第1章原子結(jié)構(gòu)講述

1、無機化學高職高專化學教材編寫組 編第一章 原子結(jié)構(gòu)“十二五”職業(yè)教育國家規(guī)劃教材高等職業(yè)教育應(yīng)用化工技術(shù)專業(yè)教學資源庫建設(shè)項目規(guī)劃教材1.了解原子核外電子運動狀態(tài)的基本特點，了解原子軌道和電子云的概念；2.掌握描述核外電子運動狀態(tài)四個量子數(shù)的意義及取值規(guī)則，掌握能級的概念；3.掌握核外電子排布的基本原理；4.掌握有效核電荷、原子半徑、電離能、電子親和能、電負性等基本概念及它們與元素性質(zhì)的關(guān)系。第一節(jié)第一節(jié) 原子核外電子的運動狀態(tài)原子核外電子的運動狀態(tài)第二節(jié)第二節(jié) 原子核外電子的排布原子核外電子的排布第三節(jié)第三節(jié) 元素周期律元素周期律第一節(jié)第一節(jié) 原子核外電子的運動狀態(tài)原子核外電子的運動狀態(tài)一、

2、一、核外電子的波粒二象性核外電子的波粒二象性二、二、波函數(shù)和原子軌道波函數(shù)和原子軌道三、三、核外電子的運動狀態(tài)核外電子的運動狀態(tài)玻爾的原子結(jié)構(gòu)理論玻爾的原子結(jié)構(gòu)理論原子的組成原子的組成原原子子原子核原子核核外電子核外電子Z個個質(zhì)子質(zhì)子Z個個中子中子(A-Z)個個AZX原子序數(shù)原子序數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核電核數(shù)核電核數(shù)=核外電子數(shù)核外電子數(shù)原子的質(zhì)量數(shù)原子的質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)中子數(shù)(N) 自自然然界界連連續(xù)續(xù)光光譜譜實實驗驗室室連連續(xù)續(xù)光光譜譜電磁波連續(xù)光譜電磁波連續(xù)光譜氫原子光譜氫原子光譜（原子發(fā)射光譜）真空管中含少量H2(g)，高壓放電，發(fā)出紫外光和可見光 三棱鏡

3、 不連續(xù)的線狀光譜1913年丹麥青年物理學家玻爾(N.Bohhr)提出了原子模型的假設(shè)，被稱為玻爾理論。玻爾理論玻爾理論要點如下： （1）原子中的電子在確定的軌道上運動，這些軌道的能量不隨時間而改變，稱為穩(wěn)定軌道（或定態(tài)軌道）。電子既不吸收能量，也不發(fā)射能量。 （2）電子只有從一個軌道躍遷到另一軌道時，才有能量的吸收和放出。離核越近電子被原子核束縛越牢，其能量越低；反之離核越遠能量越高。 （3）電子從一個定態(tài)軌道跳到另一個定態(tài)軌道，在這過程中放出或吸收能量，其頻率與兩個定態(tài)軌道之間的能量差有關(guān)。電子的波粒二象性 1924 年，法國物理學家de Broglie 指出，微觀粒子都具有波粒二象性。

4、光的干涉、衍射等現(xiàn)象說明光具有波動性；而光電效應(yīng)、光的發(fā)射、吸收又說明光具有粒子性。因此光具有波動和粒子兩重性，稱為光的波粒二象性波粒二象性。 具有波粒二象性的微觀粒子，其運動狀態(tài)和宏觀物體的運動狀態(tài)不同。人們在任何瞬間都不能準確地同時測定電子的位置和動量，它也沒有確定的運動軌道，即測不準原理。二、 波函數(shù)和原子軌道返回薛定諤方程 (續(xù))0)(822222222VEhmzyx 從理論上講，通過解薛定諤方程可得出波函數(shù)，但薛定諤方程的許多解在數(shù)學上是合理的，且運算極為復(fù)雜，只有滿足特定條件的解才有物理意義，用來描述核外電子運動狀態(tài)。求解方程得出的不是一個具體數(shù)值，而是用空間坐標(x,y,z)來描

5、述波函數(shù)的數(shù)學函數(shù)式，一個波函數(shù)就表示原子核外電子的一種運動狀態(tài)并對應(yīng)一定的能量值，所以波函數(shù)也稱原子軌道。波函數(shù)和原子軌道波函數(shù)和原子軌道 1. 1. 概率密度和電子云概率密度和電子云 電子在核外空間各處出現(xiàn)的概率大小，稱為概率密度。 為了形象地表示電子在原子中的概率密度分布情況，常用密度不同的小黑點來表示，這種圖形稱為電子云。黑點較密的地方，表示電子出現(xiàn)的概率密度較大；黑點較稀疏處，表示電子出現(xiàn)的概率密度較小。1s2s2 p s s，p p，d d電子云角度分布剖面圖電子云角度分布剖面圖 兩種圖形基本相似，但有兩點區(qū)別： 原子軌道的角度分布圖帶有正、負號，而電子云的角度分布圖均為正值，通常

6、不標出； 電子云角度分布圖形比較“瘦”些。2 . 2 . 四個量子數(shù)四個量子數(shù) （1）主量子數(shù)）主量子數(shù)(n) 主量子數(shù)是描述核外電子距離核的遠近，電子離核由近到遠分別用數(shù)值n=1,2,3,有限的整數(shù)來表示，而且，主量子數(shù)決定了原子軌道能級的高低，n越大，電子的能級越大，能量越高。n是決定電子能量的主要量子數(shù)。n相同，原子軌道能級相同。一個n值表示一個電子層，與各n值相對應(yīng)的電子層符號如下：n1234567電子層名稱第一層第二層第三層第四層第五層第六層第七層電子層符號KLMNOPQ l l ll 在同一電子層內(nèi)，電子的能量也有所差別，運動狀態(tài)也有所不同，即一個電子層還可分為若干個能量稍有差別、

7、原子軌道形狀不同的亞層。角量子數(shù)就是用來描述原子軌道或電子云的形態(tài)的。的數(shù)值不同，原子軌道或電子云的形狀就不同，的取值受的限制，可以取從0到n-1的正整數(shù)。n n1 12 23 34 4l l0 00 0，1 10 0，1 1，2 20 0，1 1，2 2，3 3（2）角量子數(shù)）角量子數(shù)(l) 每個值代表一個亞層。第一電子層只有一個亞層，第二電子層有兩個亞層，以此類推。亞層用光譜符號等表示。角量子數(shù)、亞層符號及原子軌道形狀的對應(yīng)關(guān)系如下：l1234亞層符號亞層符號sPdf原子軌道或原子軌道或電子云形狀電子云形狀圓球形圓球形啞鈴形啞鈴形花瓣形花瓣形花瓣形花瓣形磁量子數(shù) m 取值受角量子數(shù) l 的

8、影響 ，對于給定的 l ， m 可取： 0， 1， 2，3， ， l，共 2 l + 1 個值。如 l = 3，則 m = 0， 1， 2， 3， 共 7 個值。 m 決定原子軌道的空間取向。 n 和 l 一定的軌道，如 2 p 軌道（ n = 2 ，l = 1 ）在空間有三種不同的取向。（ 3 ） 磁量子數(shù)磁量子數(shù) ( m) 每一種 m 的取值，對應(yīng)一種空間取向。zyx m 的不同取值，或者說原子軌道的不同空間取向，一般不影響能量。3 種不同取向的 2 p 軌道能量相同。 通常把n、l、m都確定的電子運動狀態(tài)稱原子軌道，因此s亞層只有一個原子軌道，p亞層有3個原子軌道，d亞層有5個原子軌道，

9、f亞層有7個原子軌道。磁量子數(shù)不影響原子軌道的能量，n、l都相同的幾個原子軌道能量是相同的，這樣的軌道稱等價軌道或簡并軌道。例如l相同的3個p軌道、5個d軌道、7個f軌道都是簡并軌道。n，l和m的關(guān)系見表1-4。 電子既有圍繞原子核的旋轉(zhuǎn)運動，也有自身的旋轉(zhuǎn)，稱為電子的自旋。 m s 的取值只有兩個，+ 1/2 和 1/2 。電子的自旋方式只有兩種，通常用 “ ” 和 “ ” 表示。所以 ms 也是量子化的。 所以，描述一個電子的運動狀態(tài)，要用四個量子數(shù)： n ， l ， m ， ms 同一原子中，沒有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子存在。（4 4）自旋量子數(shù)）自旋量子數(shù) m ms s【練一練練一

10、練】下列未知量子數(shù)的取值范圍。下列未知量子數(shù)的取值范圍。 （1）n=？，l=2，m=0，ms=+1/2； （2）n=2，l=？，m=-1，ms=-1/2； （3）n=4，l=3，m=0，ms=？； （4）n=3，l=1，m=？，ms=+1/2；第二節(jié)第二節(jié) 原子核外電子的排布原子核外電子的排布一、多電子原子軌道的能級一、多電子原子軌道的能級1. Pauling1. Pauling近似能級圖近似能級圖 一、多電子原子軌道的能級E1sE2sE3s E4s ，E2pE3pE4p E5p ；l 相同時，能級的能量隨n增大而升高；EnsEnpEndEnf 能級分裂能級分裂n 相同時，能級的能量隨l 越大

11、而升高；E4sE3d E4p 能級交錯能級交錯 徐光憲教授徐光憲教授 能級高低的近似原則能級高低的近似原則（n n0.7l0.7l）例如: 第四能級組 4s 3d 4p n0.7l 4.0 4.4 4.7第六能級組 6s 4f 5d 6p n0.7l 6.0 6.1 6.4 6.7 要注意辯證看待要注意辯證看待2.2.屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng) （1）屏蔽效應(yīng)屏蔽效應(yīng)：由于其余電子的存在減弱了核對該電子吸引作用的現(xiàn)象。屏蔽效應(yīng)使得核對電子的吸引力減小，因而電子具有的能量增大。 （2）鉆穿效應(yīng)鉆穿效應(yīng)：外層電子鉆到內(nèi)層空間，靠近原子核，避開內(nèi)層電子的屏蔽，使其能量降低的現(xiàn)象。1.1.保

12、里不相容原理保里不相容原理在一個原子中不可能有4個量子數(shù)完全相同的電子存在。所以同一原子軌道（n,l,m一定）中最多可容納兩個電子，而且自旋必須相反。從保里原理可確定每個電子層（n相同）可允許的 軌道數(shù)為2n2。列表如下：2.2.能量最低原理能量最低原理隨著原子序數(shù)的遞增，電子總是優(yōu)先進入能量最低的能級。 電子填入軌道時遵循的次序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p出現(xiàn)d能級時，按照 ns、(n-1)d、 np 順序出現(xiàn)f能級時，按照 ns、(n-2f)、(n-1)d、 np 順序幫幫助助記記憶憶圖圖 3. 3.洪特

13、規(guī)則洪特規(guī)則 在同一亞層的等價軌道上（n與l相同，m不同） ，電子將盡可能占據(jù)不同的軌道，且自選方向相同。 等價軌道在全空（p0, d0, f0）、全滿(p6, d6, f14 )、半滿(p3, d5, f7 )時是穩(wěn)定的?！揪氁痪毦氁痪殹肯铝懈髟卦拥暮送怆娮臃窒铝懈髟卦拥暮送怆娮臃植际竭`背了什么原理？請正確結(jié)果。布式違背了什么原理？請正確結(jié)果。（1）3Li 1s22p1 （2）7O 1s22s22px22py2 （3）4Be 1s32s11.1.電子排布式電子排布式按電子在原子核外各亞層中分布的情況，在亞層符號的右上角注明排列的電子數(shù)。如35Br，其電子排布式為 1s22s22p63

14、s23p63d104s24p5。可用原子實表示。如35Br ：Ar3d104s24p52.2.軌道表示式軌道表示式 按電子在核外原子軌道中的分布情況，用一個圓圈或一個方格表示一個原子軌道(等價軌道的圓圈或方格連在一起)，用向上或向下箭頭表示電子的自旋狀態(tài)。3.3.用量子數(shù)表示用量子數(shù)表示 按所處的狀態(tài)用整套量子數(shù)表示。原子核外電子的運動狀態(tài)是由四個量子數(shù)確定的，為此可表示如下： 15P（Ne 3s23p3）則3s2這2個電子用整套量子數(shù)表示為3、0、0、+1/2，3、0、0、-1/2；3p3這3個電子用整套量子數(shù)表示為3、1、-1、+1/2，3、1、0、+1/2，3、1、1、+1/2?！揪氁痪?/p>

15、】寫出11Na、20Ca、50Sn、56Ba的電子排布式？寫出碳、氮的軌道表示式？寫出15磷中2s2、3p6上8個電子的整套量子數(shù)？第三節(jié)第三節(jié) 元素周期律元素周期律一、核外電子排布與元素周期律一、核外電子排布與元素周期律二、元素性質(zhì)的周期性二、元素性質(zhì)的周期性一、核外電子排布與元素周期律一、核外電子排布與元素周期律（一）周期與能級組（一）周期與能級組 （1）周期表中的周期數(shù)就是能級組（電子層）數(shù) ； （2）元素所在的周期序數(shù)，等于該元素原子外層電子所處的最高能級組序數(shù)，也等于該元素原子最外電子層的主量子數(shù)； （3）每一周期中的元素隨著原子序數(shù)的遞增，總是從活潑的堿金屬開始（第1周期例外），逐

16、漸過渡到稀有氣體為止。 （1）主族元素 ：凡原子核外最后一個電子填入ns或np亞層上的元素，都是主族元素。其價電子構(gòu)型為ns1 2或ns2np1 6 ，價電子總數(shù)等于其族數(shù)； （2）副族元素：凡原子核外最后一個電子填入（n-1）d或（n-2）f亞層上的元素，都是副族元素，也稱過渡元素。其價電子構(gòu)型為（n-1）d1 10 ns0 2。BB族元素原子的價電子總數(shù)等于其族數(shù)； 【練一練】 已知某元素在周期表中位于第5周期A族，試寫出該元素的電子排布式、名稱和符號。1.1.有效核電荷（有效核電荷（Z Z* *）二、元素性質(zhì)的周期性二、元素性質(zhì)的周期性 核電荷（Z）由于屏蔽效應(yīng)而抵消掉一部分，所剩余的部

17、分正電荷稱為有效核電荷，以Z*表示。（1）金屬半徑：是指金屬晶體中相鄰的兩個原子核間距的一半。（2）共價半徑：是指某一元素的兩個原子以共價鍵結(jié)合時，兩核間距的一半。（3）范德華半徑：是指兩個原子只靠范德華力（分子間作用力）互相吸引時，它們原子間距的一半。 2.2.原子半徑原子半徑(r)(r)共價半徑(a)和金屬半徑(b)示意圖 ab 同一主族元素從上到下原子半徑增大。過渡元素從左到右原子半徑緩慢減??；從上到下原子半徑略有增大。同一周期中原子半徑的遞變按短周期和長周期有所不同。在同一短周期中，由于有效核電荷的逐漸遞增，從左到右原子半徑減??；在長周期中，從左到右原子半徑減小較緩慢。 原子半徑的變化

18、規(guī)律 基態(tài)的氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量。電離能的大小反映了原子失去電子的難易程度，即元素的金屬性的強弱。電離能越大，原子失電子越難；反之，電離能越小，原子失電子越容易。3.3.電離能（電離能（I I） 同一周期從左到右，電離能總的趨勢是逐漸增大。但有些元素的電離能比相鄰元素的電離能高些，出現(xiàn)了異常。 同一主族元素自上而下電離能依次減小。同一副族中，自上而下電離能的變化幅度不大，而且不甚規(guī)則。電離能的變化規(guī)律 基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)負離子所放出的能量。是衡量元素非金屬性強弱的一個重要參數(shù)。電子親和能越大(指放出的能量)，表示元素的原子越容易得到電子，非金屬性就越強

19、，反之，電子親和能越小，元素的原子越難得到電子，元素的非金屬性越弱。 4.4.電子親和能（電子親和能（Y Y） 同周期元素從左到右，電子親和能一般逐漸增大。這是因為有效核電荷遞增，原子半徑遞減，核對電子的引增強，使其得到電子的能力增強。電子親和能在周期表中大致變化規(guī)律電子親和能在周期表中大致變化規(guī)律 原子在化合物中吸引成鍵電子能力的相對強弱以電負性來表示，電負性越大，其原子吸引成鍵電子能力越強，非金屬性越強，反之金屬性越強。常用=2近似的標志金屬和非金屬性。5.5.電負性電負性()()電負性在周期表中大致變化規(guī)律電負性在周期表中大致變化規(guī)律金屬性：金屬性： 原子失去電子成為陽離子的能力；非金屬性：非金屬性： 原子得到電子成為