8.1 氢原子结构
8.2 多电子原子结构
8.3 元素周期律
第八章 原子结构
8.1.1 氢原子光谱与Bohr理论
8.1 氢原子结构
8.1.5 氢原子的激发态
8.1.4 氢原子的基态
8.1.3 SchrÖdinger方程与量子数
8.1.2 电子的波粒二象性
1.光和电磁辐射
8.1.1 氢原子光谱与Bohr理论
2.氢原子光谱
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，3.289×1015各代表什么意义？
经验公式：
氢原子光谱特征：
3.Bohr理论
三点假设：
①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；
②通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低——基态；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；
③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
h：Planck常数
n = 3 红（Hα）
n = 4 青（Hβ ）
n = 5 蓝紫 （ Hγ ）
n = 6 紫（Hδ ）
Balmer线系
演 示 文 稿
1

2
3

后
等
优微购http://www.xjhl123.com/优微购 瓦孓夻
原子能级
RH：Rydberg常数，其值
为2.179×10-18J。
借助于氢原子光谱的能量关系式可定出氢原子各能级的能量：
1924年，Louis de Broglie认为：质量为 m ，运动速度为υ的粒子，相应的波长为：
8.1.2 电子的波粒二象性
1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。
λ=h/mυ=h/p，
h=6.626×10-34J·s，Plank常量。
1.SchrÖdinger方程
8.1.3 SchrÖdinger方程与量子数
直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换
2.四个量子数
① 主量子数 n
③ 磁量子数 m
④ 自旋量子数 ms
② 角量子数
n=1, 2, 3,……
与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；
不同的n值，对应于不同的电子层：
主量子数n：
１　２　３　４　５…
K L M N O…
角量子数l ：
l 的取值 0，1，2，3……n－1
对应着 s, p, d, f…... (亚层)
l 决定了ψ的角度函数的形状。
磁量子数m：
m可取 0，±1, ±2……±l ；
其值决定了ψ角度函数的空间取向。
n, l, m 一定，轨道也确定
0 1 2 3 …
轨道 s p d f …
例如: n =2， l =0， m =0， 2s
n =3， l =1， m =0， 3pz
n =3， l =2， m =0， 3dz2
思考题：
当n为3时, l ,m 分别可以取何值？轨道的名称怎样?
1.总能量
2.波函数
角度部分：
径向部分：
8.1.4 氢原子的基态
角度部分
3.波函数的物理意义
Ψ2 ：原子核外出现电子的概率密度。
电子云是电子出现概率密度的形象化描述。
径向分布函数D(r)：
试问D(r)与ψ2 的图形有何区别?
1. 2s态： n=2, l=0, m=0
8.1.5 氢原子的激发态
2. 2p态：n =2 , l =1 , m = +1,0,-1
小结：量子数与电子云的关系
n：决定电子云的大小
l：描述电子云的形状
m：描述电子云的伸展方向
8.2.1 多电子原子轨道能级
8.2 多电子原子结构
8.2.2 核外电子排布
轨道：与氢原子类似，其电子运动状态
可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s…

能量：与氢原子不同, 能量不仅与n有关,
也与l有关; 在外加场的作用下, 还
与m有关。
8.2.1 多电子原子轨道能级
1.Pauling近似能级图
2.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。
3.屏蔽效应
σ为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。
Z－σ= Z*，Z* ——有效核电荷数
进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。
4.钻穿效应
核外电子分布三规则：
最低能量原理
电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。
Pauli不相容原理
每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。
Hund 规则
在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。
8.2.2 核外电子排布
半满全满规则：
当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。
Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
N：1s2 2s2 2p3
8.3.1 原子的电子层结构和
元素周期系
8.3 元素周期律
8.3.2 元素性质的周期性
8.3.1 原子的电子层结构和元素周期系
元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。
元素周期表(长表)：
周期号数等于电子层数。
各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。
主族元素的族号数等于原子最外层电子数。
s 区—ns1－2 p 区—ns2np1－6
d 区—(n－1)d1－10ns1－2 (Pd无 s 电子)
f 区—(n－2)f1－14(n－1)d0－2ns2
结构分区：
量子数，电子层，电子亚层之间的关系
每个亚层中轨道数目
1 3 5 7
2 6 10 14
2 8 18 2n2
每个亚层最多容纳电子数
每个电子层最多
容纳的电子数
主量子数 n 1 2 3 4
电子层 K L M N
角量子数 l 0 1 2 3
电子亚层 s p d f
1.有效核电荷Z*
元素原子序数增加时，原子的有效核电荷Z*呈现周期性的变化。
同一周期：
短周期：从左到右，Z*显著增加。
长周期：从左到右，前半部分有Z*增加
不多，后半部分显著增加。
同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。
8.3.2 元素性质的周期性

2.原子半径（r）
共价半径
van der Waals 半径
主族元素：从左到右 r 减小；
从上到下 r 增大。
过渡元素：从左到右r 缓慢减小；
从上到下r略有增大。
金属半径
主族元素
元素的原子半径变化趋势
镧系元素从左到右，原子半径减小幅度更小，这是由于新增加的电子填入外数第三层上，对外层电子的屏蔽效应更大，外层电子所受到的 Z* 增加的影响更小。镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩。

3.电离能
基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。
由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。
E+ (g)  E 2+ (g) + e- I 2
E (g)  E+ (g) + e- I 1
例如：
N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 ——半满，全满。
同一主族：从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。
同一周期：主族元素从ⅠA 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中ⅠA 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层， Z* 增加不多， r 减小缓慢， I 略有增加。
4.电子亲和能

元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。
O (g) + e -  O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1
O- (g) + e -  O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1
电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：
例如：
同一周期：从左到右，Z* 增大，r 减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成 8 电子结构，A 的负值增大。卤素的 A 呈现最大负值，ⅡA为正值，稀有气体的 A 为最大正值。
同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 A 负值变小。特例： A(N)为正值，是 p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。 A 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。
5.电负性