基础化学知识梳理--原子结构

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1、大学基础化学知识梳理第二章原子结构—、原子结构1)主量子数(n)PrincipalQuantumNumbern二1,2,3,4,5….n,表示电子岀现概率最大的区域离核的远近,n越小，电子离核越近，电子能量越低；n又称电子层数，光谱学符号表示为：K,L,M,N,O,P,Q。2)角量子数(I)角量子数决定原子轨道的形状和能量(亚层(subshell))I=0,1,2,3,4,……(n-1)；光谱学符号：s,p,d,f;形状:l二0,s轨道，球面；1=1,p轨道，双球面；能量:s

2、2±l,共21+1个磁量子数;决定原子轨道在空间的伸展方向和亚层中原子轨道数目。例：l=0,m=0;1=1,m=0,+1,-1;I二2,m=-2,-1,0,+1,+2,;I—3,m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3,【说明】m与电子能量无关，所以n和I相同，m不同的原子轨道能量相同，称为等价轨道或简并轨道。4)自旋量子数：+1/2和邛/2泡利不相容原理:一个原子轨道上只能存在一个电子或两个自旋相反的电子【总结】nIm的关系，详见书P19二、电子云K电子云：是概率密度，

3、屮

4、2的形象化，是

5、屮

6、2的空间图形.原子

7、轨道：是波函数，屮或波函数，屮的线性组合(波函数的加减).2、表示形式：径向分布图、轨道波函数角度分布图、轨道电子云分布图【径向分布图】图形详见书P21重点说明:与1s轨道相比，2s和3s轨道沿径向分布方向分别出现2和3个极峰值，电子出现多点概率出现在离核最远的极值峰上。这说明，随着主量子数增加、电子能量的升高，电子更多地处于离核较远的位置。但是，电子仍然可以在离原子核距离很近的区域出现。与低能级的轨道相比，处于高能级的电子具有更大的运动区域。【节面的概念】在电子出现最大概率半径内，有一个特定位置电子出现概率为0,这

8、个三位平面称为节面。1s没有节面，2系列的有一个，3系列的有2个三、核外电子排布K单电子原子轨道能级Z:核电荷数n:主量子数/电子层数72En=—-x2.18xWI8JyC氢原子只有一个电子，能量相同，都由主量子数n决定.每个电子层（n）中的电子轨道的能量都相等2、多电子原子轨道能级【能量最低原则】电子总是有限占据能量较低的轨道【洪特规则】电子以自旋方向相同的方式，分别占据不同的原子轨道，按这种方式能量最低【钻穿效应】外层电子能够影响内层电子或原子核的作用，能力s>p>d>f【屏蔽效应】内层电子可以部分抵消原子核对外

9、层电子的影响E.S?x2.18x10T8丿rr6屏蔽常数【能级交错现象】原子轨道的能量取决于n和I(1)K

10、Ar]

11、TC.化学反应中，电子组态的原子芯不参与，结构以外的电子层称为价电子层四、元素周期表和元素周期律【各类性质总结】1、有效核电荷同一周期，从左到右，有效核电荷从小到大2、主族元素原子半径同族由上到下，原子半径逐渐增大；同周期由左向右,原子半径减小3、电离能基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第—电离能，用/〔表示。4、电负性电负性:分子中，原子对成键电子对吸引力的相对大小.吸引力大，电负性大，反之，亦然同族由下到上，电负性逐渐增大；同周期由左向右，电负性逐渐增大金属的电负性小,非金属

12、的电负性大.一些常用而不好记的电子组态22Ti钛：[Ar]3d24s21s22s22p63s23p63d24s224Cr诰：[Ar]3d54s11s22s22p63s23p63d54s126Fe铁：[Ar]3d64s21s22s22p63s23p63d64s227Co钻：[Ar]3d74s21s22s22p63s23p63d74s228Ni银：[Ar]3d84s21s22s22p63s23p63d84s229Cu铜：[Ar]3d104s11s22s22p63s23p63d104s130Zn锌：[Ar]3d104s21

13、s22s22p63s23p63d104s2