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大学本科无机化学第八原子结构 Still waters run deep.流静水深流静水深,人静心深人静心深 Where there is life,there is hope。有生命必有希望。有生命必有希望人类对原子的认识人类对原子的认识 19世纪英国科学家世纪英国科学家Dalton提出了原子学说物质由原提出了原子学说物质由原子组成，并不可再分。同一种元素的原子质量、形状和子组成，并不可再分。同一种元素的原子质量、形状和性质完全相同，不同元素的原子则不相同。性质完全相同，不同元素的原子则不相同。以后人类通过大量的科学实验证明：原子由原子核和以后人类通过大量的科学实验证明：原子由原子核和核外电子组成，原子核带正电荷，并位于原子中心，电子核外电子组成，原子核带正电荷，并位于原子中心，电子带负电，在原子核周围空间高速运动。整个原子是电中性带负电，在原子核周围空间高速运动。整个原子是电中性的。的。原子很小，原子核更小。原子核是由质子（正电荷）原子很小，原子核更小。原子核是由质子（正电荷）和中子组成。和中子组成。元素：具有同质子数的同一类原子总称为元素。元素：具有同质子数的同一类原子总称为元素。同位素：质子数相同，而中子数不同的互为同位素，如同位素：质子数相同，而中子数不同的互为同位素，如8.1 氢原子结构氢原子光谱与Bohr理论电子的波粒二象性Schrdinger方程与量子数氢原子的基态氢原子的激发态一、氢原子光谱与Bohr理论1 光和电磁辐射氢原子光谱氢原子光谱特征:不连续的,线状的.有规律n=3,4,5,63 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n=3 红（H）n=4 青（H）n=5 蓝紫 （H）n=6 紫（H）Balmer线系原子能级RH:Rydberg常数二、电子的波粒二象性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：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。电子射线通过一薄晶片时发生的衍射现象三、Schrdinger方程与量子数1 Schrdinger方程直角坐标(x,y,z)与球坐标 的转换()()jq,rzyx 2 四个量子数(1)主量子数 n n=1,2,3,(2)角量子数 l (3)磁量子数 m (4)自旋量子数 msa、主量子数、主量子数n,nn,n为为1 1，2 2，3 3，4 4等正整数。等正整数。n n无无穷大时，能量为零，基态时穷大时，能量为零，基态时,n=1,n=1,能量最低能量最低（负值），（负值），n n越大，能级越高。直观可以认为越大，能级越高。直观可以认为n n为原子外电子排列的层数。为原子外电子排列的层数。E -1/n2b、角角量量子子数数l,l为为0，1，2，.n-1正正整整数数，共共有有n个个，它它表表示示原原子子轨轨道道（或或波波函函数数）的的角角度度分分布布，即即电电子子云云的的形形状状。例例如如，当当l=0,1,2,3 时时，原原子子轨轨道道分分别别用用s,p,d,f 表表示示。当当n 相相同同时时，不不同同l 的的原原子子轨轨道道称称为为亚亚层层。l 越越大大，能能量量越越高高。例例如如，主主量量子子数数n=2 时时，l 可可以以为为 0，1，即即原子轨道可以有原子轨道可以有2s,2p,两个亚层，两个亚层，2p 电子的能量高于电子的能量高于2s。s轨道轨道 p轨道轨道 d轨道轨道 c、磁磁量量子子数数ml,表表示示原原子子轨轨道道在在空空间间的的取取向向，数数值值可可以以是是0，1，2，.l，对对于于某某个个运运动动状状态态，可可以以有有2l+1个个磁磁量量子子数数。例例如如l1，ml 可可以以为为 0，1三三个个不不同同的的取取向向，用用px,py,pz表表示示。l2,ml 可可以以为为 0，1,2,五五个个不不同同的取向，用的取向，用dxy,dyz,dxz,dx2-y2,dz2表示表示d、自旋量子数自旋量子数ms，电子本身作自旋运动。电子自旋有，电子本身作自旋运动。电子自旋有顺时针和逆时针两个方向，因此，自旋量子数为顺时针和逆时针两个方向，因此，自旋量子数为 1/2。n,l,m 一定,轨道也确定 0 1 2 3轨道 s p d f例如:n=2,l=0,m=0,2s n=2,l=1,m=0,2pz m=1 2px m=-1 2py n=3,l=2,m=0,3dz2思考题:当n为3时,l,m,分别可以取何值?轨道的名称怎样?四、氢原子的基态1 总能量2 波函数径向部分是一种球形对称分布角度部分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径向分布函数D(r)空间微体积五、氢原子的激发态 1 2s态:n=2,l=0,m=02 2p态:n=2,l=1,m=+1,0,-13 3d态:n=3,l=2,m=0,n=3,l=2,m=0n=3,l=2n=3,l=2n=3,l=2n=3,l=2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 8.2 多电子原子结构多电子原子轨道能级核外电子排布轨道: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有关一、多电子原子轨道能级1 Pauling近似能级图Cotton原子轨道能级图核外电子填充顺序核外电子填充顺序电子排布顺序：电子排布顺序：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p63 屏蔽效应+2e-e-He+2e-He+2-e-假想He屏蔽效应:由核外电子云抵消一些核电 荷的作用。的值由Slater规则确定4 穿钻效应 进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。核外电子排布（核外电子排布三原则）(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)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 l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。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 3p6 3d6 4s2N:几个特殊的元素的核外电子结构：几个特殊的元素的核外电子结构：41 Nb:1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d444 Ru1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d745 Rh1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d846 Pd1s22s22p63s23p64s23d104p65s04d1078 PtXe4f145d96s1原子的电子层结构和元素周期系元素性质的周期性8.3元素周期律 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 每个亚层最多 容纳电子数1 3 5 72 6 10 142 8 18一、原子的电子层结构和元素周期系 元素周期表元素周期表（1）7个周期，个周期，18族（旧的分法：族（旧的分法：IVIIIA，IVIIIB族，或主副族）族，或主副族）周期数为周期数为n,即最大的主量子数即最大的主量子数（2）按价电子组态分为）按价电子组态分为5个区个区 s 区区 (n-1)s2(n-1)p6 ns1-2 1，2族，即碱金属，碱族，即碱金属，碱土金属（主族）土金属（主族）d 区区(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d1-9 ns1-2 38族，过渡金族，过渡金属（副族）属（副族）（ds 区区(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10 ns1-2 11，12族，铜族，铜锌分组）锌分组）p 区区 (n-1)s2(n-1)p6 ns2np1-6 1318族（主族）族（主族）f 区区 (n-2)f1-14(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d0-2ns2 镧系，镧系，锕系元素锕系元素二、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 1E+(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4 电负性(1)Mulliken电负性标度(2)Pauling电负性标度(以热化学为基础)(3)Allred-Rochow 电负性标度电负性变化习题习题Page 2515、6、10、11、14、15、16、19
