第1章原子结构

1、无机化学高职高专化学教材编写组 编第一章 原子结构“十二五”职业教育国家规划教材高等职业教育应用化工技术专业教学资源库建设项目规划教材1.了解原子核外电子运动状态的基本特点，了解原子轨道和电子云的概念；2.掌握描述核外电子运动状态四个量子数的意义及取值规则，掌握能级的概念；3.掌握核外电子排布的基本原理；4.掌握有效核电荷、原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等基本概念及它们与元素性质的关系。第一节第一节 原子核外电子的运动状态原子核外电子的运动状态第二节第二节 原子核外电子的排布原子核外电子的排布第三节第三节 元素周期律元素周期律第一节第一节 原子核外电子的运动状态原子核外电子的运动状态一、

2、一、核外电子的波粒二象性核外电子的波粒二象性二、二、波函数和原子轨道波函数和原子轨道三、三、核外电子的运动状态核外电子的运动状态玻尔的原子结构理论玻尔的原子结构理论原子的组成原子的组成原原子子原子核原子核核外电子核外电子Z个个质子质子Z个个中子中子(A-Z)个个AZX原子序数原子序数=核内质子数核内质子数=核电核数核电核数=核外电子数核外电子数原子的质量数原子的质量数(A)=质子数质子数(Z)+中子数中子数(N) 自自然然界界连连续续光光谱谱实实验验室室连连续续光光谱谱电磁波连续光谱电磁波连续光谱氢原子光谱氢原子光谱（原子发射光谱）真空管中含少量H2(g)，高压放电，发出紫外光和可见光 三棱镜

3、 不连续的线状光谱1913年丹麦青年物理学家玻尔(N.Bohhr)提出了原子模型的假设，被称为玻尔理论。玻尔理论玻尔理论要点如下： （1）原子中的电子在确定的轨道上运动，这些轨道的能量不随时间而改变，称为稳定轨道（或定态轨道）。电子既不吸收能量，也不发射能量。 （2）电子只有从一个轨道跃迁到另一轨道时，才有能量的吸收和放出。离核越近电子被原子核束缚越牢，其能量越低；反之离核越远能量越高。 （3）电子从一个定态轨道跳到另一个定态轨道，在这过程中放出或吸收能量，其频率与两个定态轨道之间的能量差有关。电子的波粒二象性 1924 年，法国物理学家de Broglie 指出，微观粒子都具有波粒二象性。

4、光的干涉、衍射等现象说明光具有波动性；而光电效应、光的发射、吸收又说明光具有粒子性。因此光具有波动和粒子两重性，称为光的波粒二象性波粒二象性。 具有波粒二象性的微观粒子，其运动状态和宏观物体的运动状态不同。人们在任何瞬间都不能准确地同时测定电子的位置和动量，它也没有确定的运动轨道，即测不准原理。二、 波函数和原子轨道返回薛定谔方程 (续)0)(822222222VEhmzyx 从理论上讲，通过解薛定谔方程可得出波函数，但薛定谔方程的许多解在数学上是合理的，且运算极为复杂，只有满足特定条件的解才有物理意义，用来描述核外电子运动状态。求解方程得出的不是一个具体数值，而是用空间坐标(x,y,z)来描

5、述波函数的数学函数式，一个波函数就表示原子核外电子的一种运动状态并对应一定的能量值，所以波函数也称原子轨道。波函数和原子轨道波函数和原子轨道 1. 1. 概率密度和电子云概率密度和电子云 电子在核外空间各处出现的概率大小，称为概率密度。 为了形象地表示电子在原子中的概率密度分布情况，常用密度不同的小黑点来表示，这种图形称为电子云。黑点较密的地方，表示电子出现的概率密度较大；黑点较稀疏处，表示电子出现的概率密度较小。1s2s2 p s s，p p，d d电子云角度分布剖面图电子云角度分布剖面图 两种图形基本相似，但有两点区别： 原子轨道的角度分布图带有正、负号，而电子云的角度分布图均为正值，通常

6、不标出； 电子云角度分布图形比较“瘦”些。2 . 2 . 四个量子数四个量子数 （1）主量子数）主量子数(n) 主量子数是描述核外电子距离核的远近，电子离核由近到远分别用数值n=1,2,3,有限的整数来表示，而且，主量子数决定了原子轨道能级的高低，n越大，电子的能级越大，能量越高。n是决定电子能量的主要量子数。n相同，原子轨道能级相同。一个n值表示一个电子层，与各n值相对应的电子层符号如下：n1234567电子层名称第一层第二层第三层第四层第五层第六层第七层电子层符号KLMNOPQ l l ll 在同一电子层内，电子的能量也有所差别，运动状态也有所不同，即一个电子层还可分为若干个能量稍有差别、

7、原子轨道形状不同的亚层。角量子数就是用来描述原子轨道或电子云的形态的。的数值不同，原子轨道或电子云的形状就不同，的取值受的限制，可以取从0到n-1的正整数。n n1 12 23 34 4l l0 00 0，1 10 0，1 1，2 20 0，1 1，2 2，3 3（2）角量子数）角量子数(l) 每个值代表一个亚层。第一电子层只有一个亚层，第二电子层有两个亚层，以此类推。亚层用光谱符号等表示。角量子数、亚层符号及原子轨道形状的对应关系如下：l1234亚层符号亚层符号sPdf原子轨道或原子轨道或电子云形状电子云形状圆球形圆球形哑铃形哑铃形花瓣形花瓣形花瓣形花瓣形磁量子数 m 取值受角量子数 l 的

8、影响 ，对于给定的 l ， m 可取： 0， 1， 2，3， ， l，共 2 l + 1 个值。如 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 2 p 轨道（ n = 2 ，l = 1 ）在空间有三种不同的取向。（ 3 ） 磁量子数磁量子数 ( m) 每一种 m 的取值，对应一种空间取向。zyx m 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 2 p 轨道能量相同。 通常把n、l、m都确定的电子运动状态称原子轨道，因此s亚层只有一个原子轨道，p亚层有3个原子轨道，d亚层有5个原子轨道，

9、f亚层有7个原子轨道。磁量子数不影响原子轨道的能量，n、l都相同的几个原子轨道能量是相同的，这样的轨道称等价轨道或简并轨道。例如l相同的3个p轨道、5个d轨道、7个f轨道都是简并轨道。n，l和m的关系见表1-4。 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。 m s 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。 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。（4 4）自旋量子数）自旋量子数 m ms s【练一练练一

10、练】下列未知量子数的取值范围。下列未知量子数的取值范围。 （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；第二节第二节 原子核外电子的排布原子核外电子的排布一、多电子原子轨道的能级一、多电子原子轨道的能级1. Pauling1. Pauling近似能级图近似能级图 一、多电子原子轨道的能级E1sE2sE3s E4s ，E2pE3pE4p E5p ；l 相同时，能级的能量随n增大而升高；EnsEnpEndEnf 能级分裂能级分裂n 相同时，能级的能量随l 越大

11、而升高；E4sE3d E4p 能级交错能级交错 徐光宪教授徐光宪教授 能级高低的近似原则能级高低的近似原则（n n0.7l0.7l）例如: 第四能级组 4s 3d 4p n0.7l 4.0 4.4 4.7第六能级组 6s 4f 5d 6p n0.7l 6.0 6.1 6.4 6.7 要注意辩证看待要注意辩证看待2.2.屏蔽效应和钻穿效应屏蔽效应和钻穿效应 （1）屏蔽效应屏蔽效应：由于其余电子的存在减弱了核对该电子吸引作用的现象。屏蔽效应使得核对电子的吸引力减小，因而电子具有的能量增大。 （2）钻穿效应钻穿效应：外层电子钻到内层空间，靠近原子核，避开内层电子的屏蔽，使其能量降低的现象。1.1.保

12、里不相容原理保里不相容原理在一个原子中不可能有4个量子数完全相同的电子存在。所以同一原子轨道（n,l,m一定）中最多可容纳两个电子，而且自旋必须相反。从保里原理可确定每个电子层（n相同）可允许的 轨道数为2n2。列表如下：2.2.能量最低原理能量最低原理随着原子序数的递增，电子总是优先进入能量最低的能级。 电子填入轨道时遵循的次序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p出现d能级时，按照 ns、(n-1)d、 np 顺序出现f能级时，按照 ns、(n-2f)、(n-1)d、 np 顺序帮帮助助记记忆忆图图 3. 3.洪特

13、规则洪特规则 在同一亚层的等价轨道上（n与l相同，m不同） ，电子将尽可能占据不同的轨道，且自选方向相同。 等价轨道在全空（p0, d0, f0）、全满(p6, d6, f14 )、半满(p3, d5, f7 )时是稳定的。【练一练练一练】下列各元素原子的核外电子分下列各元素原子的核外电子分布式违背了什么原理？请正确结果。布式违背了什么原理？请正确结果。（1）3Li 1s22p1 （2）7O 1s22s22px22py2 （3）4Be 1s32s11.1.电子排布式电子排布式按电子在原子核外各亚层中分布的情况，在亚层符号的右上角注明排列的电子数。如35Br，其电子排布式为 1s22s22p63

14、s23p63d104s24p5。可用原子实表示。如35Br ：Ar3d104s24p52.2.轨道表示式轨道表示式 按电子在核外原子轨道中的分布情况，用一个圆圈或一个方格表示一个原子轨道(等价轨道的圆圈或方格连在一起)，用向上或向下箭头表示电子的自旋状态。3.3.用量子数表示用量子数表示 按所处的状态用整套量子数表示。原子核外电子的运动状态是由四个量子数确定的，为此可表示如下： 15P（Ne 3s23p3）则3s2这2个电子用整套量子数表示为3、0、0、+1/2，3、0、0、-1/2；3p3这3个电子用整套量子数表示为3、1、-1、+1/2，3、1、0、+1/2，3、1、1、+1/2。【练一练

15、】写出11Na、20Ca、50Sn、56Ba的电子排布式？写出碳、氮的轨道表示式？写出15磷中2s2、3p6上8个电子的整套量子数？第三节第三节 元素周期律元素周期律一、核外电子排布与元素周期律一、核外电子排布与元素周期律二、元素性质的周期性二、元素性质的周期性一、核外电子排布与元素周期律一、核外电子排布与元素周期律（一）周期与能级组（一）周期与能级组 （1）周期表中的周期数就是能级组（电子层）数 ； （2）元素所在的周期序数，等于该元素原子外层电子所处的最高能级组序数，也等于该元素原子最外电子层的主量子数； （3）每一周期中的元素随着原子序数的递增，总是从活泼的碱金属开始（第1周期例外），逐

16、渐过渡到稀有气体为止。 （1）主族元素 ：凡原子核外最后一个电子填入ns或np亚层上的元素，都是主族元素。其价电子构型为ns1 2或ns2np1 6 ，价电子总数等于其族数； （2）副族元素：凡原子核外最后一个电子填入（n-1）d或（n-2）f亚层上的元素，都是副族元素，也称过渡元素。其价电子构型为（n-1）d1 10 ns0 2。BB族元素原子的价电子总数等于其族数； 【练一练】 已知某元素在周期表中位于第5周期A族，试写出该元素的电子排布式、名称和符号。1.1.有效核电荷（有效核电荷（Z Z* *）二、元素性质的周期性二、元素性质的周期性 核电荷（Z）由于屏蔽效应而抵消掉一部分，所剩余的部

17、分正电荷称为有效核电荷，以Z*表示。（1）金属半径：是指金属晶体中相邻的两个原子核间距的一半。（2）共价半径：是指某一元素的两个原子以共价键结合时，两核间距的一半。（3）范德华半径：是指两个原子只靠范德华力（分子间作用力）互相吸引时，它们原子间距的一半。 2.2.原子半径原子半径(r)(r)共价半径(a)和金属半径(b)示意图 ab 同一主族元素从上到下原子半径增大。过渡元素从左到右原子半径缓慢减小；从上到下原子半径略有增大。同一周期中原子半径的递变按短周期和长周期有所不同。在同一短周期中，由于有效核电荷的逐渐递增，从左到右原子半径减小；在长周期中，从左到右原子半径减小较缓慢。 原子半径的变化

18、规律 基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度，即元素的金属性的强弱。电离能越大，原子失电子越难；反之，电离能越小，原子失电子越容易。3.3.电离能（电离能（I I） 同一周期从左到右，电离能总的趋势是逐渐增大。但有些元素的电离能比相邻元素的电离能高些，出现了异常。 同一主族元素自上而下电离能依次减小。同一副族中，自上而下电离能的变化幅度不大，而且不甚规则。电离能的变化规律 基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子所放出的能量。是衡量元素非金属性强弱的一个重要参数。电子亲和能越大(指放出的能量)，表示元素的原子越容易得到电子，非金属性就越强

19、，反之，电子亲和能越小，元素的原子越难得到电子，元素的非金属性越弱。 4.4.电子亲和能（电子亲和能（Y Y） 同周期元素从左到右，电子亲和能一般逐渐增大。这是因为有效核电荷递增，原子半径递减，核对电子的引增强，使其得到电子的能力增强。电子亲和能在周期表中大致变化规律电子亲和能在周期表中大致变化规律 原子在化合物中吸引成键电子能力的相对强弱以电负性来表示，电负性越大，其原子吸引成键电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。常用=2近似的标志金属和非金属性。5.5.电负性电负性()()电负性在周期表中大致变化规律电负性在周期表中大致变化规律金属性：金属性： 原子失去电子成为阳离子的能力；非金属性：非金属性： 原子