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1、第三章 原子结构3-1 原子核外电子运动状态电子围绕原子核高速运转， 从最简单的原子氢光谱开始研究1.氢原子光谱 （1）实验事实：当极少量的高纯氢 气在高真空玻璃管中，加入高电压 使之放电，管中发出光束，使这种 光经过分光作用。在可见光区得到 四条颜色不用的谱线，如下图所示 ，这种光谱叫做不连续光谱或线状 光谱。所有的原子光谱都是线性光 谱。 1.氢原子光谱 （2）实验总结： 1885年，瑞士一位中学物 理教师J.J.Balmar(巴尔多)指出，上述谱线的频 率符合下列公式： =3.2891015( )s-1 由此公式可算出： 当n3时，是H的频率 当n4时，是H的频率 当n5时，是H的频率当
2、n6时，是H的频率 2.Bohr理论： 1913年，丹麦物理学家N.Bohr首次 认识到氢原子光谱与结构之间的内 在联系，并提出了氢原子结构模型 。并用经典的牛顿 力学推导了结论(1)Bohr的原子结构理论的三点假设 : 原子核外的电子只能在有确定的半径和能量的轨道上运动。电子在这些轨道上运动时并不辐射能量。 在正常情况下，原子中的电子尽可能处在离核最近的轨道上 。这时原子的能量最低，即原子处于基态。当原子受到辐射 ，加热或通电时获得能量后电子可能跃迁到离核较远的轨道 上去。即电子被激发到高能量的轨道上，这时原子处于激发 态。 处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上， 同时释放出光
3、能。光的频率 式中：E1离核较近的轨道的能量E2离核较远的轨道的能量 2.Bohr理论： 轨道 基态、激发态 引入量子数n，1、2、3Bohr在其三点假设的基础上，运用牛顿力学定律 推算出下列关系式： r=a0n2 E= KJ.mol1 =3.291015( )s-1 (n190；界面外电子出现的几率10（可 忽略不计）。 3.电子云径向分布图 (2)径向分布函数图： 1)径向分布函数： 几率几率密度体积 对1s电子，在离核距离为r，厚度为dr的薄球壳内出现的几率 dV，而球面的面积A4r2，则球壳的体积dV 4r2dr，如右图所示。所以电子在球壳内出现的几率 .4r2dr令D（r）4r2 ，
4、则D（r）叫做电子云的径向分布函数， 它是r的函数。它表示电子在核外空间出现的几率随r的变化 情况。 3.电子云径向分布图 (2)径向分布函数图： 2)径向分布函数图： 以D（r）r作图，如下图所示 ： 3.电子云径向分布图 (2)径向分布函数图： 2)径向分布函数图： 由图中可见： 随n增大，电子离核平均距离增大，如1s2s3s, 2p3p4p 当n相同而l不同时，电子离核平均距离较接近，如 3s,3p,3d相差不多。 所以，通常把n相同的原子轨道合并一个电子层，把n 、L都相同的原子轨道合并为一个电子亚层。 多电子原子结构 多电子原子轨道的能级 多电子原子核外电子排布和周 期系 多电子原子
5、轨道的能级: 在已发现 的109种元素中，H原子（类氢 原子 ）核外只有一个电子，只存在电子与原子 核的作用，可以解Schodinger方程得到精 确解。除此之外的其他原子，均是多电子 原子。不仅存在电子与核的作用，且存在 电子之间的相互作用，难以用Schodinger 方程得到精确解。只能用光谱实验 的数据 ，经过 理论分析得到。 1.屏蔽效应以He原子为例：He原子核外有2个电子，因此，He 原子中存在：核外电子的作用；电子与电子之 间的作用，情况比H原子复杂的许多。Slater屏 蔽模型把电子2对电 子1的作用，看做电子2抵清 了一部分核电荷对电 子1的作用，即电子2对电 子1有屏蔽作用
6、（同样地电子1对电 子2也有屏蔽 作用），这样 ，实际 作用于电子1（或电子2） 地核电荷叫做有效核电荷（Z*），因此，多电 子原子轨道的能级为2.Pauling近似能级图 LPauling（贝尔化学奖获得者）根据光谱试验 数据 及理论计算结果，总结出多电子原子的近似能级图: 近似能级组周期 7s,5f,6d,7p7 6s,4f,5d,6p6 5s,4d,5p5 4s,3d,4p4 3s,3p3 2s,2p2 1s12.Pauling近似能级图 由图可见： l相同时，能级高低由n决定:如E1sE22sE3s E2pE3pE4pE3dE4dE5d n相同，l不同时，随l增大，E增大:如： Ens
7、EnpEnpEnf. n和l均不同时，出现能级交错：如： E4sE3dE4p 1.核外电子排布的三原则 能量最低原理：电子在原子轨道上的分布，要 尽可能使整个原子系统的能量最低（即电子将 优先占据能量最低的原子轨道，这样 的原子处 于基态）。 Pauling不相容原理：同一原子中不能有四个量 子数完全相同的两个电子（每个原子轨道至多 容纳两个自旋方式相反的电子）。 1.核外电子排布的三原则 hund规则 ：在相同n和相同l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 。 如C原子：1s22s22p2: 而不是: 2.原子的核外电子分布式和外层电 子分布式 根据Pauling近似
8、能级和电子分布三原则进行分布： 如25Mn： 电子分布式：1s22s22p63s23p63d54s2 外层电 子分布式：3d54s2 如82Pb: 电子分布式：1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f14 外层电 子分布式：6s26p2 3.离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构 型） 1.正离子：原子变成正离子时依次从最外层失去电子 。 如Mn2：1s22s22p63s23p63d5 外层电子分布式：3s23p63d5 电子构型：917电子构型 如19K：1s22s22p63s23p6(4s1) 外层电子分布式：3s23p6 电子构型：8电子构型3.离子的电子分
9、布式与外层电子分布式（离子的电子构 型） 1) 正离子：原子变成正离子时依次从最外层失去电子 。 Pb2+：1s22s22p63p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2 外层电子分布式：5s25p65d106s2电子构型：182电子构型。 47Ag：1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 外层电子分布式:4s24p64d10 电子构型:18电子构型 3.离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构 型） 2)负离子： 如16s：1s22s22p63s23p4 s2：1s22s22p63s23p6 外层电子分布式：3s23p6 电子构型：8电子构型
10、4.核外电子分布和周期系 原子核外电子分布的周期性是元素周 期律的基础。而元素周期表是周期 律的表现形式。周期表有多种表现 方式。周期表有多种形式。现常用 的是长式周期表。 4.核外电子分布和周期系 (1)元素周期系 1)元素周期表（长式）： v周期：周期号数元素的电子层数 v族： 主族和IB，B族：族号数最外层电子数 BB族：族号数（n1）d电子数最 外层电子数 族：（n1）d电子数ns电子数810 零族：最外层电子数8（He为2）4.核外电子分布和周期系 (1)元素周期系: 2)周期系分区： 区包含的族列层电子构型sIAA ns12 pA A,0ns2np16 dB(除镧系锕系) B, (
11、n-1)d18ns2 (有 例外) f镧系,锕系(n-1)f114ns2 (更 多例外)4.核外电子分布和周期系 (2)周期系分区和离子的电子构型: 8电子构型：S区正离子，p区负离子（Li为2电子 构型） 917电子构型：d区正离子 18电子构型：ds区。（1价IB族和2价B族离 子） 182电子构型：P区正离子 元素性质的周期性变化 元素的性质通常包括元素的氧化 值，金属性和非金属性以及化合物的 酸碱性。氧化还原性，而金属性和非 金属性可用电离能，电子亲合能，电 负性来衡量。同时，原子的有效核电 荷和原子半径都影响元素的金属性和 非金属性。 元素性质的周期性变化 原子半径和有效核电荷的周期递变性 电负性（X） 1.原子半径 由于电子层没有明确的界限，原子核到最 外层的距离难以确定。人们假定原子 呈球形。能够较准确测定相邻原子的 核间距。但原子的存在形式不同，故 原子半径可分为：1.原子半径 (1)共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结 合时，其核间距的一半，叫做该原子的共价半 径。 如:1.原子半径 (2)金属半径：金属单质 晶体中，两个相邻 金属原子核间的一半，叫金属半径。 (3)范德华半径：稀有气体形成的单原子分 子晶体中，两个同种原子核间的一半，叫 作范德华半径。
