大学基础化学课件工科原子结构

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1、第三章原子结构3.1核外电子运动的特殊性3.2核外电子运动状态的描述3.3原子核外电子的排布和元素周期表3.4元素性质的周期性掌握内容：四个量子数的取值及相互制约关系，用四个量子数描述某电子的运动状态；一般元素的核外电子分布式和价层电子构型；根据元素的价层电子构型或电子分布式推测元素在周期表中的位置(周期、族、区)、原子序或最高氧化值(或相互推测)；掌握元素若干性质在周期表中的变化规律。熟悉(理解)内容：微观粒子运动的规律及测不准原理；理解每周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32，每一电子层电子最大容量为2n2；熟悉

2、原子轨道和电子云的角度分布图及意义；屏蔽效应及钻穿效应，能级分裂及能级交错现象。了解内容：薛定谔方程和波函数；波函数与原子轨道的关系；电子云与几率密度的关系。基本要求P263-265：习题2、3、4、8、9作业3.1核外电子运动的特殊性3.1.1氢原子光谱与玻尔理论氢原子光谱(HydrogenAtomicSpectrum)H434.0H486.1H656.2H410.2氢原子光谱特征:①不连续的、线状的②有规律1885年，瑞士物理学家Balmer:式中：R=1.097373107m-1—里德堡常数n：为大于2的正

3、整数n=3、4、5、6H、H、H、H1913年，瑞典物理学家里德堡：经典力学无法解释氢原子光谱Bohr理论(1913年)基础：Planck的量子论：物质吸收和发射能量是不连续的，即量子化的。吸收和发射能量最小的单位是光量子Einstein的光子学说认为光既是一种波，但又具有粒子性Bohr理论的内容：核外电子只能在具有确定半径和能量的特定轨道上运动。在一定轨道中运动的电子具有一定的能量，称定态。能量最低的称基态，其余称激发态。处于定态的电子既不吸收能量，也不发射能量。电子从一个定态跳到另一个定态时，要放出或吸收辐射能

4、。式中：E:轨道的能量ν：辐射光的频率h:Planck常数6.626210-34J·s辐射能的频率与两定态的能量差E的关系为：式中：a0=52.9pm—玻尔半径A=2.17910-18J当电子从高能态跃至低能态时，辐射能的频率为：玻尔理论的局限性：不能解释多电子原子光谱和氢原子光谱的精细结构1924年：LouisdeBroglie认为：电子等微观粒子也具有波粒两象性质量为m，运动速度为v的粒子，相应的波长为：3.1.2微观粒子的波粒两象性1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电

5、子具有波动性。3.1.3测不准原理1927年，德国物理学家Heisenberg提出具有波动性的微观粒子和宏观物体有着完全不同的运动特点，不能同时确定它们的位置和动量x·Ph式中：x—粒子位置的测不准值P—粒子动量的测不准值h—Planck常数对质量为10克的宏观物体，若x=0.01cm对电子，m=9.1110-31千克，x=10-9cm3.2核外电子运动状态的描述3.2.1SchrÖdinger方程式中：ψ—波函数(wavefunction)E—总能量V—势能m—电子的质量x,y,z—空间直角坐标直角坐标(x

6、,y,z)与球坐标(r,,)的转换三个量子数(quantumnumber)主量子数(n)n=1、2、3、……角量子数(l)l=0、1、2、……、n–1磁量子数(m)m=0、1、2、……、l3.2.2原子轨道和原子轨道的角度分布图原子轨道(orbital)n=1：ψ1,0,0n=2：ψ2,0,0对应于电子的一种运动状态的一种波函数称为一个原子轨道光谱学上：l=0,1,2,3…分别称为s,p,d,f…态1s轨道2s轨道2p轨道ψ2,1,-1、ψ2,1,0、ψ2,1,1氢原子轨道与三个量子数的关系nlm轨道名称轨道

7、数目1001s12002s11-1,0,12p33003s11-1,0,13p32-2,-1,0,1,23d54004s11-1,0,14p32-2,-1,0,1,24d53-3,-2,-1,0,1,2,34f7原子轨道的角度分布图氢原子的若干波函数(a0为玻尔半径)轨道ψ(r,,)R(r)Y(,)0°30°60°90°120°cos10.8660.50-0.5YpzA0.866A0.5A0-0.5Axz+–306090Pz轨道角度分布图注：原子轨道角度分布图在讨论化学键形成和分子构型时有重要作用xz+s轨

8、道xy+–py轨道xz+–px轨道xz+–pz轨道xy++––dxy轨道yz++––dyz轨道xz++––dxz轨道xz++––dz2轨道xy++––dx2-y2轨道py轨道px轨道pz轨道dz2轨道dx2-y2轨道dxy轨道dyz轨道dxz轨道小结：原子轨道的角度分布图中，必须出现与其下