核外电子运动状态.ppt

§3-1 核外电子的运动状态 §3-2 核外电子的排布和元素周期系 §3-3 元素基本性质的周期性 §3-1 核外电子的运动状态 一、氢原子光谱和玻尔理论 二、微观粒子的波粒二象性 三、波函数和原子轨道 四、几率密度和电子云 五、波函数与电子云的分布图 一、氢原子光谱和玻尔理论 二、微观粒子的波粒二象性 1.光的波粒二象性 三、波函数和原子轨道 1.薛定谔方程-微观粒子运动所遵循的基本方程 *3.四个量子数 电子在核外的运动不是任意的，而只能取一定的运动状态，一般需要四个量子数才能确定一个电子的运动状态。 （1）主量子数n 意义：描述电子层能量的高低次序和离核的远近。 取值： 1 2 3 4 5 6┄正整数 符号： K L M N O P┄ ‥‥‥ n=1表示能量最低、离核最近的第一电子层。n越大，该电子层离核平均距离越远，能级越高。 ⑴ 每个n值最多对应n个不相同的角量子数l，即每个电子层最多有n个亚层。 ⑵ l的每个值还可表示一种形状的原子轨道 l=0，s轨道，球形；l=1，p轨道，亚铃形； l=2，d轨道，花瓣形 ⑶ 单电子体系（氢原子或类氢离子），各种状态的电子能量只与n有关. n不同，l相同 E1s＜E2s＜E3s＜E4s n相同，l不同 E4S=E4p=E4d=E4f 四、几率密度和电子云 1.几率密度 几率：电子在核外空间出现机会的多少 五、波函数与电子云的分布图 1.波函数的径向分布与角度分布 波函数ψ( x、y、z)表示电子在核外空间的运动状态，其空间图象是原子轨道。 ψ(x、y、z)= ψ（r、θ、φ) = R（r）· Y（θ、φ） 径向部分 角度部分 *§3-2 核外电子的排布和元素周期系 一、多电子原子的能级 二、核外电子排布的原则 三、原子的电子层结构和元素周期系 一、多电子原子的能级 1.鲍林的原子轨道近似能级图 A. 对于氢原子（单电子原子) 核外的一个电子只受核的吸引，E只与n有关 2.屏蔽效应 ： 把其它电子对某个选定电子的排斥作用归结为对核电荷的抵消作用，称为屏蔽效应。 电子能级分组表-徐光宪的（n+0.7l)近似规律 4.科顿原子轨道能级图 二、核外电子排布三原则 1.能量最低原理：电子在原子轨道上的分布，要尽可能地使电子的能量为最低。 2.保里不相容原理：每个原子轨道最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。或者,同一原子中,不可能有两个电子处于完全相同的状态。 3.洪特规则：在n和l相同的简并轨道上分布的电子，将尽可能分占m不同的轨道。 洪特规则特例：同一亚层，当电子分布为全满、半满或全空时，原子最稳定。 全充满 p6，d10，f14 半充满 p3， d5， f7 全 空 p0， d0， f0 三、原子的电子层结构和元素周期系 §3-3 元素基本性质的周期性 由于原子电子层结构呈现周期性，因此与电子层结构有关的元素的基本性质如：原子半径、电离能、电子亲合能、电负性等也呈现明显的周期性。 一、原子半径 理论上，原子半径是指最外层电子到原子核的距离。因电子的运动无固定轨道，无法测单个原子半径，测整块物质。 1.定义 某元素一个基态的气态原子失去一个电子形成正一价的气态离子时所需要的能量叫做这种元素的第一电离能。常用符号I1表示，单位kJ·mol-1。 M(g)-e-?M+(g) I1 ；M+(g)- e-? M2+(g）I2 2.作用 ①I是衡量元素金属性的一种尺度。I越小表示元素的原子越易失电子，金属性越强。 ②用于说明元素通常呈现的价态 同一元素的电离能： I1? I2 ? I3 ? ··· 三、电子亲合能 1.定义 某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成负一价的气态离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲合能。 F(g)+e-?F-(g) E1=322kJ·mol-1; 意义：1mol气态F原子得到1mol电子转变为1mol气态F-时，放出能量322kJ。 非金属元素一般具有较大的电子亲合能，E越大表示得电子倾向越大。 四、电负性x 1.定义 元素原子在分子中吸引电子的能力叫该元素的电负性。 X越大，元素原子得电子的能力越强； X越小，元素原子得电子的能力越弱。 2.电负性的周期性（主族） 同一周期，从左到右电负性增加，元素的非金属性增强。 同一族，从上到下电负性递减，元素的金属性增强。 副族元