對原子結構的認識摘要：化學中，物質結構主要研究物質的微觀結構以及表觀性能與微觀結構關系。學習物質結構，我們是從物質的基本粒子一一原子開始。下面是對于核外電子的“隔離”認識，單獨研究核外電子運動所呈現得表觀現象。對于單電子原子，我們可用薛定諤方程表示其核外電子的運動狀態。由于電子運動無規律性，電子波只是一種概率波，即電子在空間某點出現的概率大小——概率密度。電子云的徑向分布圖，其意義是表示概率密度隨r的變化。電子云的角度分布圖，其表示給定球面不同方向上電子出現的概率密度。電子云圖，通過黑點的稠密程度表示電子出現的概率密度的直觀圖。下面的認識是對于核外電子的“歸屬”研究，即電子的軌道一一電子層認識。描述電子在軌道中的運動狀態可用n（主量子數），l（角量子數），m（磁量子數），Ms（自旋量子數）。能級是電子軌道所具有的能量的高低。電子排列要遵守一定規則的：（1）泡利不相容原理（2）能量最低原理（3）洪特規則。原子結構的知識不僅包括原子的電子層結構，還包括元素的電子層結構與化學元素周期表的關系，通過研究此關系，我們可以從單獨的原子層結構的特殊性上升到原子層結構的漸變性，從而理解周期表中所有元素電子層結構的統一性關鍵詞：原子結構；波函數；電子軌道；電子排布；周期性1.原子結構1電子運動狀態的函數描述化學中，物質結構主要研究物質的微觀結構以及表觀性能與微觀結構關系。其包括物質的幾何結構（如研究晶體中粒子的結合與排布方式等）和物質的電子結構（如原子的電子層結構以及分子成鍵規律等）?；瘜W物質結構是伴隨著物理量子力學的提出與完善而形成和發展的，而又因它對人類有諸多益處，如可以幫助人們了解化學反應的本質，可以幫助人們發現和制取符合人類需要的物質，因而得到不斷發展和壯大?？偨Y物質結構的發展，主要分為三個時期：第一時期是原子時期，及道爾頓提出原子論時期；第二時期是元素時期，即門捷列夫和邁耶爾發現元素周期律時期；第三時期為化學鍵時期，即當今這個年代，由于人們對于化學鍵簡缺乏統一的認識，在化學鍵領域上略顯稚嫩，因此化學鍵本質的揭示將無疑會引起另一場化學革命。學習物質結構，我們是從物質的基本粒子一一原子開始。從化學的角度出發，我們認為原子在反應前后原子核不發生變化，發生變化的是原子的核外電子，因此研究原子的核外電子將幫助我們對物質性能與物質結構有很好的認識。對于核外電子，我們首先了解的是它的運動狀態。對于單電子原子，我們可用薛定諤方程表示其核外電子的運動狀態，其可表示為：八■、一,、「▽2少（x,y,z）+（8n2m/h2）［E-U（x,y,z）］少(x,y,z)=0x,y,z為電子的坐標，m為電子質量，U為勢能，E為電子的總能量，h為普朗克常量，^（x，y，z）為波函數的運動狀態，甲2表示空間某點電子波的強由于電子運動無規律性，電子波只是一種概率波，即電子在空間某點出現的概率大小

——概率密度。因此如果知道波函數的具體形式，就可算出概率密度，而波函數的具體形式可通過解薛定諤方程來獲得，最終解得是一個關于n（主量子數），l（角量子數），m（磁量子數）以及0等自變量的等式。在此方程中，n,l,m由于受方程式所限取值要滿足一定條件，即（1）單值：空間中某點附近只能有一個概率密度。（2）連續（3）平方可積。在另一方面，他們也都受彼此影響，只能按一定規則取值。n,l,m的取值要滿足1字母數值數值數值數值n1230 0 0nl0120 0 0n-1m01或-12或-20 0 0n-1或1-n表中每一組n,l,m值都可對應一個波函數，即表示原子核外點子的一種可能的軌道運動狀態，又稱為原子軌道。此時不同的n,l,m值，原子軌道的數目與稱謂皆有所不同，如下表所示n123l01110012m01-100001或-101或-12或-2軌道種類1s2Px2Py2Pz2s3s3P5d軌道數目149上表中所述軌道都有特定波函數。由于波函數可寫成如下形式X（r,Y,少）=R（r）+Y（Y,①）數的角度分布圖，如圖R（r）為波函數徑向部分，Y（Y,中）為波函數的角度部分，因此我們可以通過波函數做出波函數的角度分布圖，如圖此圖中，正負號僅代表Y值的符號。坐標原點到球殼的距離等于Y的絕對值。分析可知，？Ypz?,?Ypx?,?Ypy?分別在Z,X,Y軸上獲得最大值。與之相對應，還有電子云的徑向分布圖（其意義是表示概率密度隨r的變化）和電子云的角度分布圖（其表示給定球面不同方向上電子出現的概率密度）如圖給出了幾個不同形式與波函數角度分布圖相比，電子云的角度分布圖沒有正負號，其與Y（Y,中）圖像相似，但卻“瘦”一點。而后可通過綜合兩圖，作出電子云圖（通過黑點的稠密程度表示電子出現的概率密度的直觀圖），此處便不一一畫出。以上認識是對于核外電子的“隔離”認識，即單獨研究核外電子運動所呈現得表觀現象，下面的認識是對于核外電子的“歸屬”研究，及電子的軌道一一電子層認識II電子軌道描述電子在軌道中的運動狀態可用n（主量子數），l（角量子數），m（磁量子數），Ms（自旋量子數）°N表示電子所處軌道的層級，也可理解為電子離核的平均距離，l決定電子空間角度分布的情況，涵蓋電子亞層概念。M決定角動量在磁場的分量，Ms表示電子的兩種運動狀態，其值為1/2或-1/2。由n,l,m三個量子數決定的波函數稱為軌道波函數，，有四個量子數決定的為完整波函數，如1s,1/2，表示該電子處于1s軌道，自旋狀態為1/2。然而對于多電子原子，就不能用此波函數描述核外電子的運動狀態，應從能級的角度描述，能級是電子軌道所具有的能量的高低。核外電子是根據軌道能級從低到高的次序排列的，稱為能級次序。根據鮑林所做的原子軌道能級圖，我們可知1s一2s一2p一3s一3p一4s一3d一4p一5s一4d一5p一6s一4f一5d一6p能級逐級遞遞增。且當量子數n相同時，角量子數l值越大，則能量越大；當角量子數l相同時，主量子數n越大，能量越大。但當n,l同時變化時，便會出現能級交錯，這主要是因為屏蔽效應（其余電子的排斥作用削弱原子核對電子的吸引，造成能量升高）和鉆穿效應（外層電子可鉆入內層離核較近的地方，使能量降低）然而此圖卻有一個缺陷，既沒有加入7s軌道，但這并不影響此圖的正確性與實用性。以上便是原子軌道排布的方式與規則，而電子排列其中也是要遵守一定規則的：（1）泡利不相容原理：一個原子軌道至多只能容納兩個自旋方向相反的電子（2）能量最低原理：電子總是盡可能的分占能量較低的軌道（3）洪特規則：原子軌道處于半充滿，全充滿或全空時，原子系統具有較低能量。在同一能級的軌道中，電子總是盡可能以自旋平行的方向分占不同的軌道。（此處容易與泡利不相容原理弄混：此時的條件為同一能級的軌道，泡利為同一原子軌道，結果為前者自旋平行，后者為自旋相反）。電子是滿足以上規則來填入原子軌道的，然而當原子失去電子時，卻一般是從最外層軌道開始是電子，而不是從能量較高的內層軌道開始失電子，這是因為當電子排滿時，內層軌道電子會對外層電子產生屏蔽作用，使其能量升高，容易脫離原子核。而兩軌道未排電子時，由于沒有屏蔽效應，則因外層軌道能量最低先填它再填能量較高的內層軌道。以上便是對電子在原子軌道排列狀態的一種認識。其實電子在軌道就像一個公司在外跑業務的業務人員。原子核就相當于這個公司的總部，電子總是圍繞著這個“總部”運動，如同業務人員在公司周圍尋找客戶。由于客戶不定，業務人員星座的軌跡也不一定，因此業務員出現在某地的必然性也不一定，只能得到他們在某地出現的概率，而不能得到確定的路徑。正如電子電子出現在某區也只能通過概率來描述，得到的函數也只是概率函數，當一個公司有多個業務員是，即對應著多電子原子，便會出現多條行走路徑對應著多原子軌道，由于近水樓臺先得月，業務人員選擇時，總是先選擇離公司近的路徑，然后依次選擇距離較遠的地方工作，及對應著能量最低原理。此時，業務人員便會充滿競爭，即排斥作用，便會使公司對外層業務人員的吸引力降低，即屏蔽效應，因此只要給與合適的條件，外層業務人員是很容易跳槽的，同時為了避免競爭，同一能級的業務人員會選擇不同的路徑進行工作，即洪德規則。有時外層的業務人員會克服排斥作用，會晉升到公司較近的地方，即對應電子的鉆傳效應，由于資源有限，強烈的競爭會使在一個路徑上的業務人員最多只能容兩個，且他們會跑向不通的客戶，方向相反，即電子的自旋相反，這些對應著泡利不相容原理。通過這些同實際生活的類比，便可以很好的理解電子在核外運動的規律，也會是原子結構的知識變得更有趣。2.多電子原子結構和元素周期表原子結構的知識不僅包括原子的電子層結構，還包括元素的電子層結構與化學元素周期表的關系，通過研究此關系，我們可以從單獨的原子層結構的特殊性上升到原子層結構的漸變性，從而理解周期表中所有元素電子層結構的統一性，這可以幫助我們更好的學習元素的電子層結構與周期表中的元素的周期性與差異性在元素周期表中，對同一周期的元素，他們具有相同的電子層數，且電子層數等于周期數，他們的元素數目，是電子按能級分布的必然結果；對同一族，他們具有特定的外層電子結構，對于族號數，有以下的規律，Q主族，IB，IIB，=最外層電子數，?IIIB—VIIB=最外層電子數+次外層電子數，QVIII族元素的最外層電子數+次外層電子數=8?10@0族元素，最外層均已填滿電子。根據原子的外層電子模型，還可以將周期表分為五個區，s區(IA?IIA)，d(區(IIIB-VIIB)ds區(IB?IIB)p區(IIIA?VIIA)f區(鑭系錒系)由于核外的電子排布具有周期性，故元素的性質也會呈現周期性，如原子半徑，同一周期從左到右，原子半徑逐漸減小，同意駐足，從上到下，原子半徑逐漸增大。對鑭系元素和錒系元素，會出現“鑭系收縮”，即減小的幅度減小，因此鑭系元素和錒系元素，性質也非常相近。對于電離能，即原子電離出電子所需的最低能量，也具有周期性，一般同一周期的元素從左至右依次增大，稀有氣體電離能最大；同一主族，電離能從上到下依次減小，過渡元素的電離能規律不明顯。然而會有一些異常，比如Be,Mg的電離能會大于BAl的電離能，這主要是因為BeMg的s級為全充滿的，穩定性較高。NP會高于OS是因為NP的p曾為半充滿，穩定性也較高，因此分析電離能要綜合來分析，不可憑單一因素進行判斷。電負性是指分子中不同原子吸引電子的傾向，他可去研究不同元素原子形成化學鍵時一些特性，與電力能等相比較，電負性從原子角度過渡到了分子角度，他是從分子角度研究原子電子層結果對分子的影?；陔娯撔员碇薪o出的個個原子的電負性數據，可以得出結論：Q金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大，?同一周期的元素從左到右電負性基本上增大趨勢，同一主素從上到下電負性呈減小的趨勢，?電負性差別大的元素形成的化合物以離子鍵為主，電負性相同或接近的非金屬相互以離子鍵結合，電負性相同或相近的金屬元素以金屬鍵結合，電負性是從原子的研究的上升到分子研究的良好的過渡上述內容便是對原子結構的基本知識，這些知識幾乎都是前輩科學家們，的智慧的結晶。學習這些知識，我們需要原子那樣細微認真的心，洞悉每個結論的來龍去脈，了解每個公式的基本推到過程。同時還要，運用正確的方