原子结构

4、电负性（） 形成化学建时，元素的原子吸引电子的能力。 ＝K(I + E) Pauling规定F为3.98, 计算其它元素的电负性， 最小为Cs = 0.7,见副表十二。 一般金属 <1.8, 非金属>1.8. 同周期，电负性从左到右，递增。 同主族，从上到下，电负性递减。 同副族，从上到下，电负性递增。
定量计算：自学，不要求
二、钻穿效应
n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不同， 电子穿过内层到达核附近以回避其他电子屏蔽而 使轨道能量降低的现象。
对于单电子体系：E3s = E3p = E3d 对于多电子体系： E3s < E3p < E3d
能级交错现象 钻穿越深的电子对其他电子的屏蔽越大，使不同 轨道上的电子能级发生变化，ns电子能量变的更 低，从而引起能级上的交错。
径向 角度
2、波函数的角度分布图以Y(，) 对 ，作图 （原子轨道角度分布图）
2pz
2px
2py
3d 轨道
Z
Y
X
dx2-y2
dz2
dxy
dxz
dyz
3、波函数径向分布图[R(r) -r] 氢原子的R（r）—r图
电子云
2 表示电子的几率分布和空间的强度。 由于电子的高速运动，在原子内空间的出现， 好象云雾状，因此将电子在空间的几率分布形 象地称为电子云。 2(n,l,m) (，，) = R2(n,l)(r) · Y2(l,m)(，) 变瘦
4, 主族的族数 = 最外层电子数的总和
5, 主族元素的最高氧化态 =最外层电子数 6, 副族元素的族数 = 反应中失去的电子数
4、分区 根据元素的特征电子构型，分为五个区
(n-1)d10ns1-2
ns1-2
(n-1)d1-10
ns2
ns2 np1-6
f
(n-2)f0-14(n-1)d1-2ns2
例、已知某元素的电子构型为[Ar]3d104s2，指出 该元素所处周期、族、区、元素名称及符号、原 子序数及＋2氧化态离子的电子构型。 解： 四周期 IIB族
[Ar]3d104s2
+2
序数30
锌Zn
1s22s22p63s23d10
ds区
例: 写出Z＝34元素的电子构型，并指出价电子构 型，指出该元素所属的周期、族、区、最高氧化态 和典型氧化态、元素名称和符号。
小结
1、四个量子数的物理意义。 2、波函数的表达及原子轨道图。 3、原子核外电子的排布规律。 4、周期表的结构及在化学中的应用。
作用： 7.2; 7.4; 7.8; 7.10; 7.11; 7.12; 7.14.
解： 1s22s22p63s23p63d104s24p4
四周期 VIA族 价电子
硒Se
典型价态＋4
P区 最高价态＋6
7.5 元素周期律
1、原子半径 r 共价半径 金属半径 范德瓦尔半径 （1）同一主族元素，自上而下，由于主量子数 的增大，原子半径增大。rK > rNa > rLi (2) 同一副族元素，自上而下变化幅度小，第 五、六周期元素原子半径非常接近。 （3）同一短周期：自左至右，原子半径逐渐减 小，变化幅度较大。rLi=152 pm, rF=0.58pm (4)同一长周期过渡元素，自左至右，原子半径 逐渐减小，变化幅度较小，r = 5pm。
第七章 原子结构
7.1 Bohr模型
1 1 En B 2 13.6 2 (eV) n n
优点：引进量子化概念 解释氢原子光谱
缺点：多电子原子光谱 氢原子的精细光谱 丹麦物理学家
7.2 微观粒子的运动规律
波粒二象性
Erwin Schrodinger , 奥地利物理学家
薛定谔方程(1926)
氢原子电子云径向密度分布图(D - r)
r=0时，电子出现几率为零。 极大值(n-l)个，极小值（n-l-1)个
渗透现象
7.4 多电子原子结构与元素周期表 一、屏蔽效应 2 Z 氢原子核外电子能级： E 2 13.6eV n 多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用 看作部分地抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸 引，即其他电子起到了部分地屏蔽核电荷对某电 子的吸引力，而该电子只受到“有效核电荷”Z* 的作用。 (Z )2 ：屏蔽常数 E 13 . 6 eV n2
对于离子的外层电子, (n+ 0.4l) 值越大, 能级越高。
计算结果见136页，表7－6
四、 核外电子排布 （1）Pauli不相容原理 （2）能量最低原理 （3）Hund规则(分占不同轨道，并且自旋平行) （4）全空，全充满或半充满状态，较稳定。 按照Pauling 原子轨道近似能级图排列(1-36) 电子结构式法、价电子层结构式法和轨道图示法。 1s2 2s2 2p3 3s2 3p1 [Ar]3s2 3p1 见138页，表7－7. Sc 排布：3d1, 4s2, 而不是3d2, 4s1, Cr：3d5, 4s1 Cu：3d10, 4s1
四个量子数
主量子数(n)：决定电子能量的主要因素，描述 电子出现几率最大区域离核的远近。n值越大， 表示电子离核越远。主量子数相同的电子为同 一电子层，常用K, L, M, N, O, P, Q表示 n =1， 2，3，4，5，6，7等电子层。
角量数(l)：和主量子数一起决定电子的能级，确 定原子轨道的形状。l= 0, 1, 2… (n-1), 其相应的能 级符号为s, p, d, f, g。
2、电离能（I） 第一电离能：基态的气体原子失去最外层的第 一个电子成为+1价离子所需的能量。
A(g)
→
A+(g) + e
I1
第二电离能：由+1价离子再失去一个电子成为 +2价离子所需的能量。 第一电离能的大小，说明原子在气态时失去电 子的难易，电离能越小，金属性越强。 元素的电离势随有效核电荷数的变化而呈现周 期性的变化
1,核外电子的分布是按能级组的顺序进行填充的， 每一个能级组都是从ns开始，电子填入一个新的 电子层，出现一个新的周期。元素所在周期数等 于该原子的电子层数。第一、二、三为短周期， 第四、五、六、七为长周期。 2,每个周期从活泼金属开始，惰性气体结束。 周期元素的数目等于能级组电子的最大容量数。 （K, 2；L, 8；M, 18; N, 32） 3,周期表中原子结构相似的元素排成纵行叫族。 共有18纵行，分16族，其中有7个主族，7个副族， 一个零族和一个VIII族。
3、电子亲和能（E） 气态原子在基态得到一个电子形成基态、气态负 离子所释放的能量。一般 元素的第一电子亲合能 是放热的，第二、第三电子亲合能是吸热的。第 一电子亲合能最大的是F。 （1）电子亲合能数值越大，该原子生成气态负 离子的倾向性越大。同一周期，自左至右， 第一电子亲合能逐渐增大。 （2）元素具有较高的电离能，也倾向于具有较 高的电子亲合能。 （3） 第二周期元素的电子亲合能比第三周期的 小，是由于第二周期原子半径小、轨道数 目少、电子间排斥力大等因素。
磁量子数(m)：决定原子轨道在空间的取向。 电子在磁场作用下，角动量的分量不同，体现了 电子云在空间有不同的伸展方向。 m= 0, ±1, ±2, … ±l. 共2l+ 1个值。 n, l, m一经确定，核外电子的空间运动状态就基本 确定了，即三个量子数可以确定一个原子轨道。 自旋量子数(ms)：表示电子的自旋状态。 ms= +1/2, -1/2.常用箭头来表示。
核外电子排布的周期性
1; He 1s2 第一周期 H 1s 1 2 2 2s1; B 1s2 2s2 2p1; Ne 1s2 2s2 2p6第二周期 Li 1s 3 5 10 1; Ar [Ne] 3s2 3p6 第三周期 Na [Ne] 3s 11 18 1; 2 3d1; 2 3d10; K [A源自文库] 4s Sc [Ar] 4s Zn [Ar] 4s 19 21 30 2 3d10 4p1; Kr [Ar] 4s2 3d10 4p6 第四 Ga [Ar] 4s 31 36 周期
同一原子中，存在四个量子数完全相同的电子？
1、四个量子数规定一个电子的运动状态。 2、三个量子数（n, l, m）确定一条原子轨道。 3、两个量子数(n, l) 决定能量。 4、每个n值有 0至(n-l)个不同的l值，每个 l值又 有(2l+1)个不同的m值，每个n值共有 n2个轨 道，可容纳2n2个电子。
8 m 2 2 2 ( E V ) 0 2 x y z h
2 2 2 2
－量子力学中描述核外电子在空间运动的数学 函数式，即原子轨道，n,l, m (x,y,z)波函数。
E－轨道能量（动能与势能总和 ） V－势能 m—微粒质量， h—普朗克常数 x, y, z 为微粒子的空间坐标
n,l, m (x,y,z)波函数具有确定的能量
粒子分布呈波动性，可以为正值、负值或零。 =0称为节点，在多电子原子中，n相同而l不同
的轨道中，节点多的状态能量也较高。
7.3 波函数和电子云的空间图像
1、直角坐标与球坐标之间的关系
(n,l,m)(x,y,z) → (n,l,m)(，，) (n,l,m) (，，)= R(n,l)(r) · Y(l,m)(，)
E4s < E3d
E5s < E4d
E6s < E4f
E7s < E5f
三、多电子原子轨道的能级 1. L. Pauling 原子轨道近似能级图
2. 徐光宪近似规律: 多电子原子体系外层电子的能级与(n+ 0.7l)有关, (n+ 0.7l) 值越大, 能级越高。 例如：4s, (4 + 0.7x 0)= 4.0 3d, (3 + 0.7x2) = 4.2
（1）同一周期，自左至右，I 基本上依次增大。 反常：Be与B， Mg与 Al， P与S， Zn与 Ga， As 与Se, Cd与 In， Hg 与Tl 例： I B < IBe B(2s2 2p1) B+(2s22p0) B+具有较稳定的结构。 Be(2s2) Be+(2s1) Be(2s2) 全充满，稳定 (2) 同一周期过渡元素及内过渡元素自左至右电 离能变化不大，规律性也较差。 (3) 主族元素自上而下电离能应减少,但Sc系收 缩使IGa > IAl; La系收缩使ITl > IIn, IPb > ISn, 通常主族元素金属性自上而下依次增大. (4)副族元素电离能变化规律不规则.