2 原子结构

原子结构地壳内主要元素的含量名次元素含量百分比(%)总重百分比(%)1氧49.1390.03992硅263铝7.454铁4.205钙3.256～9钠、钾、镁、钛各约占2.49.5物质元素分子原子离子阴离子阳离子宏观：只讲种类，不讲个数。组成构成构成构成构成金属、固非、稀有气体单质多数气体单质共价化合物有机化合物物质的波粒二重性光辐射的量子化光传播的量子化不确定原理物质波的方程物质波的解释原子结构的量子化量子图像量子力学近代原子论发现电子带核原子结构模型轨道原子结构模型电子云模型研究对象核外电子运动状态的描述1、薛定谔方程:•波函数n,l,m,ms(x,y,z,t)•主量子数n:1234…∞•角量子数l:01234…(n-1)•磁量子数m:0±1±2±3…±l2、海森堡的矩阵力学3、密度泛函理论主量子数n:单电子原子中能量完全由它来决定,多电子运动的能量主要由它决定。E=-13.6Z/n2eV(单电子原子中)电子离核的平均距离也由它来决定.对同一原子来说，处于同一主量子数的电子，其离核的平均距离是相同的，其能量也比较接近。这一点正好说明核外电子是分层排布的。n1234567KLMNOPQ角量数l:角量子数确定轨道的形状.l=0时轨道为球形对称，l=1时轨道为哑铃形，l=2时轨道为花瓣形。多电子原子中同主量子数一起决定能量l0123456spdfghi角量子数l说明了电子在核外排布时同一个电子层的电子能量是不一定相等的，即同一电子层中有电子亚层。尽管同一电子层离原子核的平均距离相同，但由于轨道形状上的差异，导致该轨道上的电子受原子核作用的能力不一样，电子之间的作用力不一样，而引起能量上的差异。当然也说明轨道的种类.磁量子数m:磁量子数m决定轨道的伸展方向在外磁场或电场作用下，也参与决定能量。lm001-1，0，12-2，-1，0，1，23-3，-2，-1，0，1，2，34-4，-3，-2，-1，0，1，2，3，4自旋量子数ms从薛定厄方程得到的解最多到轨函，得不到第四个量子数。但在强磁场下的原子光谱的精细结构发现，每条谱线都是由靠得很近的两条谱线组成，这是因为在同一轨道上可以运行两个自旋方向相反的电子。引进了第四个量子数，自旋量子数ms自旋量子数的取值只能是±½，代表自旋的两个方向。男女搭配四个量子数间关系Nl|m|Ms=±½第n电子层有n种轨道第l电子亚层有2l+1个轨道第n电子层有n2=2l+1个轨道第n电子层最多可填充2n2个电子2、波函数角度部分将三维坐标函数转化为球坐标函数：Ψn,l,m（x,y,z）=Rn,l(r).Yl,m(θ,φ)s轨道无方向性Y0，0(θ,φ)p轨道有方向性，有两个部分一正一负反对称，共三个轨道Y1，m(θ,φ)，m=-1,0,1d轨道有方向性，有四个部分，两正两负中心对称，共五个轨道Y2，m(θ,φ),m=-2,-1,0,1,2。轨道角度分布图++xyzzx+zx__y+_spxpypz++++____xzy+__xz+y+__z+ydxydxzdyzddxy22-z2电子云的角度分布xyzzxzxyspxpypzxzyxzyzydxydxzdyzddxy22-z2_d电子云的形状是梅花形，其空间伸展方向有五个（dz2、dzx、dxy、dyz、dx2-y2）。波函数的径向部分径向部分是任意角度下，随离核距离变化波函数值的变化。只有1s轨道径向部分在离核越近时值越大，其余离核越近并不是越大，而是在离核某一距离有最大值。径向部分值也有正负之分，正负只是表示位相的不同，其绝对值才表示其大小。对任意轨道其径向部分与r轴有n-l-1个节点。波函数的径向部分图电子云的径向部分图0510152024r/a01s2s2p3s3p3d0.60.300.240.160.0800.240.160.0800.160.0800.120.080.0400.120.080.040•与波函数径向分布图比较，电子云出现n-l个峰，全是正值，而波函数有正有负。离核越近电子云值并不值越大。•电子云径向部分反映电子在离核某处的球面薄壳层内出现的可能性。电子云总体分布图和电子云界面图电子云图应是角度部分和径向部分的总合。电子云界面图是将电子云密度相等的等密度面画出，且包含其95%的电子云图。S态电子云示意图电子运动状态小结经典力学中，能量、角动量是连续变化的，而在微观世界则是不连续的，电子运动用四个量子数来描述，其能量由两个量子数来描述。经典力学中，质点的运动状态可以同时测定其位置和动量，而在微观世界，则因具有波动性十分显著而有性测不准关系，故只有用波函数来描述，用统计法得出其运动规律，故用电子云来形象描述。波函数被形象地叫为原子轨道，它与宏观的轨道有很大差别，宏观轨道是指运动轨迹，而波函数则是指一个伸宿性很大的区域；而电子云则是电子在某区域出现的可能性。屏蔽效应屏蔽效应是指电子对其它电子的排斥，减弱了原子核对其它电子的吸引力而导致能量升高的现象。内层电子的屏蔽能力强于外层电子；若为同层电子则s电子强于p电子,p电子强于d，d强于f。钻穿效应钻穿效应是指外层电子躲避内层电子屏蔽的现象。从电子云径向分布图可以看出，一些主量子数高的电子在核附近仍有小峰，故能量降低。角量子数大小决定钻穿能力，角量子数越小钻穿能力越强。与主量子数无关。多电子原子的结构Slater规则一套估算屏蔽常数的方法：先将电子按内外次序分组：ns,np一组nd一组nf一组如：1s;2s,2p;3s3p;3d;4s,4p;4d;4f;5s,5p;5d;5f。外组电子对内组电子的屏蔽作用=0同一组，=0.35(但1s，=0.3)对ns,np，(n-1)组的=0.85；更内的各组=1对nd、nf的内组电子=1注：•该方法用于n为4的轨道准确性较好，n大于4后较差。•主量子数越大，其离核平均距离越远，故能量越高。•主量子数一样的时候，角量子数越大能量越高。从电子云的径向部分可以看出，其在核附近出现的可能性越小，故能量越高。核外电子排布多电子原子的核外电子排布可用四个量子数描述，他们遵循以下三条原理：保里不相容原理、能量最低原理及洪特规则。核外电子排布三原则能量最低原理：电子优先占用能量最低的轨道，填满低能量轨道后，再填其余能量最低的轨道。保里不相容原理：在同一个原子内不可能出现四个量子数完全一样的电子。或句话说，每个轨道最多只能填两个电子而且自旋方向必须相反。洪特规则：电子在能量相同的简并轨道上填充时，尽量分占不同的轨道，且自旋方向相同。随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按如下顺序填入核外电子运动轨道，叫做构造原理。1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s6p6d7s构造原理屏蔽效应和钻穿效应的结果使核外电子排布时发生能级交错现象：EnsE(n-1)d，EnsE(n-2)f+2He+10Ne+18Ar原子核电子层核电荷数该电子层上的电子He、Ne、Ar原子的核外电子分层排布示意图N:1s22s22p3O:1s22s22p4Fe(Z=26)：1s22s22p63s23p63d64s2或者[Ar]3d64s2122ssp