原子结构电子排布课件.ppt

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1、原子的结构与性质第二章结构化学——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．1s2p3p3d2.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

2、自旋量子数ms相同。m=1-10ms=1/23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：Cr4s13d5:而不是4s23d4Cu4s13d10: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

3、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

4、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，

5、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）。◇由电离能求原子轨道能和电子结合能(Eb)：例，He原子基态，两电子均处在1s轨道上，I1＝24.6eVI2＝54.4eV，则He原子1s原子轨道的电子结合能为－24.6eV，He原子的1s原子轨道能为－39.5eV。◇对于最外层只有一个电子的原子，该电子的原子轨道和结合能相同，在数值也和该原子的

6、第一电子能等I1。◇轨道冻结：假定中性原子失去一个电子后，剩下的原子轨道不因此而发生变化，原子轨道能近似等于这个轨道上电子的平均电离能的负值。电离能原子轨道能电子结合能I1和I2与Z的关系logI/eV3.电子亲和能电负性是用以量度原子对成键电子吸引能力相对大小的结构参数。●泡林Pauling标度(p)：以F的电负性为4.0作为相对标准，得出经验方程：A－B＝0.102△1/2；(A－B表示A－B键中A原子和B原子的电负性差，。)气态原子获得一个电子成为一价负离子所放出的能量称为电子亲和能(负值)。Y值随原子

7、半径减小而增大，核电荷对电子的引力增大，但电子间的排斥力相应增大。4.电负性慕利肯标度(M)：M＝0.21(I1＋Y)，I1和Y的单位需用eV，均取正值。阿尔雷特和罗昭的电负性标度(AR)：，r为共价半径(pm)，Z*=Z－，可按Slater法估算。周期表中电负性的特点：金属的电负性小，从左到右电负性增加，从上到下电负性减小。电负性差别大的以离子键为主，相近的以共价键为主，电负性相同或相近的金属之间以金属键结合。