普通化學(xué)原子結(jié)構(gòu)市公開課獲獎?wù)n件

1、第四章 原子結(jié)構(gòu)主講：李瓊芳10/10/1第四章 原子結(jié)構(gòu)第1頁第1頁 從希臘德膜克利特（Democritus）首先提出“原子”概念，到英國道爾頓（J.Dalton）創(chuàng)建“原子學(xué)說”漫長歲月中，人類結(jié)識了“從哲學(xué)家主觀臆測到科學(xué)家試驗總結(jié)”質(zhì)奔騰。1897年，英國物理學(xué)家湯姆遜（J.J.Thomson）在陰極射線研究中，發(fā)覺“電子是一切原子共有組分”，并測定了電子電荷和質(zhì)量。10/10/2第四章 原子結(jié)構(gòu)第2頁第2頁19，英國物理學(xué)家盧瑟福(E.Rutherford)為理解釋粒子散射試驗，提出了原子行星模型。但事實說明盧瑟福原子模型是極不完善，與宏觀物體運動不同，電子、原子、分子、等微觀粒子有

2、其獨特運動特性。第一節(jié) 微觀粒子運動特性10/10/3第四章 原子結(jié)構(gòu)第3頁第3頁一、物理量不連續(xù)性-量子化、 波爾原子模型19，玻爾(H.D.Bohr)在盧瑟福行星模型基礎(chǔ)上，結(jié)合普朗克(M.Planck)和愛恩斯坦(A.Einstein)思想，提出了氫原子結(jié)構(gòu)玻爾理論。物理量改變不連續(xù)性是質(zhì)量極微小電子、原子、分子、離子等微觀粒子與宏觀物體一主要區(qū)別。量子化 量子 E=hv式中，h=6.62610-34J.s，稱為普朗克常數(shù)10/10/4第四章 原子結(jié)構(gòu)第4頁第4頁玻爾提出了著名玻爾氫原子模型基態(tài)激發(fā)態(tài)躍遷E=hv EV= h當(dāng)電子由n=3,4,5,6等軌道退激到n=2軌道上時，就產(chǎn)生氫原

3、子可見光譜(H,H,H,H)。類氫離子(單電子離子，如：He+,Li2+,Be3+)10/10/5第四章 原子結(jié)構(gòu)第5頁第5頁二、電子波粒象二性波粒二象性E=hv hp= p=mP :動量E :能量V :頻率:波長:速度10/10/6第四章 原子結(jié)構(gòu)第6頁第6頁1924年，巴黎大年輕碩士德布羅依(L.V.DeBroglie)1927年，美國戴維遜和革末，英國小湯姆遜分別通過電子衍射試驗，證實了電子波存在。這些實物粒子波統(tǒng)稱為物質(zhì)波或德布羅依波。1929年，德布羅依榮獲諾貝爾物理獎，不久之后，戴維遜和革末也雙雙取得諾貝爾獎1927年，德國物理學(xué)家海森堡從理論上證實，要想同時準確測定運動微粒位置和

4、動量（或速度）是不也許。這就是微觀體系測不準關(guān)系，可用下式表示：10/10/7第四章 原子結(jié)構(gòu)第7頁第7頁p x =hp 和 x分別表示微粒在空間某一方向動量不準量和位置不準量； h是普朗克常數(shù)。顯然， p 和 x呈反比關(guān)系，一個數(shù)值?。y得準），另一個必定大（測不準）。10/10/8第四章 原子結(jié)構(gòu)第8頁第8頁三、波粒二象性統(tǒng)計解釋幾率 幾率密度量子力學(xué)任何微觀體系運動狀態(tài)都能夠用一個波函數(shù)進行描述，微觀粒子在空間某點出現(xiàn)幾率密度可用波函數(shù)平方2來表示。10/10/9第四章 原子結(jié)構(gòu)第9頁第9頁第二節(jié) 波函數(shù)和單電子原子結(jié)構(gòu) 一、 波函數(shù) 量子數(shù) （1）主量子數(shù) （2）角量子數(shù) （3）磁量子

5、數(shù) （4）自旋量子數(shù) 二、電子云和徑向分布圖10/10/10第四章 原子結(jié)構(gòu)第10頁第10頁一、 波函數(shù) 量子數(shù)1926年，奧地利物理學(xué)家薛定諤（Erwinschrodinger）提出了描述微粒運動規(guī)律波動方程，稱為薛定諤方程。薛定諤方程解稱為波函數(shù)。依據(jù)波函數(shù)，即可計算得知電子能量、動量、角動量等，且波函數(shù)平方2表示電子幾率密度，因此說核外電子運動狀態(tài)可用波函數(shù)來進行描述。10/10/11第四章 原子結(jié)構(gòu)第11頁第11頁定態(tài)薛定諤方程是量子力學(xué)處理穩(wěn)定體系基本方程，它是一個二階偏微分方程（包括x，y，z三個坐標變量）。10/10/12第四章 原子結(jié)構(gòu)第12頁第12頁 含有三個坐標變量微分方程

6、，解中必定含有三個常數(shù)項，薛定諤方程解中包括n，l，m三個常數(shù)項，為了確保薛定諤方程解含有合理物理意義，三個常數(shù)項取值不可任意，并且含有一定規(guī)則。 薛定諤方程是包括x，y，z三個坐標變量二階偏微分方程，因此它解是包括x，y，z三個坐標變量函數(shù)式，可表示為（ x，y，z），或用球坐標表示為（，）。10/10/13第四章 原子結(jié)構(gòu)第13頁第13頁主量子數(shù) n=1,2,3,等自然數(shù)。主量子數(shù)決定單電子原子中軌道能級。n取值越大，軌道能量越高，電子出現(xiàn)幾率最大區(qū)域離核越遠。通常稱n=1,2,3,4等軌道為第一、二、三、四等電子層軌道，與周期表中K,L,M,N,O,P,Q層相相應(yīng)。在量子力學(xué)中稱能量相同

7、原子軌道為“簡并軌道”。單電子原子中，相同原子軌道為簡并軌道。（1）主量子數(shù)(n)10/10/14第四章 原子結(jié)構(gòu)第14頁第14頁（2）角量子數(shù)(l)l取值受主量子數(shù)限制，l=0,1,2 ,3 ,(n-1)。光譜學(xué)中l(wèi)=0,1,2,3軌道分別稱為s,p,d,f軌道，如n=1,l=0軌道稱為1s軌道，n=2,l=0和n=2,l=1軌道分別稱為2s,2p軌道等。角量子數(shù)與軌道形狀相關(guān)，如s軌道是球形對稱，p軌道呈雙球形（啞鈴形），d軌道呈四花瓣形等。在多電子原子中，l是決定軌道能量高下另一個原因。在同一電子層里，電子能量隨l 值增長而升高，即能量順序是：nsnp nd nf，故l代表電子亞層。同一

8、電子層同一亞層原子軌道含有相同能量，屬于同一個能級。10/10/15第四章 原子結(jié)構(gòu)第15頁第15頁（3）磁量子數(shù)(m)磁量子數(shù)，m與軌道空間伸展方向相關(guān)。m取值受角量子數(shù)l限制：m=0,1,2.3,l共2l+1個值。代表同一個亞層2l+1個不同取向原子軌道，它們是一組能量相同簡并軌道。如對于s軌道(l=0)，m只能取0，即ns軌道只有一條；對于p軌道(l=1)，m可取0,+1,-1，即np軌道有3條；nd,nf軌道各有5條和7條等。取向不同簡并軌道存在，在強磁場中必定發(fā)生能級分裂，即原子光譜一條譜線能夠分裂為條細線。合理地解釋了原子發(fā)射光譜在強磁場中譜線分裂現(xiàn)象。10/10/16第四章 原子

9、結(jié)構(gòu)第16頁第16頁（4）自旋量子數(shù)(ms )1925年烏侖貝克提出了“電子自旋”假設(shè)。他認為電子本身有兩種運動狀態(tài)：正旋和反旋，普通用和表示，它只能取值ms=+1/2或-1/2。10/10/17第四章 原子結(jié)構(gòu)第17頁第17頁軌道輪廓圖10/10/18第四章 原子結(jié)構(gòu)第18頁第18頁二、電子云和徑向分布圖幾率 幾率密度電子在空間幾率密度分布常稱為電子云10/10/19第四章 原子結(jié)構(gòu)第19頁第19頁10/10/20第四章 原子結(jié)構(gòu)第20頁第20頁1s電子云示意圖10/10/21第四章 原子結(jié)構(gòu)第21頁第21頁核外電子幾率和幾率密度是兩個相關(guān)但不同概念。幾率密度是指單位微體積內(nèi)電子出現(xiàn)機會，而

10、幾率通常指在以原子核為球心，半徑為r薄球殼中電子出現(xiàn)機會。為表示核外電子幾率分布，量子力學(xué)中引進徑向分布函數(shù)D概念。以薄球殼半徑r為橫坐標，徑向分布函數(shù)D為縱坐標做圖，所得圖形稱為徑向分布圖，表示電子出現(xiàn)幾率隨球殼半徑改變規(guī)律。10/10/22第四章 原子結(jié)構(gòu)第22頁第22頁10/10/23第四章 原子結(jié)構(gòu)第23頁第23頁10/10/24第四章 原子結(jié)構(gòu)第24頁第24頁第三節(jié) 多電子原子結(jié)構(gòu)一、 屏蔽效應(yīng)和穿透效應(yīng)二、 基態(tài)多電子原子內(nèi)電子排布（一）電子在核外排布原則 1保里（Pauli）不相容原理 2能量最低原理 3洪特規(guī)則（二）原子中電子排布10/10/25第四章 原子結(jié)構(gòu)第25頁第25頁

11、一、 屏蔽效應(yīng)和穿透效應(yīng)在多電子原子中電子是處于原子核吸引和其它電子排斥之中。外部電子將受到內(nèi)部電子向外排斥和遮擋。從而使外部電子受到原子核吸引力削弱，好象核電荷減少了，這種對核電荷抵消作用稱為屏蔽效應(yīng)。10/10/26第四章 原子結(jié)構(gòu)第26頁第26頁粗略地說，越是內(nèi)層電子，對外層電子屏蔽作用越大，同層電子間屏蔽作用較小，外層電子對內(nèi)層電子作用不必考慮。由此可知，當(dāng)l相同，n不同時，n越大能量越高，即E1sE2sE3s；E2pE3pE4p；E3dE4dE5d。因為n越大，電子離核越遠，受其它電子屏蔽越大，能量就越高。10/10/27第四章 原子結(jié)構(gòu)第27頁第27頁主量子數(shù)相同，即n相同電子能量

12、隨l增長而升高。這可從穿透效應(yīng)得到進一步闡明。比較氫原子核外電子徑向分布圖可見：10/10/28第四章 原子結(jié)構(gòu)第28頁第28頁10/10/29第四章 原子結(jié)構(gòu)第29頁第29頁10/10/30第四章 原子結(jié)構(gòu)第30頁第30頁這種因為鉆穿作用而使能量發(fā)生改變現(xiàn)象，稱為穿透效應(yīng)（或鉆穿效應(yīng)）。因此，n相同l不同軌道能量大小次序為： EnsEnpEndEnf 總而言之，因為屏蔽效應(yīng)和穿透效應(yīng)結(jié)果，對于各軌道能級能量高低可概括以下： l 相同，n不同時，n增大，能量升高，即E1sE2sE3s；E2pE3pE4p；E3dE4dE5d。等等10/10/31第四章 原子結(jié)構(gòu)第31頁第31頁 n相同，l不同時

13、， l增大，能量升高，即： EnsEnpEndEnf； 對于n和l都不同能級，比如3d和4s，怎樣確定能級高低呢？徐光憲 (n+0.7l)值越大，能級能量越高。 比如4s，3d和4p(n+0.7l)值依次為4.0，4.4，4.7，可見E4sE3dE4p。它們值第一位數(shù)相同，都是4，合并為一組，成為第四能級組。10/10/32第四章 原子結(jié)構(gòu)第32頁第32頁E4sE3dE4p這種主量子數(shù)較小電子能級高于主量子數(shù)大電子能級現(xiàn)象稱為能級交錯。同樣現(xiàn)象尚有：E5sE4dE5p；E6sE4fE5dE6p等。10/10/33第四章 原子結(jié)構(gòu)第33頁第33頁二、 基態(tài)多電子原子內(nèi)電子排布（一）電子在核外排布

14、原則1保里（Pauli）不相容原理2能量最低原理3洪特規(guī)則對于簡并軌道，電子處于全滿（p6,d10,f14）、半滿（p3,d5,f7）或全空（p0,d0,f0）時，原子能量較低，比較穩(wěn)定。這是洪特規(guī)則特例。10/10/34第四章 原子結(jié)構(gòu)第34頁第34頁（二）原子中電子排布10/10/35第四章 原子結(jié)構(gòu)第35頁第35頁10/10/36第四章 原子結(jié)構(gòu)第36頁第36頁10/10/37第四章 原子結(jié)構(gòu)第37頁第37頁10/10/38第四章 原子結(jié)構(gòu)第38頁第38頁10/10/39第四章 原子結(jié)構(gòu)第39頁第39頁第四節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一、 元素周期表結(jié)構(gòu)二、 元素基本性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)關(guān)系1 原

15、子半徑2 元素電離能3 元素電子親合能4 元素電負性5 元素氧化數(shù)10/10/40第四章 原子結(jié)構(gòu)第40頁第40頁一、 元素周期表結(jié)構(gòu)長式元素周期表共有7行18列。每行稱為一個周期；18列分為16族：-主族、-副族、第族和0族（其中第族共3列）；另外鑭系和錒系列于表下方。10/10/41第四章 原子結(jié)構(gòu)第41頁第41頁10/10/42第四章 原子結(jié)構(gòu)第42頁第42頁10/10/43第四章 原子結(jié)構(gòu)第43頁第43頁二、 元素基本性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)關(guān)系1 原子半徑（r）共價半徑：同種元素原子以共價單鍵結(jié)合時，核間距二分之一稱為共價半徑。金屬半徑：在金屬晶格中兩個相鄰原子核間距二分之一稱為金屬半徑。范德

16、華半徑：單質(zhì)分子型晶體中相鄰分子相鄰原子核間距二分之一稱為范德華半徑。10/10/44第四章 原子結(jié)構(gòu)第44頁第44頁10/10/45第四章 原子結(jié)構(gòu)第45頁第45頁元素一個基態(tài)氣態(tài)原子失去一個電子成為一價氣態(tài)正離子所需要能量，稱元素第一電離能，記為I1。繼續(xù)失去第二、三個電子所需要能量依次稱為元素第二、三電離能。電離能都是正值，單位為J.mol-1。2 元素電離能元素電離能是非常主要數(shù)據(jù)，能夠用來定量闡明元素原子失去電子能力，比較元素金屬性強弱。10/10/46第四章 原子結(jié)構(gòu)第46頁第46頁10/10/47第四章 原子結(jié)構(gòu)第47頁第47頁10/10/48第四章 原子結(jié)構(gòu)第48頁第48頁3

17、元素電子親合能處于基態(tài)時一個氣態(tài)中性原子得到一個電子形成氣態(tài)負一價離子時所放出能量稱為元素第一電子親合能，記為E1，（也記為Y1）。與電離能相同，也有第二、三電子親合能，單位為J.mol-1。元素電子親合能數(shù)據(jù)越大，表示元素氣態(tài)原子取得電子生成負離子傾向越大，即非金屬性越強。10/10/49第四章 原子結(jié)構(gòu)第49頁第49頁10/10/50第四章 原子結(jié)構(gòu)第50頁第50頁4 元素電負性1932年美國化學(xué)家鮑林（Pauling）最早提出電負性概念。電負性是指元素原子在分子中對成鍵電子吸引能力相對大小。指定電負性最大F為4.0，依次比較求得其它元素電負性值。（見下表）10/10/51第四章 原子結(jié)構(gòu)

18、第51頁第51頁10/10/52第四章 原子結(jié)構(gòu)第52頁第52頁5 元素氧化數(shù)1970年國際純正和應(yīng)用化學(xué)聯(lián)合會（IUPAC）較嚴格地定義：氧化數(shù)是某元素一個原子荷電數(shù)，這個荷電數(shù)可由假設(shè)把每個鍵中電子指定給電負性更大原子而求得。依據(jù)以上定義，能夠得出下列決定氧化數(shù)規(guī)則：在離子型化合物中，元素原子荷電數(shù)即為陰陽離子 電荷，因此，元素原子氧化數(shù)等于該元素原子離子電荷數(shù)。比如，NaCl中Na+帶一個單位正電荷，Na氧化數(shù)為+1。Cl-帶一個單位負電荷，Cl氧化數(shù)為-1。10/10/53第四章 原子結(jié)構(gòu)第53頁第53頁在共價化合物中，共用電子對偏向于電負性大元素原子后，在兩個原子中留下表觀電荷數(shù)，即為它們氧化數(shù)。比如，在HCl中，H原子形式上能夠認為它帶一個單位正電荷，H氧化數(shù)為+1；Cl原子形式上帶一個單位負電荷，Cl氧化數(shù)為-1。在中性分子中各元