大连理工大学无机化学第八章

1、8.1 原子结构的Bohr理论 8.2 微观粒子运动的基本特征 8.3 氢原子结构的 量子力学描述 第八章 原子结构 8.4 多电子原子结构 8.5 元素周期表 8.6 元素性质的周期性 第二篇 物质结构基础 8.1.1 历史的回顾 8.1.3 Bohr原子结构理论 8.1.2 氢原子光谱 8.1 原子结构的Bohr理论 8.1.1 历史的回顾 Dalton原子学说 (1803年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Rutherford核式模型 (1911年) Bohr电子分层排布模型 (1913年) 量子力学模型(1926年) 1.光和电磁辐射 8.1.2 氢原子光谱 红 橙 黄 绿 青 蓝 紫 2.氢原子光谱(spectrum of the hydrogen atom) HHHH 不连续光谱，即线状光谱 其频率具有一定的规律 n= 3,4,5,6 式中 2，n，3.2891015各代表什么意义？ 经验公式： 氢原子光谱特征： 8.1.3 Bohr原子结构理论 1900年德M Planck提出了量子论 ： 微观领域能量不连续，是量子化的。 1903年美A Einstein

2、提出了光子论： 光子能量与光的频率成正比。 h 光子的能量 光的频率 hPlanck常量， h =6.62610-34Js Bohr理论(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,且不辐射能量； 通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最 低基态(ground state)；原子获得能量后，电子 被激发到高能量轨道上，原子处于激发态(excited state)； 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。 E：轨道能量 原子能级（energy level) n = 3 红（H） n = 4 青（H ） n = 5 蓝紫 （ H ） n = 6 紫（H ） Balmer线系 其他线系 式中： RH 为Rydberg常量 能级间能量差 RH = 2.17910-18J 氢原子各能级的能量： n1 n1 8.2.1 微观粒子的波粒二象性 8.2.2 不确定原理与微观粒子 运动的统计规律 8.2 微观粒子运动的基本特征 1924年， 法de Broglie提出关系式： 1927年，Davisson 和Germer应用Ni晶 体进行电子衍射实验 ，证实了电子具有波

3、 动性。 8.2.1 微观粒子的波粒二象性 ( wave-partical daulism) E=h , p =h/ 8.3.2 量子数 8.3 氢原子结构的量子力学描述 8.3.3 概率密度与电子云 8.3.4 原子轨道与电子云 的空间图像 8.3.1 Schrodinger方程与波函数 8.3.1 Schrodinger方程与量子数 h：Planck常量 （wave function) 球坐标(r,)与直角坐标系的关系 222 zyxr+= cosr z = q sinsinr y = q cossinr x= q (r,) = R(r)Y(,) 坐标变换 ：02 ：0 三个量子数 主量子数 n (principal quantum number) 磁量子数 m (magnetic quantum number) 角量子数 l（angular momentum quantum number) n = 1, 2, 3, 对于氢原子，电子的能量只决定于 n； 角量子数l ： l 0，1，2，3n1 轨道 s, p, d, f. 8.3.2 波函数与原子轨道 主量子数n： n=1, l=

4、0, m =0； 1s轨道。 n=2, l=0, m=0 ； 2s轨道。 n=2, l=1, m=0, 1； 2p轨道。 n=3, l=0, m=0； 3s轨道。 n=3, l=1, m=0, 1； 3p轨道。 n=3, l=2, m =0,1, 2； 3d轨道。 n=4，l=0,1,2,3；4s, 4p, 4d,4f轨道。 量子数的合理取值 单电子波函数，又称为原子轨道 （atomic orbital)，例如： n=1，l=0，m=0 1s轨道； 2s 轨道； 2pz 轨道； 轨道； n 主 层 l 亚 层 m原子轨道 1 K 0 1s 0 1s 2 L0 1 2s 2p 0 0,1 2s 2pz,2px,2py 3 M 0 1 2 3s 3p 3d 0 0,1 0,1, 2 3s 3pz,3px,3py 4 N 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0 0,1 0,1, 2 0,1, 2, 3 4s 4pz,4px,4py 0 / 3 0 1 ar e a - = p 其中， () 4 1 ,Y= p q ( ) 0 / 3 0 1 2 ar e a rR - = 氢原子的基态：

5、n=1，l=0，m=0 式中，a0=52.9pm，称为Bohr半径。 1s轨道是 球形对称的。 角度部分 2s态: n=2, l=0, m=0 氢原子的激发态 2s轨道也是 球形对称的，但 比1s轨道大。 ns轨道都是球 型对称的。 角度部分 2p态：n =2 , l =1 , m = +1,0,-1 + 30 60 p轨道的角度分布图： d轨道的角度分布图： 自旋量子数(spin quantum number) ms 电子自旋现象的实验装置 n、l、m决定一个原子轨道，n、l、m、ms 四个量子数描述一个电子的运动状态。 主量子数n1234 电子层KLMN 角量子数l0010120123 电子亚层sspspdspdf 磁量子数m000 1 00 1 0 1 2 00 1 0 1 2 0 1 2 3 原子轨道1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f 轨道数1131351357 14916 电子最大容量281832 8.3.3 概率密度与电子云(charge cloud) 1. 不确定原理 1927年，德W Heisenberg提出不确定 原理（uncertainty principle

6、)： x微观粒子位置的测量偏差 p微观粒子的动量偏差 微观粒子的运动不遵循经典力学的规律。 微观粒子的波动性与粒子行为的统 计性规律联系在一起，表现为： 微观粒子的波动性是大量微粒运动 表现出来的性质，即是具有统计意义的 概率波。 2.波函数的物理意义 2 ：原子核外出现电子的概率密度。 电子云(charge cloud)是电子出现概率密度的 形象化描述。 1s电子云的等 密度面图。 数字表示曲面 上的概率密度。 1s电子云的界 面图。 界面内电子的 概率90%。 电子云是电子出现概率密度的形象化描述。 ：原子核外电子出现的概率密度。 节面数=n1 1s2s 原子轨道和电 子云的角度分布图： x x y y z z 原子轨道和电子云的角度分布图： xy xy yz yz xz xz 原子轨道和电子云的角度分布图： z2 z2 x2-y2 x2-y2 小结：量子数与轨道、电子云的关系 n：决定轨道能量的高低， 决定电子云的大小。 l：描述轨道和电子云的形状 s-球形，p-哑铃形，d-花瓣形 m：描述轨道和电子云的伸展方向 s只有一种，p有三种， d有五种， f有七种。 ms：只决定电子的

7、自旋状态。 D(r)径向分布函数。 空间微体积 1s态的 最大值出现在近核处， 1s态的D(r)最大值出现在52.9pm处。 氢原子的各种状 态的径向分布图 N峰=nl 1s 2s 3s 2p 3p3d l = 0，1，2，3, 4,(n1) s, p, d, f, g. 电子亚层(subshell) n=1，l=0；1s亚层。 n=2，l=0,1；2s, 2p亚层。 n=3，l=0,1,2；3s, 3p, 3d亚层。 n=4，l=0,1,2,3；4s, 4p, 4d,4f亚层。 主量子数与电子层 n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 正整数 K, L, M, N, O, P 电子层(shell) 角量子数与亚层 8.4.1 多电子原子轨道能级 8.4.2 核外电子的排布 8.4 多电子原子结构 1. 屏蔽效应与有效核电荷 +2 e- e- He 2- e- 假想He 屏蔽效应(screening effect)：由于核外其 他电子抵消一些核对 某电子的吸引作用。 为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。 Z= Z*，Z* 有效核电荷数 8.4.1 多电子原子的轨道能量 有效

8、核电荷Z* H He 1s 1 1.70 Li Be B C N O F Ne 1s 2.70 3.70 4.70 5.70 6.70 7.70 8.70 9.70 2s,2p 1.30 1.95 2.60 3.25 3.90 4.55 5.20 5.85 Na Mg Al Si P S Cl Ar 1s 10.70 11.70 12.70 13.70 14.70 15.70 16.70 17.70 2s,2p 6.85 7.85 8.85 9.85 10.85 11.85 12.85 13.85 3s,3p 2.20 2.85 3.50 4.15 4.80 5.45 6.10 6.75 2. Pauling近似能级图 E1s E2s E3s E4s Ens Enp End Enf “能级分裂” E4s E3d E4p “能级交错”。 l 相同的能级的能量随 n 增大而升高。 n 相同的能级的能量随 l 增大而升高。 徐光宪的能级高低近似原则： n + 0.7l 例如：第四能级组 4s 3d 4p n + 0.7l 4.0 4.4 4.7 第六能级组 6s 4f 5d 6p n + 0

9、.7l 6.0 6.1 6.4 6.7 3. Cotton原子轨道 能级图 n 相同的氢原子 轨道的简并性。 原子轨道的能量 随原子序数的增 大而降低。 随着原子序数的 增大，原子轨道 产生能级交错现 象。 电子进入原子内部 空间，受到核的较强 的吸引作用。 2s,2p轨道的径向分布图 3d 与 4s轨道的径向分布图 4. 钻穿效应（ penetrating effect) 电子进入原子内部空间，受到核的较 强的吸引作用。 钻穿效应 n相同时，l愈小的电子，钻穿效应愈明显： nsnpndnf，EnsEnpEnd Enf 。 钠原子的电子云径向分布图 8Z20：4s对K，L内层原子芯钻穿大， E4sE3d Z21 ：4s对原子芯钻穿效应相对变小， E4sE3d 3d和4s对1s2s2p原子芯的钻穿 3d和4s对1s2s2p3s3p原子芯的钻穿 1.基态原子的核外 电子排布原则 8.4.2 核外电子的排布 （1）能量最低原理 电子在原子轨道 中的排布，要尽可能 使整个原子系统能量 最低。 （2）Pauli不相容原理(exclusion principle) 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方 式相反的电子。 在同一个原子中，不可能有四个量子 数相同的两个电子。 （3）Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨

《大连理工大学无机化学第八章》由会员简****9分享，可在线阅读，更多相关《大连理工大学无机化学第八章》请在金锄头文库上搜索。