高中化学竞赛辅导原子结构省公共课一等奖全国赛课获奖课件.pptx

8.1 氢原子结构氢原子结构8.2 多电子原子结构多电子原子结构8.3 元素周期律元素周期律第八章第八章 原子结构原子结构第1页8.1.1 氢原子光谱与氢原子光谱与BohrBohr理论理论8.1 氢原子结构氢原子结构8.1.5 氢原子激发态氢原子激发态8.1.4 氢原子基态氢原子基态8.1.3 Schrdinger方程与量子数方程与量子数8.1.2 电子波粒二象性电子波粒二象性第2页1.光和电磁辐射8.1.1 氢原子光谱与氢原子光谱与BohrBohr理论理论红 橙 黄 绿 青 蓝 紫第3页2.氢原子光谱HHHH第4页 不连续光谱,即线状光谱 其频率含有一定规律n=3,4,5,6式中 2，n，3.2891015各代表什么意义？经验公式：氢原子光谱特征：第5页3.Bohr理论 三点假设：核外电子只能在有确定半径和能量轨道上运动,且不辐射能量；通常，电子处于离核最近轨道上，能量最低基态；原子取得能量后，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，光频率取决于轨道间能量差。E：轨道能量h：Planck常数第6页n=3 红（H）n=4 青（H）n=5 蓝紫 （H）n=6 紫（H）Balmer线系第7页原子能级Balmer线系第8页RH：Rydberg常数，其值 为2.17910-18J。第9页第10页 借助于氢原子光谱能量关系式可定出氢原子各能级能量：第11页 1924年，Louis de Broglie认为：质量为 m，运动速度为粒子，对应波长为：8.1.2 电子波粒二象性电子波粒二象性 1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射试验，证实电子含有波动性。=h/m=h/p，h=6.62610-34Js，Plank常量。第12页1.Schrdinger方程8.1.3 Schrdinger方程与量子数方程与量子数第13页直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,)转换 222zyxr+=cosrz=qsinsinry=qcossinrx=q()()q,rzyx()()q,YrR=第14页2.四个量子数四个量子数 主量子数主量子数 n 磁量子数磁量子数 m 自旋量子数自旋量子数 ms 角量子数角量子数n=1,2,3,第15页与电子能量相关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；不一样n值，对应于不一样电子层：主量子数n：K L M N O第16页角量子数l：l 取值 0，1，2，3n1 对应着 s,p,d,f.(亚层)l 决定了角度函数形状。磁量子数m：m可取 0，1,2l；其值决定了角度函数空间取向。第17页 n,l,m 一定，轨道也确定 0 1 2 3 轨道 s p d f 比如:n=2，l=0，m=0，2s n=3，l=1，m=0，3pz n=3，l=2，m=0，3dz2思索题：当n为3时,l,m 分别能够取何值？轨道名称怎样?第18页1.总能量2.波函数()0/3041,arear-=pq()()(),YrRr=qjq角度部分：()41,Y=pq()0/3012arearR-=径向部分：8.1.4 氢原子基态氢原子基态第19页第20页是一个球形对称分布角度部分第21页3.波函数物理意义2：原子核外出现电子概率密度。电子云是电子出现概率密度形象化描述。第22页径向分布函数D(r)：空间微体积试问D(r)与2 图形有何区分?第23页1.2s态：n=2,l=0,m=08.1.5 氢原子激发态氢原子激发态第24页节面峰数=nl第25页2.2p态：n=2,l=1,m=+1,0,-1第26页+3060第27页第28页3.3d态：n=3,l=2,m=0,第29页小结：量子数与电子云关系 n：决定电子云大小 l：描述电子云形状 m：描述电子云伸展方向 第30页8.2.1 多电子原子轨道能级多电子原子轨道能级8.2 多电子原子结构多电子原子结构8.2.2 核外电子排布核外电子排布第31页轨道：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：与氢原子不一样,能量不但与n相关,也与l相关;在外加场作用下,还 与m相关。8.2.1 多电子原子轨道能级多电子原子轨道能级第32页1.Pauling近似能级图第33页第34页2.Cotton原子轨道能级图 n 相同氢原子轨道简并性。原子轨道能量随原子序数增大而降低。伴随原子序数增大，原子轨道产生能级交织现象。第35页3.屏蔽效应+2e-e-He+2e-He+2-e-假想He由核外电子云抵消一些核电荷作用。屏蔽效应：为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。Z=Z*，Z*有效核电荷数第36页 进入原子内部空间，受到核较强吸引作用。2s,2p轨道径向分布图3d 与 4s轨道径向分布图4.钻穿效应第37页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电子。Hund 规则 在 n 和 l 相同轨道上分布电子,将尽可能分占 m 值不一样轨道,且自旋平行。8.2.2 核外电子排布核外电子排布第38页半满全满规则：当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。Z=26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 N：1s2 2s2 2p3原子芯第39页8.3.1 原子电子层结构和原子电子层结构和 元素周期系元素周期系8.3 元素周期律元素周期律8.3.2 元素性质周期性元素性质周期性第40页8.3.1 原子电子层结构和元素周期系原子电子层结构和元素周期系第41页 元素周期律：元素以及由它形成单质和化合物性质，伴随元素原子序数(核电荷数)依次递增，展现周期性改变。元素周期表(长表)：周期号数等于电子层数。各周期元素数目等于对应能级组中原子轨道所能容纳电子总数。主族元素族号数等于原子最外层电子数。第42页s 区ns12 p 区ns2np16d 区(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子)f 区(n2)f114(n1)d02ns2结构分区：第43页量子数，电子层，电子亚层之间关系量子数，电子层，电子亚层之间关系每个亚层中每个亚层中轨道数目轨道数目1 3 5 72 6 10 142 8 18 2n2每个亚层最多每个亚层最多容纳电子数容纳电子数每个电子层最多每个电子层最多 容纳电子数容纳电子数主量子数主量子数 n 1 2 3 4电子层电子层 K L M N角量子数角量子数 l 0 1 2 3电子亚层电子亚层 s p d f第44页1.有效核电荷Z*元素原子序数增加时，原子有效核电荷Z*展现周期性改变。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 元素性质周期性元素性质周期性第45页第46页2.原子半径（r）共价半径 van der Waals 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 迟缓减小；从上到下r略有增大。金属半径第47页主族元素主族元素第48页 元素原子半径改变趋势第49页 镧系元素从左到右，原子半径减小幅度更小，这是因为新增加电子填入外数第三层上，对外层电子屏蔽效应更大，外层电子所受到 Z*增加影响更小。镧系元素从镧到镱整个系列原子半径减小不显著现象称为镧系收缩。第50页3.电离能 基态气体原子失去电子成为带一个正电荷气态正离子所需要能量称为第一电离能，用 I 1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能量称为第二电离能，用 I 2表示。E+(g)E 2+(g)+e-I 2E(g)E+(g)+e-I 1比如：第51页第52页 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 增大为主要原因，查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 I1 最小，稀有气体 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 减小迟缓，I 略有增加。第53页4.电子亲和能 元素气态原子在基态时取得一个电子成为一价气态负离子所放出能量称为电子亲和能。当负一价离子再取得电子时要克服负电荷之间排斥力，所以要吸收能量。O(g)+e-O-(g)A1=-140.0 kJ.mol-1O-(g)+e-O2-(g)A2=844.2 kJ.mol-1电子亲和能大小改变周期性规律以下列图：比如：第54页第55页 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 负值增大。卤素 A 展现最大负值，A为正值，稀有气体 A 为最大正值。同一主族：从上到下，规律不很显著，大部分 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正值。A 最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。第56页 原子在分子中吸引电子能力称为元素电负性，用 表示。电负性标度不一样，数据不一样，但在周期系中改变规律是一致。电负性能够综合衡量各种元素金属性和非金属性。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。电负性标度有各种，常见有Mulliken标度()，Pauling标度()和Allred-Rochow 标度()。5.电负性第57页电负性()改变第58页