[理学]第08章无机化学.ppt

第八章 原子结构 氢原子的基态：n=1，l=0，m=0 8.3.2 核外电子的排布 s、p原子轨道和电子云的角度分布图： d电子云的角度分布图： D(r)径向分布函数。 空间微体积 3. 径向分布函数图 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 8.3.1 多电子原子的轨道能量 8.3.2 核外电子的排布 §8.3 多电子原子的结构 1. 屏蔽效应与有效核电荷 +2 e- e- He 2-σ e- 假想He 屏蔽效应：由核外电子云抵消一些核电荷的作用。 σ为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。 Z－σ= Z*，Z* ——有效核电荷数 8.3.1 多电子原子的轨道能量 2. Pauling近似能级图 E1s ＜ E2s ＜ E3s ＜ E4s …… Ens ＜ Enp ＜ End ＜ Enf …… “能级分裂” E4s ＜ E3d ＜ E4p …… “能级交错”。 l 相同的能级的能量随 n 增大而升高。 n 相同的能级的能量随 l 增大而升高。 3. Cotton原子轨道能级图 n 相同的氢原子轨道的简并性。 原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。 随着原子序数的增大，原子轨道产生能级交错现象。 电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。 4.钻穿效应 n相同时，l愈小的电子，钻穿效应愈明显： ns＞np＞nd＞nf，Ens＜Enp＜End＜ Enf 。 钠原子的电子云径向分布图 8≤Z≤20：4s对K，L内层原子芯钻穿大， E4s＜E3d Z≥21 ：4s对原子芯钻穿效应相对变小， E4s＞E3d 3d和4s对1s2s2p原子芯的钻穿 3d和4s对1s2s2p3s3p原子芯的钻穿 1. 基态原子的核外电子排布原则 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。 Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。 Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。 2. 基态原子的核外电子排布 * 无机化学基础教程 §8.1 氢原子光谱与Bohr理论 §8.2 核外电子的运动状态 §8.3 多电子原子的结构 §8.4 元素周期律 8.1.2 Bohr理论 8.1.1 氢原子光谱 §8.1 氢原子光谱与Bohr理论 回顾历史 Dalton原子学说 (1808年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Rutherford核式模型 (1911年) Bohr电子分层排布模型 (1913年) 量子力学模型(1926年) Hα Hβ Hγ Hδ 8.1.1 氢原子光谱 不连续光谱，即线状光谱 其频率具有一定的规律 n= 3,4,5,6 式中 2，n，3.289×1015各代表什么意义？ 经验公式： 氢原子光谱特征： Plank量子论(1900年)： 　　微观领域能量不连续。 Einstein光子论(1903年)： 　　光子能量与光的频率成正比 Ｅ＝hν Ｅ—光子的能量 ν—光的频率 h—Planck常量， h =6.626×10-34J·s ①核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量； ②通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低——基态；原子获得能量后，电子被激发到高能量轨道上，原子处于激发态； ③从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。 E：轨道能量 8.1.2 Bohr理论 原子能级 n = 3 红（Hα） n = 4 青（Hβ ） n = 5 蓝紫 （ Hγ ） n = 6 紫（Hδ ） Balmer线系 其它线系 式中： RH 为Rydberg常数，其值： 能级间能量差 RH = 2.179×10-18J 氢原子各能级的能量： … n1 n1 8.2.1 电子的波粒二象性 8.2.4 第四个量子数——自旋量子数 §8