厦门大学大学化学原子结构7课件.ppt

电子云径向分布函数图 节面：波函数在该面上任何一点的值均为0的曲面。 峰 数 = n – l 节面数 = n – l – 1 5.原子核外电子排布与元素周期律 5.1、屏蔽效应: 在多电子原子中，核外电子不仅受到原子核的吸引，而且还受到电子之间的相互排斥。这种排斥力的存在，实际上相当于减弱了原子核对外层电子的吸引力。有效核电荷z*与核电荷z关系如下：????????? ?称为屏蔽常数（Screening constant）表示被抵消掉的那部分电荷。 这种由于其它电子对某一电子的排斥而抵消了一部分核电荷的作用称为屏蔽效应（Screening effect）。 由于屏蔽效应的存在，多电子原子中的每一个电子的能量应为： 5.2、穿透效应 在多电子原子中，角量子数 l 较小的轨道上的电子，钻到靠核附近的空间的几率较大，具有较强的渗透能力。这种电子可以避免其它电子的屏蔽，又能增强核对它的吸引力，使其能量降低。 这种外层电子向内层穿透的现象称为穿透效应（Penetrating effect）。 穿透与屏蔽两种作用是相互联系的，总效果都反映在z*值上。轨道的穿透能力通常按 ns、np、nd、nf 的顺序减小，导致主量子数相同的轨道能级按 Ens EnpEnd Enf 的顺序分裂。这与光谱实验结果完全一致。 5.3 原子核外电子排布 1939年，鲍林（L.Pauling）从大量的光谱实验数据出发，计算得出多电子原子中轨道能量的高低顺序，提出了轨道的近似能级图(P121,6-9) 角量子数 l 相同时轨道的能级只由主量子数 n 决定，n 值越大，能级越高。 若主量子数 n 相同时轨道的能级由角量子数 l 决定， 值越大能级越高，这种现象叫能级分裂 轨道能量的高低顺序可由（n+0.7 l)的能级归为一个能级组，并推出随原子序数增加，电子在轨道中填充的顺序为 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f…… 能量递增 例如：K原子的最后一个电子填充在3d还是4s轨道使原子能量较低呢？ 因为（3+0.7×2）(4+0.7×0),所以电子应填在4s轨道上。该近似规律得出与鲍林相同的能级顺序和分组结果。 我国著名化学家徐光宪先生提出关于轨道能量的（n+0.7l ）近似规律。 根据原子光谱实验和量子力学理论，人们总结出原子处于基态时核外电子排布的三项基本原则： 5.3.1、能量最低原理 电子在原子中所处的状态总是尽可能使整个体系的能量为最低，这样的体系最稳定。 因此电子总是优先占据可供占据的能量最低轨道，而后按照原子轨道近似能级图6-9依次进入能量较高的轨道。 在同一原子中不能存在运动状态完全相同的电子，(或者说同一原子中不能存在四个量子数完全相同的电子)。 例如氦原子的1s轨道中有两个电子,其中一个电子的量子数n, l,m , ms 如果是（1,0,0,+1/2），则另一个电子的量子数必定是（1，0，0,-1/2 ）。即两个电子的自旋方向必须相反。 每种运动状态最多只能容纳一个电子；同一条轨道最多只能容纳两个自旋相反的电子。因为s，p，d，f各分层中的原子轨道分别为1，3，5，7条，所以各分层最多只能容纳2，6，10，14个电子。又因为每个电子层中原子轨道总数为n2 ，所以各电子层中电子的最大容量为2 n2 个。 5.3.2、保里(Pauli)不相容原理 电子分布到能量相同的等价轨道(简并轨道）时，总是尽先以自旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道。 以碳原子1s22s22p2为例，如2个p电子在同一轨道上排斥力大，而在不同轨道且自旋平行时排斥力小，电子按洪特规则分布可使体系能量最低，最稳定。 洪特规则虽然是一条经验规则，但是后来得到量子力学计算的证明，根据洪特规律推断，当等价原子轨道处于全充满（p6,d10,f14），半充满(p3,d5,f7)和全空(p0,d0,f0)时为稳定状态。 5.3.3、洪特（Hund）规则 5.4 元素周期表与原子构型的关系 元素的性质随核电荷的递增呈现周期性变化的规律。 原因：原子最外层电子(价电子）的排布呈现周期性变化。-----最外层电子构型重复着从 nS1 开始到 nS2np6 结束的周期变化. 各周期元素的数目等于从 nS1 开始到 nS2np6 结束各轨道所能容纳的电子总数。因能级交错的存在，所以产生长短周期的分布。 一个特短周期（2种元素）、两个短周期（8种元素）、两个长周期（18种元素）、一个特长周期（32种元素）和一未完成周期。 周期数=电子层层数 主族元素的族数=最外电子层的电子数 副族元素的族数= （最外层的电子数）+（次外层d的电子数）（除IB、IIB和VIIIB外） 周期表中元素分成五个区：