第二篇物质结构基础PPT课件

《第二篇物质结构基础PPT课件》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第二篇物质结构基础PPT课件（76页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。

1、8.1 原子结构的原子结构的Bohr理论理论8.2 微观粒子运动的基本特征微观粒子运动的基本特征8.3 氢原子结构的氢原子结构的 量子力学描述量子力学描述第八章第八章 原子结构原子结构8.4 多电子原子结构多电子原子结构8.5 元素周期表元素周期表8.6 元素性质的周期性元素性质的周期性第二篇第二篇 物质结构基础物质结构基础8.1.1 历史的回顾历史的回顾8.1.3 Bohr原子结构理论原子结构理论8.1.2 氢原子光谱氢原子光谱8.1 原子结构的原子结构的Bohr理论理论8.1.1 历史的回顾历史的回顾 Dalton原子学说 (1803年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Ru

2、therford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8.1.2 氢原子光谱氢原子光谱红 橙 黄 绿 青 蓝 紫2.氢原子光谱HHHH 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原子结构理论原子结构理论Planck量子论(1900年)：微观领域能量不连续。Einstein光子论(1903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 =6.62610-34JsBohr理论(三点

3、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线系其他线系式中： 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微观粒子的波粒二象性8.2.2 不确定原理与微观粒子不确定原理与微观粒子 运动的统计规律运动

4、的统计规律8.2 微观粒子运动的基本特征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，证实电子具有波动性。8.2.1 微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性E=h , p =h/ 8.2.2 不确定原理与微观粒子不确定原理与微观粒子 运动的统计规律运动的统计规律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

5、概率波。8.3.2 量子数量子数8.3 氢原子结构的量子力学描述氢原子结构的量子力学描述8.3.3 概率密度与电子云概率密度与电子云8.3.4 原子轨道与电子云原子轨道与电子云 的空间图像的空间图像8.3.1 Schrodinger方程与波函数方程与波函数8.3.1 Schrodinger方程与波函数方程与波函数h：Planck常量球坐标(r,)与直角坐标系的关系 222zyxr+=cosrz =qsinsinry =qcossinrx=q(r,) = R(r)Y(,)坐标变换：02：01. 主量子数主量子数 n n =1, 2, 3, 4, 5, 6 正整数8.3.2 量子数量子数对应 K,

6、 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. 角量子数角量子数 lm = 0，1, 2， 3 l ； m决定原子轨道在核外的空间取向。l=0， m =0，s轨道为球形，只一个取向；l=1， m =0,1，代表pz , px和py

7、3个轨道；l=2， m =0,1, 2。代表d亚层有5个取向的轨道：3. 磁量子数磁量子数mn主层l亚层m原子轨道1 K 0 1s 01s2 L012s2p00,12s2pz,2px,2py3 M 0123s3p3d00,10,1, 23s3pz,3px,3py4 N 01234s4p4d4f00,10,1, 20,1, 2, 34s4pz,4px,4py4. 自旋量子数自旋量子数 ms电子自旋现象的实验装置原子的单电子波函数，又称原子轨道波函数，例如：n=1，l=0，m=0即1s轨道；2s 轨道；2pz 轨道；轨道；0/301area-=p其中，()41,Y=pq( )0/3012arear

8、R-=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 概率密度与电子云概率密度与电子云：原子核外电子出现的概率密度。节面数=n11s2s 1s电子云的等密度面图。 数字表示曲面上的概率密度。 1s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=nl1s2s3s2p3p3d8.3.4 原子轨道与电子云的空间图像原子轨道与电子云的空间图像Y(,) 原子轨道和电子云的角

9、度分布图：xxyyzz原子轨道和电子云的角度分布图：xyxyyzyzxzxz原子轨道和电子云的角度分布图：z2z2x2-y2x2-y2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多电子原子轨道能级8.4.2 核外电子的排布核外电子的排布8.4 多电子原子结构多电子原子结构1.Pauling近似能级图8.4.1 多电子原子轨道能级多电子原子轨道能级 E1s E2s E3s E4s Ens Enp End Enf “能级分裂” E4

10、s E3d E4p “能级交错”。 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 6.72.Cotton原子轨道能级图 n 相同的氢原子轨道的简并性。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+2e-e-He+2e-He+2-e-假想He由核外电子云抵消一些核电荷的作用。屏蔽效应：为屏蔽常数，可用 Slat

11、er 经验规则算得。Z= Z*，Z* 有效核电荷数有效核电荷Z* H He1s 1 1.70 Li Be B C N O F Ne1s 2.70 3.70 4.70 5.70 6.70 7.70 8.70 9.702s,2p 1.30 1.95 2.60 3.25 3.90 4.55 5.20 5.85 Na Mg Al Si P S Cl Ar1s 10.70 11.70 12.70 13.70 14.70 15.70 16.70 17.702s,2p 6.85 7.85 8.85 9.85 10.85 11.85 12.85 13.853s,3p 2.20 2.85 3.50 4.15 4

12、.80 5.45 6.10 6.75 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， E4sE3d3d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则 能量最低原理 电子在原子轨道中的排布，要尽可能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

13、 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 核外电子的排布核外电子的排布半满全满规则：C：1s2 2s2 2p2He、Ar原子芯N：He 2s2 2p31s2s2pZ=24Z=29Cu：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,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

14、,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 元素的周期元素的周期8.5.2 元素的族元素的族8.5 元素周期表元素周期表8.5.3 元素的分区元素的分区8.5.1 元素的周期元素的周期元素周期表中的七个周期分别对应7个能级组周期特点能级组对应的能级原子轨道数元素数一二三四五六七特短周期短周期短周期长周期长周期特长周期不完全周期123456

15、71s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p144991616288181832应有328.5.2 元素的族元素的族 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

16、入的电子的能级代号作为区号。VIIIs 区：ns12 p 区：ns2np16d 区：(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子)ds区： (n1)d10ns12 f 区：(n2)f014(n1)d02ns28.6.1 原子半径原子半径8.6.2 电离能电离能8.6.3 电子亲和能电子亲和能8.6 元素性质的周期性元素性质的周期性8.6.4 电负性电负性共价半径 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 原子半径原子半径rrr H He37 122 Li Be B C N O

17、 F Ne 152 111 88 77 70 66 64 160 Na Mg Al Si P S Cl Ar186 160 143 117 110 104 99 191 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr227 197 161 145 132 125 124 124 125 125 128 133 122 122 121 117 114 198 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe248 215 181 160 143 136 136 133 135 138 1

18、44 149 163 141 141 137 133 217 Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po 265 217 173 159 143 137 137 134 136 136 144 160 170 175 155 153 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb 188 183 183 182 181 180 204 180 178 177 177 176 175 194元素的原子半径 r (单位：pm) 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，

19、 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。 镧系收缩：镧系元素从镧(La)到镱(Yb)原子半径依次更缓慢减小的事实。r/pmr/pmr/pm同一族： 主族：从上到下，外层电子构型相同， 电子层增加的因素占主导，r增加。 副族：第四周期到第五周期， r增大， 第五周期到第六周期， r接近。 基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所

20、需要的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的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例如：8.6.2 电离能电离能e-e-e-ZI1/(kJmol-1)0 10 20 30 40 50同一周期： 短周期： I 增大。 I1(A)最小， I1 (稀有气体)最大。 长周期的前半部分I增加缓慢。 N,P,As,Sb,Be,Mg电离能较大(半满、全满)同一族：I 变小。 元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子

21、再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。O (g) + e - O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1O- (g) + e - O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1例如：8.6.3 电子亲和能电子亲和能同一周期：从左到右， A 的负值增加，卤素的 A 呈现最大负值。 A (A)为正值， A(稀有气体) 为最大正值。同一族：从上到下，大多 A的负值变小。 A(N)为正值。 A 的最大负值不出现在 F 原子而在 Cl 原子。 原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 表示。电负性大小规律：8.6.4 电负性电负性同一周期：从左到右， 增大。

22、同一主族：从上到下， 变小。 电负性的标度有多种，常见的有 ：Pauling标度( )， Mulliken标度 ( ) ，Allred-Rochow 标度( )，Allen标度( )。式中：m,n分别为p轨道，s轨道上 的电子数。 Ep,Es分别为p轨道，s轨道上 电子的平均能量。 H2.18 Li Be B C N O F 0.98 1.57 2.04 2.55 3.04 3.44 3.98 Na S Cl0.93 2.58 3.16 K Se Br0.82 2.55 2.96 Rb Te I0.82 2.10 2.66 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 1.36 1.54 1.63 1.66 1.55 1.80 1.88 1.91 1.90 1.65 Y Zr1.22 1.33 Lu Hf1.20 1.30电负性( )