高中化学竞赛辅导课件第八章原子结构.ppt

8 1氢原子结构 8 2多电子原子结构 8 3元素周期律 第八章原子结构 8 1 1氢原子光谱与Bohr理论 8 1氢原子结构 8 1 5氢原子的激发态 8 1 4氢原子的基态 8 1 3Schr dinger方程与量子数 8 1 2电子的波粒二象性 1 光和电磁辐射 8 1 1氢原子光谱与Bohr理论 红橙黄绿青蓝紫 2 氢原子光谱 H H H H 不连续光谱 即线状光谱其频率具有一定的规律 n 3 4 5 6 式中2 n 3 289 1015各代表什么意义 经验公式 氢原子光谱特征 3 Bohr理论三点假设 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 通常 电子处在离核最近的轨道上 能量最低 基态 原子获得能量后 电子被激发到高能量轨道上 原子处于激发态 从激发态回到基态释放光能 光的频率取决于轨道间的能量差 E 轨道能量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 Balmer线系 RH Rydberg常数 其值为2 179 10 18J 借助于氢原子光谱的能量关系式可定出氢原子各能级的能量 1924年 LouisdeBroglie认为 质量为m 运动速度为 的粒子 相应的波长为 8 1 2电子的波粒二象性 1927年 Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验 证实电子具有波动性 h m h p h 6 626 10 34J s Plank常量 1 Schr dinger方程 8 1 3Schr dinger方程与量子数 直角坐标 x y z 与球坐标 r 的转换 2 四个量子数 主量子数n 磁量子数m 自旋量子数ms 角量子数 n 1 2 3 与电子能量有关 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 主量子数n KLMNO 角量子数l l的取值0 1 2 3 n 1对应着s p d f 亚层 l决定了 的角度函数的形状 磁量子数m m可取0 1 2 l 其值决定了 角度函数的空间取向 n l m一定 轨道也确定 0123 轨道spdf 例如 n 2 l 0 m 0 2sn 3 l 1 m 0 3pzn 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 1 总能量 2 波函数 角度部分 径向部分 8 1 4氢原子的基态 是一种球形对称分布 角度部分 3 波函数的物理意义 2 原子核外出现电子的概率密度 电子云是电子出现概率密度的形象化描述 径向分布函数D r 空间微体积 试问D r 与 2的图形有何区别 1 2s态 n 2 l 0 m 0 8 1 5氢原子的激发态 2 2p态 n 2 l 1 m 1 0 1 3 3d态 n 3 l 2 m 0 小结 量子数与电子云的关系 n 决定电子云的大小 l 描述电子云的形状 m 描述电子云的伸展方向 8 2 1多电子原子轨道能级 8 2多电子原子结构 8 2 2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 8 2 1多电子原子轨道能级 1 Pauling近似能级图 2 Cotton原子轨道能级图 n相同的氢原子轨道的简并性 原子轨道的能量随原子序数的增大而降低 随着原子序数的增大 原子轨道产生能级交错现象 3 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 进入原子内部空间 受到核的较强的吸引作用 2s 2p轨道的径向分布图 3d与4s轨道的径向分布图 4 钻穿效应 核外电子分布三规则 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 8 2 2核外电子排布 半满全满规则 当轨道处于全满 半满时 原子较稳定 Z 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 N 1s22s22p3 原子芯 8 3 1原子的电子层结构和元素周期系 8 3元素周期律 8 3 2元素性质的周期性 8 3 1原子的电子层结构和元素周期系 元素周期律 元素以及由它形成的单质和化合物的性质 随着元素的原子序数 核电荷数 的依次递增 呈现周期性的变化 元素周期表 长表 周期号数等于电子层数 各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数 主族元素的族号数等于原子最外层电子数 s区 ns1 2p区 ns2np1 6d区 n 1 d1 10ns1 2 Pd无s电子 f区 n 2 f1 14 n 1 d0 2ns2 结构分区 量子数 电子层 电子亚层之间的关系 每个亚层中轨道数目 1357 261014 28182n2 每个亚层最多容纳电子数 每个电子层最多容纳的电子数 主量子数n1234 电子层KLMN 角量子数l0123 电子亚层spdf 1 有效核电荷Z 元素原子序数增加时 原子的有效核电荷Z 呈现周期性的变化 同一周期 短周期 从左到右 Z 显著增加 长周期 从左到右 前半部分有Z 增加不多 后半部分显著增加 同一族 从上到下 Z 增加 但不显著 8 3 2元素性质的周期性 2 原子半径 r 共价半径 vanderWaals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 主族元素 元素的原子半径变化趋势 镧系元素从左到右 原子半径减小幅度更小 这是由于新增加的电子填入外数第三层上 对外层电子的屏蔽效应更大 外层电子所受到的Z 增加的影响更小 镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩 3 电离能 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I1表示 由 1价气态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I2表示 E g E2 g e I2 E g E g e I1 例如 N P As Sb Be Mg电离能较大 半满 全满 同一主族 从上到下 最外层电子数相同 Z 增加不多 r增大为主要因素 核对外层电子引力依次减弱 电子易失去 I依次变小 同一周期 主族元素从 A到卤素 Z 增大 r减小 I增大 其中 A的I1最小 稀有气体的I1最大 长周期中部 过渡元素 电子依次加到次外层 Z 增加不多 r减小缓慢 I略有增加 4 电子亲和能 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 0kJ mol 1O g e O2 g A2 844 2kJ mol 1 电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图 例如 同一周期 从左到右 Z 增大 r减小 最外层电子数依次增多 趋向于结合电子形成8电子结构 A的负值增大 卤素的A呈现最大负值 A为正值 稀有气体的A为最大正值 同一主族 从上到下 规律不很明显 大部分的A负值变小 特例 A N 为正值 是p区元素中除稀有气体外唯一的正值 A的最大负值不出现在F原子而是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 电负性标度不同 数据不同 但在周期系中变化规律是一致的 电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性 同一周期从左到右电负性依次增大 同一主族从上到下电负性依次变小 F元素为3 98 非金属性最强 电负性的标度有多种 常见的有Mulliken标度 Pauling标度 和Allred Rochow标度 5 电负性 电负性 变化