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1、第1章 原子结构和元素周期律,1.1 人类对原子的认识,1.历史的回顾,Dalton原子学说(1803年)Thomson“西瓜式”模型(1904年)Rutherford核式模型(1911年)Bohr电子分层排布模型(1913年)量子力学模型(1926年),1927年，Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。,2.微观粒子的波粒二象性,3.不确定原理与微观粒子 运动的统计规律,1927年，Heisenberg不确定原理,x微观粒子位置的测量偏差p微观粒子的动量偏差微观粒子的运动不遵循经典力学的规律。,微观粒子的波动性与粒子行为的统计性规律联系在一起，表现为
2、：,微观粒子的波动性是大量微粒运动表现出来的性质，即是具有统计意义的概率波。,1.2 核外电子的运动状态 电子是质量极轻、体积极小、带负电荷的微粒，它在原子这样大小的空间（直径约为10-10m）内做高速运动。它的运动和普通宠观物体不同，它具有自己的特殊规律。,1.2.1 电子云的概念,概率密度 现已经证明电子在核外空间所处的位置及其运动速度不能同时准确地确定，也就是不能描绘出它的运动轨迹。在量子力学中采用统计的方法，即对一个电子多次的行为或许多电子的一次行为进行总的研究，可以统计出电子在核外空间某单位体积中出现机会的多少，这个机会在数学上称为概率密度。,电子云 例如氢原子核外有一个电子，这个电
3、子在核外好像是毫无规则地运动，但是对电子的运动状态统计而言，电子在核外空间的运动是有规律的，在一个球形区域里经常出现，如一团带负电荷的云雾，笼罩在原子核的周围，人们称之为电子云。,1.2.2 四个量子数,1.主量子数（电子层）主量子数表示电子离核的平均距离（电子层），n 越大，电子离核平均距离越远。主量子数n的取值：1、2、3.（正整数）,n 是决定电子能量的主要量子数。n值又代表电子层数，不同的电子层用不同的符号表示：电子层能量高低顺序：KLMNOP,对于氢原子，电子能量唯一决定于n,不同的n值，对应于不同的电子层：,K L M N O,2.角量子数 l(又称副量子数)角量子数l 是用来描述
4、不同亚层的量子数和原子轨道形状。,每个l 值代表一个亚层 第一电子层只有一个亚层，n=1 l=0 第二电子层有两个亚层，n=2 l=0、1 以此类推。亚层用光谱符号 s，p，d，f 等表示。,l 的取值受 n 的制约，可以取从 0 到 n-1 的正整数 n=1 l=0 原子轨道形状 s n=2 l=0、1 原子轨道形状 s、p n=3 l=0、1、2 原子轨道形状 s、p、d n=4 l=0、1、2 原子轨道形状 s、p、d、f n=n l=0、1、2 n-1,角量子数 l 亚层符号,原子轨道的角度分布图：,原子轨道的角度分布图：,3.磁量子数 m 是用来描述原子轨道在空间的伸展方向 磁量子数
5、(m)的取值:l=0 m=0（1个空间伸展方向）l=l m=+l、0、-l（3个空间伸展方向）l=2 m=+2、+l、0、-l、-2（5个空间伸展方向）l=l m 0，1，2，l（2 l+1个）,4.自旋量子数 ms,电子自旋现象的实验装置,自旋量子数:描述电子自旋运动的量子数称为自旋量子数 取值为+1/2 和-1/2，符号用“”和“”表示。由于自旋量子数只有 2 个取值，因此每个原子轨道最多能容纳 2 个电子。,主量子数、角量子数、磁量子数、自旋量子数的关系,p 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.,d 轨道(l=2,m=+2,+1,0,-1,
6、-2)m 五种取值,空间五种取向,五条等价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f 轨道.,小结：,n：决定电子云的大小,l：决定电子云的形状,m：决定电子云的伸展方向,一个原子轨道可由n,l,m 3个量子数确定。,一个电子的运动状态必须用n,l,m,ms 4个量子数描述。,1.Pauling近似能级图,1.2.3 核外电子排布,E1s E2s E3s E4s,Ens Enp End Enf“能级分裂”,E4s E3d E4p“能级交错”。,l 相同的能级的能量随 n 增大而升高。,n 相同的能级的能量随 l 增大而升高。
7、,徐光宪的能级高低的近似原则：n+0.7l 例如：第四能级组 4s 3d 4pn+0.7l 4.0 4.4 4.7 第六能级组 6s 4f 5d 6pn+0.7l 6.0 6.1 6.4 6.7,2.屏蔽效应,为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得,Z=Z*，Z*有效核电荷数,电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。,3.钻穿效应,n相同时，l愈小的电子，钻穿效应愈明显：nsnpndnf，EnsEnpEnd Enf。,钠原子的电子云径向分布图,4.基态原子的核外电子排布原则,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。,Pauli不相容原理 每个
8、原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。,Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道,且自旋平行。,半满全满规则：,C：1s2 2s2 2p2,He、Ar原子芯,N：He 2s2 2p3,Z=24,Z=29,Cu：,全满：p6，d10，f14；半满：p3，d5，f7；全空：p0，d0，f0。,5.基态原子的核外电子排布,基态原子的核外电子在各原子轨道上排布顺序：,1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p,出现d轨道时，依照ns,(n-1)d,np顺序排布；d,f轨道均出现时，依
9、照ns,(n-2)f,(n-1)d,np顺序排布。,Z=11，Na：1s22s22p63s1或Ne 3s1，Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或Ar 4s2，Z=50，Sn：Kr 5s2 5p2，Z=56，Ba：Xe 6s2。价电子：例如：Sn的价电子排布式为：5s2 5p2。,1.3 元素的周期律,1.元素周期律：元素的性质随着核电荷数递增而呈现周期性递变的规律。2.元素周期律产生的原因 元素性质的周期性来源于原子电子层结构的周期性。每一周期都从开始到结束，周期性的重复这一变化。,元素的周期表,元素周期表中的七个周期分别对应7个能级组,3.元素的族,第1，2，13，14，1
10、5，16和17列为主族，即,A,A,A,A,A,A,A。主族元素的族数=原子的最外层电子数=主族元素的最高化和价数 稀有气体(He除外)8e为A,通常称为零族，第37，11和12列为副族。即,B,B,B,B,B,B和B。前5个副族的价电子数=族序数。,1.3.1 元素的周期性质,共价半径,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。,金属半径,1.原子半径,主族元素半径变化,元素的原子半径变化趋势,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
11、正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。,E+(g)E 2+(g)+e-I 2,E(g)E+(g)+e-I 1,例如：,2.电离能,同一周期：短周期：I 增大。I1(A)最小，I1(稀有气体)最大。长周期的前半部分I增加缓慢。N,P,As,Sb,Be,Mg电离能较大(半满、全满)同一族：I 变小。,元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。,O(g)+e-O-(g)A1=-140.0 kJ.mol-1O-(g)+e-O2-(g)A2=844.2 kJ.
12、mol-1,例如：,3.电子亲和能,同一周期：从左到右，A 的负值增加，卤素的 A 呈现最大负值。A(A)为正值，A(稀有气体)为最大正值。同一族：从上到下，大多 A的负值变小。A(N)为正值。A 的最大负值不出现在 F 原子而在 Cl 原子。,原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 表示。,电负性大小规律：,4.电负性,同一周期：从左到右，增大。,同一主族：从上到下，变小。,电负性的标度有多种，常见的有：Pauling标度()，Mulliken标度()，Allred-Rochow 标度()，Allen标度()。,电负性(),复习题1.写出决定原子结构的n，l，m 和ms 四个量子数取
13、值规定及其物理意义。2.当n4 时，角量子数可以取哪些值？用原子轨道符号表示之。3.原子核外电子的排布遵循哪些规则？4.写出原子序数为6，8，11，24，29 的元素其核外电子排布，指出它们在周期表中的位置，并写出名称和符号。5.按第一电离能大小排列下列各组元素。（1）Be，Mg，Ca（2）Ga，Ge，In（3）Be，B，C，N，O（4）He，Ne，Ar,6.什么是元素的电负性？周期表中元素电负性的变化规律 如何？7.下列哪些元素容易得电子成为负离子？哪些容易失电子 成为正离子？O，Na，I，B，Sr，Al，Cs，Ba，S，Se8.第31 号元素镓（Ga）就是当年Mendeleev 预言过的类铝，现在是半导体材料之一。写出它的核外电子排布并按外层电子结构说明它在周期表中的位置。写出镓的最高价氧化物、氯化物的化学式。Ga(OH)3 是否属两性氢氧化物？砷化镓GaAs 核外电子总数与哪种元素2 个原子的核外电子总数相等？,本章完,
