(4)无机及分析化学课件之-物质结构基础2013.11.ppt

第4章 物质结构基础 本章重、难点 1.重点内容：四个量子数，核外电子排布，周期性，共价键。 2.难点内容：波函数、原子轨道与电子云角度分布图形，原子轨道与核外电子运动状态的量子数，原子核外电子排布式，杂化轨道理论。 4.1 原子结构的近代理论 德谟克利特(公元前) ：一切物质都由微粒组成，这种微粒无限小，世上没有比它再小的东西，因此它是不可再分。无数的原子在无限的空间或“虚空”中运行；原子是永恒存在的，没有起因,“不可分”，也看不见，相互间只有形状、排列、位置和大小之区别。 每一种化学元素有一种原子； 同种原子质量相同，不同种原子质量不同； 原子不可再分; 一种原子不会转变为另一种原子; 化学反应只是改变了原子的结合方式,使反应前的物质变成反应后的物质? 电磁波连续光谱 光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波长，拍摄各种光谱图。光谱就像“指纹”辨人一样，可以辨别形成光谱的元素。 然而，直到上世纪初，人们只知道物质在高温或电激励下会发光，却不知道发光机理；人们知道每种元素有特定的光谱，却不知道为什么不同元素有不同光谱。 氢原子光谱和玻尔理论 氢光谱是所有元素的光谱中最简单的光谱。在可见光区，它的光谱只由几根分立的线状谱线组成，其波长和代号如下所示： 经典电磁场理论不能解释氢原子光谱 经典电磁理论认为： 1913年丹麦青年物理学家Niels Bohr根据： 2.定态假设——在一定的轨道上运动的电子的能量也是量子化的： 3.量子化条件——电子在不同轨道之间跃迁(transition)时，会吸收或辐射光子，其能量取决于跃迁前后两轨道的能量差： 测不准原理的启示 2. 波函数和原子轨道 波函数ψ是描述核外电子运动状态的函数。通常 把一种波函数称为一个原子轨道。但这里的轨道 没有运动中走过的轨迹的含义，只是描述电子运 动状态的数学表达式。 量子力学是用波函数和与其对应的能量来描述微 粒粒子运动状态的。 这也说明第二电子层共有4个轨道，其中2，0，0 的组合是一个能级，其余三种组合属第二个较高的 能级。由此类推，每个电子层的轨道总数应为n2。 表1：量子数组合和轨道数 a 屏蔽效应 如：锂原子核外的三个电子是1s22s1我们选定任何一个电子，其处在原子核和其余两个电子的共同作用之中，且这三个电子又在不停地运动，因此，要精确地确定其余两个电子对这个电子的作用是很困难的。我们用近似的方法来处理。 钻穿作用大小顺序:nsnpndnf 所以能量高低顺序:nsnpndnf（n相同时） 当n,l都不同时,有可能由于钻穿作用不同而发生能级交错现象。 根据徐光宪公式计算可以明确原子能级由低到高依次为 1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)…? 括号表示能级组。此顺序与鲍林近似能级顺序吻合。 实例分析：按核外电子排布的规律，写出22号元素钛的基态电子排布式。 书写离子的电子排布式是在基态原子的电子排布式基础上加上（负离子）或失去（正离子）电子。但要注意，在填电子时4s能量比3d低，但填满电子后4s的能量则高于3d，所以形成离子时，先失去4s上的电子。 例如：Fe2+: [Ar] 3d64s0? (失去4s上的2个电子)。?????????? Fe3+: [Ar] 3d54s0? (先失去4s上2个电子，再失去3d上1个电子)。 s区元素：最后1个电子填充在ns轨道上，价层电子的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子形成+1或+2价离子。 d区元素：它们的价层电子构型是(n－1)d1～9 ns1～2，最后1个电子基本都是填充在倒数的第二层(n－1)层d轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化的氧化值，称为过渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。 f区元素：最后1个电子填充在f轨道上，价层电子构型是：（n－2）f 0～14ns2,或(n – 2)f 0～14(n－1)d 0～2ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素），由于本区包括的元素较多，故常将其列于周期表之下。它们的最外层电子数目相同，次外层电子数目也大部分相同，只有外数第三层的电子数目不同，所以每个系内各元素的化学性质极为相似，都为金属，将它们称为内过渡元素。 半径特点： 共价半径最小。因为形成共价键时，轨道重叠，所以核间距小。 金属半径大于共价半径。金属离子之间轨道不重叠，只是紧密地接触。 范德华半径最大，因为分子间力很小，不能将两原子拉得很近。 解释： 稀有气体元素具有稳定的ns2np6结构，s、p轨道全满。 Be、Mg的电子结构分别为[He]2s2、[Ne]3s2，s轨道全满。 N、P的电子结