原子的结构和性质2.0原子的结构和性质测出电子的电荷与质量的比值，获1906年度的诺贝尔物理奖。第一个原子模型:葡萄干布丁模型整个原子呈胶冻状的球体，正电荷均匀分布于球体上，而电子镶嵌在原子球内，在各自的平衡位置作简谐振动，并发射同频率的电磁波。粒子穿透金箔光和电磁辐射氢原子光谱玻尔原子轨道-1913年玻尔量子化条件：轨道能量：莱曼系Rydberg常数R玻尔理论的成功之处：解释了H及He+、Li2+、Be3+的原子光谱说明了原子的稳定性对其他发光现象（如Ｘ光的形成）也能解释计算氢原子的电离能玻尔理论的不足之处：不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂不能解释氢原子光谱的精细结构不能解释多电子原子的光谱2.1单电子原子的Schrödinger方程及其解-2-坐标变换与变量分离直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换Schrödinger方程在球极坐标中的形式（2）分离变量-3-Φ方程的解主量子数n,n为1，2，3，4等正整数。n无穷大时，能量为零，基态时,n=1,能量最低（负值），n越大，能级越高。直观可以认为n为原子外电子排列的层数。主量子数n决定体系的能量的高低主量子数n角量子数l角量子数l磁量子数ml表示原子轨道在空间的取向，对于某个运动状态，可以有2l+1个磁量子数。例如l＝1，ml可以为0，1三个不同的取向，用px,py,pz表示。l＝2,ml可以为0，1,2五个不同的取向，用dxy,dyz,dxz,dx2-y2,dz2表示。自旋量子数s和自旋磁量子数ms四个量子数总量子数j和总磁量子数mj2.3波函数和电子云的图形-2-径向分布图-3-原子轨道等值线图在各种原子轨道中,主量子数越大,节面越多,能级越高.s轨道是球形对称的;3个p轨道是中心反对称的,有一个平面型节面,还可能有球形节面.5个d轨道都是中心对称的,其中轨道沿z轴旋转对称,有2个锥形节面,其余4个轨道均有两个平面型节面.以原子轨道等值线图为基础,派生出的几种图形:电子云分布图:电子云是电子出现概率密度的形象化描述,用Ψ2表示的网格线图表示：凹凸面原子轨道界面图:等密度面3d态：n=3,l=2,m=0,-4-原子轨道轮廓图2.4多电子原子的结构自洽场法(Hartree-Fock法)中心力场法-2-原子轨道能和电子结合能（1）由电离能计算原子轨道能假定轨道冻结，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。A(g)A+(g)+eI1=E=E(A+)–E(A)（第一电离能）I2=E=E(A2+)–E(A+)（第二电离能）He1s轨道I1=24.6eV;I2=54.4eV1s轨道电子结合能：24.6eV1s原子轨道能：（2）由屏蔽常数近似计算原子轨道能Slater规则如果将球形屏蔽罩携带的负电荷视为集中于原子核上的点电荷,净效果则相当于核的真实正电荷Z(原子序)降至某一数Z*(有效核电荷).减少的数值叫屏蔽常数(σ).有效核电荷：Z*=Z-σ原子轨道能：Ei=-13.6(Z*)2/n2Slater规则的内容：将原子中的电子分成如下几组：（1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)…◆位于被屏蔽电子右边的各组，σ=0◆1s轨道上的2个电子间σ=0.30，n>1时，σ=0.35◆被屏蔽电子为ns或np时，(n-1)层对它σ=0.85；小于(n-1)的σ=1.00◆被屏蔽电子nd或nf时，左边各组σ=1.00(3)电子结合能（原子轨道能级，简称能级）Pauling近似能级图Cotton原子轨道能级图(4)电子互斥能-3-基态原子的电子排布基态原子的电子排布半满全满规则：当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。2.5元素周期表与元素周期性质（自学）元素周期表与元素周期性质按价电子组态分为5个区s区(n-1)s2(n-1)p6ns1-21，2族，即碱金属，碱土金属（主族）d区(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d1-9ns1-23－10族，过渡金属（副族）ds区(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns1-211、12族，铜锌分族）p区(n-1)s2(n-1)p6ns2np1-613－18族（主族）f区(n-2)f1-14(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d0-2ns2镧系，锕系元素元素周期表中的区域划分量子数，电子层，电子亚层之间的关系主族元素元素的原子半径变化趋势镧系元素从左到右，原子半径减小幅度更小，这是由于新增加的电子填入外数第三层上，对外层电子的屏蔽效应更大，外层电子所受到的Z*增加的影响更小。镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩。N、P、As、Sb、Be、Mg电离能