波函数的角度分布图和概率径向分布图.pptx
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第6章原子结构和元素周期律,本章内容：
6-1近代原子结构理论的确立（不讲）,微观粒子运动的特殊性（不讲）核外电子运动状态的描述（重点）核外电子的排布（重点）元素周期表元素性质的周期性变化规律,复习:
核外电子运动状态的描述四个量子数的取值和意义（P124）波函数的空间图象电子云图（P128）概率径向分布图（P129）,核外电子的运动状态是通过波函数（）来描述的而波函数是通过解薛定谔方程求出的。
其中：
波函数，反映了电子的波动性。
m,E,V等反映电子的粒子性。
在解薛定谔方程方程中，为了得到有意义的合理解，必须引入三个量子数主量子数n;角量子数l;磁量子数m；后来，又引入自旋量子数ms（其中s是spin的第一个字母）。
6-3-1四个量子数的取值和意义（P116）,复习:
6-3-1四个量子数的取值和意义（P124）一、主量子数n主量子数n的取值:
1,2,3,等正整数。
主量子数n的物理意义：
可直观地认为n为核外电子排列的层数。
（2）n是决定原子中电子能量高低的主要因素。
其中：
Z*为有效核电荷数可见：
电子能量除了取决于n以外，还与角量子l有关。
二、角量子数l1、l的取值：
只能取0到n-1的整数,共有n个。
l:
0，1，2，3，4，,n-1。
对应的光谱学符号：
S,P,d，f,g2、l的物理意义：
（1）表示原子轨道的角度分布，决定原子轨道的形状。
S轨道（l=0）,P轨道（l=1）,d轨道（l=2）,
（2）在n相同而l不同的原子轨道称为亚层。
例如：
n=2,则l=0,12S,2P亚层（3）在多电子原子中,同一电子层中的不同亚层,它们的能量是不同.n相同，l越大能量越高。
比如：
n=4,则l=0,1,2,34S,4p,4d,4f亚层并且:
E4sE4pE4dE4f,三、磁量子数m,m的取值:
m=0，1，2，l，共2l1个值.物理意义:
决定原子轨道在空间的伸展方向.每一个磁量子数代表一个伸展方向，每个伸展方向称为一个原子轨道,例1：
l=0,则m=0,m只有1个取值,表示球形的s轨道只有1个间伸展方向,因此只有1个s轨道。
x,y,z,例2:
l=1,m=0,+1，-1；表示哑铃型的p轨道有3个伸展方向，因此有3个p轨道（Px,Py,Pz）。
px、py、pz强调：
一般情况下,这3个轨道能量相同,称为简并轨道。
若在外加磁场作用下，3个p轨道会发生分裂,（四）自旋量子数ms,物理意义：
表示电子的两种自旋方向,即顺时针和逆时针方向,ms的取值：
只能取+1/2或-1/2。
通常用和来表示。
强调：
每个轨道上只能容纳2个自旋方向相反的电子.这对自旋方向相反的电子产生的磁场相互抵消.因此:
具有单电子的原子（或离子）才具有磁性.,小结：
四个量子数（n,l,m和ms）共同决定一个电子的运动状态。
其中：
主量子数（n）：
电子所在的电子层角量子数（l）：
电子所在的电子亚层及电子云的形状磁量子数（m）：
轨道在空间的伸展方向自旋量子数（ms）：
电子自旋方向因此：
四个量子数之间是相互联系，相互制约。
复习:
核外电子运动状态的描述四个量子数的取值和意义（P124）波函数的空间图象电子云图（P128）概率径向分布图（P129）,波函数的数学表达式是复杂，难以理解掌握，处理化学问题是很不方便的，因此可以把波函数的图形画出来，由图形来直观地解决化学问题。
由于波函数是（r,）的函数，存在4个变量,难以画出的完整图形,只好从不同角度片面地认识它.,6-3-2、波函数（,）分布图,n,l,m（r,）=Rn,l（r）,Yl,m（,）,径向部分只与r有关的函数也被称为径向波函数R随着r变化作图，得到波函数的径向分布图（无实际意义,省略）,角度部分只与角度）有关也被称为角度波函数Y随着,变化作图，得到波函数的角度分布图（重点）,1.波函数（,）的角度分布图【重点】（p129）,其中：
Y随着,变化的图象，称为波函数的角度分布图。
例如:
1s、2s、3s原子轨道的Y函数相同,n,l,m（r,Yl,m（,）=Rn,l（r））,因此:
1s、2s、3s轨道的角度分布图也都相同.结论只要l和m相同,波函数的的角度分布图就相同;与n无关。
p轨道角度分布图,以Pz为例：
pz、px、py轨道角度分布图,p轨道的特征:
（1）三个p轨道的形状和大小都相同,只是空间取向不同。
（2）图中Y的正负号和坐标轴刻度的正负号一致.,特征:
（1）s轨道为球形对称;
（2）在各个角度上Y值都为正。
s轨道角度分布图,d轨道的角度分布图,复习:
核外电子运动状态的描述四个量子数的取值和意义（P124）波函数的空间图象概率密度图（电子云图）（P128）概率径向分布图（P129）,、概率密度图（电子云图）（P119）概率密度图:
即概率密度（|2）的空间图象,形象地称为电子云图.通常用小黑点的疏密表示电子出现概率密度的相对大小.小黑点较密的地方，|2较大,单位体积内电子出现的机会多。
小黑点较疏的地方，|2较小，单位体积内电子出现的机会少。
H的1s电子云,6-3-3、概率密度图（电子云图）（P128）概率密度分离为两部分:
将径向部分R2随r变化作图，所得图像称为电子云的径向分布图。
将角度部分Y2随角度（、）变化作图，所得图像称为电子云的角度分布图。
1.概率密度（电子云）的角度分布图即:
将|2的角度部分Y2随角度（、）变化作图.,比较电子云的角度分布图与波函数的角度分布图:
相似之处：
二者形状相似;区别：
（1）电子云的角度分布图更要瘦些;这是因为Y值小于1，平方后Y2值更小.
（2）电子云的角度分布图均为正值;因为Y值平方后无正负的区别。
2.概率密度（电子云）的径向分布图即:
将|2的径向部分R2随r变化作图.例如：
1s电子的概率密度径向分布图（图6-9）（P130）,6-3-4.（概率的）径向分布图,概率密度径向分布图:
将径向部分R2随r变化作图,无多大实际意义，省略,波函数的径向分布图:
将径向部分R随r变化作图,无多大实际意义，省略,（概率的）径向分布图:
采用D（r）对r作图.（重点）,有明确的物理意义;对讨论多电子原子中的能量效应重要意义.,D（r）的定义及物理意义:
某原子中一个离核距离为r、厚度为dr的薄层球壳，在这个薄层球壳内电子出现的概率为：
概率=球壳体积概率密度即：
概率4r2r|2将概率除以厚度r薄球壳的剖面图单位厚度球壳中的概率=4r2|2=D（r）D（r）称为径向分布函数;其物理意义单位厚度球壳中的概率.,概率的径向分布图:
（又常称为某电子的径向分布图）.,以D（r）为纵坐标，r为横坐标,可以得到概率的径向分布图;D（r）为径向分布函数;物理意义单位厚度球壳中的概率.D（r）=4r2|2=r2R2例如：
1s电子的径向分布图,结论：
（1）1s轨道的径向分布图在r53pm时一个峰值，说明电子在半径53pm处出现的概率最大。
1s轨道的径向分布图,
（2）所有的径向分布图中，峰的个数=nl。
如：
1s有1个峰；2s有2个峰，2p只有1个峰；3s三个峰，3p两个峰，3d有一个峰。
（3）对于1s,2s,3s轨道而言，它们的l相同，但n不同，,n小的1s轨道，主峰离核距离近；n大的3s轨道，主峰离核距离核越远。
综上所述：
重点掌握：
波函数的角度分布图和概率径向分布图。
波函数的角度分布图：
即Y的空间图象.对研究原子间成键有重要意义。
概率径向分布图：
即D（r）的空间图象.对讨论多电子原子中的能量效应重要意义,第6章原子结构和元素周期律,本章内容：
近代原子结构理论的确立（不讲）微观粒子运动的特殊性（不讲）核外电子运动状态的描述（重点）核外电子的排布（重点）元素周期表元素性质的周期性变化规律,6-4-2多电子原子的能级,6-4-3核外电子的排布,6-4核外电子的排布（重点）,1.屏蔽效应6-4-1影响轨道能量的因素,2.钻穿效应,在氢原子或类氢离子中，核外只有一个电子，因此：
这个电子只受到一种作用核的吸引。
在对于多电子原子中，每个电子不仅受到原子核的吸引,还受到其它电子对该电子的排斥作用。
例如：
Li的第二层电子，不仅受到原子核的吸引，还受到内层2个电子的排斥作用。
1.屏蔽效应,排斥作用的近似处理：
把其它电子对选定电子的排斥作用看成是抵消或屏蔽了一部分核电荷的吸引，,因此：
选定电子实际所受的作用可以看成是来自一个核电荷数为（Z）的单中心势场。
把（Z）叫做有效核电荷数，用符号Z*表示。
Z-=Z*屏蔽常数（）：
指的是其它电子对选定电子的排斥作用。
对多电子原子中核外某电子能量为：
对氢原子而言，核外只有一个电子，则：
=0,斯莱特（Slater）规则近似估算值：
核外电子分组：
（1s）（2s,2p）（3s,3p）（3d）（4s,4p）（4d）（4f）外层电子对选定电子的屏蔽常数为零。
同组电子间的屏蔽常数=0.35；但1s内=0.30。
若选定的是ns,np态的电子，则（n-1）层电子对该电子的=0.85。
更内层电子对该电子的=1.00。
若选定的是nd和nf态的电子，除了同组电子间的=0.35；其余内组电子的对该电子的=1.00,2.在计算各电子的能量后,可以解释很多化学性质.,上面计算结果表明：
4s电子的能量，E4s=-8.43eV3d电子的能量，E3d=-20.13eV结论：
4s电子的能量比3d电子的能量高。
能量高的电子易失去,先失去4s电子.,2.钻穿效应,由图可知，4s电子在离核较远的地方出现的概率较大，但在离核近的地方也有出现的概率。
这种外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象,形称为钻穿效应。
例:
4s电子的径向分布图,钻穿效应的结果:
导致同层中不同亚层的能级发生分裂.导致能级交错（如E4sE3d）.,3d与4s电子的径向分布图由于4s有3个小峰钻入到内层,则4s电子所受到的屏蔽作用更小,即更小，Z*越大，导致E4sE3d.因此：
填充电子时先填充4s轨道。
综上所述：
影响轨道能量的因素主要有屏蔽效应和钻穿效应。
屏蔽效应使Z*，导致轨道能量升高；钻穿效应使Z*，导致轨道能量降低；可见：
两者的影响结果是相反的。
在多电子原子中，两种效应共同决定了原子轨道能量的高低。
影响轨道能量的因素多电子原子的能级核外电子的排布,6-4核外电子的排布（重点）,美国著名化学家鲍林（L.Pauling）根据光谱实验数据和某些近似的理论计算，提出了多电子原子的原子轨道的近似能级图。
6-4-2.多电子原子的能级图,Pauling原子轨道近似能级图的特征:
（图6-15）（P136）,（1s）（2s2p）（3s3p）（4s3d4p）（5s4d5p）（6s4f5d6p）（7s5f6d7p）.1、所有能级分为7个组；能量相近的为同一能级组；不同能级组之间能量相差较大。
2、图中每个方框代表一个能级组。
3、每个能级组从ns开头，np结束。
4、每个圆圈代表一个轨道。
5、一个能级组就为元素周期表中的一个周期。
徐光宪提出（n+0.7l）规则:
（1）（n+0.7l）值越大，能量越高。
（2）（n+0.7l）的整数部分相同的各能级合为同一能级组，并按整数部分称为某能级组。
例如:
影响轨道能量的因素多电子原子的能级核外电子的排布（重点）,6-4核外电子的排布,6-4-3核外电子的排布,核外电子的排布应遵循三原则:
即能量最低原理、鲍利不相容原理、洪特规则。
1.能量最低原理能量越低越稳定；因此基态原子核外电子的排布时，填充顺序从能量低的轨道依次排布到能量高的轨道.能级由低到高的顺序:
（1s）（2s,2p）（3s,3p）（4s,3d,4p）（5s,4d,5p）（6s,4f,5d,6p）（7s,5f,6d,7p）,每个原子轨道中最多只能容纳自旋相反的两个电子。
问:
s、p、d、f能级最多能容纳的电子数各为多少?
2.鲍利不相容原理,3.洪特规则,在简并轨道上分布电子，尽可能占据不同的轨道，并且自旋方向相同，这样排布时，能量最低。
如：
6C：
1s22s22p28O：
1s22s22p4,（简单说：
先占位，后配对）,z洪特规则特例:
z简并轨道处于全充满、半充满或全空的状态较稳定,z全充满：
p6,z半充满：
p3,z全空：
p0,d10,f14d5,f7d0,f0,例:
写出29Cu和24Cr的核外电子排布式.29Cu1s22s22p63s23p63d104s124Cr1s22s22p63s23p63d54s1,例：
26Fe:
1s22s22p63s23p63d64s2,
（1）在书写原子的核外电子排布时，,虽然电子填充按近似能级顺序进行，但书写电子组态时，必须按电子层排列。
简单说：
同层的各亚层必须写在一起。
（2）根据上述三原则,能正确写出大部分原子的核外电子排布。
但有少数例外，这时应以实验测出的为准。
几点补充说明：
（3）为简化电子组态的书写，,通常将内层电子已达到稀有气体结构的部分用稀有气体的元素符号加上方括号表示，并把这部分称为“原子实”或“原子芯”。
例：
19K:
1s22s22p63s23p64s1,26Fe:
1s22s22p63s23p63d64s2,35Br:
1s22s23p63s23p63d104s24p5,35Br:
Ar3d104s24p5,19K:
Ar4s1,26Fe:
Ar3d64s2,主族元素的价电子构型：
nsnp副族元素价电子构型：
（n-1）dns例：
19K:
1s22s22p63s23p64s1价电子构型:
4s135Br1s22s23p63s23p63d104s24p5价电子构型:
4s24p526Fe：
1s22s22p63s23p63d64s2价电子构型:
3d64s2,（4）元素价电子结构,（5）离子的核外电子排布,失电子顺序：
先失外层电子，再失内层电子。
为什么？
经计算：
E4sE3d,因此:
先能量高的4s电子，再失去3d电子.例：
26Fe：
1s22s22p63s23p63d64s2Fe2+:
1s22s22p63s23p63d6,（见例题6-1）,第6章原子结构和元素周期律,本章内容：
近代原子结构理论的确立（不讲）微观粒子运动的特殊性（不讲）核外电子运动状态的描述（重点）核外电子的排布（重点）元素周期表元素性质的周期性变化规律,A
（1）A
（2）BBBBB（3）（4）（5）（6）（7）（8）（9）,VIIIAAAAAA（18）（13）（14）（15）（16）（17）BB（10）（11）（12）,维尔纳（A.Werner）长式周期表,6-5元素周期表,1、元素周期表中的周期,2、元素周期表中的族3、元素周期表中的分区,元素周期表中每一行为一个周期，共有七个周期。
特短周期短周期长周期,第六周期（6s4f5d6p）55Cs86Rn32种元素第七周期（7s5f6d7p）87Fr118号32种元素,特长周期,未完周期,1、元素周期表中的周期,判断：
19K和37Rb元素在周期表中的周期数为多少？
周期数=最外电子层的主量子数=电子层数,19K：
1s22s22p63s23p64s1K原子有四个电子层;最外电子层n=4;所以:
钾元素属于第四周期。
37Rb：
1s22s22p63s23p63d104s24p65s1所以:
37Rb元素属于第五周期。
6-5元素周期表,1、元素周期表中的周期,2、元素周期表中的族3、元素周期表中的分区,二、元素周期表中的族,在周期表中，把性质相似的元素归为一列。
一般把每一列叫做一族.表中一共18个列,共分16个族（第族包括3个列）。
1、主族周期表中共有八个主族。
主族元素的价电子构型：
nsnp族数=最外层电子数=价层电子数=主族元素的最高氧化数,族数的表示:
A-A族:
用罗马数字加A来表示;A族（常称为零族）:
其元素的最外电子层全满，比较稳定，故又称为惰性气体元素。
二、副族凡最后一个电子填入次外层（n1）d轨道的元素称为副族元素。
它们全部是金属元素。
周期表中共有七个副族.族数的表示:
常用罗马数字加B来表示。
副族元素的族数与价层电子数的关系可分三种情况：
B和B族：
价电子构型为（n-1）d10ns1-2族数=ns电子数BB族：
价电子构型为（n-1）d1-5ns1-2族数=价电子总数族：
包括了三个纵列共9种元素，它们性质相似，故合并族。
价电子总数为8-10个。
价电子构型为（n1）d68ns2需说明：
镧系和锕系元素理论上属于IIIB,但它们性质特殊，单独列在周期表下边。
6-5元素周期表,1、元素周期表中的周期,2、元素周期表中的族3、元素周期表中的分区,三、元素在周期表中的分区,周期表划分为五区：
s区，p区，d区，ds区和f区,f,第6章原子结构和元素周期律,本章内容：
近代原子结构理论的确立（不讲）微观粒子运动的特殊性（不讲）核外电子运动状态的描述（重点）核外电子的排布（重点）元素周期表元素性质的周期性变化规律,、有效核电荷数（补充）、原子半径、电离能、电子亲和能电负性,6-6元素性质的周期性变化规律,6.1有效核电荷数（Z*）在周期表中的变化规律,结论：
有效核电荷数（Z*）随原子序数（Z）呈周期性规律变化。
常见的几种类型的原子半径:
共价半径、金属半径、离子半径、范德华半径。
1、共价半径共价半径：
两个相同原子以共价键结合时，其核间距离的一半。
d=198.8pmr（Cl）=d/2=99.4pm,6-6-2、原子半径,2、金属半径,金属单质晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半。
d=256pmr（Cu）=128pm3、范德华半径分子晶体中，相邻的不同分子之间两个原子核间距的一半。
d=362pmr（Cl）=d/2=181pm,d=320pmr（Ne）=160pm,比较三种原子半径：
范德华半径金属半径共价共径比较不同元素原子半径的大小时,应选用同一类型半径。
共价半径数据最全，在共价半径基础上来讨论原子半径的变化规律时.注:
但稀有气体的共价半径只能用范德华半径代替。
主族元素:
同一周期从左到右原子半径逐渐减小。
原因：
同一周期从左到右,电子层数相同，但有效核电荷增加。
同一族从上到下原子半径逐渐增大。
主要原因：
从上到下电子层数增加。
原子半径在周期表中的变化规律:
副族元素:
同周期从左到右原子半径逐渐减小，但减小幅度不如主族元素。
原因:
S区和p区每向右增加一格，Z*增加0.69.d区每向右增加一格，Z*增加0.15同一副族中,r第一过渡系r第二过渡系=r第三过渡系。
r第一过渡系r第二过渡系;原因是电子层数增加.r第二过渡系=r第三过渡系;原因是由于镧系收缩的造成的。
镧系收缩：
是指整个镧系元素原子半径随原子序数增加而缩小的现象。
原因：
f区每向右增加一格，Z*增加0.02镧系收缩的特殊性：
镧系元素的原子半径缩小的幅度很小，导致La到Lu共15种元素，它们的原子半径很相近;从0.183nm降至0.174nm，仅减少0.009nm，从而造成了镧系元素及镧系后面元素的某些性质的特殊。
直接导致了以下两方面的结果：
一是使得镧系元素中各元素的原子半径十分相近，导致它们的化学性质十分相近。
二是导致镧系后边的过渡元素的原子半径减小，使得r第二过渡系=r第三过渡系，导致它们在性质上十分相似，在自然界中彼此共生，难以分离。
6-6-3电离能（I）定义：
处于基态的一个气态原子失去一个电子生成气态离子所需的能量。
M（g）M+（g）e-I1M+（g）M2+（g）e-I2M2+（g）M3+（g）e-I3,I3I2I1,元素的第一电能数据见附录13（P379）物理意义：
表示气态原子失去电子能力；也可用I1值来衡量元素金属性的强弱。
主族元素I1变化的周期性：
同一周期从左到右，电离能I1逐渐增大。
原因：
同一周期从左到右，元素的Z*增加引起的。
特殊：
A、A元素的电离能比相邻两种元素都小。
原因：
A、A的价电子构型分别为ns2np1,ns2np4;失去一个电子后达到p轨道全空和半满的稳定结构同一主族从上至下，电离能I1逐渐减小。
原因：
从上至下原子半径增加较明显，电子能量增大，易失去，电离能减小。
6-6-4电子亲和势（E）定义：
处于基态的一个气态原子得到一个电子，生成气态负离子所释放的能量。
X（g）eX-（g）放出能量，符号规定为正X-（g）eX2-（g）吸收能量，符号为负可见：
电子亲和势中能量符号规定与热力学中相反。
物理意义：
衡量气态自由原子得电子能力；也可用E1值来衡量元素非金属性的强弱。
主族元素的电子亲和势（E）的变化规律同一周期从左向右，电子亲和势增大。
同一主族从到下，电子亲和势整体上逐渐减小。
特殊:
第二周期元素的E1第三周期元素的E1。
原因:
第二周期元素的原子半径特别小，原子周围的电子密度特别大，电子之间排斥力大，减弱了核对外来电子的吸引，以致放出的能量减小。
需指出:
由于E值比电离能小一个数量级,而且数据较少,准确性较差，因而使电子亲和能的应用受到限制。
6-6-5、元素的电负性（）电负性：
表示分子中原子对成键电子吸引的能力。
常见三种的电负性标度:
1、鲍林电负性鲍林指定F的电负性为4.0，根据分子的键能求出其它元素的相对电负性。
（见P381附录15）鲍林电负性不足:
不能很好体现电负性的物理意义.,密立根电负性的优点:
明确了电负性的物理意义.电负性是综合考虑了电离能和电子亲和能的影响而表现出的吸引电子能力,因此用电负性值才能更全面地判断元素的金属性和非金属性。
问：
为什么EFECl,但F2的氧化性强于Cl2?
3、阿莱罗周（Allred-Rochow）电负性阿莱-罗周电负性:
从静电引力的角度提出的。
电负性的本质：
原子核对成键电子的静电吸引力。
根据库仑定律:
r:
单价共价半径e:
1个电子的电荷为了与Pauling值相吻合，（r的单位为A）,综上所述:
1、鲍林电负性根据热力学实验数据计算,应用普遍；不足的是电负性物理意义不明确.2、密立根电负性明确了电负性物理意义，但数据不全。
3、阿莱罗周电负性既明确了电负性物理意义，又体现出了电负性的周期性变化。
同一周期，从左至右电负性递增。
同一主族元素，从上至下电负性递减（没有特殊）。
在周期表中，右上方氟F的电负性最大（=4.0）;左下方铯Cs的电负性最小（电负性为0.7）。
主族元素电负性的变化规律：
Tuesday,June25,2019,85,
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