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原子軌域 原子内电子的主要活动空间，称为原子轨域。电子的活动空间由原子核往外延伸，理论上可以至无限远的距离。实际上，电子会在离原子核适当距离范围内活动，在此距离以外电子出现的机率接近于零。电子为极微小且快速运动的粒子，同时具有波及粒子的性质，其在空间的运动无法以古典力学方式观察或定义其运动轨迹，只能以在空间范围内电子出现机率描述其运动情形。1原子軌域原子内电子的主要活动空间，称为原子轨域。1電子雲 由于原子内电子的运动以电子在空间出现的机率表示，图形上以点状的密疏表示电子在核外空间中出现机率的高低，此点状图称为电子云图，如下图1s电子云图：1s电子云图2電子雲由于原子内电子的运动以电子在空间出现的机1s电子云原子軌域的大小 理论上，原子内的电子活动空间可以延伸至无限远，因此无法定义原子轨域的大小。实际上，较广为接受的原子轨域大小的定义是由原子核往外延伸至电子总出现机率为90%的空间范围。有些教材定义电子总出现机率95%的空间范围为原子轨域大小，而电子总出现机率95%的空间范围则大于90%的空间范围。3原子軌域的大小理论上，原子内的电子活动空间可以延伸至无3氫原子1s軌域(r 的单位为波耳半径 ao，ao=0.529)氢原子1s轨域波函数 氢原子的所有轨域均可以数学函数表示，这些数学函数称为氢原子轨域波函数。4氫原子1s軌域(r 的单位为波耳半径 ao，ao=0.5氢原子1s轨域电子出现最大机率半径最大机率半径r=1 ao机率函数P(r)=4p pr2(Y Y1s)2=4r2e-2r最大机率半径为5氢原子1s轨域电子出现最大机率半径最大机率半径r=1 a最大机率半径r=1 ao1ao6最大机率半径r=1 ao1ao6氢原子1s轨域电子总出现机率半径机率函数P(r)=4p pr2(Y Y1s)2=4r2e-2r90%:r 2.7ao2.7ao7氢原子1s轨域电子总出现机率半径机率函数P(r)=4pr氢原子1s轨域电子总出现机率半径机率函数P(r)=4p pr2(Y Y1s)2=4r2e-2r90%:r 2.7ao95%:r 3.2ao2.7ao3.2ao8氢原子1s轨域电子总出现机率半径机率函数P(r)=4pr氢原子1s轨域电子总出现机率半径机率函数P(r)=4p pr2(Y Y1s)2=4r2e-2r90%:r 2.7ao95%:r 3.2ao99%:r 4.2ao2.7ao3.2ao4.2ao9氢原子1s轨域电子总出现机率半径机率函数P(r)=4pr原子轨域的主壳层 原子轨域分为n=1、2、3、4、等正整数主壳层(早期科学家以K、L、M、N、等符号表示主壳层)，最大n值为的正整数。原子轨域主壳层n值愈大，能量愈高，其电子在核外空间的主要活动范围离原子核愈远。10原子轨域的主壳层原子轨域分为n=1、2、3、4、等 n主壳层又分为n个副壳层，副壳层依序以s、p、d、f、等符号表示。n=1的主壳层，只有一种副壳层，以1s表示，又称为1s原子轨域，简称1s轨域。n=2的主壳层则有二种副壳层，以2s及2p表示，又称为2s及2p轨域。n=3主壳层则有3s、3p、及3d三种副壳层轨域。原子轨域的副壳层11n主壳层又分为n个副壳层，副壳层依序以s、原子轨域的副壳 n=4主壳层有4s、4p、4d、4f四种副壳层轨域。n=5主壳层有5s、5p、5d、5f、及5g五种副壳层轨域，其它主壳层以此类推。12n=4主壳层有4s、4p、4d、4f四种副壳层轨12副壳层原子轨域数目 s、p、d、f、副壳层依序有1、3、5、7、个能量相等的原子轨域。13副壳层原子轨域数目s、p、d、f、副壳层依序有1、3、s副壳层原子轨域形状 s副壳层只有一个轨域，称为s轨域，其电子在空间出现机率为球形，即与原子核等距离的位置(球面)，电子出现的机率相同。14s副壳层原子轨域形状 s副壳层只有一个轨域，称为s轨域，其p副壳层原子轨域形状 p副壳层有三个能量相等的轨域，其电子在空间出现机率为哑铃形，这三个p轨域具方位性称为px、py及pz原子轨域。px原子轨域的电子在空间中出现机率最大的位置在x軸坐标上，而py及pz电子最大出现机率分别在y及z轴坐标上。15p副壳层原子轨域形状 p副壳层有三个能量相等的轨域，其电子d副壳层原子轨域形状 d副壳层有五个能量相等的轨域，其电子在空间出现机率有两种形状，如下图：16d副壳层原子轨域形状 d副壳层有五个能量相等的轨域，其电子f副殼層原子軌域形狀 f副壳层有七个能量相等的轨域，其电子在空间出现机率有两种形状，如下图：17f副殼層原子軌域形狀 f副壳层有七个能量相等的轨域，其电子原子轨域的演进18原子轨域的演进18ao(波耳半徑)=0.529 氢原子的电子能量能阶化19ao(波耳半徑)=0.529 氢原子的电子能量能阶化1氢原子轨域距离函数图20氢原子轨域距离函数图20氫原子軌域距離機率圖21氫原子軌域距離機率圖21原子軌域殼層及軌域數目22原子軌域殼層及軌域數目22單電子原子(氫)及多電子原子軌域 單電子與多電子原子軌域的種類及數目相同，原子軌域能量能階化。多電子原子因電子間排斥力，使得同一主殼層之不同副殼層軌域能量不同。氫原子只有一個電子，無電子間排斥力，因此同一主殼層內之不同副殼層軌域能量相同，但不同主殼層軌域能量不同。23單電子原子(氫)及多電子原子軌域 單電子與多電子原子軌域的單電子原子(氫)及多電子原子軌域能階24單電子原子(氫)及多電子原子軌域能階24 量子力學的原子軌域觀念建立後，科學家由光譜分析發現電子有兩種狀態，這兩種電子狀態為電子的不同自轉方向，即順時針與逆時針自轉，這兩種電子自轉產生相反方向的磁場(或稱為磁量)，如下圖：電子自轉25量子力學的原子軌域觀念建立後，科學家由電子自轉25電子組態 原子內電子於原子軌域的分布情形，稱為電子組態。原子最低能量的電子組態，稱為基態電子組態。原子之基態電子組態需遵循遞建原則(aufbauprinciple)、包立不相容原則(Pauli exclusionprinciple)、及洪德定則(Hunds rule)。26電子組態原子內電子於原子軌域的分布情形，稱為電26遞建原則(aufbau principle)在不考慮原子核內中子數目，元素原子的建構方式為依序在原子核內加入一個質子，同時在核外加入一個電子形成，稱為遞建原則(aufbauprinciple)。原 子 內質子與電子數相同，為電中性；原子核內質子數，稱為原子序。原子序不同元素，性質不同。電子先填入低能量軌域，然後依序往高能量軌域填入。27遞建原則(aufbau principle)在不考慮原子包立不相容原則(Pauli Exclusion Principle)科學家發現每一個原子軌域最多只能容納兩個電子，但這兩個電子的自轉方向需相反，稱為包立不相容原則。包立不相容原則比較簡單的定義為，每一個原子軌域最多只能容納兩個自轉方向相反的電子。填入兩個電子的軌域，淨電子自轉磁量為0，此為自然法則。28包立不相容原則科學家發現每一個原子軌域最多只能容納兩個2一個軌域能填入三個電子？當然不行，因為違反自然法則，理由如下：1.電子自轉只有順時針及反時針方向兩種，沒有其他可能的自轉方式。2.電子自轉方向相反才能配對於同一軌域，配對電子淨磁量為0。此現象可以兩塊長條磁鐵為例說明，兩塊長條磁鐵需相反極才能互相吸引配對。29一個軌域能填入三個電子？當然不行，因為違反自然法則，理由洪德定則(Hunds Rule)洪德定則有數種不同的定義：1.電子填入能量相同的副層軌域時，電子先分別填入不同軌域，當副層軌域各填入一個電子後，電子再配對填入副層軌域至所有副層軌域各填入兩個電子。如碳及氧原子的原子軌域電子組態：6C：1s22s22px12py1(或1s22s22px12pz1,)8O：1s22s22px22py12pz1(或1s22s22px12py22pz1,)30洪德定則(Hunds Rule)洪德定則有數種不同的定義：2.電子填入能量相同的副層軌域時，電子組態具最多不成對電子時，能量最低。如：7N：1s22s22px12py12pz1(三個未成對電子)電子填入能量相同的副層軌域時，電子組態具最大電子自轉磁量時，能量最低。31電子填入能量相同的副層軌域時，電子組態31為什麼Cr及Cu的電子組態比較特殊 原因：4s與3d軌域能量差很小，4s軌域能量僅略低於3d軌域。當過渡金屬原子的3d及4s軌域電子均達到半滿或全滿時，能量較低。Ar4s13d5(而不是Ar4s23d4)Ar4s13d10(而不是Ar4s23d9)Cr:Cu:32為什麼Cr及Cu的電子組態比較特殊原因：Ar4s13d過渡金屬形成離子為什麼先移走(n+1)s電子 以過渡金屬如Cu為例：雖然電子先填入能量稍低的4s軌域，但3d主殼層n=3，屬於內層電子。4s為外層電子，核電荷對4s軌域電子的束縛力較弱，因此過渡金屬形成離子時，先移走4s電子，然後再移走3d電子。Cu:Ar4s13d10Cu+:Ar3d10Cu2+:Ar3d933過渡金屬形成離子為什麼先移走(n+1)s電子以過渡金屬如34謝 謝 ！34