量子数,2、角量子数l：能级(电子亚层)即使在同一电子层中的电子，能量也常有差别，它们电子云的形状也不相同。所以每一个电子层，又可以分作几个电子亚层，l 取值为0,1，n-1，分别用s、p、d、f等符号来表示,第一电子层只有一个亚层，第二电子层有两个，以此类推，第n个电子层最多有n个亚层。,原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱,锂、氦、汞的发射光谱,锂、氦、汞的吸收光谱,利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素,能级与光谱,能级,1、单电子轨道能级：取决于n，与
6、l 无关，如氢原子或类氢原子：E1S E2S=E2P E3S=E3P=E3d2、多电子轨道能级：多电子原子轨道能级由n值与l 值共同决定 规律：l 相同，n，则E。E1s E2S E3S E2P E3P E4P,能级,n相同，l，则E。Ens Enp End Enf,鲍林近似能级图,能级,能级交错,屏蔽效应：内层电子对外层电子的排斥作用，削弱了核对外层电子吸引作用,3、磁量子数m：轨道(电子云的伸展方向)电子云不仅有确定的形状，而且有一定的伸展方向。s电子云是球形对称的，在空间各个方向上伸展的程度相同。p电子云在空间可以有三种互相垂直的伸展方向。d电子云可以有五种伸展方向，f电子云可以有七种伸
7、展方向。如果把在一定电子层上，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的空间称为一个轨道，那么s、p、d、f四个能级就分别有1、3、5、7个轨道,四个量子数,s 轨道,磁量子数与原子轨道,p 轨道,对于角量子数为l 的原子，m的取值有（2l+1）个。（注意l 的取值从0开始！）n、l 相同的轨道被称为等价轨道或简并轨道,d 轨道,f 轨道(l=3,m=+3,+2,+1,0,-1,-2,-3):m 七种取值,空间七种取向,七条等价(简并)f 轨道.,本课程不要求记住 f 轨道具体形状!,电子的自旋,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 取值为+1/2和-1/
8、2，分别用和表示,想象中的电子自旋 每个原子轨道最多容纳一对电子 产生方向相反的磁场 相反自旋的一对电子,磁场相互抵消.,Electron spin visualized,原子中电子的排布,基态原子核外电子的排布遵循以下规律能量最低原理泡利（Pauli）不相容原理洪德（Hund）规则,原子中电子的排布,能量最低原理任何体系都是能量越低越稳定在核外电子排布中，电子总是尽量最先占有能量最低的轨道，只有能量最低的轨道被占满后，电子才能依次占有能量较高的轨道外层电子填充顺序：ns(n-2)f(n-1)dnp失去电子的顺序：npns(n-1)d(n-2)f,原子中电子的排布,泡利不相容原理在同一个原子里
9、，不存在四个量子数完全相同的电子各层最多容纳2n2 个电子最外层不超过8个（K层2个）次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。,原子中电子的排布,洪德规则在同一能级中的各个轨道上，倾向于尽可能分占不同的轨道，而且它们的自旋方向相同。这样的排布，使整个原子的能量最低,练习,下图中能正确表示基态硅原子的是,A B C D,原子中电子的排布,洪德规则特例：对于同一能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，整个原子体系最稳定 p6 d10 f14 全充满p3 d5 f7 半充满p0 d0 f0 全空,原子中电子的排布,写出Cr和Cu的电子排布式：Cr(24)电子填充式为：1s2 2s2 2p6 3
10、s2 3p6 4s2 3d4 考虑洪德规则特例：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 所以其电子排布式为：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1,原子中电子的排布,Cu(29)电子填充式为：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 考虑洪德规则特例：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 所以其电子排布式为：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1,洪德规则的应用：铁为什么有+2、+3价？,原子中电子的排布,说明：为了简化原子的电子结构，通常将内层已达稀有气体的电子层结构，用稀有气体加方括号表示，并称为“原子实”。例：Cr、Cu、Br和Hg的电子排布式为：Cr：Ar 3d5 4s1 Cu：Ar 3d10 4s1 Br：Ar 3d10 4s2 4p5 Hg：Xe 4f14 5d10 6s2,15,第1层,第2层,第3层,K层,L层,M层,2,8,5,原子结构示意图,简略表示,要求：熟练掌握136号元素,
