01电子运动特征

第四章物质结构基础1量子化特征表现为氢原子的光谱：核外电子运动的特殊性里德堡归纳了氢原子的光谱的频率：ν=3.29×1015(2221n1n1)s-1其中n为正整数，且n1n2。玻尔的解释是：能量最低的定态叫基态，能量较高时叫激发态。此时电子运动的:轨道半径r=n2ao(1)电子绕核做圆形轨道运动，有一定能量，称定态。ao电子能量J1021.8218nE核外，不同的轨道有不同的能量(不同定态)这些能量是不连续的。这些不连续的能量值称能级。⑵原子接受能量后，由一种定态(E1)激发到另一种定态（E2）。激发态不稳定，瞬时恢复到基态(或能量较低的定态)—跃迁，同时辐射出光子。所辐射光子的能量为二定态能量之差：hν=E2-E1由此可算得：ν=3.29×1015(222111nn)s-1n=1.2.3.4.5…(正整数）—量子数德布洛依提出：实物粒子具有波性。他给出了一个德布洛依关系式：波-粒二象性2mphhλ例如：一个电子m=9.11×10-11gυ=106m.s-1按德布洛依关系此电子λ=727pm(请你核算！)此λ值与x-射线的相同。电子衍射实验证实了德布洛依波的存在。电子的波性是大量电子（或少量电子的大量）行为的统计结果。所以:物质波是统计波。3统计性归纳起来，核外电子运动有三个特征：1量子化特征——量子数；2波动性——物质波——波函数；3统计性——统计波——电子云。1波函数与原子轨道对于电子波，薛定谔给出个波动方程:0mπ222ψhzψyψψ2)(82222VEx解此方程可得：①系统的能量E；②波函数ψ。原子轨道和电子云ψ是描述电子运动状态的数学函数式,如：0a30100πarψe1解此方程时自然引入三个量子数：n、l、m。只有它们经合理组合,ψn.l.m才有合理解。ψ(1.0.0)=ψ1.0.0=ψ1s称1s轨道;ψ(2.0.0)=ψ2.0.0=ψ2s称2s轨道;ψ(2.1.0)=ψ2.1.0=ψ2p称2p轨道,等等。ψn.l.m称原子轨道(不是轨迹!)。记为:2量子数nlm(主量子数)(角量子数)(磁量子数）1.2.3.…∝0.1.2.…(n-1)0±1±2..±lK.L.M.Ns.p.d.f⑴量子数的取值和符号n电子的能量；电子离核的平均距离—电子层的概念。l原子轨道的形状:s—球形；p—双球形，等在多电子原子中影响能量—电子亚层的概念m原子各形状轨道(电子云)在空间的伸展方向数（每一个m值，对应一个方向）。m值不影响能量。n、l相同,m不同的原子轨道称简并轨道。⑵量子数的意义此外，还有自旋量子数—ms：取值：21,21符号：↑,↓表示：顺、逆时针自旋。(3)电子运动状态的描述*用四个量子数描述电子的运动状态,如:n=2第二电子层。l=12p能级，其电子云呈亚铃形。m=02pz轨道，沿z轴取向。ms=+顺时针自旋。*按四个量子数间的关系，可以确定每一电子层中可能存在的电子运动状态数即每一电子层中的电子数目(表4-2）。3电子云ψ无直观明确的物理意义,它的物理意义是通过来体现的。表示：电子在空间某位置上单位体积中出现的几率—几率密度。2ψ2ψ若用小黑点的疏密表示的大小，可得一黑点图，称电子云。2ψ1s电子云也可以用界面图表示为：●4原子轨道和电子云的图象作为函数式ψ也可以做图。为做图方便，做如下处理：ψ(xyz)—ψ(rθφ)—R(r)Y(θφ)对R做图，称原子轨道的径向分布图；对Y做图，称原子轨道的角度分布图；对R2做图，称电子云的径向分布图；对Y2做图，称电子云的角度分布图。下面分别是s、p、d轨道和电子云的角度分布图：二者的区别：1电子云图无+、-号；2电子云图瘦。1泡利不相容原理：同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两个电子。因此，同一轨道只能容纳两个自旋相反的电子。原子核外电子的分布原则12能量最低原理：基态原子中，电子是尽先占据能量最低的原子轨道。核外电子的分布3洪特规则：等价轨道上的电子，将尽先分占不同轨道而且自旋平行。此外，电子处于全满(s2,p6,d10,f14)、半满(s1,p3,d5,f7)、全空(s0,p0,d0,f0)时统较稳定(洪特规则特例)。*对于氢原子，轨道能级由n来决定；*对于多电子原子，轨道能级由n、l决定。*常用近似能级图表示原子轨道能级的高低规律。原子轨道的能级21近似能级图⑴近似能级图*l相同时，轨道能级随n而增。如：E1sE2sE3s；*n相同时，轨道能级随l而增。如：E3sE3pE3d；*n、l皆不同时，出现“能级交错”现象如：E4sE3dE6sE4fE5dE6p用(n+0.7l)值衡量轨道能量的高低。⑵徐光宪规则如：6s（n+0.7l）6.0；4f———6.15d———6.4；6p———6.7(n+0.7l)值首位数相同的能级为同一能级组,是划分周期的依据。2核外电子的分布(确定每一个电子运动状态)如：7N中的七个电子的分布是21,21,2121,21,210001-10ms000111ml222n12210021——1s22s22p3遵守三原则，按能级高低顺序，再按电子层(n)归并。如：22Ti1s22s22p63s23p63d24s2⑴原子的电子分布式⑵原子的“外层电子构型”如：22Ti1s22s22p63s23p63d24s2原子实[Ar]外层电子构型电子分布式可写为：[Ar]3d24s21s1——————————————1s22s1——————————————2p63s1——————————————3p64s1—3d1-10———————————4p65s1—4d1-10———————————5p66s1—5d1——4f1-14——5d10————6p67s1—6d1——5f1-14——6d10（未完）核外电子分布与周期系1周期系中各元素原子核外电子的分布⑵元素在周期表中的位置周期数=n族号数:主族(A)—ns、np电子数之和;副族(B)—(n-1)d、ns电子数之和(1-7)Ⅷ族—(n-1)d、ns电子数之和(8-10)零族—ns2或ns2np6。2核外电子分布与周期表⑴每周期中元素数该能级组容纳的电子数=2n2⑶元素在周期表中的分区s区——ns1-2—————ⅠA、ⅡAp区——ns2np1-6——ⅢA—ⅦA、0d区—（n-1）d1-8ns2—ⅢB—ⅦB、Ⅷds区—（n-1）d10ns1-2——ⅠB、ⅡBf区—（n-2）f1-14ns2——镧系、锕系3元素性质的周期性⑴原子半径。人为规定的参数,有三种：①共价半径—共价键形成的单质，相邻原子核间距之半；②金属半径—金属晶体中，相邻原子核间距半;③范德华半径—单原子分子晶体中，相邻原子核间距之半。短周期元素：左→右，半径由大→小；上→下，半径由小→大；过渡元素：同周期：两头大，中间小。同族：半径变化缓慢。规律：⑵元素的金属和非金属性决定于电荷z，半径d等。总的情况是：左→右，非金属性增强；上→下，主族,金属性增强；副族,金属性减弱(ⅢB族例外)。规律：主族：左→右，增大；上→下，减小。付族：规律不明显。*电子亲和能E：气态基态原子得电子放出之能量。有E1、E2、E3…之分.⑶元素的电离能、电子亲和能、电负性*电离能I:气态基态原子失电子所需之能量。有I1、I2、I3…之分。规律：不清晰。大体是：左→右，增大。*电负性χ：分子中原子吸引电子的能力。以χ(F)=4.0为基准计算其它元素的电负性。规律：左→右，由小→大；上→下，由大→小。一般以2.0作为金属性的分界。化学键