普通化学_物质结构基础.

15.1氢原子结构的近代概念5.1.1波函数5.1.2电子云5.2多电子原子的电子分布方式和周期系5.2.1多电子原子轨道的能级5.2.2核外电子分布原理和分布方式5.2.3原子结构与性质的周期性规律5.3化学键和分子间相互作用力*5.3.1化学键第五章物质结构基础(4学时)2*原子结构理论的演变道尔顿1803（英国化学家）原子是组成物质的最小颗粒。汤姆逊1904（英国物理学家）电子以最稳定的静电方式镶嵌于带正电的球。卢瑟福1911（新西兰物理学家）电子绕核运动，如同行星绕太阳运动一样。玻耳1913（丹麦物理学家）薛定鄂1926（奥地利物理学家）波动力学(量子力学)旧量子论35.1原子结构的近代概念*5.1.0氢原子光谱(1)光和电磁辐射H22HH2高压放出能量吸收能量放出光分光镜(2)氢原子光谱(四条明线)抽蒸空的放电管H2高压放电分光镜可见光区域紫蓝蓝绿（青）红ν=3.29×1015(2221n1n1)s-1n1n2(正整数)里德堡用一公式归纳：5（3）微观粒子的波、粒二象性质量极小，速度极大的电子，其运动完全不同于宏观物体,不遵守经典力学规律即：E=-1312/n2kJ·mol-1②波-粒二象性：“半径”量子化。即:r=a0n2德布洛依提出：电子具有波粒二象性。①量子化特征：包括能量量子化核外电子运动的特殊性6德布洛依关系式：mphhλ这种实物粒子的波称物质波又称德布洛依波。例如：一个电子m=9.11×10-11gυ=106m.s-1按德布洛依关系此电子λ=727pm1927年，毕柏曼等人进行的电子衍射实验，证实电子具有波动性。电子束通过金属箔，弯曲传播的现象(1pm=10-12m)（5.1）7此λ值与x-射线的相同。电子衍射实验证实了德布洛依波的存在。③统计性电子的波性是大量电子(或少量电子的大量)行为的统计结果。所以:物质波是统计(概率)波。85.1.1波函数1.波函数和量子数（1）薛定谔的波动方程（电子波）0mπ222ψhzψyψψ2)(82222VEx解此方程可得：030100arπaψe1如：E—电子的总能量V—电子的势能ψ—波函数，是描述核外电子运动状态的数学函数x、y、z—直角坐标轴；r—电子与核之间距离a0—波尔半径9（2）量子数的物理意义解此方程时自然引入三个量子数：n、l、m。只有它们经合理组合,ψn,l,m才有合理解。求解结果见表5.2。①量子数的取值和符号nlm(主量子数)(角量子数)(磁量子数）1.2.3…∝0.1.2…(n-1)0±1±2…±lK.L.M.Ns.p.d.fψn,l,m称原子轨道(不是轨迹!)。10②量子数的意义n电子的能量；电子离核的平均距离。—电子层的概念l原子轨道的形状:s—球形；p—双球形，等在多电子原子中影响能量—电子亚层的概念11m原子各形状轨道（电子云）在空间的伸展方向数（每一个m值，对应一个方向）。如：m为0、+1、-1时的p原子轨道有3个方向。m值不影响能量。n、l相同,m不同的原子轨道称简并轨道（如:px、py、pz）。自旋量子数—ms：取值：21,21符号：↑,↓表示：电子顺、逆时针自旋。（3）三个量子数组合（n,l,m）——确定原子轨道ψ(n,l,m)l取值0123……轨道spdf……例如:n=2,l=0,m=0,2s;ψ(2,0,0)n=3,l=1,m=0,3pz;ψ(3,1,0)n=3,l=2,m=0,3dz2;ψ(3,2,0)注：每个原子轨道ψ(n,l,m)内最多能有两个自旋相反的电子氢原子轨道与三个量子数关系(参见课本p205表5.1)13（4）四个量子数——确定电子运动状态ψ(n,l,mms)*按四个量子数间的关系，可以确定每一电子层中可能存在的电子运动状态数。例:ψ(2,1,0,1/2)n=2；第二电子层l=1；2p能级，其电子云呈亚铃形。m=0；2pz轨道，沿z轴取向。ms=+1/2；电子顺时针方向自旋思考题:当n为3时,l,m,分别可以取何值?轨道的名称怎样?解：当n为3时,l,m,分别可以取值如下：l=0；m=0；3s轨道；或ψ(3,0,0)—ψ3sl=1；m=-1,0,1；3p轨道l=2;m=-2,-1,0,1,2；3d轨道（l：轨道种类）（m：轨道个数）ψ(3,1,0)—ψ3pzψ(3,1,1)—ψ3pxψ(3,1,-1)—ψ3py↑；,↓小结：四个量子数取值规定与含义(1)主量子数n—决定电子云离核的平均距离n=1,2,3,……(2)角量子数l—描述电子云的形状l=0,1,2,3,…(n-1)(3)磁量子数m—描述电子云的伸展方向(4)自旋量子数ms—描述电子的自旋方向,21sm21smm=0，±1,±2……±l162.波函数(原子轨道)的角度分布图根据函数ψ也可以作出波形图。为做图方便，需做如下处理：,,r222cossinsincossinzyxrrzryrx将直角坐标(x,y,z)变换为球坐标即:ψ(x,y,z)→ψ(r,θ,φ);再分离变量得式（5.2）17即：ψ(r,θ,φ)→R(r)Y(θ,φ)（5.2）由R(r)和Y(θ,φ)分别可做图。由R（r）做图得：原子轨道的径向分布图；由Y(θ,φ)做图得：原子轨道的角度分布图；R（r）=？；Y(θ,φ)=？18（1）基态氢原子的波函数波函数ψ(100)=ψ100=ψ1s称1s轨道00a/r30a/r30ea41,,rΨ41,Y:ea12rR:,YrR,,rΨ角度部分径向部分氢原子的波函数（参见课本p206表5.2）19(2)原子轨道分布图原子轨道分布图包括角度分布图和径向分布图两种：（参见课本p207图5.3）pm9.52120/300aearRar半径Bohrr012030RaR0r①径向分布图*：1s波函数的径向分布图,,1rΨs是一种球形对称分布例如：20()π41=,sYφθ②角度分布图:图5.3s、p、d原子轨道角度分布示意图s轨道：角度分布函数Ys:p轨道:Yp:d轨道:YdθθπφθcosA=cos43=),(pYz21)0(2mpz为例以cosA=cos43=),(Y10.8660.50-0.5-0.866-1A0.877A0.5A0-0.5A-0.877A-Ao180o0o30o60o90o120coszpY2o150pz轨道角度分布图③角度分布图的画法步骤：计算值列表后描点作图22Y2P,n=2,l=1,m=0,+1Y2PzY2PyY2Px3d态:n=3,l=2,m=0,2,12d3z22d3yxn=3,l=2n=3,l=2xyd3xzd3yzd35.1.2电子云1.电子云与概率密度ψ无直观明确的物理意义,它的物理意义是通过表示：电子在空间某位置上单位体积中出现的几率—概率密度。2ψ来体现的。2ψ*电子云图若用小黑点的疏密表示2ψ的大小，可得一黑点图，称电子云。1s电子云图262.电子云角度分布图作为函数ψ2也可以做图。由变换后的R(r)Y(θφ)对R2做图：称电子云的径向分布图；（参见课本p210图5.7）对Y2做图：称电子云的角度分布图。（参见课本p206图5.6）2pz电子云角度分布图22zpY电子云角度分布:Y22pY22PxY22Py28①这些图象仅是函数的图形，不表示原子轨道或电子云的实际形状。②Y图形胖一些，有正负号，③Y2图形瘦一些，无正负号。注意区别：Y2nsY2npY2ndYnsYnpYnd29氢原子的电子云示意图电子云角度分布图和径相分布图，只是反映了电子云的两个侧面，不表示电子云的实际形状。其立体图如图5.830小结：1.量子数与ψ的关系（1）三个量子数组合（n,l,m）——确定原子轨道ψ(n,l,m)每个原子轨道ψ(n,l,m)内最多能有两个自旋相反的电子（2）四个量子数组合（n,l,m,ms）——确定电子运动状态ψ(n,l,m,ms)2.原子轨道与电子云角度分布图区别：（1）Y图形胖一些，有正负号；（2）Y2图形瘦一些，无正负号。应用：在研究化学键形成时有重要意义。315.2多电子原子结构和周期系5.2.1多电子原子轨道的能级*对于氢原子，轨道能级由n来决定；*对于多电子原子，轨道能级由n、l决定。*常用近似能级图表示原子轨道能级的高低规律（Pauling鲍林）。32(1)近似能级图(Pauling鲍林)①l相同时，轨道能级随n而增。②n相同时，轨道能级随l而增。如：E1sE2sE3s；如：E3sE3pE3d；参见课本p213图5.1033③n、l皆不同时，出现“能级交错”现象如：E4sE3dE6sE4fE5dE6p34(2)原子轨道能级与原子序数关系(Cotton能级图）图5.9原子轨道能级与原子序数关系355.2.2核外电子分布原理和分布方式1.核外电子分布三个原理(1)泡利不相容原理：同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两个电子。因此，同一轨道只能容纳两个自旋相反的电子。可以确定各电子层可以容纳的最多电子数为2n2。（三原则）36(2)最低能量原理：基态原子中，电子总是尽先占据能级最低的原子轨道，以使系统能量处于最低。原子轨道能级的高低顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p…（图5.10鲍林的原子轨道近似能级图）根据这一顺序可以确定各元素原子在n和l值不同的轨道中，核外电子的分布规律。37(3)洪德（特）规则处于n和l都相同的等价轨道中的电子，总是尽先分占m不同的轨道，而且ms相同（自旋平行）。洪特规则反映了在n和l都相同的轨道中，电子的分布规律。p2s2如：C(1s22s22p2)382.核外电子分布式和外层电子分布式(确定每一个电子运动状态)如：211s2,21,2121,21,212s22p30001-10ms000111ml222n122100217N中的七个电子的分布：39遵守三原则，按能级高低顺序，再按电子层(n)归并。如：22Ti1s22s22p63s23p63d24s2②原子的“外层电子分布式”(电子构型)如：22Ti1s22s22p63s23p63d24s2原子实[Ar]外层电子构型电子分布式可写为：[Ar]3d24s2①原子的电子分布式40写出各元素的电子分布(按能级)状况：22Ti1s2s2p3s3p4s3d26Fe1s22s22p63s23p64s250Sn1s22s22p63s23p63d104s24p65s24d105p22262622课堂练习：3d6Fe2+1s22s22p63s23p64s03d641[]14s3dAr4s3d3p3s2p2s1s:Cr5156262224[]14s3dAr4s3d3p3s2p2s1s:Cu101106262229另外:当轨道的电子处于全满(s2,p6,d10,f14)、半满(s1p3,d5,f7)、全空(s0,p0,d0,f0)时系统较稳定。例如：425.2.3原子结构与性质的周期性规律1.原子结构与元素周期律（1）每周期中元素数该能级组容纳的最多电子数n=2时:2s22p6最多电子数(元素数)是8（2）元素在周期表中的位置周期数=n族号数主族(A)—ns、np电子数之和;副族(B)—(n-1)d、ns电子数之和(1-7)Ⅷ族—(n-1)d、ns电子数之和(8-10)零族—ns2（He）或ns2np6。43（3）元素在周期表中的分区是以电子最后填入的轨道来定(参见表5.3)s区——ns1-2—————ⅠA、ⅡAp区——ns2np1-6——ⅢA—ⅦA、0d区—（n-1）d1-8ns2—ⅢB—ⅦB、Ⅷds区—（n-1）d10ns1-2——ⅠB、ⅡBf区—（n-2）f1-14ns2——镧系、锕系44*（4）周期系与外层电子构型周期能级组能级组内各轨道电子排布顺序周期内元素种数1（特短周期）6（特长周期）7（未完成周期）8（未完成周期）ⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦⅧ1s1→22s1→22p1→63s1→23p1→64s1→