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1、8.1 原子结构的Bohr理论,8.2 微观粒子运动的基本特征,8.3 氢原子结构的 量子力学描述,第八章 原子结构(atomic structure),8.4 多电子原子结构,8.5 元素周期表,8.6 元素性质的周期性,第二篇 物质结构基础http:/ 历史的回顾,8.1.3 Bohr原子结构理论,8.1.2 氢原子光谱,8.1 原子结构的Bohr理论,8.1.1 历史的回顾,Dalton原子学说 (1803年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Rutherford核式模型 (1911年)Bohr电子分层排布模型 (1913年)量子力学模型(1926年),1.光和电磁辐射,8
2、.1.2 氢原子光谱,红 橙 黄 绿 青 蓝 紫,2.氢原子光谱,H,H,H,H,不连续光谱，即线状光谱 其频率具有一定的规律,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：,8.1.3 Bohr原子结构理论,Plank量子论(1900年)：微观领域能量不连续。Einstein光子论(1905年)：光子能量与光的频率成正比 h 光子的能量 光的频率 hPlanck常量， h =6.62610-34Js,Bohr理论(三点假设)： 核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量； 通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低基态；原子获
3、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，光的频率取决于轨道间的能量差。,E：轨道能量,原子能级,n = 3 红（H）n = 4 青（H ）n = 5 蓝紫 （ H ）n = 6 紫（H ）,Balmer线系,其它线系,式中： RH 为Rydberg常数，其值：,能级间能量差,RH = 2.17910-18J,氢原子各能级的能量：,8.2.1 微观粒子的波粒二象性,8.2.2 不确定原理与微观粒子 运动的统计规律,8.2 微观粒子运动的基本特征,1924年，de Broglie关系式,1927年，Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，
4、证实电子具有波动性。,E=h , p =h/,8.2.1 微观粒子的波粒二象性,8.2.2 不确定原理与微观粒子 运动的统计规律,1927年，Heisenberg不确定原理,x微观粒子位置的测量偏差p微观粒子的动量偏差微观粒子的运动不遵循经典力学的规律。,微观粒子的波动性与粒子行为的统计性规律联系在一起，表现为：,微观粒子的波动性是大量微粒运动表现出来的性质，即是具有统计意义的概率波。,8.3.2 量子数,8.3 氢原子结构的量子力学描述,8.3.3 概率密度与电子云,8.3.4 原子轨道与电子云 的空间图像,球坐标(r,)与直角坐标系的关系,(r,) = R(r)Y(,),坐标变换,1. 主
5、量子数 n,n =1, 2, 3, 4, 5, 6 正整数,8.3.2 量子数,对应 K, L, M, N, O, P 电子层,与电子能量有关，对于氢原子而言，电子能量唯一决定于n。,n愈大，电子离核平均距离愈远，能量愈高。,l = 0，1，2，3, 4,(n1)对应着 s, p, d, f, g. 电子亚层 l 受 n 的限制：n=1，l=0；1s亚层。n=2，l=0,1；2s, 2p亚层。n=3，l=0,1,2；3s, 3p, 3d亚层。n=4，l=0,1,2,3；4s, 4p, 4d,4f亚层。,2. 角量子数 l,m = 0，1, 2， 3 l ； m决定原子轨道在核外的空间取向。l=
6、0， m =0，s轨道为球形，只一个取向；l=1， m =0,1，代表pz , px和py3个轨道；l=2， m =0,1, 2，代表d亚层有5个取向的轨道：,3. 磁量子数m,4. 自旋量子数 ms,电子自旋现象的实验装置,n=1，l=0，m=0,即1s轨道；,2s 轨道；,2pz 轨道；,轨道；,其中，,氢原子的基态：n=1，l=0，m=0,式中，a0=52.9pm，称为Bohr半径。,球形对称。,角度部分,电子云是电子出现概率密度的形象化描述。,8.3.3 概率密度与电子云,：原子核外电子出现的概率密度。,节面数=n1,1s,2s,1s电子云的等密度面图。 数字表示曲面上的概率密度。,1
7、s电子云的界面图。 界面内电子的概率90%。,D(r)径向分布函数。,空间微体积,1s态的 最大值出现在近核处，,1s态的D(r)最大值出现在52.9pm处。,氢原子的各种状态的径向分布图,N峰=nl,1s,2s,3s,2p,3p,3d,8.3.4 原子轨道与电子云的空间图像,原子轨道和电子云的角度分布图：,原子轨道和电子云的角度分布图：,原子轨道和电子云的角度分布图：,小结：,n：决定电子云的大小,l：决定电子云的形状,m：决定电子云的伸展方向,一个原子轨道可由n,l,m 3个量子数确定。,一个电子的运动状态必须用n,l,m,ms 4个量子数描述。,8.4.1 多电子原子轨道能级,8.4.2
8、 核外电子的排布,8.4 多电子原子结构,1.Pauling近似能级图,8.4.1 多电子原子轨道能级,E1s E2s E3s E4s ,Ens Enp End Enf “能级分裂”,E4s E3d E4p “能级交错”。 (n + 0.7l),l 相同的能级的能量随 n 增大而升高。,n 相同的能级的能量随 l 增大而升高。,徐光宪的能级高低的近似原则： n + 0.7l 例如：第四能级组 4s 3d 4pn + 0.7l 4.0 4.4 4.7 第六能级组 6s 4f 5d 6pn + 0.7l 6.0 6.1 6.4 6.7,2.Cotton原子轨道能级图,n 相同的氢原子轨道的简并性。
9、原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。随着原子序数的增大，原子轨道产生能级交错现象。,3.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,有效核电荷Z*,电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。,4.钻穿效应,n相同时，l愈小的电子，钻穿效应愈明显：nsnpndnf，EnsEnpEnd Enf 。,钠原子的电子云径向分布图,8Z20：4s对K，L内层原子芯钻穿大， E4sE3d Z21 ：4s对原子芯钻穿效应相对变小， E4sE3d,3d和4s对1s2s2p原子芯的钻穿,3d和4s对1s2s2p3s3p原子芯的钻穿,1. 基态原子的核外电子排布原
10、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的电子。,Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。,8.4.2 核外电子的排布,半满全满规则：,C：1s2 2s2 2p2,He、Ar原子芯,N：He 2s2 2p3,Z=24,Z=29,Cu：,全满：p6，d10，f14；半满：p3，d5，f7；全空：p0，d0，f0。,2. 基态原子的核外电子排布,基态原子的核外电子在各原子轨道上排布顺序：,1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,
11、4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p,出现d轨道时，依照ns,(n-1)d,np顺序排布；d,f轨道均出现时，依照ns, (n-2)f,(n-1)d,np顺序排布。,帮助记忆图,Z=11，Na：1s22s22p63s1或Ne 3s1 ，Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或Ar 4s2 ，Z=50，Sn： Kr 4d105s2 5p2，Z=56，Ba： Xe 6s2 。价电子：例如：Sn的价电子排布式为： 5s2 5p2 。,8.5.1 元素的周期,8.5.2 元素的族,8.5 元素周期表,8.5.3 元素的分区,8.5.1 元素的周期,元素周
12、期表中的七个周期分别对应7个能级组,8.5.2 元素的族,第1，2，13，14，15，16和17列为主族，即,A,A,A,A,A,A,A。 主族：族序数=价电子总数 稀有气体(He除外)8e为A,通常称为零族， 第37，11和12列为副族。即, B,B,B,B,B,B和B。 前5个副族的价电子数=族序数。 B,B根据ns轨道上电子数划分。 第8,9,10列元素称为族，价电子排布（n-1)d6-8ns2。,8.5.3 元素的分区,元素周期表中价电子排布类似的元素集中在一起，分为5个区，并以最后填入的电子的能级代号作为区号。,s 区：ns12 p 区：ns2np16d 区：(n1)d110ns12
13、 (Pd无 s 电子)(ds区： (n1)d10ns12 )f 区：(n2)f014(n1)d02ns2,8.6.1 原子半径,8.6.2 电离能,8.6.3 电子亲和能,8.6 元素性质的周期性,8.6.4 电负性,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 缓慢减小； 从上到下r略有增大。,金属半径,8.6.1 原子半径,主族元素半径变化,元素的原子半径变化趋势,r变化受两因素的制约： 核电荷数增加，引力增强， r变小； 核外电子数增加，斥力增强， r变大； 增加的电子不足以完全屏蔽核电荷； 左右，有效核电荷Z*增加， r变小。,同一周期：,长周期：电子填入(n-1)d层，屏蔽作用大， Z*增加不多， r减小缓慢。 B,B ：d10构型,屏蔽显著, r略有增大。 镧、锕系：电子填入(n-2)f亚层，屏蔽作用更大， Z*增加更小， r减小更不显著。,
