高中化学物质结构原子结构竞赛课件

一、原子结构与元素周期率氢原子光谱(1)氢原子光谱太阳光或白炽灯发出的白光，通过玻璃三棱镜时，所含不同波长的光可折射成红、橙、黄、绿、青、蓝、紫等没有明显分界线的光谱，这类光谱称为连续光谱。原子（包括氢原子）得到能量（高温、通电）会发出单色光，经过棱镜分光得到线状光谱。即原子光谱属于不连续光谱。每种元素都有自己的特征线状光谱。氢原子光谱的特征：★不连续光谱，即线状光谱。★其频率具有一定的规律。Balmer经验公式：n=3,4,5,6原子结构模型：球、西瓜模型、行星模型、波尔理论（2）玻尔理论•1913年丹麦物理学家Bohr发表了原子结构理论的三点假设：•▲核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动，且不辐能量。•▲通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低—基态；原子得能量后，电子被激发到高能轨道上，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。3、微观粒子的波粒二象性1924年，法国年轻的物理学家L.deBroglie指出，对于光的本质的研究，人们长期以来注重其波动性而忽略其粒子性；与其相反，对于实物粒子的研究中，人们过分重视其粒子性而忽略了其波动性。L.deBroglie从Einstein的质能联系公式E=mc2和光子的能量公式E=h的联立出发，进行推理：hmcchmchmc22hP用P表示动量，则P=mc，故有公式式子的左侧动量P是表示粒子性的物理量，而右侧波长是表示波动性的物理量。二者通过公式联系起来。hP感光屏幕薄晶体片衍射环纹电子枪电子束1927年，德国人Heisenberg提出了测不准原理。该原理指出对于具有波粒二象性的微观粒子，不能同时测准其位置和动量。用x表示位置的测不准量，用P表示动量的测不准量，则有vm2hx,2hPx或式中，h普朗克常数6.62610－34J·s，圆周率，m质量，v表示速度的测不准量。这两个式子表示了Heisenberg测不准原理。Heisenberg测不准原理1-3波函数和原子轨道波函数的几何图象可以用来表示微观粒子活动的区域。1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schodinger)提出一个方程，被命名为薛定谔方程。波函数就是通过解薛定谔方程得到的。薛定谔方程)1(0)VE(hm8zyx22222222这是一个偏微分方程式中波函数，E能量，V势能，m微粒的质量，圆周率，h普朗克常数由薛定谔方程解出来的描述电子运动状态的波函数（有时是波函数的线性组合），在量子力学上叫做原子轨道。它可以表示核外电子的运动状态。解出每一个原子轨道，都同时解得一个特定的能量E与之相对应。对于氢原子来说eVnZE226.13式中z是原子序数，n是参数，eV是能量单位。zy－+pypz－zx+zx+s各种波函数的角度分布图zx+px－++－－yxdxy++－－zxdxz++－－zydyz－++－dx2－y2yx－+－+dz2zx电子云电子层、亚层轨道的意义能级的概念氢原子和多电子原子核外的能级电子排布式和轨道表示式洪特规则及特例核外电子运动状态的四个量子数1、电子云•电子云是一个形象的比喻，不是实质性的云雾，不能理解为由无数电子组成的云雾。应该指出，氢原子核外只有一个电子，也仍可以用电子云来描述。电子云表示单位体积内，电子出现的几率密度。单独一个小黑点没有任何意义。•2．电子层、亚层、•①电子层——表示两方面意义：一方面表示电子到原子核的平均距离不同，另一方面表示电子能量不同。K、L、M、N、O、P……电子到原子核的平均距离依次增大，电子的能量依次增高。•②亚层——也表示两方面意义：表示电子云形状和能量不同。•s电子云：球形p电子云：无柄哑铃形•d和f电子云形状复杂。s、p、d、f电子能量依次增高。四个量子数(重点讲授）波函数的下标1，0，0；2，0，0；2，1，0所对应的n，l，m，称为量子数。（1）主量子数n取值1，2，3，4……n为正整数(自然数)，光谱学上用K，L，M，N……表示。意义表示原子轨道的大小，核外电子离核的远近，或者说是电子所在的电子层数。n=1表示第一层(K层)，离核最近。n越大离核越远。单电子体系，电子的能量由n决定eVnZE226.13E电子能量，Z原子序数，eV电子伏特，能量单位，1eV=1.60310－19J对于H原子n=1E=－13.6eVn=2E=－3.40eV……nE=0即自由电子，其能量最大，为0。n的数值大，电子距离原子核远，则具有较高的能量。主量子数n只能取1，2，3，4等自然数，故能量只有不连续的几种取值，即能量是量子化的。所以n称为量子数。（2）角量子数l取值受主量子数n的限制，对于确定的主量子数n，角量子数l可以为0，1，2，3，4……(n－1)，共n个取值，光谱学上依次用s，p，d，f，g……表示。（3）磁量子数m磁量子数m取值受角量子数l的影响，对于给定的l，m可取：0，1，2，3，……，l。共2l+1个值。若l=3，则m=0，1，2，3，共7个值。m决定原子轨道的空间取向。n和l一定的轨道，如2p轨道（n=2，l=1）在空间有三种不同的取向。每一种m的取值，对应一种空间取向。zyxm的不同取值，或者说原子轨道的不同空间取向，一般不影响能量。3种不同取向的2p轨道能量相同。我们说这3个原子轨道是能量简并轨道，或者说2p轨道是3重简并的。而3d则有5种不同的空间取向，3d轨道是5重简并的。（4）自旋量子数ms电子既有围绕原子核的旋转运动，也有自身的旋转，称为电子的自旋。ms的取值只有两个，+1/2和－1/2。电子的自旋方式只有两种，通常用“”和“”表示。所以Ms也是量子化的。2h因为电子有自旋，所以电子具有自旋角动量，而自旋角动量沿外磁场方向上的分量，可用Ms表示，且有如下关系式Ms=ms式中ms为自旋量子数。所以，描述一个电子的运动状态，要用四个量子数：n，l，m，ms同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。意义角量子数l决定原子轨道的形状。例如n=4时，l有4种取值，就是说核外第四层有4种形状不同的原子轨道：l=0表示s轨道，形状为球形，即4s轨道；l=1表示p轨道，形状为哑铃形，4p轨道；l=2表示d轨道，形状为花瓣形，4d轨道；l=3表示f轨道，形状更复杂，4f轨道。由此可知，在第四层上，共有4种不同形状的轨道。同层中(即n相同)不同形状的轨道称为亚层，也叫分层。就是说核外第四层有4个亚层或分层。如n=3，角量子数l可取0，1，2共三个值，依次表示为s，p，d。例２用四个量子数描述n=4，l=3的所有电子的运动状态。解：l=3对应的有m=0，1，2，3，共7个值。即有7条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为+1/2和－1/2的自旋方向相反的电子，所以有27=14个运动状态不同的电子。分别用n，l，m，ms描述如下：n，l，m，ms4301/243－11/24311/243－21/24321/243－31/24331/2n，l，m，ms430－1/243－1－1/2431－1/243－2－1/2432－1/243－3－1/2433－1/23.轨道的意义•③轨道：电子云所占据的立体空间，称为轨道。轨道的大小、形状分别由电子层、亚层、电子云伸展方向决定。除了s电子云是球形外，其余亚层的电子云都有方向，有几个方向就有几个轨道。每一个原子核外都有许多电子层、亚层，因此，每个原子核外都有许多轨道。•p、d、f亚层的电子云分别有3个、5个和7个伸展方向。因而分别有3、5、7个轨道：3个p轨道、5个d轨道和7个f轨道。它们的能量完全相同；电子云形状也基本相同4．能级的概念•在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中，与电子能量有关的是电子层和亚层。因此，将电子层和亚层结合起来，就可以表示核外电子的能量。核外电子的能量是不连续的，而是由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶称为一个能级。因此，1s、2s、2p……分别表示一个能级。轨道能量的大小对于单电子体系，其能量为eVnZ13.6E22即单电子体系中，轨道(或轨道上的电子)的能量，只由主量子数n决定。n相同的轨道，能量相同：E4s=E4p=E4d=E4f……而且n越大能量越高：E1sE2sE3sE4s……多电子体系中，电子不仅受到原子核的作用，而且受到其余电子的作用。故能量关系复杂。所以多电子体系中，能量不只由主量子数n决定。（1）原子轨道近似能级图Pauling，美国著名结构化学家，根据大量光谱实验数据和理论计算，提出了多电子原子的原子轨道近似能级图。第一组1s第二组2s2p第三组3s3p第四组4s3d4p第五组5s4d5p第六组6s4f5d6p第七组7s5f6d7p其中除第一能级组只有一个能级外，其余各能级组均以ns开始，以np结束。所有的原子轨道，共分成七个能级组各能级组之间的能量高低次序，以及能级组中各能级之间的能量高低次序，在下页的图示中说明。2多电子原子的能级能量1s2s2p3s3p4s4p3d5s5p4d6s6p5d4f7s7p6d5f组内能级间能量差小能级组间能量差大每个代表一个原子轨道p三重简并d五重简并f七重简并（2）屏蔽效应以Li原子为例说明这个问题：研究外层的一个电子。它受到核的的引力，同时又受到内层电子的－2的斥力。实际上受到的引力已经不会恰好是+3，受到的斥力也不会恰好是－2，很复杂。我们把看成是一个整体，即被中和掉部分正电的的原子核。于是我们研究的对象——外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中和后的核电荷Z变成了有效核电荷Z*。在多电子体系中，核外其它电子抵消部分核电荷，使被讨论的电子受到的核的作用变小。这种作用称为其它电子对被讨论电子的屏蔽效应。Z*=Z－，为屏蔽常数。eVnZ13.6E22于是公式，变成eVn)(Z13.6E22eV,nZ13.6E22*受到屏蔽作用的大小，因电子的角量子数l的不同而不同。4s，4p，4d，4f受到其它电子的屏蔽作用依次增大，故有E4sE4pE4dE4f在多电子体系中，n相同而l不同的轨道，发生能级分裂。（3）钻穿效应角量子数l不同的电子，受到的屏蔽作用的大小不同。其原因要归结到l不同的轨道径向分布的不同上。我们知道，主量子数n相同的原子轨道，l越小时内层几率峰越多。3s内层有两个几率峰，3p内层有一个几率峰，3d无内层几率峰。电子在内层出现的几率大，当然受到的屏蔽要小。这相当于电子离核近，故能量低。由于径向分布的不同，l不同的电子钻穿到核附近回避其它电子屏蔽的能力不同，从而使自身的能量不同。这种作用称为钻穿效应。钻穿效应的存在，不仅直接说明了能级分裂的原因，而且还可以解释所谓‘能级交错’现象。n=1n=2n=3n=4原子序数z能量2s1s3s4s3p2p4p3d4f4d（4）科顿（F.A.Cotton)轨道能级图CuE4sE3d，形成Cu+时，先失去4s电子；KE4sE3d，先填充4s。如何解释这种现象？科顿能级图讨论了原子轨道的能量与原子序数之间的关系。2核外电子排布的原则（1）能量最低原理电子先填充能量低的轨道，后填充能量高的轨道。尽可能保持体系的能量最低。（2）Pauli(保利)不相容原理即同一原子中没有运动状态完全相同的电子，即同一原子中没有四个量子数完全相同的两个电子。于是每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。（3）Hunt(洪特)规则电子在能量简并的轨道中，尽量以相同自旋方式成单排布。简并的各轨道保持一致，则体系的能量低。轨道全空半充满全充满以上几种情况对称性高，体系稳定。对于简并度高的d、f轨道尤其明显；对于简并度低的p轨道则不明显。•电子在等能量轨道（如三个p轨道）上排布时，将尽可能先占满所有轨道，并且自旋方向相同。特例是指当等能量轨道半满（p3、d5、f7）、全满（p6、d10、f14）以及全空（p0、d0、f0）时，都可使原子整体能量处于相对较低的状态。正因为如此，铬的特征电子排布