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第一章 原子结构与元素周期系 教 学 内 容 ? 1． 原子论的简单的发展史 ? 2. 进一步掌握分子、原子、元素、核素、原子量 等基本概念； ? 3．掌握微观粒子的基本特征； ? 4．掌握微观粒子运动的表示方法,核外电子运动规 律n. l. m. ms的关系； ? 5．掌握原子构造，即电子排布三原则； ? 6．掌握原子结构与元素周期系的关系、周期、族 区的划分本质;掌握电离能、亲和能、电负性和 原子半径等概念。 §1 道尔顿的原子论 古代的“元素说”和“原子说” §2 相对原子质量（原子量） 2.1 元素、原子序数和元素符号； 2.2 核素、同位素和同位素丰度； 2.3 原子的质量； 2.4 元素的相对原子质量（原子量）； 2.5 国际单位制、摩尔质量。 注意： 对1s轨道，电子云径向分布图在r=52.9pm处有峰值，恰好是波尔理论中的基态氢原子的轨道半径。 电子云径向分布图中峰的个数等于n-l。 n越大，电子离核的平均距离越远。 电子运动状态小结 1、在微观世界中，核外电子运动的能量是不连续的，分为不同的能级，而电子的运动状态需用四个量子数来决定。 2s电子云径向分布曲线除主峰外,还有一个距核更近的小峰. 这暗示, 部分电子云钻至离核更近的空间, 从而部分回避了其它电子的屏蔽. 为什么 2s 价电子比 2p 价电子受到较小的屏蔽? Question 6.3 科顿能级图 此图不是顺序图! ◆ H 原子轨道能量只与 n 有关, 其 它原子轨道均发生能级分裂. ◆ 各种同名轨道的能量毫无例外地 随原子序数增大而下降.为什么? ◆ 从Sc 开始, 第4周期元素的 3d 轨 道能级低于4s. 这说明, 不但是Mn 原子,其余 3d 过渡金属被氧化时, 4s 轨道都先于3d 轨道失去电子. 鲍林图上反映不出这种情况 ！ 6.4 基态原子的核外电子排布 （ground-state electron configuration） (1) 基态原子的电子组态 原子的电子组态(又称电子构型)是一种标示形式,这种形式能反映出该原子中所有电子占据的亚层轨道. 例如,氩原子(Z=18)的基态电子组态标示为: Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 钾原子(Z=19)的基态电子组态标示为: K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (或 [Ar]4s1 ) 根据原子光谱实验和量子力学理论, 基态原子的核外电子排布 构造原理(building up principle). 构造原理是指原子建立核外电子层时遵循的规则. (2) 构造原理 ◆ 最低能量原理(Aufbau principle) : 电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道, 占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道. 根据顺序图, 电子填入轨道时遵循下列次序： 1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 铬(Z = 24)之前的原子严格遵守这一顺序, 钒(Z = 23) 之后的原子有时出现例外. 核外电子运动 轨道运动 自旋运动 与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei) n l m ms 结 论： 四个量子数(n,l, m,ms)确定一个电子运动状态 四个量子数和电子运动状态 总数 符号 2 1 ?? ± 1/2 2py ?? ± 1/2 2px ± 1 ?? ± 1/2 2pz 0 2p 1 8 ?? ± 1/2 4 2s 0 2s 0 2 ?? ± 1/2 1 1s 0 1s 0 符号 取值 原子轨道 取值 能级 符号 取值 取值 电子运动状态数 自旋磁量子数 ms 磁量子数 m 角量子数 l 主量子数 n l = 0, 1, 2, ……, (n-1); m = 0, ±1, ±2, ……, ±l 4.波函数的图形描述( portrayal of wave function ) 将Schr?dinger 方程变量分离： 径向波函数 R n, l (r) · y n, l, m ( r, q, f ) = Y l,m ( q, f ) 角度波函数 空间微体积 (1)径向分布图 径向分布函数 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=n－l 1s 2s 3s 2p 3p 3d （2）原子轨道角度分布