6章-原子结构

2-3 核外电子运动状态的描述
• 一 薛定谔波动方程 （6-7） • 该方程是描述核外电子等微观粒子运动状态 的方程，是一个二阶偏微分方程，其中x、y、z 表示 e 的空间直角坐标；方程的解是波函数。 • 二 波函数和四个量子数 • 在薛定谔方程中： 由于包含了体现微粒性的m （质量）、E（总能量）、V（势能）和体现波动 性的波函数，所以该方程能反映电子等微观粒子 的运动状态。解方程的目的是要解出波函数和相 应的能量。为了得到电子运动状态合理的解，必 须引用只能取整数值的三个参数 —— 量子数。
学习核外电子排布还应注意的问题：
• 第一 电子层结构（电子排布式）与电子填 充的表示不一样。 • 即在能级交错的地方，填充电子时先填 入低能量轨道，再填入高能量轨道；但是， • 表示电子层结构或写电子排布式时，则按 电子层写，同层写在一起，不按能级组写。 • 第二 填充电子和失去电子的顺序不一致， 不是先失去能量高的电子，而是先失去最 外层的电子，再失去次外层的电子。 •
• 大量光谱实验证明： • Z < 18以前，即核外e数<18以前，由于3d 轨道上无 e , 所以 E3d<E4s。但是，随着原 子序数和核外e数的增加，3d轨道上开始进 入e，其钻穿效应较弱，能量几乎不变；而 4s轨道上的e钻穿能力较强，能量下降，使 得E4s < E3d，出现了“能级交错”现象。 • 能级交错 即“某些主量子数较大的原子轨 道其能量反而比主量子数小的原子轨道能 量低的现象。”能级交错出现在n4的能级 .
二 屏蔽效应和钻穿效应
• 1 屏蔽效应 • —— 在中心势场模型的基础上，人们把 多电子原子中其它电子降低核电荷对某 电子的吸引力的作用称为屏蔽效应。 • 有效核电荷—— 被屏蔽效应降低后所剩 余的核电荷称为有效核电荷，用Z*表示。 • 显然：屏蔽效应会减弱原子核对外层电 子的吸引力，使其离核更远，所以外层 电子的能量升高。实验证明：屏蔽效应 随n的增大而增大，n越大其能级E越高。
三 海森堡测不准原理
• 海森堡认为： • “由于微观粒子具有波粒二象性，所以 不可能同时精确地测出它的运动速度和空 间位置。” • 其数学表达式为： x p h （6 — 6） • （6 - 6）表明：对于任何一个微观粒子， 测定其位置的误差与测定其动量的误差之 积为一个常数 h .（即原子中核外电子的运 动不可能同时准确测出其位置和动量。）
• 1 能量最低原理 —— • “核外电子在原子轨道上的 分布总是按能 级由低到高的顺序进入各个原子轨道的。” • 2 保里不相容原理 —— • “每个原子轨道最多只能容纳两个自旋 方向相反的电子。”即同一原子中没有两 个4个量子数都相同的电子。
3-2 核外电子排布原理与电子排布
• 3 洪特规则 — 等价轨道中的电子将尽 可能以相同的自旋方向分占不同轨道。
维尔纳长式周期表的结构
• 1、周期： • ——维尔纳长式周期表分主表和副表 。 • 2、列：维尔纳长式周期表有18纵列，包括 8个主族和8个副族 。 • 3、族：主族（A族），副族（B族）。 • 4、区：主表从左到右分为S、d、ds、p区， • 副表（镧系和锕系）是 f 区 。 • 5、非金属三角区：21 种非金属集中于此。
三个量子数的取值及它们的关系
• 主量子数 ：n = 1、2、3、4----- 。 • 角（副）量子数： L = 0、1、2 --- (n-1)； • n 确定时，L可取 L (n-1)的所有整数。 • 磁量子数：m = i 取 0、1、2 ----- 。 • L确定可取 m L 的所有整数。除了 以上三个量子数，量子力学中还引入了电 子的自旋量子数m s ，其值为 1/2 。
5、为了解原子核外电子的运动状态：
• • 人们通过对原子线状光谱的研究，发现电子 等微观粒子的运动是量子化的； 6、通过对光、电子的衍射实验， 证明：德布罗 意预言的准确性， 发现电子等微观粒子的运动 特征除了“量子化”，还具有“波粒二象性”； 从而得出微观粒子的运动特征—— “量子化”和“波粒二象性”。 7、为了描述微观粒子的运动状态，海森堡提出 “测不准原理”—— h = x· P 8、薛定谔提出了波动方程：
3-3原子结构与元素周期系的关系
• 周期系—是指自然界中元素所形成的一 个完整的体系。 • 周期律—是指“随核内质子数递增，核 外电子呈现周期性排布，而使元素性呈现 周期性递变的规律。” • 元素周期表—是元素周期律的直观的表 达形式。
常见元素周期表
• 1、最早是门捷列夫短式 周期表（1869年）； • 2、三角行周期表； • 3、宝塔式（滴水钟式） • 周期表； • 4、现在最通用的是维尔 纳长式周期表 。
• 研究证明：核外电子运动状态必须用4个 量子数 n、L、m、m s 来描述，缺一不可。
四个量子数及其意义
• 1 主量子数n — 又称能量量子数，是 决定电子能量的主要量子数。
• 2 角（副）量子数L — 是确定原子轨 道形状并在多电子原子中和主量子数 一起决定电子能级能量大小的量子数。
•
四个量子数及意义3-4
二 电子衍射实验
电子衍射实验证明了“德布罗意” 科学预言的准确性。 • 实验结果表明： • 电子不仅是一种有一定质量高速运 动的带电粒子，而且能呈现波动的特 性。（当然，其运动还是量子化的。）
• •
既然电子是具有波粒二象性的微观粒子， 能否用经典力学中确定宏观物体运动状态 的物理量“位置”和V描述其运动状态呢？
性质变化规律。
第三节 原子核外电子排布 和元素周期表
• 3-1 多电子原子的能级 • 在多电子原子中，由于存在电子 与核之间的静电引力，电子与电子之 间的相互排斥力，因此电子的运动状 态比较复杂，为了表示这种复杂性， 人们建立了—— 中心势场模型，用屏 蔽效应和钻穿效应来解释。
• 一 中心势场模型—— • “即在讨论核电荷数 Z >1的原 子中某个电子的运动状态时，将其 它电子对该电子的静电排斥作用设 想为是由原子中心发出来的，而这 种排斥作用相当于降低了原子核对 该电子的吸引力，形成了一个中心 势场。”这就是中心势场摸型。
• 3. 族的划分
•
族是按价电子数（特征电子构型） 划分的。
4 元素的分区
• S — 外层e构型为nS1~2的ⅠA和ⅡA为S区;
• P — 外层e构型为nS2nP1~6的ⅢA至ⅧA和零 族为P区； • d — 外层构型一般为(n-1)d1~8nS1~2的ⅢB至 ⅧB为d区； • ds— 外层e构型为(n-1)d10nS1~2的ⅠB和ⅡB 为ds区 ； • f — 外层e构型为(n-2)f 1~14nS2的镧系58~71 和锕系90~103为 f 区。
注意：1 周期律的本质
• 电子排布的周期性导致了元素 性质的周期性，每一周期都从开 始到结束，周期性的重复这一变 化。
2. 周期的划分
• • • 周期不是按电子层划分，而是按能级组划分。 周期数 = 能级组数 = 元素最外电子层数 各周期元素数目 = 相应能级组中所具有的 运动状态数（即所容纳的电子数）。 • 各电子层所容纳的电子数等于 2n2 , 且最 外层电子数小于等于 8 。
第一节 人类认识原子结构的简史
• • • • • 1、古代朴素的原子论： 古希腊哲学家德模克利特的原子论； 19世纪初，道尔顿在实验基础上提出的原子论。 2、通过阴极管射线的研究发现了电子； 3、通过粒子的散射实验证实了原子中除了有带 负电的电子，还有带正电、质量大的原子核； • 4、卢瑟福提出了世界上第一个带核原子模型， • 但解释不了氢等原子光谱是线状光谱的事实；
学习核外电子排布还应注意的问题：
• 第三 在写价电子构型（价e结构）时， • 对于过渡元素的原子，一般应包括 次外层的 d 电子；对于离子，若原子 失去电子后次外层变为最外层，则要 将最外层电子写完整。 • 第四 判断元素属于某一分区时， • （ 分为S、P、d、ds区 ) 要按最后 一个电子排入哪类轨道划分。
3 能级交错
4 能级组是依据什么划分的
• 能级组的划分 —— • 是按照我国著名量子化学家徐光宪教 授根据光谱数据提出的公式来划分的。这 个公式是：( n + 0.7 L ) , 他提出把按此公 式算出的数值中第一位数相同的能级归为 一组。 • 这样就解释了能级交错现象，能级交 错只发生在原子序数 Z >18 的元素中。 • 按上公式，可将所知的能级分为七个能级 组，恰好与周期表中的七个周期相对应。
• 3 磁量子数m — 即决定原 子轨道空间取向的量子数。 • 一个取值表示一个空间 伸展方向。 • 4 自旋量子数ms — 是表 示电子自旋方向的量子数。 有两个取值，+1/2~ -1/2。
学习四个量子数的目的
• 学习四个量子数的目的：
• 是为了根据原子轨道能量高 低，按照核外电子排布原理，写 出常见元素的电子构型，掌握各 类元素电子构型的特征及与元素 周期表的关系，进而掌握元素的
2 钻穿效应
• 钻穿效应 —— • 简单的说，“即外层电子有钻到核附 近的现象。”钻穿效应的结果，使核对电 子的吸引力增大，电子的能量降低。 • 综上所述： • 当 n 同而 L 不同，L 越小钻穿效应越强， • E 越低。即 Ens < Enp < End------。 • 当 n 不同而 L 相同，n 越大屏蔽效应越 强，E 越高。即 E1s < E2s < E 3s------。 • 若 n 和 L都不同时，究竟哪个能级 E 高呢？
第四节 元素的电离势、 电负性和原子结构
• 电离势 — 指“使基态的气态原子失去1个
电子，形成+1价气态阳离子时所需的能量 称为第一电离势 ，用Ⅰ1表示。 • Ⅰ1< I2 < I3 • 电子亲和势 — 指“基态的气态原子得到1 个电子形成-1价气态阴离子时所放出的能 量叫电子亲和势 。
电负性
• （1）鲍林的电负性及相对值——电负性指 元素的原子在分子中吸引电子的能力 。 • （2）密立根（马利肯）的电负性及绝对值： • XM = 1/2(ⅠA+ EA) • 元素的电负性也会呈现周期性的变化 • 规律，实际上元素的电负性随原子系数的 增大而增大的（个别例外）。 • 同主族 — 从上到下电负性减弱； • 同副族 — 从上到下电负性增强 。态