第09章 原子结构和元素周期律.pptVIP

5 §9.1 微观粒子的特征 玻尔理论（Bohr 的氢原子模型） §9.2 核外电子运动状态的描述 2、轨道角动量量子数l（角量子数） 3、磁量子数m 　4、自旋量子数ms 三、原子轨道和电子云的图形表示 2、电子云的图形表示(Ψ2的图形表示） 电子云径向分布图 第三节 电子组态和元素周期表 电子组态 （electronic configuration） 基态原子的电子排布三原则 Pauli不相容原理(Pauli exclusion principle) 同一原子中不可能有2个电子具有四个完全相同的量子数。 如果两个电子的n、l、m相同，s必然相反。即一个原子轨道中不存在自旋相同的两个电子。 如Ca原子的两个4s电子，一个是（4,0,0,1/2），另一个则是（4,0,0,-1/2）。 1、原子轨道的图形表示 径向波函数 角度波函数 原子轨道角度分布图 ： 原子轨道径向分布图 ： s、p轨道角度分布图（剖面） d轨道角度分布图（剖面） a. 图中的正负号表示在该方位Y的取值的正负，不表示带电性质。 关于原子轨道角度分布图的说明 c. 原子轨道角度分布图不是电子运动的具体轨迹，只反映函数与自变量间数值大小关系。 b. 由于角度波函数Y只与量子数l,m有关，与主量子数无关，只要l,m相同，他们的原子轨道角度分布图形都是相同的。 氢原子轨道径向分布图 原子轨道径向分布图与n，l 有关，也有正、有负。 氢原子各轨道密度径向分布图 将空间各点几率密度ψ2值的大小用小黑点的疏密程度来表示时，所得的图形。 电子云黑点图 黑点密度与电子出现的几率密度（ψ2）成正比。 1s 2s 2pz 3pz 电子云角度分布图 y2的角度部分随方位角q、f的变化图。 表示在不同的方位角上，电子出现的几率密度。 比原子轨道角度图形略瘦，且无 +、–号。 s、p、d 电子云角度分布图 D（r） =4πr2R2n,l（r）--r图。 D（r）称为电子云的径向分布函数，D（r）值的大小代表电子在半径为r的微球壳(单位厚度）中出现几率的大小。 薄球壳剖面图 D（r） r 52.9pm 氢原子1s电子云的径向分布图 意义：表明电子出现的几率随离核远近而改变的情况。 (a)不同类型的轨道 (s、p、d等)，径向分布的峰数不同。 (b)当n相同时，电子离核的平均距离相近。核外电子是分层分布的。 (c)核外电子虽分层分布，但有相互渗透的现象， 氢原子各轨道电子云的径向分布图 R2n,l（r）--r图。 R2n,l（r） 值的大小代表电子在半径为r的空间某点(单位体积）中出现几率（几率密度）的大小。 氢原子各轨道密度径向分布图 氢原子： 1s 2s = 2p 3s = 3p = 3d §9.3 多电子原子的核外电子排布 单电子原子核外电子的能量仅决定于主量子数。 一、屏蔽效应和钻穿效应 屏蔽效应 在多电子原子中内层或同层电子屏蔽或削弱一部分核电荷对选定电子吸引的作用。 σ--屏蔽常数，与角量子数l有关。 有效核电荷：Ｚ＊＝Ｚ-σ＝Ｚ-∑σi 钻穿效应 n较大l 较小的外层轨道电子由于其概率分布特点，穿透内层电子，钻入原子核附近，从而避开其它电子的屏蔽作用，有效电荷增加，能量降低的现象。 在多电子原子中n和l不同的原子轨道，屏蔽效应和钻穿效应的综合结果造成了能级交错。 Pauling（保里） 近似能级顺序： 1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 3d 5s 5p 4d 6s 6p 5d 4f 能 量 6 5 4 3 2 1 能级组 二、多电子原子轨道的近似能级 * 第九章 原子结构和元素周期律atomic structure periodic law of elements §9.1 微观粒子的特征 §9.2 核外电子运动状态的描述 §9.3 多电子原子核外电子排布 §9.4 元素周期表与元素性质的周期性 × 一、原子的概念及其组成 1801年，英国学者道尔顿，提出原子学说，认为原子不可再分。 1897年，英国学者汤姆森，发现了带负电荷的电子，打破了“原子不可再分”的概念。 1911年 英国人 卢瑟福（Rutherford） 进行α粒子散射实验，提出了原子的“行星模型” 原子由原子核（质子和中子）和绕核作高速运动的电子组成。原子核好比太阳，电子好比绕太阳运动的行星，电子绕核高速运动。 原子的组成 原子 质子 中子 电子 原子核 带负电荷 带正电荷 不带电荷 二、 氢原子光谱和玻尔理论 光谱: 复色光经过色散系统（如棱镜、光栅）分光后，被色散开的单色光按波长（或频率）大小而依次排列的图案 。 光源 光谱的产生 白光的连续光谱：包含有从红光到紫光各种色光的光谱叫