第六章 原子结构.ppt

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1、第六章第六章 原子结构原子结构6-1 微观粒子的波粒二向性微观粒子的波粒二向性一、一、氢光谱氢光谱和和玻尔理论玻尔理论 太阳光或白炽灯发出的白光，通过玻璃三棱镜时，所含不同波长的光可折射成红、橙、黄、绿、青、蓝、紫等没有明显分界线的光谱，这类光谱称为连续光谱连续光谱。红红 橙橙 黄黄 绿绿 青青 蓝蓝 紫紫将装有高纯度、低压氢气的放电管所发射出的光通过棱镜，在屏幕上可可见见光区光区内得到四条不四条不连续连续的谱线谱线。H H H H/nm 410.2 434.0 486.1 656.3 原子光谱：原子光谱：所有原子和氢原子一样，都能得到能量（高温、通电）,而会发出单色光，经过棱镜分光得到线状光

2、谱线状光谱（line spectra）。特点是特点是：不连续不连续、线状光谱线状光谱。每种元素的原子都有自己的特征特征线状光谱。为说明氢光谱，1913年，丹麦物理学家玻尔（Bohr）提出了三点假设.玻尔理论的玻尔理论的基本思想基本思想基本思想基本思想：核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动，且不辐能量。动，且不辐能量。通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低基态基态(ground state)(ground state)；原子获得能量后，电子被激原子获得能量后，电子被激发到高能轨道上，原子处于发到高能轨道上，原

3、子处于激发态激发态(excited state)(excited state)。从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的轨道间的能量差能量差能量差能量差。由玻尔理论可此推导出关系式：式中：n1、n2都是正整数正整数，且n2（n1+1）较好解解释释了氢光谱。Balmer线系成功：成功：波尔理论用量子化的特性解释经典物理无法解释的原子的发光现象，氢原子光谱的规律性。缺陷：缺陷：未能完全冲破经典物理的束缚，电子在原子核外的运动采取了宏观物体的固定轨道，没有考虑电子本身具有微观粒子所特有的性质波粒二象性。因此，波尔理论无法解释多电子原子的光谱等问题。二、

4、微观粒子的波粒二象性二、微观粒子的波粒二象性(wave-particle nature)(wave-particle nature)1924年，法国年轻的物理学家德布罗依（de Broglie）大胆地提出了微观粒子也具有波粒二象性的假假设设；并且预预言言质量为 m，运动速度为的粒子，相应的波长为：h=6.62610-34Js，普朗克（Planck）常数。1927年，由戴维逊（Davissson）和革末（Germer）应用Ni晶体进行了电子衍射电子衍射实验，证实证实了德布罗意的波动性假设假设。结论：结论：微观粒子具有波粒二象性三、测不准原理三、测不准原理(uncertainty principl

5、e)1927年，德国物理学家海森堡(Heisenberg)指出：对微观粒子，不能不能同时准确测出它在某一瞬间的运动速率速率（或动量）和位置位置。x p h p=(mv)=m v x:位置误差，p:动量误差，h=6.62610-34例:对于m=10 克的子弹，位置可精确到 x 0.01 cm,其速度测不准情况为:x p=x m v h v=h/(mx)=6.62610-34(1010-30.0110-2)=6.62610-28(m/s)例:对于微观粒子如电子,m=9.11 10-31 Kg,半径 r=10-10 m，则x至少要达到10-11 m才相对准确，则其速度的测不准情况为：v=h/(mx)

6、=6.62610-34/(9.1110-3110-11)=7.273107(m/s)结论结论:对宏观物体对宏观物体能能同时准确测定位置和速率同时准确测定位置和速率.微观粒子微观粒子不能不能同时准确测定其位置和速率同时准确测定其位置和速率.v=h/(mx)=6.62610-34(1010-30.0110-2)=6.62610-28(m/s)v=h/(mx)=6.62610-34/(9.1110-3110-11)=7.273107(m/s)6-2 氢原子核外电子的运动状态氢原子核外电子的运动状态 由于微观粒子具有波粒二象性，运动规律必须用量子力学来描述。一、一、波函数和薛定谔方程波函数和薛定谔方程

7、1、波函数、波函数(wave function)：描述核外电子（微观粒子微观粒子）运动状态的的函数。2、如何得到得到波函数：解薛定谔方程薛定谔方程是一个二阶偏微分方程：波函数（是三维空间坐标x、y、z 的函数）E 系统的总能量V 系统的势能（核对电子的吸引能）m、E、V 体现了微粒性，体现了波动性。解出的每一个合理的 和E，就代表体系中电子运动的一种状态。但波函数太抽象,物理意义不明确3、“原子轨道原子轨道”(atomic orbital):可粗略将看成在三维空间里找到该电子的一个区域；为了通俗化，量子力学借用经典力学的“原子轨道原子轨道”一词，把原子体系中的把原子体系中的每个每个，就叫作一条

8、原子轨道。，就叫作一条原子轨道。但薛定谔方程是很难解很难解的，至今只有单电子体系（H，He+，Li2+等）能精确求解。4、几率密度、几率密度波函数（是三维空间坐标x、y、z 的函数）没有没有明确的物理意义。但波函数绝对值的平方 2却有有明确的物理意义：几率密度几率密度2(probability density):空间某处单位体积单位体积内电子出现的几率几率电子云电子云(electron cloud):几率密度2 2的空间图象图象 在解方程时，为了使解出的函数有合理合理的物理意义，还必须引入引入一套参数参数 n、l、m。这套参数在量子化学中称为量子数量子数（quantum number）。5、四

9、个量子数、四个量子数主量子数（主量子数（n）描述电子离核离核的远近远近，决定原子轨道轨道（电子电子）的能量能量。主量子数所决定的电子云密集区或能量状态称为电子层电子层（或主层）。主量子数主量子数n 1,2,3,4,5,6,7,（正整数）（正整数）电子层符号电子层符号 K，L，M，N,O,P,Q,角量子数角量子数（副量子数）（副量子数）(ll )u确定原子轨道（电子云）的形状形状。u在多电子原子中，与 主量子数n 一起决定轨道（电子）的能量能量。同一同一电子层（n）中因角量子数（ll）不同不同又分成若干亚层（轨道）亚层（轨道）角量子数角量子数 l l：0 0,1 1,2 2,3,4,3,4,n

10、n-1-1 亚层符号亚层符号 s s，p p、d d、f f、gg轨道形状轨道形状 球形球形 双球形双球形 梅花瓣形梅花瓣形磁量子数（磁量子数（m m）确定原子轨道（电子云）在空间的伸展方向伸展方向。取值取值m m：0,1,2,3,0,1,2,3,ll角量子数角量子数ll:0 1 2 30 1 2 3轨道符号：轨道符号：s p d fs p d f轨道空间伸展方向数：轨道空间伸展方向数：1 3 5 7 1 3 5 7 （轨道数）（轨道数）等价轨道等价轨道(equivalent orbital)（简并轨道简并轨道）：）：n,l 相同，m不同的轨道（或同一原子中能量能量相同相同的不同轨道）自旋量子

11、数自旋量子数 m ms s描述电子两种不同的“自旋自旋”状态取值ms：+1/2，-1/2可用向上和向下的箭头(“”“”)来表示电子的两种自旋状态结论：结论：用四个量子数（n，l，m，ms）可以描述一个电子电子的运动状态运动状态；同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。判断各组量子数的对错n=3,l=1,m=-1,ms=+1/2;n=3,l=0,m=0,ms=+1/2;n=2,l=2,m=-1,ms=+1/2;n=2,l=1,m=0,ms=+1/2;n=2,l=0,m=-1,ms=+1/2;n=2,l=3,m=2,ms=+1/2;指出各组量子数表示的原子轨道 n=2，l=0，m=0，n

12、=3，l=1，m=0，n=3，l=1，m=+1，n=3，l=1，m=-1，n=3，l=2，m=0，s sp p(z)3p p(Y)3d d(z2)3p p(X)23二、波函数（原子轨道）和电子云图形二、波函数（原子轨道）和电子云图形波函数（r，）和2共有四个（，r，）变量，很难难在平面上画出其图形图形。变量分离：R(rR(r):):波函数的径向部分径向部分Y(,Y(,)：波函数的角度部分角度部分u 这两部分的图形易画易画，且图形简单，并能满足满足讨论原子不同化学行为的需要需要。原子轨道的原子轨道的角度分布图角度分布图：Y Y(，)、作图而成。例如：例如：1s 1s 至至 n n s s 的的角

13、度角度部分函数为：部分函数为：uS S 轨道角度分布图轨道角度分布图(习惯称S S 轨道形状轨道形状):球形球形 如Y npz 为：uP P 轨道角度分布图形轨道角度分布图形(习惯称P P轨道形状轨道形状):双双球形球形 同理同理:d d轨道形状轨道形状为梅花瓣形梅花瓣形 ,且都有正负号正负号之分 电子云电子云的角度分分布图：的角度分分布图：Y Y2 2、作图而成。作图而成。其图形与原子轨道角度分布图相似其图形与原子轨道角度分布图相似，不同点：由于Y 1，Y2 Y （更小），所以电子云角度分布图瘦瘦些。原子轨道角度分布有、号之分、号之分，Y Y 有有正负号(代表波函数的对称性)，Y Y2 2(

14、电子云的角度分)布图没有没有正负号。不考虑不考虑正负号,轨道和电子云的图形都可描述为:S:S:球形球形，p:p:双球形双球形，d:d:梅花瓣形梅花瓣形 6-36-3 多电子原子核外电子的运动状态多电子原子核外电子的运动状态一、屏蔽效应和钻穿效应一、屏蔽效应和钻穿效应屏蔽效应屏蔽效应(screening effect)：其它电子对指定电子指定电子的排斥排斥作用（看成是减弱了原子核对指定电子的吸引，犹如屏风的作用）钻穿效应钻穿效应(drill through effect)：外层电子在离核较近的地方能有出现的几率，即向内层穿透内层穿透，使能量降低能量降低的效应。二、原子核外电子排布二、原子核外电子

15、排布l原子核外电子真实真实排布情况，可根据原子光谱数据原子光谱数据确定。l 根据原子光谱光谱数据，人们总结总结出了大多数原子的核外电子排布核外电子排布基本遵循三原则三原则 Pauling原子轨道近似能级图原子轨道近似能级图1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p 4s4s 3d3d 4p 4p 5s 5s 4d4d 5p 6s 4f 5d 6p 5p 6s 4f 5d 6p（1 1）能量最低原理）能量最低原理电子在核外排列应尽先分布在低低能级轨道上,使整个原子系统能量最低能量最低。问题：1s1-5？（2 2）泡里）泡里(PauliPauli)原理原理一个一个原子轨道轨道最多只

16、能容纳两个电子容纳两个电子；而且这两个电子自旋自旋方向必须相反相反。问题：2p2-4？1s 2s 2p23N：2（3 3）洪特）洪特(HundHund)规则规则n和l 相同的简并轨道简并轨道（等价轨道）上分布的电子，将尽可能分占分占不同的轨道，且自旋平行自旋平行。特例：特例：等价轨道（p、d、f）全充满全充满、半充满半充满 全空全空的状态是比较稳定的（能量低能量低）全充满:p6、d d1010、f14 半充满:p3、d d5 5、f71s 2s 2p23N：2 6号元素 C24号元素铬Cr29号元素铜Cu19号元素铬K1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p 4s4s 3d3

17、d 4p 4p 5s 5s 4d4d 5p 6s 4f 5d 6p 5p 6s 4f 5d 6p1s22s22p63s23p64s4s1 14s23d3d5 53d41s2 2s2s2 2 2p 2p2 2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s4s1 1 1s22s22p63s23p64s4s1 13d3d10104s23d9原子原子价电子构型价电子构型代表原子电子层结构特点特点的，具有较高化学活性活性（能量高）的原子电子层结构中的部分。一般是最外层（ns1-2 np0-6）或最外层加次外层中的d 轨道的结构（(n-1)d1-10 ns1-2）6-46-4原子的电子层结构和元素周期律原

18、子的电子层结构和元素周期律1 1、元素周期表、元素周期表(periodic table of the elements)七七个周期，7 7个A族（主族）,7 7个B族（副族副族），1 1个零族,1 1个第族族。新新：七个七个周期，8 8个个A A族（主族主族）和8 8个个B B族（副族副族）根据原子的电子层结构的特征，可以把周期表中的元素所在的位置分为五个区五个区s s区区：价电子构型:ns1和ns2，IAIA、IIAIIA。p p区区：价电子构型:ns2 np1-6，IIIAIIIA到第到第0 0族族。d d区区：价电子构型:(n-1)d1-9ns1-2,IIIBIIIB到第到第。dsds区

19、：价电子构型:(n-1)d10ns1-2，IBIB、IIBIIB族族。f区：价电子构型:(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2，镧系和锕系。2 2、原子电子层结构与周期表中的周期、族、区的关系、原子电子层结构与周期表中的周期、族、区的关系周期数=最大主量子数n。19号元素铬K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s4s1 1 24号元素铬Cr 1s22s22p63s23p64s4s1 13d3d5 5价电子层结构无无d d轨道：主族主族元素 主族数=价电子数 6号元素 C1s2 2s2s2 2 2p 2p2 2 价电子数为 1、2：IA,IIA,s区元素价电子数为 3-8：IIIA

20、-O族，p区元素价电子层结构有有d d轨道：副族副族元素价电子数为 3-7：IIIB-VIIB（d区元素）8-10：VIII （d区元素）11-12：IB-IIB （ds区元素）价电子构型 周期 族 区3s14s24p63d24s24d75s25d106s1三四五四六IAVIAIBIVBVIIIBspddds2 2、电离能、电离能(I)(ionization energy)基态基态的气态原子或离子失去失去一个电子所需要需要的能量。同一元素就有I1、I2、I3之分。A(g)A+(g)+e I1电离能大小衡量原子失去电子失去电子的难易。主要用来衡量金属金属元素。变化规律：金属性弱金属性强金属性弱金

21、属性强3 3、电子亲合能、电子亲合能(E)(electron affinity)基态基态的气态原子或离子获得获得一个电子所放出放出的能量。同一元素有E1、E2、E3之分。B(g)+e B-(g)E1电子亲合能大小衡量原子获得获得电子的难易难易。主要用来衡量非金属非金属元素。变化规律：非金属性弱非金属性强非金属性弱非金属性强4 4、电负性、电负性(electronegativity)元素的电离能（势）和电子亲合势都是从两种极极端端反映某原子得失电子得失电子的能力；实际上元素在形成化合物时，有的元素的原子既难难于失去电子，又难难于获得电子，如碳、氢元素等。电负性：电负性：原子在分子中吸引吸引电子的能力能力叫做元素的电负性。定性定性比较电负性的相对大小大小：非金属性越强越强，吸引电子的能力，电负性越大越大。作业作业P127P127：6 6、7 7、8 8、1111、1212、1313（1 1）（）（2 2）（）（3 3）、）、1818