高中化學物質結構原子結構競賽

會計學1高中化學物質結構原子結構競賽氫原子光譜(1)氫原子光譜太陽光或白熾燈發(fā)出的白光，通過玻璃三棱鏡時，所含不同波長的光可折射成紅、橙、黃、綠、青、藍、紫等沒有明顯分界線的光譜，這類光譜稱為連續(xù)光譜。原子（包括氫原子）得到能量（高溫、通電）會發(fā)出單色光，經過棱鏡分光得到線狀光譜。即原子光譜屬于不連續(xù)光譜。每種元素都有自己的特征線狀光譜。氫原子光譜的特征：

★不連續(xù)光譜，即線狀光譜。

★其頻率具有一定的規(guī)律。

Balmer經驗公式：

n=3,4,5,6原子結構模型：球、西瓜模型、行星模型、波爾理論第1頁/共50頁（2）玻爾理論1913年丹麥物理學家Bohr發(fā)表了原子結構理論的三點假設：▲核外電子只能在有確定半徑和能量的軌道上運動，且不輻能量?！ǔ?，電子處在離核最近的軌道上，能量最低—基態(tài)；原子得能量后，電子被激發(fā)到高能軌道上，原子處于激發(fā)態(tài)?！鴱募ぐl(fā)態(tài)回到基態(tài)釋放光能，光的頻率取決于軌道間的能量差。第2頁/共50頁3、微觀粒子的波粒二象性

1924年，法國年輕的物理學家L.deBroglie

指出，對于光的本質的研究，人們長期以來注重其波動性而忽略其粒子性；與其相反，對于實物粒子的研究中，人們過分重視其粒子性而忽略了其波動性。L.deBroglie從Einstein的質能聯(lián)系公式E=mc2和光子的能量公式E=h的聯(lián)立出發(fā)，進行推理：

用P表示動量，則P=mc，故有公式第3頁/共50頁

式子的左側動量P是表示粒子性的物理量，而右側波長是表示波動性的物理量。二者通過公式聯(lián)系起來。感光屏幕薄晶體片衍射環(huán)紋電子槍電子束第4頁/共50頁1927年，德國人Heisenberg提出了測不準原理。該原理指出對于具有波粒二象性的微觀粒子，不能同時測準其位置和動量。

用

x表示位置的測不準量，用

P表示動量的測不準量，則有

式中，h普朗克常數6.62610－34J·s，圓周率，

m質量，

v表示速度的測不準量。

這兩個式子表示了Heisenberg測不準原理。Heisenberg測不準原理第5頁/共50頁1-3波函數和原子軌道

波函數的幾何圖象可以用來表示微觀粒子活動的區(qū)域。1926年，奧地利物理學家薛定諤（Schodinger)提出一個方程，被命名為薛定諤方程。波函數就是通過解薛定諤方程得到的。薛定諤方程這是一個偏微分方程

式中

波函數，E能量，V勢能，m微粒的質量，圓周率，

h普朗克常數第6頁/共50頁

由薛定諤方程解出來的描述電子運動狀態(tài)的波函數（有時是波函數的線性組合），在量子力學上叫做原子軌道。它可以表示核外電子的運動狀態(tài)。

解出每一個原子軌道，都同時解得一個特定的能量E與之相對應。對于氫原子來說

式中z是原子序數，n是參數，eV是能量單位。第7頁/共50頁zy－+pypz－zx+zx+s各種波函數的角度分布圖zx+px－第8頁/共50頁++－－yxdxy++－－zxdxz++－－zydyz－++－dx2－y2yx－+－+dz2zx第9頁/共50頁電子云電子層、亞層軌道的意義能級的概念氫原子和多電子原子核外的能級電子排布式和軌道表示式洪特規(guī)則及特例核外電子運動狀態(tài)的四個量子數第10頁/共50頁1、電子云

電子云是一個形象的比喻，不是實質性的云霧，不能理解為由無數電子組成的云霧。應該指出，氫原子核外只有一個電子，也仍可以用電子云來描述。電子云表示單位體積內，電子出現(xiàn)的幾率密度。單獨一個小黑點沒有任何意義。

第11頁/共50頁2．電子層、亞層、①電子層——表示兩方面意義：一方面表示電子到原子核的平均距離不同，另一方面表示電子能量不同。K、L、M、N、O、P……電子到原子核的平均距離依次增大，電子的能量依次增高。②亞層——也表示兩方面意義：表示電子云形狀和能量不同。s電子云：球形p電子云：無柄啞鈴形d和f電子云形狀復雜。s、p、d、f電子能量依次增高。第12頁/共50頁

四個量子數(重點講授）波函數的下標1，0，0；2，0，0；2，1，0所對應的

n，l，m，稱為量子數。

（1）主量子數n

取值1，2，3，4……n為正整數(自然數)，光譜學上用

K，L，M，N……表示。意義表示原子軌道的大小，核外電子離核的遠近，或者說是電子所在的電子層數。n=1表示第一層(K層)，離核最近。

n越大離核越遠。單電子體系，電子的能量由n決定E電子能量，Z原子序數，

eV電子伏特，能量單位，1eV=1.60310－19J第13頁/共50頁

對于H原子

n=1E=－13.6eVn=2E=－3.40eV

……

nE=0即自由電子，其能量最大，為0。n的數值大，電子距離原子核遠，則具有較高的能量。

主量子數n只能取1，2，3，4等自然數，故能量只有不連續(xù)的幾種取值，即能量是量子化的。所以n稱為量子數。

（2）角量子數l

取值受主量子數n的限制，對于確定的主量子數n，角量子數

l可以為0，1，2，3，4……(n－

1)，共n個取值，光譜學上依次用

s，p，d，f，g……表示

。第14頁/共50頁（3）磁量子數m

磁量子數

m取值受角量子數l

的影響，對于給定的l

，m可?。?，1，2，3，……，l。共

2l+1個值。

若l=3，則m=0，1，2，3，共7個值。m決定原子軌道的空間取向。n和

l

一定的軌道，如2p軌道（n=2，l=1）在空間有三種不同的取向。第15頁/共50頁

每一種m的取值，對應一種空間取向。zyx

m的不同取值，或者說原子軌道的不同空間取向，一般不影響能量。3種不同取向的2p軌道能量相同。我們說這3個原子軌道是能量簡并軌道，或者說2p軌道是3重簡并的。

而3d則有5種不同的空間取向，3d軌道是5重簡并的。第16頁/共50頁

（4）自旋量子數ms

電子既有圍繞原子核的旋轉運動，也有自身的旋轉，稱為電子的自旋。 ms的取值只有兩個，+1/2和－1/2。電子的自旋方式只有兩種，通常用“”和“”表示。所以Ms也是量子化的。因為電子有自旋，所以電子具有自旋角動量，而自旋角動量沿外磁場方向上的分量，可用Ms表示，且有如下關系式

Ms=ms

式中ms為自旋量子數。

所以，描述一個電子的運動狀態(tài)，要用四個量子數：n，l

，m，ms

同一原子中，沒有四個量子數完全相同的兩個電子存在。第17頁/共50頁

意義角量子數l決定原子軌道的形狀

。例如n=4時，l有4種取值，就是說核外第四層有4種形狀不同的原子軌道：

l=0表示s軌道，形狀為球形，即4s軌道；

l=1表示p軌道，形狀為啞鈴形，4p軌道；

l=2表示d軌道，形狀為花瓣形，4d軌道；

l=3表示f軌道，形狀更復雜，4f軌道。

由此可知，在第四層上，共有4種不同形狀的軌道。同層中(即n相同)不同形狀的軌道稱為亞層，也叫分層。就是說核外第四層有4個亞層或分層。

如n=3，角量子數

l

可取0，1，2共三個值，依次表示為

s，p，d。第18頁/共50頁

例２用四個量子數描述n=4，l=3的所有電子的運動狀態(tài)。

解：l=3對應的有m=0，1，2，3，共7個值。即有7條軌道。每條軌道中容納兩個自旋量子數分別為+1/2和－1/2的自旋方向相反的電子，所以有27=14個運動狀態(tài)不同的電子。分別用n，l

，m，ms

描述如下： n，l

，m，ms4301/243－11/24311/243－21/24321/243－31/24331/2n，l

，m，ms430－1/243－1－1/2431－1/243－2－1/2432－1/243－3－1/2433－1/2第19頁/共50頁3.軌道的意義③軌道：電子云所占據的立體空間，稱為軌道。軌道的大小、形狀分別由電子層、亞層、電子云伸展方向決定。除了s電子云是球形外，其余亞層的電子云都有方向，有幾個方向就有幾個軌道。每一個原子核外都有許多電子層、亞層，因此，每個原子核外都有許多軌道。

p、d、f亞層的電子云分別有3個、5個和7個伸展方向。因而分別有3、5、7個軌道：3個p軌道

、5個

d軌道和7個f軌道。它們的能量完全相同；電子云形狀也基本相同

第20頁/共50頁4．能級的概念

在電子層、亞層、軌道和自旋這四個方面中，與電子能量有關的是電子層和亞層。因此，將電子層和亞層結合起來，就可以表示核外電子的能量。核外電子的能量是不連續(xù)的，而是由低到高象階梯一樣，每一個能量臺階稱為一個能級。因此，1s、2s、2p……分別表示一個能級。

第21頁/共50頁軌道能量的大小

對于單電子體系，其能量為

即單電子體系中，軌道(或軌道上的電子)的能量，只由主量子數n決定。n相同的軌道，能量相同：E4s=E4p=E4d=E4f……

而且n越大能量越高：E1s<E2s<E3s<E4s……

多電子體系中，電子不僅受到原子核的作用，而且受到其余電子的作用。故能量關系復雜。所以多電子體系中，能量不只由主量子數n決定。第22頁/共50頁

（1）原子軌道近似能級圖Pauling，美國著名結構化學家，根據大量光譜實驗數據和理論計算，提出了多電子原子的原子軌道近似能級圖。

第一組1s

第二組2s2p

第三組3s3p

第四組4s3d4p

第五組5s4d5p

第六組6s4f5d6p

第七組7s5f6d7p

其中除第一能級組只有一個能級外，其余各能級組均以ns開始，以np結束。

所有的原子軌道，共分成七個能級組

各能級組之間的能量高低次序，以及能級組中各能級之間的能量高低次序，在下頁的圖示中說明。2多電子原子的能級第23頁/共50頁能量1s2s2p3s3p4s4p3d5s5p4d6s6p5d4f7s7p6d5f組內能級間能量差小能級組間能量差大每個代表一個原子軌道

p三重簡并d五重簡并f七重簡并第24頁/共50頁

（2）屏蔽效應

以Li原子為例說明這個問題：

研究外層的一個電子。

它受到核的的引力，同時又受到內層電子的－2的斥力。

實際上受到的引力已經不會恰好是+3，受到的斥力也不會恰好是－

2，很復雜。

我們把看成是一個整體，即被中和掉部分正電的的原子核。

于是我們研究的對象——外層的一個電子就相當于處在單電子體系中。中和后的核電荷Z變成了有效核電荷Z*

。第25頁/共50頁

在多電子體系中，核外其它電子抵消部分核電荷，使被討論的電子受到的核的作用變小。這種作用稱為其它電子對被討論電子的屏蔽效應。Z*=Z－

，為屏蔽常數。

于是公式，變成

受到屏蔽作用的大小，因電子的角量子數l的不同而不同。4s，4p，4d，4f受到其它電子的屏蔽作用依次增大，故有

E4s<E4p<E4d<E4f

在多電子體系中，n相同而l

不同的軌道，發(fā)生能級分裂。第26頁/共50頁

（3）鉆穿效應

角量子數l不同的電子，受到的屏蔽作用的大小不同。其原因要歸結到l不同的軌道徑向分布的不同上。

我們知道，主量子數n相同的原子軌道，l越小時內層幾率峰越多。3s內層有兩個幾率峰，3p內層有一個幾率峰，3d無內層幾率峰。

電子在內層出現(xiàn)的幾率大，當然受到的屏蔽要小。這相當于電子離核近，故能量低。

由于徑向分布的不同，l不同的電子鉆穿到核附近回避其它電子屏蔽的能力不同，從而使自身的能量不同。這種作用稱為鉆穿效應。鉆穿效應的存在，不僅直接說明了能級分裂的原因，而且還可以解釋所謂‘能級交錯’現(xiàn)象。第27頁/共50頁n=1n=2n=3n=4原子序數z能量2s1s3s4s3p2p4p3d4f4d（4）

科頓（F.A.Cotton)軌道能級圖CuE4s>E3d，形成Cu+時，先失去

4s電子；

KE4s<E3d，先填充

4s。

如何解釋這種現(xiàn)象？

科頓能級圖討論了原子軌道的能量與原子序數之間的關系。第28頁/共50頁

2核外電子排布的原則

（1）能量最低原理電子先填充能量低的軌道，后填充能量高的軌道。盡可能保持體系的能量最低。

（2）Pauli(保利)不相容原理即同一原子中沒有運動狀態(tài)完全相同的電子，即同一原子中沒有四個量子數完全相同的兩個電子。于是每個原子軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。

（3）Hunt(洪特)規(guī)則電子在能量簡并的軌道中，盡量以相同自旋方式成單排布。簡并的各軌道保持一致，則體系的能量低。

軌道全空半充滿全充滿

以上幾種情況對稱性高，體系穩(wěn)定。對于簡并度高的d、f軌道尤其明顯；對于簡并度低的p軌道則不明顯。第29頁/共50頁

電子在等能量軌道（如三個p軌道）上排布時，將盡可能先占滿所有軌道，并且自旋方向相同。特例是指當等能量軌道半滿（p3、d5、f7）、全滿（p6、d10、f14）以及全空（p0、d0、f0）時，都可使原子整體能量處于相對較低的狀態(tài)。正因為如此，鉻的特征電子排布變?yōu)?d54s1（而不是3d44s2）。練習：書寫1-36號元素的電子排布式。第30頁/共50頁5．電子排布式和軌道表示式

核外電子排布情況有兩種表示方法：電子排布式和軌道表示式。

1s22s22p33s1就是違背了能量最低原理，1s22s32p3就是違背了泡利不相容原理。原子實：Cl表示為[Ne]3s23p5。價電子排布：Fe：4s23d6（1s22s22p63s23p64s23d6）第31頁/共50頁核外電子的排布（原子的電子層結構）1 HHydrogen 氫 1s1

*2HeHelium 氦 1s2

3LiLithium鋰 1s22s14 BeBeryllium 鈹 1s22s2

5 B Boron 硼 1s22s22p1**6 C Carbon 碳 1s22s22p27 N Nitrogen 氮 1s22s22p38 O Oxygen 氧 1s22s22p49 F Fluorine 氟 1s22s22p510 Ne Neon 氖 1s22s22p6原子序數電子軌道圖元素符號

英文名稱中文名稱電子結構式第32頁/共50頁11 Na Sodium鈉

1s22s22p63s112 Mg Magnesium鎂1s22s22p63s213 Al Aluminium鋁1s22s22p63s23p114 Si Silicon 硅1s22s22p63s23p215P Phosphorus磷1s22s22p63s23p316Si Sulfur 硫1s22s22p63s23p417 Cl Chlorine 氯1s22s22p63s23p518Ar Argon 氬1s22s22p63s23p6原子序數元素符號英文名稱中文名稱電子結構式第33頁/共50頁

*[Ar]原子實，表示Ar的電子結構式1s22s22p63s23p6。原子實后面是價層電子，即在化學反應中可能發(fā)生變化的電子。

**

雖先排4s后排3d，但電子結構式中先寫3d，后寫4s

**21 Sc Scandium 鈧 [Ar]3d14s222 Ti Titanium鈦 [Ar]3d24s223 V Vanadium釩 [Ar]3d34s2

24

Cr Chromium鉻[Ar]3d54s1

25 MnManganese錳[Ar]3d54s226 Fe Iron鐵 [Ar]

3d64s227 Co Cobalt 鈷[Ar]

3d74s228 Ni Nickel 鎳 [Ar]

3d84s2

*19 K Potassium 鉀[Ar]4s120 Ca Calcium 鈣 [Ar]4s2

第34頁/共50頁1元素的周期

周期的劃分與能級組的劃分完全一致，每個能級組都獨自對應一個周期。共有七個能級組，所以共有七個周期。HHe1

第一周期：2種元素第一能級組：2個電子1個能級1s1個軌道BeLiBCNOFNe2

第二周期：8種元素第二能級組：8個電子2個能級2s2p4個軌道

(2)元素周期系第35頁/共50頁MgNaAlSiPSClAr3

第三周期：8種元素第三能級組：8個電子2個能級3s3p4個軌道

KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr4YZrNbMoTcRhPdRuAgCdSrRbInSnSbTeIXe5

第五周期：18種元素第五能級組：18個電子3個能級5s4d5p9個軌道

第四周期：18種元素第四能級組：18個電子3個能級4s3d4p9個軌道

第36頁/共50頁

第七周期：32種元素第七能級組：32個電子4個能級7s5f6d7p16個軌道

BaCs6sCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu4fLaHfTaWReIrPtOsAuHg5dTlPbBiPoAtRn6p

第六周期：32種元素第六能級組：32個電子4個能級6s4f5d6p16個軌道

RaFr7sThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr5fAcRfDbSgBhHsMtUunUuuUub6d7p第37頁/共50頁

2元素的區(qū)和族s區(qū)元素包括IA族，IIA族，價層電子組態(tài)為ns1~2

，屬于活潑金屬。p區(qū)元素包括IIIA族，IVA族，VA族，VIA族，VIIA族，0族（VIIIA族），價層電子組態(tài)為ns2np1~6

，右上方為非金屬元素，左下方為金屬元素。s區(qū)和p區(qū)元素的族數，等于價層電子中s電子數與p電子數之和。若和數為8，則為0族元素，也稱為VIIIA族。

價層電子是指排在稀有氣體原子實后面的電子，在化學反應中能發(fā)生變化的基本是價層電子。第38頁/共50頁二．周期表中元素

性質的遞變規(guī)律

1．電離能2．親核能3．電負性

第39頁/共50頁1．電離勢對于多電子原子，使處于基態(tài)的氣態(tài)原子變成＋1價氣態(tài)陽離子所需要的能量，稱為第一電離勢，常用符號I1表示。以＋1價的氣態(tài)陽離子再失去一個電子變成＋2價的氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第Ⅱ電離勢，用I2表示，依次類推，有第Ⅲ電離勢I3等等。電離勢特別是第一電離勢反映了單個原子失去電子能力的大小。元素的原子電離勢越小，說明它越容易失去電子，其金屬性越強。例：Li：I1=5.4evI2=81evO：I1—I6

相差20ev，I7=601ev前三周期的鈹、氮、鎂、磷的第一電離勢就顯得“反?！钡母撸@與半滿、全滿的穩(wěn)定結構相關。

第40頁/共50頁一些原子的電離勢（ev）元素電子層Ⅰ

Ⅱ

Ⅲ

Ⅳ

Ⅴ

Ⅵ

H1s113.6He1s224.654.4Li2s15.475.6122.5Be2s29.318.2153.9217.7B2s22P18.325.237.9259.4340.2C2s22P211.324.447.964.5392.0489.9N2s22P314.529.647.577.597.9552.0Mg3s27.6415.080.2Al3s22P15.918.828.5120.0第41頁/共50頁2．親核能：

一個基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子成為負一價氣態(tài)陰離子時所放出的能量稱為該元素的第一電子親核能。用符號E表示。在同一周期中，從左到右電子親核勢增大；在同一族中，從上到下電子親核勢減小。第42頁/共50頁3．電負性電負性差與成鍵兩元素原子間單鍵的離子性百分率有關，電負性差越大成鍵時離子性越強，反之越弱。非金屬間電負性差不大而形成共價化合物。電負性可用來判斷價態(tài)的正、負。公式：xA=0.359Z*/r2+0.744