无机化学第一章-原子结构.pptx

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,第一章,原子结构,第一节,核外电子运动的特殊性,第二节,核外电子排布规律,第三节,原子的电子层结构和元素周期律,目录,第,一,章 原子结构,学习目标,掌握,4,个量子数、核外电子的排布、原子结构与元 素周期律的关系、元素某些性质的周期性。,熟悉,波函数、原子轨道、电子云、原子轨道和电子云的角度分布图。,了解,核外电子运动的特殊性、多电子原子产生能级交错的原因。,第,一,章 原子结构,第一节,第一章 原子结构,核外电子运动的特殊性,第一节,核外电子运动的特殊性,（二）,汤姆逊发现带负电荷的原子,一、历史回顾,道尔顿认为：,1.,一切物质都是由原子组成的，原子不能再分割。,2.,同一种元素的原子在质量、形态等方面完全相同。,3.,原子以简单的比例结合成化合物。,（一）,道尔顿,(J.Dolton),的原子理论,19,世纪初,通过阴极射线向着静电计的电极偏转时，发现了带有负电荷的电子，从而打破了原子不可分割的观点。,第一节,核外电子运动的特殊性,卢瑟福原子模型,：,1.,每个原子都有核，核占有全部,正电荷和几乎全部的原子质量。,2.,原子核在原子中占很小的空间（约,50,万分之一）。,3.,电子在原子核外绕核旋转，就像行星绕着太阳运动一样。,（三）,卢瑟福的行星式原子模型,一、历史回顾,第一节,核外电子运动的特殊性,（四）,近代原子结构理论,玻尔原子模型,1.氢原子结构理论的基本假说,（,1,）,电子只能在核外确定的半径和能量,的,轨道上旋转，这些轨道称为定态。,（,2,）,各定态是不连续的（即量子化的）,；,定态时既不释放能量也不吸收能量。,（,3,）,当电子从较高能级,(,E,2,),向较低能级,(,E,1,),跃迁时,原子以光的形式释放能量,能量,等于,两条轨道间的能,级,差（即,h,=,E,2,-E,1,）。,2.,玻尔理论解决的问题,（,1,）原子的稳定性。,（,2,）阐明了氢原子光谱的不连续性。,一、历史回顾,第一节,核外电子运动的特殊性,二、,核外电子运动的特殊性,1924,年，德布罗意提出假说：“过去，对光过分强调波性而忽视它的粒性；现在对电子是否存在另一种倾向，即过分强调它的粒性而忽视它的波性。,”,德布罗意关系式,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,。,（,一,）,微观粒子的波粒二象性,P=mc=h,/,c=h,/,电子源,第一节,核外电子运动的特殊性,（二）不确定原理,1.,1927,年由海森堡,提,出，是微观粒子的固有属性。,有如下表述：,如果我们能设计一个实验准确测定微粒的位置,那就不能准确测定其动量；反之亦然,。,不可能同时测得电子的精确位置和精确动量。,不可能同时测得电子的精确位置和速度。,电子的速度愈确定，其位置就愈不准；反之亦然。,2.,揭示出：,玻尔理论中固定轨道的概念是不正确的。,不能用经典力学去描述电子的运动规律。,可以知道它在某空间出现机会的多少,，,即概率的大小是可以确定的,。,可以用统计学的方法和观点描述其运动行为。,二、,核外电子运动的特殊性,第一节,核外电子运动的特殊性,三、波函数,1.,薛定谔方程,1926,年，奥地利物理学家薛定谔根据电子具有波粒二象性，提出了著名的用来描述电子运动状态的方程,薛定谔方程。,式中，,为波函数；,E,为总能量；,V,为势能；,m,为电子的质量；,h,为普朗克常数。,2.,薛定谔方程的解,薛定谔方程可以,有,一系列的数学解,波函数,。,通常将原子中电子的波函数称为原子轨道,。,每一个波函数也代表一个原子轨道,。,原子轨道是指电子在核外运动的空间范围。,第一节,核外电子运动的特殊性,3.,氢原子波函数的角度分布图,三、波函数,第一节,核外电子运动的特殊性,四、电子云,1.,电子云,电子在核外空间出现机会的统计结果得到电子的概率密度分布图，形象地称为电子云,。,黑点较密的地方表示电子出现的机会多。,2.,概,率密度,1926,年，德国物理学家波恩将单个电子在空间某处出现的,概,率密度与其波函数的平方,2,联系起来，他将,2,解释为该电子在核外空间某处单位体积内出现的,概,率，即,概,率密度，于是就将,2,的图形称为电子云。,第一节,核外电子运动的特殊性,（一）,主量子数（,n,）,五、,4,个量子数,确定电子出现概率最大处离核的距离，也表示能量高低。,离核较远，电子具有的能量也越高。,不同的,n,值，对应于不同的电子壳层。如下式：,K L M N O,1s 2s 3s 4s,第一节,核外电子运动的特殊性,（二）角,量子数（,l,）,物理意义：,l,表示电子云的形状。,取值：,l,=0,，,1,，,2,，,，,n-,1,。,主量子数与角量子数的关系,n,1,2,3,4,电子层,第一,第二,第三,第四,l,0,0 1,0 1 2,0 1 2 3,亚层,1s,2s 2p,3s 3p 3d,4s 4p 4d 4f,角量子数,0,1,2,3,亚层符号,s,p,d,f,轨道形状,球形,哑铃,形,花瓣,形,更复杂的花瓣,形,五、,4,个量子数,不同角量子数的形状,第一节,核外电子运动的特殊性,（三）,磁量子数（,m,）,取值：,m,=-,l,，,，,-2,，,-1,，,0,，,1,，,2,，,，,l,。,意义：,m,表示电子云在空间的伸展方向。每一个,m,值代表一个伸展方向、电子轨道或原子轨道。磁量子数与能量无关。,n,=,l,=0,m=,n,=,l,=0,m=,l,=,m=,m=,m=,1,条轨道,4,条轨道,五、,4,个量子数,磁量子数与角量子数的关系,第一节,核外电子运动的特殊性,l,值,m,值,轨道,l,=0,（,s,轨道）,m,=0,只有,1,种伸展方向，无方向性,l,=1,（,p,轨道）,m,=+1,，,0,，,-1,3,种伸展方向，,3,个等价轨道,l,=2,（,d,轨道）,m,=+2,，,+1,，,0,，,-1,，,-2,5,种伸展方向，,5,个等价轨道,l,=3,（,f,轨道）,m,=+3,，,+2,，,+1,，,0,，,-1,，,-2,，,-3,7,种伸展方向，,7,个等价轨道,五、,4,个量子数,量子数与对应的原子轨道,第一节,核外电子运动的特殊性,n,(,电子层,),1,2,3,l,(,电子层,),0(s),0(s),1(p),0(s),1(p),2(d),m,(,电子层,),0,0,0,1,-1,0,0,1,-1,0,1,-1,2,-,原子轨道,1s,2s,2p,x,2p,y,2p,z,3s,3p,x,3p,y,3p,z,3d,轨道数目,1,4,9,五、,4,个量子数,第一节,核外电子运动的特殊性,（四）,自旋量子数（,m,s,）,取值：,m,s,=-1/2,，,+1/2,。,意义：,表示同一轨道中电子的两种自旋状态,。每一电子层中可容纳的电子总数为,2,n,2,。,电子平行自旋：,电子反平行自旋：,有了,4,个量子数，就可以描述原子中某一电子的运动状态。,描述一个原子轨道要用,3,个量子数，而描述一个原子轨道上运动的电子要用,4,个量子数。,五、,4,个量子数,第一节,核外电子运动的特殊性,量子数小结,主量子数,n,决定原子轨道半径的大小（即电子层）和电子的能量。,角量子数,l,决定电子运动区域或电子云形状，同时也影响电子的能量。,磁量子数,m,决定,电子运动区域,或电子云在空间的伸展方向。,自旋量子数,m,s,决定电子的自旋状态（或自旋方向）。,第二节,第一章 原子结构,核外电子排布规律,第二节,核外电子排布规律,一、多电子原子轨道能级,多电子原子中，原子轨道之间相互排斥，使主量子数相同的各轨道的能级不再相等。因而，多电子原子中的轨道能量由,n,、,l,决定。,.,轨道能级相对高低由,n,和,l,同时决定,（）角量子数相同，主量子数大的能量高。,E,1s,E,2s,E,3s,E,4s,（）主量子数相同,角量子数大的能量高。,E,n,s,E,n,p,E,n,d,E,n,f,（）主量子数和角量子数均不同时,出现能级交错现象。,E,n,s,E,(,n,-2)f,E,(,n,-1)d,E,n,p,第二节,核外电子排布规律,第七组,7s 5f 6d 7p,第六组,6s 4f 5d,第五组,5s 4d 5p,第四组,4s 3d 4p,第三组,3s 3p,第二组,2s 2p,第一组,1s,7,个能级组,鲍林近似能级图如下,：,一、多电子原子轨道能级,第二节,核外电子排布规律,一、多电子原子轨道能级,电子填充左右顺序图,第二节,核外电子排布规律,2.,能级交错的原因,（,1,）屏蔽效应：,指定电子因受其他电子的排斥，使其感受到的核电荷减小的作用。,外层电子对内层电子无屏蔽,内,层电子对外层电子有较强的屏蔽,同层电子间有较弱的屏蔽,（,2,）钻穿效应：,由于电子穿过内层钻到核附近回避其他电子屏蔽，引起能量变化的现象。,n,相同，,l,不同的轨道中的各个电子，钻穿效应的大小为：,n,s,n,p,n,d,n,f,E,n,s,E,n,p,E,n,d,E,n,f,屏蔽效应与钻穿效应共同作用产生能级交错：,l,相同，,n,越大，电子能量越高；,n,相同，,l,越大，,电子能量越高。,一、多电子原子轨道能级,第二节,核外电子排布规律,二、核外电子排布原理,（一）排布规则,1.,能量最低原理,电子总是尽可能先填充能量较低的轨道，然后填充能量较高的轨道。保持体系的能量最低。,2.,泡利,不相容原理,同一原子中没有运动状态完全相同的电子，所以每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。,3,.,洪特规则,在,n,和,l,相同的简并轨道中，电子尽可能以自旋相同的方式分占不同的简并轨道。在等价轨道中电子排布全充满、半充满和全空状态时，体系能量最低最稳定。,全空 半充满 全充满,第二节,核外电子排布规律,1.,核外电子排布式,11 Na,钠,1s,2,2s,2,2p,6,3s,1,12 Mg,镁,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,13 Al,铝,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,1,14 Si,硅,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,2,15 P,磷,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,3,16 Si,硫,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,4,17 Cl,氯,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,5,18 Ar,氩,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,电子结构式,名称,元素,符号,原子,序数,（二）电子的排布,二、核外电子排布原理,第二节,核外电子排布规律,元素轨道表示式：,（二）电子的排布,第二节,核外电子排布规律,.,价电子构型,19 K,钾,Ar 4s,1,20 Ca,钙,Ar 4s,2,21 Sc,钪,Ar 3d,1,4s,2,22 Ti,钛,Ar 3d,2,4s,2,23 V,钒,Ar 3d,3,4s,2,25 Mn,锰,Ar 3d,5,4s,2,26,Fe,铁,Ar,3d,6,4s,2,27 Co,钴,Ar,3d,7,4s,2,28,Ni,镍,Ar,3d,8,4s,2,24,Cr,铬,Ar,3d,5,4s,1,*,Ar,原子实，表示,Ar,的电子结构式,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,。,*,虽先排,4s,后排,3d,，但电子结构式中先写,3d,后写,4s,。,二、核外电子排布原理,（二）电子的排布,第三节,第一章 原子结构,原子的电子层结构和元素周期律,第三节 原子的,电子层结构和元素周期律,一、原子结构与元素周期律的关系,原子的电子层结构呈现周期性变化，因此元素的性质也呈现周期性变化。元素性质呈现周期性变化的规律称为元素周期律。,1.,原子的电子层结构和周期的划分,周期表将所有的元素划分为,7,个横排，其中每,1,个横排为,1,个周期，共,7,个周期。,对应于主量子数,n,的每,1,个取值，就有,1,个能级组，同时也有,1,个周期。,周期表中共有,7,个周期，正好与鲍林能级图中的能级组对应。周期与能级组存在着一一对应关系。,能级组数核外电子层数周期数,第三节 原子的,电子层结构和元素周期律,周期与能级组的关系,能级,能级组,周期,能级组内最,多的电子数,每周期中,的元素数,周期名称,1s,1,1,2,2,特短周期,2s2p,2,2,8,8,短周期,3s3p,3,3,8,8,短周期,4s3d4p,4,4,18,18,长周期,5s4d5p,5,5,18,18,长周期,6s4f5d6p,6,6,32,32,特长周期,7s5f6d7p,7,7,未完成周期,一、原子结构与元素周期律的关系,第三节 原子的,电子层结构和元素周期律,周期表有,18,个纵行，除,Fe,、,Co,、,Ni,三个纵行为一族外，每一个纵行为一个族，共,16,个族，个主族，个副族。,（）主族和,0,族,主族：,A,、,A,、,A,、,A,、,A,、,A,、,A,族,主族序数最外层电子数,0,族：为稀有气体元素,（）副族和,族,副族：,B,、,B,、,B,、,B,、,B,、,B,、,B,族：占了,3,个纵行，电子最后填充在,d,或,f,轨道,.,原子的电子层结构和族的划分,一、原子结构与元素周期律的关系,第三节 原子的,电子层结构和元素周期律,元素周期表根据其外围电子构型分为,5,个区,。,s,区：,n,s,12,。最后的电子填在,n,s,上，包括,IA,、,A,，属于活泼金属，为碱金属和碱土金属。,p,区：,n,s,2,n,p,1,n,s,2,n,p,6,。最后的电子填在,n,p,上，包括,AA,以及,0,族元素，为非金属和少数金属。,d,区：,（,n,-1,）,d,1,9,n,s,12,。最后的电子填在,(,n,-1)d,上，包括,B,B,以及族元素，为过渡金属。,ds,区：,（,n,-1,）,d,10,n,s,12,。,(,n,-1)d,全充满，最后的电子填在,n,s,上，包括,I,B,B,，为过渡金属,(d,和,ds,区金属合起来为过渡金属,),。,f,区：,包括锕系、镧系。,.,区,一、原子结构与元素周期律的关系,第三节 原子的,电子层结构和元素周期律,元素周期表分区,一、原子结构与元素周期律的关系,第三节 原子的,电子层结构和元素周期律,关于元素周期表，可以大胆预测：,（,1,）在,118,号元素之后还能合成许多元素，它们会按照周期律永远排下去。,（,2,）科学家们提出元素周期表有可能向负方向发展，将排在元素周期表的左侧，跟右侧相对称，也会出现类似于镧系和锕系的元素。,（,3,）,有反原子的存在。反物质的存在证明了预测的正确性。,知识链接,一、原子结构与元素周期律的关系,第三节 原子的,电子层结构和元素周期律,二、元素性质的周期性,1.,原子半径,共价半径、范德华半径和金属半径。,.,原子半径的变化规律,（,1,）同一周期元素的原子半径依次变小。,（,2,）同一主族元素的原子半径逐渐增大。,（一）原子半径,基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需的能量,(,第一电离能,I,1,),。同理有,I,和,I,。,1.,同一主族元素的第一电离能自上而下逐渐减小。,2.,同一周期元素的电离能变化总体呈增加趋势。,电离能越小，原子在气态时越易失去电子，金属性越强。,（二）电离能,第三节 原子的,电子层结构和元素周期律,二、元素性质的周期性,基态的气态原子加合（或得到）电子所释放的能量称为电子亲和能。,对气态原子，,E,越大，原子越易得到电子，非金属性越强，金属性越弱；,E,越小，原子越易失电子，非金属性越弱，金属性越强。,分子中原子吸引电子的能力称为元素的电负性。并指定氟的电负性为,4.0,，以此为基准，得出其他元素的电负性。,同周期中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强。,同族中，自上而下，电负性变小，元素的金属性增强。,元素的电负性没有单位。,（三）电子亲和能,（四）电负性,小结,核外电子运动的描述,波函数,和原子轨道、电子云、,4,个量子数。,核外电子的排布规律,多电子原子轨道能级、核外电子排布三原则，即能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则。,原子的电子层结构和元素周期律,原子结构与元素周期律的关系、元素性质的周期性。,第一章 原子结构,