第八章 原子结构

第八章原子结构一、教学基本要求：1.了解氢原子光谱和能级的概念。

2.了解原子轨道、概率和概率密度、电子云等概念。

3.熟悉四个量子数的名称、符号取值和意义；熟悉s.p.d原子轨道与电子云的形状和空间的伸展方向。

4.掌握Pauling近似能级图和多电子原子轨道近似能级图和核外电子排布的规律；能熟练写出常见元素原子的核外电子排布，并能确定它们在周期表中的位置。

5.掌握周期表中元素的分区，结构特征；熟悉原子半径、电离能、电子亲核能和电负性的变化规律。

二、内容要点：本章至第十一章的内容属于物质结构的基础知识。

在学习这部分内容时，要特别注意讨论微观结构的基本思路和得出的重要结论及其应用。

本章内容分三部分。

第一，以氢原子结构为重点讨论了单电子原子核外电子的运动状态，初步介绍了用量子力学研究微观粒子运动的思路和结论。

第二，讨论了多电子的结构，核外电子的分布规律。

第三，联系核外电子的分布，讨论了元素的周期律。

（一）氢原子光谱与Bohr理论1.氢原子光谱:：氢原子光谱是人们认识原子结构的实验基础之一。

原子光谱是线状光谱，每一种元素都有各自不同的原子光谱。

氢原子光谱是最简单的原子光谱。

氢原子光谱中谱线的频率公式为：υ=3.289×1015(1/n1－1/n2)s－1当n1=2 ，n2=3~7时，算出的频率即为氢原子光谱中可见光区五条谱线的频率。

2.Bohr理论①原子中电子在核外沿某些特殊图形轨道(量子论导出的轨道)运动,此时不辐射能量。

②电子在不同轨道上运动时可具有不同能量。

电子运动时所处的能量状态，称为能级。

当电子在离核最近，能量最低的n=1的轨道上，氢原子处于基态。

当电子获得能量跃迁到能量较高的n=2，3，4……轨道上时，氢原子处于激发态。

③当电子由不稳定的激发态回到基态或能量较低的状态时，就会辐射能量，产生原子光谱。

由于能级是不连续的，即量子化的，产生的原子光谱中谱线也不是连续的。

各能级的能量之差△E决定了氢原子光谱中各谱线的频率υ的大小，两者的关系为△E=hυBohr理论成功的解释了氢原子的光谱的产生和不连续性。

（二）Schrödinger（薛定谔）方程与量子数1．电子波动性的实验证明——电子衍射试验λ=h/mυ p=mυ——动量2．薛定谔方程由于核外电子具有波粒二象性，其运动规律必须用量子力学来描述。

Schrödinger方程式是量子力学中一个基本方程，它是一个二阶偏微分方程：∂2ψ/∂x2＋∂2ψ/∂y2＋∂2ψ/∂z2=－8π2m（E－V）ψ/h2解Schrödinger方程可求出波函数ψ和能量E。

3．为了使Schrödinger方程的解具有合理性（即ψ具有连续性、单值性、有限性和归一化性），需要引入三个量子数，即主量子数n，角量子数l和磁量子数m，每一组取值合理的三个量子数则表征一个确定的单电子波函数ψ。

4．波函数与电子云（1）波函数——波函数ψ通常也叫原子轨道，描述了电子的运动状态。

波函数是一个与坐标有关的量，可用直角坐标表示为ψ（x,y,z），也可换为球坐标ψ（r,θ,φ），可分解为径向部分 R（r）和角度部分Y（θ,φ）。

即ψ（r,θ,φ）= R（r）·Y（θ,φ）R（r）表明θ,φ一定时，波函数ψ随r变化的关系。

Y（θ,φ）表明r一定时，波函数ψ随θ,φ变化的关系。

原子在不同条件下（n，l，m）下的波函数叫相应条件下的原子轨道。

例如：ψ2,1,0即为2p z轨道或ψ2p z。

（2）电子云——波函数的平方ψ2表示电子在核外空间出现的概率密度，电子云则是ψ2的形象化描述。

5．四个量子数（1）主量子数n——规定了电子云的大小（即电子出现最大概率区域离核的远近）及原子能量的高低。

对于单电子原子或离子，n值越大，电子能量越高。

对于多电子原子，当l相同时，n值越大，电子能量越高n=1，2，3……（任意非零整数）n也代表电子层数。

电子层K，L，M……（2）角量子数l——规定电子在空间角度分布情况（即轨道或电子云的形状）并代表电子亚层，当n相同时，l越大，能量越高。

l=0，1，2，3……n-1轨道： s ， p ， d ， f ……形状： 球形 哑铃形 花瓣形 复杂角度分布数值 + +－ +－ +－轨道空间方向数 1， 3， 5， 7（3）磁量子数m ——反映了原子轨道在空间的不同取向，但不影响电子能量。

l 相同，ｍ不同的轨道能量是相同的（简并的）。

ｍ＝＋l ，……０……，－l（4）自旋量子数m s ——描述电子的状态。

同一轨道中的两个电子自旋方式相反，ｍs 的取值分别为＋１／２和－１／２。

原子中每一个电子的运动状态要用四个量子数来描述，一组取值合理的四个量子数就代表了一个电子在核外的运动状态。

（三）多原子电子结构1、Pauling 近似能级图：反映了多电子原子能级的高低顺序。

例如：1s E ＜2s E ＜3s E ＜…… ns E ＜np E ＜nd E ＜……每个能级组可用通式ns ，(n-2)f ，(n-1)d ，np 表示，这里体现了能级交错。

2、Cotton 能级图：①对氢原子来说，原子轨道能级只取决于量子数，如3s E =3p E =3d E ，3d E ＜4s E 。

②对不同元素的原子来说，随着原子序数Ｚ的增大，相同符号原子轨道能级逐渐降低，由于不同原子轨道能级下降幅度不同，出现了能级交错。

例如：K ，Ca 的E 3d ＞E 4s ，而原子序数较小或较大时3d E ＜4s E 。

3、屏蔽效应和钻穿效应（1）屏蔽效应：①因为在多电子原子中，某个电子除了受到原子核的吸引作用之外，还受到其它电子的排斥作用。

这排斥作用减弱了核对该电子的吸引力，相当于核电荷数的减小，这种作用称为屏蔽效应。

②屏蔽作用：内层电子对外层电子的屏蔽作用较大。

同层电子的屏蔽作用较小。

外层电子对较内层电子可近似的看成不产生屏蔽作用。

③多电子原子电子所处的轨道的能量不仅与主量子数有关，还取决于角量子数l 。

随着ｌ数值的增大，能级依次增高ns E ＜np E ＜nd E ＜nf E 。

（2）钻穿效应①在多电子原子中，在原子核附近出现概率较大的电子可以更多的避免其它电子的屏蔽，这种反屏蔽作用称为钻穿效应。

②同一主层中，l 愈小的轨道径向分布函数峰的个数愈多，一般钻穿能力大小是ns >np >nd >nf ，故ns E ＜np E ＜nd E ＜nf E 。

③ｎ小的电子在离核近的区域出现的概率较大，而ｎ大的电子在离核较远的区域出现的概率较大，而后者受核引力小，相应地能量高。

例如：1s E ＜2s E ＜3s E ＜4s E（四）核外电子排布：1、多电子原子中的电子分布符合下列原则：①最低能量原理：电子分布尽可能使系统能量处在最低状态。

Pauling 近似能级图中能级按由低到高的顺序为：1s ，2s ，2p ，3s ，3p ，4s ，3d ，4p ，5s ，4d ，5p ，6s ，4f ，5d ，6p ，7s ，5f ，6d ，7p②Pauling（泡利）不相容原理：在同一个原子中不能有四个量子数完全相同的两个电子③Hunt（洪特）规则：电子在等能量轨道（简并轨道）上分布时，总是首先分占不同的轨道，且自旋平行。

④当轨道处于半满或全满时，可以使系统能量降低。

2、元素周期律：（1）随着原子序数的递增，核外电子依次填充在各能级轨道上，使原子核外电子层呈现周期性变化，从而使元素以及由它形成的单质和化合物的性质呈现周期性的变化，这就是元素周期律。

（2）周期表①元素周期表是元素周期律的表达形式，周期表中的每一横行称为一周期，每一纵行称为一族。

②周期号数与能级组序号相对应，各周期内所含元素种数与相应能级组内轨道所能容纳的电子数是相等的,周期号数等于该元素原子的电子层数.③主族族号数=最外层电子数( n s +n p)副族 (ⅠB~ⅡB)族号数=最外层电子数(ns)(Ⅲ~Ⅶ)族号数=最外层电子数+次外层d电子数[ns+(n-1)d]零族：稀有气体④周期表中的元素可根据原子结构特征分为四个区S区——ⅠＡ～ⅡＡ价层电子构型nS1~2P区——ⅢA～ⅦA与０族价层电子构型ns2np1～6D区——ⅢB～Ⅷ～ⅡB 价层电子构型(n－1)d1～10ns1～2F区——镧席和锕系价层电子构型(n－2)f1～14(n－1)d0～2ns2（3）周期律①原子半径（共价、半径、金属半径、范德华半径）同一周期主族从左到右 Z↗ n相同r↘副族从左到右 Z↗ n相同r↘La~Yb: r缩小甚微，镧系收缩La~Lu：r几乎不变，镧系收缩同族主族从上到下n↗,Z不变，r↗副族五、六周期变化不大②电离能：基态气态原子失去电子成为带一个正电荷的气态离子所需要的能量称表示为第一电离能，用I1↗，过渡元素的电离能略有增加，处于全满、半满状同一周期从左到右I1态原子的电离能比其后一元素的电离能大↘。

同一主族从上到下 I1③电子亲和能基态气态原子得到一个电子成为气态负离子所放出的能量称为电子亲和能,用A表示。

同一周期:元素从左到右,电子亲和能的变化趋势逐渐变小。

同一族 :元素从上到下,电子亲和能的变化趋势是逐渐增大。

④ Pauling将元素的电负性定义为分子中原子吸引电子的能力。

用电负性可以衡量元素的金属性和非金属性。

同一周期：元素从左到右,电负性增大，元素的金属性减弱，非金属性增强。

同一族：元素从上到下,电负性减小，元素的非金属性减弱，金属性增强，过渡元素的电负性递变不明显。