1、8.1 氫原子結構,8.3 氫原子結構的量子力學描述,8.5 元素周期表,第八章 原子結構,8.2 微觀粒子的基本特征,8.4 多電子原子結構,8.6 元素性質的周期性,8.1.2 氫原子光譜與Bohr理論,8.1 氫原子結構,8.1.5 氫原子的激發(fā)態(tài),8.1.4 氫原子的基態(tài),8.1.3 Schrdinger方程與量子數(shù),8.1.1 歷史回顧,原子（atom)的發(fā)現(xiàn) 物質是由不連續(xù)的、不能被分割的最小微粒所構成的。希臘哲學家將這種最小微粒稱作原子（atom,希臘文的原意為不可分割）。,8.1.1歷史回顧,1803年J.Dalton提出原子論： (1)原子是組成化學元素的、非常微小的、不可再

2、分割的物質微粒。在化學反應中原子保持其本來的性質。 （2）同一元素的所有原子的質量以及其他性質完全相同。不同元素的原子具有不同的質量以及其他性質。原子的質量是每一種原子的最根本特征 （3）由簡單數(shù)值比的元素的原子結合時，原子之間就發(fā)生化學反應而生成化合物?；衔锏脑臃Q為復雜原子 （4） 一種元素的原子與另一種元素的原子化合時，他們之間成簡單的數(shù)值比。,原子結構模型 電子 ( )的發(fā)現(xiàn) （Thomson 1897年，葡萄干布丁模型； 1911年，英國物理學家Rutherford提出行星模型 ）,質子 11 P 的發(fā)現(xiàn),1914年，Rutherford用陰極射線轟擊氫（H2），結果使氫原子的電子

3、被打掉，變成了帶正電的陽離子，它的電荷量為一個單位，質量也為一個單位，Rutherford將它命名為質子。 1919年, Rutherford用加速的粒子轟擊氮原子,發(fā)現(xiàn)有質子從氮原子核中被打出。1924年Rutherford已經從許多輕元素的原子核中打出了質子。,中子 10 n 的發(fā)現(xiàn),1920年，Rutherford曾經指出，除了質子和電子以外，還存在著和質子一樣但不帶電荷的粒子，他稱這種粒子為中子。,原子的組成,原子核 電子,質 子 11 P 中 子 10 n,氫原子光譜,H,H,H,H,8.1.2 氫原子光譜,三點假設： 核外電子只能在有確定半徑和能量的軌道上運動,且不輻射能量； 通常

4、，原子中的電子處在離核最近的軌道上時，能量最低基態(tài)；原子獲得能量后，電子被激發(fā)到高能量軌道上，原子處于激發(fā)態(tài)； 電子從激發(fā)態(tài)回到離核較近的軌道上同時釋放光能，光的頻率取決于軌道間的能量差。,8.1.3 Bohr理論,E：軌道能量 h：Planck常量,不連續(xù)光譜,即線狀光譜 其頻率符合一定的規(guī)律,n= 3,4,5,6,經驗公式：,氫原子光譜特征：,式中 2，n，3.2891015各代表什么意義？,連續(xù)光譜: 沒有明顯分界線的光譜。如太陽光譜。 不連續(xù)光譜：分立的、有明顯界限的譜線。如原子光譜。,n = 3 紅（H） n = 4 青（H ） n = 5 藍紫 （ H ） n = 6 紫（H ）,

5、Balmer線系,光和電磁輻射,紅 橙 黃 綠 青 藍 紫,原子能級,Balmer線系,RH：Rydberg常數(shù)，其值為2.17910-18J。,借助于氫原子光譜的能量關系式可定出氫原子各能級的能量：,0,1,2,E,n,，,J,10,42,.,2,3,1,3,19,2,H,3,1,-,-,=,-,=,=,R,E,n,，,J,10,45,.,5,2,1,2,19,2,H,2,1,-,-,=,-,=,=,R,E,n,，,21,精密分光鏡下的氫原子光譜,8.1.2 不確定原理和微觀粒子 運動的統(tǒng)計規(guī)律,8.2 微觀粒子運動的基本特征,8.2.1 微觀粒子的波粒二象性,8. 2.1 微觀粒子的波粒二

6、象性,1 光的波粒二象性,光具有波粒二象性。,1913年，A.Einstein提出光是由具有粒子特征的光子所組成的，每一個光子的能量與光的頻率成正比。 在光電效應中，光的照射下，光子將能量傳遞給金屬中的電子，如果是短波光（高頻率）照射到金屬表面，會發(fā)射出電子,光子學說：,- 為粒子波的波長； -v為粒子的速率 -m為粒子的質量 -h=6.62610-34Js，Planck常量。,1924年，Louis de Broglie提出：質量為 m ，運動速度為的粒子，相應的波長為：,= h/m = h/p，,2 微觀粒子的波粒二象性,例1-1：試分別計算質量為1.0 10-2kg，運動速度為1.0 1

7、03 ms-1的子彈和質量為9.1 10-31kg，運動速度為1.5 108 ms-1的圍繞原子核運動的電子的波長。,（2）電子的波長為：,解： （1）子彈的波長為：,電子衍射實驗示意圖,圖5.1 電子衍射示意圖,1927年，Davissson和Germer應用Ni晶體進行電子衍射實驗，證實電子具有波動性。,1927年W.Heisenberg提出了測不準原理：“一個微觀粒子的位置和動量不能同時準確地測定”。 該原理表明微觀粒子在客觀上不能同時具有確定的坐標及動量，它們之間存在著一種相互依賴相互制約的關系：如果所測位置的準確度越高其動量準確度就越低，反之亦然。 量子力學理論認為：微觀粒子在極小的

8、空間的運動沒有固定的軌跡，只有統(tǒng)計的分布規(guī)律，也就是只能用概率而不能用軌跡來描述它們的運動狀態(tài)。,8.2.2 不確定關系與微觀粒子運動 的統(tǒng)計規(guī)律,8.3.2 量子數(shù),8.3 氫原子結構的量子力學描述,8.3.4 原子軌道與電子云的空間圖像,8.3.3 概率密度與電子云,8.3.1 Schrdinger方程與波函數(shù),8.3.1.Schrdinger方程與波函數(shù),波函數(shù)的物理意義,在量子力學中波函數(shù)已不再是振幅的函數(shù)。 雖然的物理意義不夠明確，但2卻有明確的物理意義，即電子云的概率密度隨坐標的變化情況。,直角坐標( x,y,z)與球坐標(r,)的轉換,8.3.2. 量子數(shù), 主量子數(shù) n, 磁量

9、子數(shù) m, 自旋量子數(shù) ms, 角量子數(shù)l,n=1, 2, 3,決定電子能量的高低。,不同的n值，對應于不同的電子層：,主量子數(shù)n：, K L M N O,角量子數(shù)l ： l 的取值 0，1，2，3n1 對應著 s, p, d, f. (亞層) l 決定了的角度函數(shù)的形狀。與電子云的形狀有關。,磁量子數(shù)m： m可取 0，1, 2l ； 其值決定了角度函數(shù)的空間取向。決定電子云在空間的伸展方向。,n, l, m 一定，軌道也確定,例如: n =2， l =0， m =0， n =3， l =1， m =0， n =3， l =2， m =0，,思考題： 當n為3時, l ,m 分別可以取何值？軌

10、道的名稱怎樣?,2s,3py,3dz2,2 ：原子核外出現(xiàn)電子的概率密度。,8.3.3 概率密度與電子云,電子經常出現(xiàn)的區(qū)域的疊加圖形被形象地稱為電子云。電子云是空間某單位體積內找到電子的概率分布的圖形，故也稱為概率密度。,基態(tài)氫原子核外電子的運動,圖5.8 電子云的統(tǒng)計概念（二維投影）a) 單張照片；b) 二張照片 c)大量照片,徑向分布函數(shù)D(r)：,空間微體積,8.3.4 原子軌道與電子云的空間圖像,1. 1s ：,n=1, l=0, m=0,2. 2s ：,n=2, l=0, m=0,3. 2p：,n =2 , l =1 , m = +1,0,-1,4. 3d：,5 電子云的徑向分布*

11、,電子云的徑向分布指在單位厚度的球殼內找到電子的概率,2s,3s,3s,圖5.10 電子云的徑向分布示意圖,小結：量子數(shù)與電子云的關系,n：決定電子云的大小,l：描述電子云的形狀,m：描述電子云的伸展方向,8.4.1 多電子原子軌道能級,8.4 多電子原子結構,8.4.2 核外電子排布,軌道：與氫原子類似，其電子運動狀態(tài) 可描述為1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s 軌道能量：單個電子在原子軌道上運動的能量 。 能量：與氫原子不同, 能量不僅與n有關, 也與l 有關; 在外加場的作用下, 還與m有關。,簡并軌道： 能量相同的軌道稱為簡并軌道。 對于單電子系統(tǒng)，主量子數(shù)相同的軌道簡

12、并。多電子原子主量子數(shù)和角量子數(shù)均相同的軌道簡并。,1.Pauling近似能級圖,8.4.1 多電子原子軌道能級,32 18 18 8 8 2,能級分裂：角量子數(shù)相同的能級的能量高低由主量子數(shù)決定。如：E1sE2sEns.主量子數(shù)相同，角量子數(shù)不同的能級，能量隨角量子數(shù)的增大而升高。 EnsEnpEnf. . 能級交錯：主量子數(shù)和角量子數(shù)均不相同時，有時出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象，即主量子數(shù)大的能量不一定高。如E4sE3dE4p.,2.Cotton原子軌道能級圖,n 相同的氫原子軌道的簡并性。 原子軌道的能量隨原子序數(shù)的增大而降低。 隨著原子序數(shù)的增大，原子軌道產生能級交錯現(xiàn)象。,3.屏蔽效應,為屏蔽常

13、數(shù)，可用 Slater 經驗規(guī)則算得。,Z= Z*，Z* 有效核電荷數(shù),Slater規(guī)則：,軌道分組： (1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p) 忽略外層電子對內層電子的屏蔽作用，即 0 （ns,np）組中電子，同組0.35。（n-1）電子層中每個電子0.85，（n-2）以及更內層中每個電子1.00。 （nd）,(nf)組中電子，同組0.35。所有左側各組中的各電子1.00。 1+ 2+ 3+.,例:計算B的Z* 解:B: Z=5，(1S2,2S2,2P1) 1S電子=0.30030.30 ZZ5-0.304.70 2S電子0.35

14、20.8522.40 ZZ5-2.402.60 2P電子0.3520.8522.40 ZZ5-2.402.60,進入原子內部空間，受到核的較強的吸引作用。,2s,2p軌道的徑向分布圖,4.鉆穿效應,3s,3s,3p,3d軌道的徑向分布圖,核外電子分布三規(guī)則：,最低能量原理 電子在核外排列應盡先分布在低能級軌道上, 使整個原子系統(tǒng)能量最 低。,Pauli不相容原理 每個原子軌道中最多容納兩個自旋方式相反的電子。,Hund 規(guī)則 在 n 和 l 相同的軌道上分布的電子,將盡可能分占 m 值不同的軌道, 且自旋平行。,8.4.2 核外電子排布,（原子基態(tài)電子構型）,半滿全滿規(guī)則： 當軌道處于全滿、半

15、滿時，原子較穩(wěn)定。,1 泡里不相容原理,在同一個原子中,不允許兩個電子的四個量子數(shù)完全相同。即，同一個原子軌道最多只能容納兩個電子，且自旋相反。,根據(jù)泡里原理，主量子數(shù)為n 的電子層內允許排布的電子數(shù)最多為2n2個。,思考；第n層最多可以排布幾個電子？,2 能量最低原理,核外電子在原子軌道上的排布，必須盡量占據(jù)能量最低的軌道。,圖5.12 能級排列與能級組,3 洪德規(guī)則,當電子在n, l 相同的數(shù)個等價軌道上分布時，每個電子盡可能占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道且自旋平行。,例題5.1 碳原子(1s22s22p2)的兩個p電子在三個能量相同的2p軌道上如何分布？,I II III,共有以下三種排列方法：

16、,圖5.13 兩個電子在p軌道上的分布,4 能量最低原理的補充規(guī)則,當相同能量的軌道為全充滿或半充滿的狀態(tài)時，能量較低。,例5.2 寫出Z=24的鉻元素的電子排布式,解： 原子序數(shù)為24，其中1s, 2s, 2p, 3s, 3p共5個能級9個軌道排布了18個電子。不考慮補充規(guī)則時，排列方式應是1s22s22p63s23p63d44s2，考慮補充規(guī)則時，則為,1s22s22p63s23p63d54s1,實驗證實，后者是正確結果,思考題：29號元素的的電子排布式如何？,1s22s22p63s23p63d104s1,Z = 26 Fe：,Z=7 N：,1s2 2s2 2p3,4s2,原子芯,1s2,

17、2s2,2p6,3s2,3p6,3d6,5 原子與離子的特征電子構型,由于化學反應中通常只涉及外層電子的改變，因此一般只需要寫出外層電子的排布式。外層電子的排布式也稱為特征電子構型(價電子排布）。,例5.3 寫出26Fe原子的核外電子分布式和特征電子構型以及Fe3+離子的特征電子構型。,解： 原子序數(shù)為26，因此核外電子排列方式應是 1s22s22p63s23p63d64s2 特征電子構型則是： 3d64s2,Fe3+離子的特征電子構型則是： 3s23p63d5,特征電子構型（價電子排布）的書寫規(guī)則,主族元素：寫出最外層的s軌道和p軌道上的電子分布。,過渡金屬元素：寫出次外層的d 軌道和最外層

18、的s 軌道上的電子分布。,鑭系和錒系元素：寫出(n-2)層的f 軌道和最外層的s 軌道上的電子分布。少數(shù)元素 (n-1) 層的d 軌道上有電子，也應寫出。,離子：要寫出同一層的全部電子分布。,量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關系,每個亞層中軌道數(shù)目,1 3 5 7,2 6 10 14,2 8 18 2n2,每個亞層最多容納電子數(shù),每個電子層最多 容納的電子數(shù),主量子數(shù) n 1 2 3 4,電子層 K L M N,角量子數(shù) l 0 1 2 3,電子亞層 s p d f,8.5.1 原子的電子層結構和 元素周期系,8.5 元素周期表,8.5.2 元素性質的周期性,8.5.1 原子的電子層結構和元素周

19、期系,元素周期律：元素以及由它形成的單質和化合物的性質，隨著元素的原子序數(shù)(核電荷數(shù))的依次遞增，呈現(xiàn)周期性的變化。,元素周期表(長表)：,周期號數(shù)等于電子層數(shù)。,各周期元素的數(shù)目等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。,主族元素的族號數(shù)等于原子特征電子數(shù)。,s,d,p,f,結構分區(qū)：,s 區(qū)ns12 p 區(qū)ns2np16 d 區(qū)(n1)d110ns12 (Pd無 s 電子) d s區(qū)(n1)d10ns12 f 區(qū)(n2)f014(n1)d02ns2,ds,量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關系,每個亞層中軌道數(shù)目,1 3 5 7,2 6 10 14,2 8 18 2n2,每個亞層最多容納電子

20、數(shù),每個電子層最多 容納的電子數(shù),主量子數(shù) n 1 2 3 4,電子層 K L M N,角量子數(shù) l 0 1 2 3,電子亞層 s p d f,8.3.2 元素性質的周期性,1.有效核電荷Z*,Z= Z*,Li(1s22s1): Z*=1.30 Be(1s22s2): Z*=1.95 B(1s22s22p1): Z*=2.60 C(1s22s22p2): Z*=3.25 N(1s22s22p3): Z*=3.90 O(1s22s22p4): Z*=4.55 F(1s22s22p5): Z*=5.20 Ne(1s22s22p6): Z*=5.85 Na(1s22s22p63s1): 2.20,元

21、素原子序數(shù)增加時，原子的有效核電荷Z*呈現(xiàn)周期性的變化。 同一周期： 短周期：從左到右，Z*顯著增加。 長周期：從左到右，前半部分有Z*增加 不多，后半部分顯著增加。 同一族：從上到下，Z*增加，但不顯著。,1.有效核電荷Z*,2.原子半徑（r）,共價半徑,van der Waals 半徑,主族元素：從左到右 r 減??； 從上到下 r 增大。 過渡元素：從左到右r 緩慢減??； 從上到下r略有增大。,金屬半徑,主族元素,元素的原子半徑變化趨勢,鑭系元素從左到右，原子半徑減小幅度更小，鑭系元素從鑭到鐿整個系列的原子半徑減小不明顯的現(xiàn)象稱為鑭系收縮。,這是由于新增加的電子填入外數(shù)第三層上，對外層電子的屏蔽效應更大，外層電子所受到的 Z* 增加的影響更小。,3.電離能,基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一電離能，用 I 1表示。,由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第二電離能，用 I 2表示。電離能越小失電子越易。,E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2,E (g) E+ (g) + e- I 1,例如：,N:1S22S22P3,P:1S22S22P63S23P3,Be:1S22S2,