原子结构-电子排布.ppt

* 第二章 结构化学 —— 第一章量子力学原理 1. Pauli不相容原理 2.能量最低原理 3. Hund规则 2.4.4 原子核外电子排布原则 1. Pauli不相容原理 在同一原子轨道最多能容纳两个电子，但是它们的自旋状态必须相反。或者说不可能有两个或两个以上的电子，它们的n, l, m, ms完全相同． 1s 2p 3p 3d 2.能量最低原理 电子优先填充到能量最低的原子轨道 3.洪特（Hund）规则及补充 在一组能量相同的等价轨道上,电子尽可能分占不同的轨道, 且自旋相同。 如果有多个电子，其主量子数n和角量子数l均相同，则其磁量子数m尽量不同且自旋量子数ms相同。 m = 1 -1 0 ms=1/2 3个电子→2p 能量高低相等的原子轨道上全充满(np6,nd10,nf14)，半充满(np3,nd5,nf7)或全空(np0,nd0,nf0)的状态比较稳定。 洪特(Hund)规则的补充 如：Cr 4s13d5 : 而不是4s23d4 　Cu 4s13d10: 而不是4s23d9 自旋平行电子数越多，电子彼此远离相互规避，因而削弱了彼此间的库仑排斥作用，因此原子的能量较低。 Mn, Mo, Te, Rc等 电子组态 当原子中的每一个电子的量子数n, l都已经确定时 的一种电子排布方式，称为一种电子组态。 2.4.5 原子的电子结构 试用屏蔽常数方法估算基态钾原子的K(Z=19)的4s和3d能级 的能量． 原子的电子层结构决定元素周期性排列，原子轨道能级组的划分是各种周期的本质原因。 1 原子的电子层结构和元素周期系关系 2.5 原子的电子层结构和元素周期系 结构化学 —— 第二章 原子结构与性质 族数、主族、副族、s,p,d,f,ds区的划分和特点 2 元素的族与分区 元素的基本性质，如：原子半径(r)、电离能(I)、电子亲和能(Y)、电负性(?)、电子结合能等。 2.6 元素基本性质的周期性 1.原子半径 原子半径的数值具有统计平均的含义，原子半径包括： 共价半径、离子半径、金属半径和范德华半径等等。 结构化学 —— 第二章 原子结构与性质 共价半径: 同种元素的两个原子以共价单键连接时， 其核间距的一半。 金属半径: 金属原子以金属键结合而形成的紧密堆积结构, 两个紧密相邻的两个金属原子的核间距离的一半，就称为金属半径。 范德华半径:范德华半径是指当两个原子仅依靠范德华力而相互结合时，两原子的核间距的一半。 Cl的共价半径为99pm，它的范德华半径为180pm。 Na原子的共价半径为154pm，它的金属半径为186pm。 镧系 收缩 4f轨道的填充 2.电离能 气态原子失去一个电子成为一价气态正离子所需的最低能量，称为原子的第一电离能(I1)。 电子结合能(原子轨道能级) 在中性原子中当其他电子处于其最低能态时,电子从指定的 轨道上电离时所需能量的负值. 一价气态正离子失去一个电子成为二价气态正离子所需的最 低能量，称为原子的第二电离能（I2）。 *