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1、第五章 原子结构与元素周期律,第一节 原子核外电子的运动状态,第二节 原子中电子的排布,第三节 原子核外电子排布与元素 周期律第四节 元素性质的周期性,第一节 原子核外电子的运动状态,1.早期原子结构模型的建立2.电子的波粒二象性3.波函数与原子轨道4.概率密度与电子云 5.四个量子数6.多电子原子轨道能级,1.早期原子轨道模型的建立,1)公元前约四百年,古希腊Democritus提出万物由”原子”产生.”Atum”不可分割,主要是臆测.2)十八世纪末,随着质量守恒定律,定组成定律,倍比定律等相应确定,Dolton提出了原子论.3)十九世纪,由于法国盖吕萨克对气体研究,原子论不能解释;意大利的
2、阿佛加德罗提出分子概念,从而建立了分子原子论.,4)十九世纪末二十世纪初,随着电子的发现,质子的发现,提出了带核原子模型.原子由原子核和核外电子组成 核位于中心,电子带一个负电原子核=中子+质子整个原子呈电中性 但是,没有说明电子在核外做何种运动.,Bohr原子光谱,原子在强电场,高温时发光,经三棱镜,得到分散光线.如氢原子光谱:,Bohr理论(1)核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量;(2)通常保持能量最低-基态(3)获能量激发-激发态(4)从激发态回到基态释放光能,E:轨道的能量：光的频率 h:Planck常数,成功在于:相同原子发相同的光谱,不同原子发不同的光谱,能很
3、好解释氢原子的光谱,但不能解释多电子的原子和氢光谱的精细结构.没有完全摆脱经典力学的束缚.,2 电子的波粒二象性,1924年：de Broglie Louis(德布罗意、法)认为：质量为 m,运动速度为v 的粒子,相应的波长为：,1927年，Davissson（戴维森）和Germer（杰尔曼）应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。,Heisenberg 的测不准原理像光子、电子、质子、中子等微观粒子具有波粒二象性，很难用经典力学来描述。xph,3 波函数与原子轨道,1 Schrdinger方程,波函数是量子力学描述核外电子运动状态的数学函数式，其解的形式包含三个常量n,l,m.n主
4、量子数，l角量子数，m磁量子数，取值为整数。例如：n=1,l=0,m=0时的波函数为 100（x,y,z).借用经典力学轨道的概念，波函数就称为原子轨道函数，简称原子轨道。,直角坐标(x,y,z)与球坐标 的转换,经过这样的转化，波函数就可以用径向分布函数和角度分布函数来表示。,3 3d态:n=3,l=2,m=0,n=3,l=2,m=0,n=3,l=2,n=3,l=2,n=3,l=2,n=3,l=2,3 波函数的物理意义,：描述原子核外电子运动的方式,2:原子核外发现电子的几率密度,2 四个量子数,(1)主量子数 n n=1,2,3,(2)角量子数,(3)磁量子数 m,(4)自旋量子数 ms,
5、主量子数n（层）与电子能量有关，表示电子离核的平均距离，n越大表示离核越远。取值从1开始。不同的n值，对应于不同的电子壳层：.K L M N O.,角量子数(亚层)1 与角动量有关，对于多电子原子，l 也与n有关，取值从0到n-1。2 l 的取值 0，1，2，3n-1 s,p,d,f.球 哑铃 花瓣 花瓣 形 形 形 形 3 表示同一层内，电子的能量的差别,磁量子数m1 与角动量的取向有关，取值不同表示不同的空间伸展方向；一个值代表一个方向。2 m可取 0，1,2l（2l+1）等价轨道（简并轨道）4 如：n=3 l=2时m=0，1,2,表示第三电子层 上p亚层有5个空间伸展方向不同的d轨道.,
6、量子数,电子层,电子亚层之间的关系,每个电子层最多 容纳的电子数 主量子数 n 1 2 3 4 电子层 K L M N 角量子数 l 0 1 2 3 电子亚层 s p d f 每个亚层中 轨道数目 1 3 5 7 每个亚层最多 容纳电子数 2 6 10 14,1 3 5 7,2 6 10 14,2 8 18,小结: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,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:与氢原子不同,能量不仅与n有关,也与l有关;在外加场的作用下,还 与m有关,5 多电
7、子原子轨道能级,1 Pauling近似能级图,说明,1.这是多原子的核外电子排布式的依据。2.n相同l不同：E(ns)E(np)E(nd)E(nf)3.l相同n不同：E(1s)E(2s)E(3s)4.原子轨道的能级交错现象，由于屏蔽效应和钻穿效应两因素来说明。,屏蔽效应,多电子原子受到原子核和其他电子的相互作用，使核电荷对外层电子的引力减弱。称为屏蔽效应。Slater提出经验规则：Z*=Z（Z*有效核电荷）1）外层电子对内层 无屏蔽作用，=0。2）同组中每一个其他电子对被屏蔽电子的=0.35，（1s，=0.3）,3)(n-1)电子层中每个电子对n层被屏蔽的s、p电子的=0.85；（n-2）层以
8、及更内层的电子对n层的为1.00 4)如被屏蔽电子为（nd)或（nf）组中电子，同组中其他电子对被屏蔽的 为0.35,内组电子对被屏蔽电子的为1.00例;钾原子的电子层结构1s22s22p63s23p64s1 而不是1s22s22p63s23p63d1,即4s能级低于3d，试从有效核电荷说明之。,解：假定填入的1个电子是在4s;Z*=Z=19-(0.85x8+1.00 x10)=2.20 假如填入的1个电子是在3d;Z*=Z=19-1.00 x18=1.00结果：核对4s电子有效核电荷大于3d,即4s 能级低于3d，所以钾原子的最后1个电子应填充在4s轨道上。,钻穿效应,外层电子在某种程度上渗
9、透入内部空间，出现在原子核附近，避开其余电子的屏蔽。当n一定，l愈小的原子轨道的电子，穿过内层到核附近的几率就大，避开其余电子的屏蔽也较好，而感受有效核电荷也较多。因而轨道能量也较低。即：4s 3d 4p.,第二节 核外电子排布,(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)Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋式相反的电子。,(3)Hund 规则 在n和 m相同的轨道上,分布电子,将尽可能得分布m值不同的轨道,且自旋相同。,N:,Hund特例 当轨道处于全满,半满.全空时,原子较稳定,26号Fe:1s2 2s2 2p6 3s2 3
10、p6 3d6 4s2,第三节 原子核外电子排布与元素周期律,1.元素周期表是按原子结构排列的。2.原子序数=原子核电荷数=核外电子数3.周期数=电子层数=能级组数4.元素性质周期性是由于原子随着原子序数的增大，周期地重复着近似的电子层结构的缘故。5.主族元素所填的电子是在最外层的s轨道和p轨道；若是在此外层即d轨道则是过度元素（副族元素）；若是在外数第三层的f轨道上，则称为内过渡元素。,6.元素周期表分为s、p、d、f四区。7.同族元素中，电子层结构相似，所以性 质相似。8.元素的性质，决定于它的结构，通过原子结构才能从本质上了解元素的性质。元素的性质主要有原子得失电子难易以及能够使用多少电子
11、去成键两方面。,第四节 元素性质的周期性,1 原子半径,(1)共价半径(2)金属半径,(3)van der Waals 半径,主族元素：从左到右 r 减小,从上到下 r 增大过渡元素：从左到右 r 缓慢减小 从上到下 r略有增大 镧系收缩,主族元素,元素的原子半径变化,2 电离能,E(g)=E+(g)+e-I 1,E+(g)=E 2+(g)+e-I 2,（1）主族元素,同周期 从左到右 I1增大,同族 从上到下 I1减小,（2）过渡元素,I 1变化不大 总趋势：从左到右 I1 略有增加,电离能变化,3 电子亲和能,X(g)+e-=X-(g),X-(g)+e-=X 2-(g),O-(g)+e-=O2-(g)A2=-780 kJ.mol-1,电子亲和能变化,电负性变化,有了坚定的意志，就等于给双脚添了一对翅膀。一个人的价值在于他的才华，而不在他的衣饰。生活就像海洋，只有意志坚强的人，才能到达彼岸。读一切好的书，就是和许多高尚的人说话。最聪明的人是最不愿浪费时间的人。,
