结构化学公开课一等奖优质课大赛微课获奖课件.pptx

习题其薛定谔方程为：该方程是描述了Li2+核外电子运动规律方程，方程任意一个合理解（合格波函数）都代表Li2+核外电子一个也许运动状态。（1）故1s电子径向分布最大值在距核处（2）（3）（4）Li原子基组态为(1s)2(2s)1.对2s电子来说，1s电子为其相邻内一组电子，σ=0.85。因而2写出下列原子能量最低光谱支项符号:(a)Si;(b)Mn;(c)Br;(d)Nb;(e)Ni解：普通环节：写出个原子基组态和最外层电子排布（对对全满电子层，电子自旋互相抵消，个电子轨道角动量矢量也互相抵消，不必考虑），依据Hund规则推出原子最低能态自旋量子数S、角量子数L和总量子数J，进而写出最稳定光谱支项。2.4.3基态原子电子排布基态原子核外电子排布遵照以下三个标准：①Pauli不相容原理；②能量最低原理；③Hund规则：在能级简并轨道上，电子尽也许自旋平行地分占不同轨道；全充满、半充满、全空状态比较稳定，因为这时电子云分布近于球形。◆电子填充次序应使体系总能量保持最低，而不能单纯按轨道能级高低次序。对于多电子原子，在知道它组态及电子自旋态后，可用一总波函数来表示n个电子构成原子状态。这一式通常写成slater行列式形式：2.5元素周期表与元素周期性质2.5.3原子电离能衡量一个原子(或离子)丢失电子难易程度，非常明显地反应出元素性质周期性。定义：原子第一电离能（I1）：气态原子失去一个电子成为一价气态正离子所需最低能量，用符号I1表示。即A(g)→A+(g)+eI1=△E=E(A+)-E(A)原子第二电离能（I2）：气态离子A+失去一个电子成，二价气态正离子（A2+）所需能量，即I2=△E=E(A2+)-E(A+)表2.5.2列出了各种元素原子电离能和电子亲和能(Y)，而图2.5.1标示了I1和I2与原子序数Z关系。(4)同一周期中，I1有些曲折改变，如，Be,N,Ne都比较相邻两元素为高，这是由于，Be(2s2,全满)，比LiI1高，B失去一个电子后为2s22p0(s全满,p全空)，I1反而比Be低；N为2s22p3，I1高；O失去1个电子变为2s22p3，I1比N小；Ne为2s22p6。(5)I2总是不小于I1，峰值向Z+1移动；碱金属I2极大；碱土金属I2极小。2.5.4.电子亲和能(Y)电子亲和能大小包括：（1）核吸引（2）核外电荷相斥原子半径减小，核吸引力增大；但电子云密度也大，电子间排斥力增强。因此普通来说，电子亲和能随半径减小而增大，但同一周期和同一族元素都没有单调改变规律。应当注意是：在表2.5.2中出现负值是不合理，除了N元素以外，其它元素负电子亲和能都是理论计算出来。因为计算模型不完善，因此出现了负Y值。在试验测定期，当元素Y值为负时，能够将它看作零。2.5.5电负性定义：用以量度原子对成键电子吸取能力相对大小物理量(结构参数)。分子极性越大，离子键成份越多，电负性也可看作是原子形成负离子倾向相对大小量度。当前，关于电负性原则有各种，但都以Panling电负性原则为基准。（1）Panling电负性原则（XP）：是用两元素形成化合物时生成焓数值来计算。以F电负性为4.0作为相对原则，由一系列电负性数据拟合，得出经验方程：A－B＝0.102△1/2A－B:A－B键中A原子和B原子电负性差△:A－B键键能与A－A键和B－B键键能几何平均值之差。比如，H－F键键能为565kJ•mol－1，H－H和F－F键键能分别为436和155kJ•mol－1，它们几何平均值为(436×155)1/2=260。△＝305kJ•mol－1，则H电负性为B＝4.0－0.102×(305)1/2＝2.2●△是拟定电负性依据。（2）Mulliken（穆立根）电负性标度Xm:M＝0.21(I1＋Y)I1和Y单位需用eV，均取正值Mulliken认为：比较原子电负性大小应综合考虑原子吸引外层电子能力(与Y相关)和抵抗丢失电子能力(与I1相关)。比如，FI1＝17.4eV，Y数值为3.399eV，∴M＝4.37（3）Allred(阿尔雷特)和Rochow(罗昭)电负性标度(AR)：AR＝3590Z*/r2+0.744其中:r为共价半径(pm)，Z*=Z－，可按Slater法估算。比如，F：1s2∣2s22p5，＝6×0.35＋2×0.85＝3.8，r＝72pm，∴AR＝4.34（4）Allen(阿伦)光谱电负性标度(S)Allen依据光谱数据，提出电负性定义:基态时自由原子价层电子平均单电子能量.用下式计算主族元素电负性绝对值：S＝(mp+ns)/(m+n)m和n----p轨道和s轨道上电子数，p和s----价层p轨道和s轨道上电子平均能量(电子结合能可从光谱数据取得)。上式算出电负性以eV为单位，为与Paul