普通化学大学化学第五章.ppt

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1、第5章物质结构基础学习基本要求1.联系原子核外电子运动的特征，了解波函数、四个量子数和电子云的基本概念，了解波函数和电子云的角度分布示意图。2.掌握周期系元素的原子的核外电子分布的一般规律及其与周期表的关系，明确原子（及离子）的外层电子分布和元素分区的情况。联系原子结构了解元素的某些性质的一般递变情况。3.了解共价键的价键理论的基本要点以及键长、键角和键能的概念。了解分子电偶极矩的概念及其应用于区分极性分子与非极性分子。能联系杂化轨道理论说明一些典型分子的空间构型。4.在明确化学键、分子间力（以及氢键）的本质及特性的基础上，了解晶体结构

2、及其对物质性质的影响。主要内容（一）原子结构的近代概念波函数电子云（二）多电子原子的电子分布方式和周期系多电子原子轨道的能级核外电子分布原理和核外电子分布方式原子的结构与性质的周期性规律（三）化学键与分子间相互作用力化学键分子的极性和分子的空间构型分子间相互作用力超分子化学分子振动光谱（四）晶体结构1核外电子运动的特殊性质量极小，速度极大的电子，其运动完全不同于宏观物体,不遵守经典力学规律(2)波-粒二象性。德布罗意提出：“半径”量子化。即:r=a0n2实物粒子具有波性。(1)量子化特征。包括能量量子化；5.1原子结构的近代概念他

3、给出了一个德布罗意关系式：这种实物粒子的波称物质波又称德布罗意波。例如：一个电子m=9.11×10-31gυ=106m.s-1按德布罗意关系此电子λ=0.727nm此λ值与x-射线的相同。电子衍射实验证实了德布罗意波的存在。(3)统计性。电子的波性是大量电子(或少量电子的大量)行为的统计结果。所以:物质波是统计波。电子衍射实验示意图定向电子射线晶片光栅衍射图象底片物理学的研究表明，电子（微观粒子）的运动规律不符合牛顿定律，而应该用量子力学来描述，量子力学与牛顿力学的最显著区别在于，粒子可以处于不同级别的能级上，当粒子从一个能级跃迁到另一

4、个能级时，粒子能量的改变是跳跃式的，不是连续的。2波函数与原子轨道对于电子波，薛定谔给出一个波动方程:解此方程可得：①系统的能量E；波函数ψ。ψ是描述电子运动状态的数学函数式。其中，为波动函数，是空间坐标x、y、z的函数。E为核外电子总能量，V为核外电子的势能，h为普朗克常数，m为电子的质量。因为波函数与原子核外电子出现在原子周围某位置的概率有关，所以又形象的称为“原子轨道”。波函数变换为球面坐标：x=rsinθcosφy=rsinθsinφz=rcosθr2=x2+y2+z2球面坐标变换rsinzxy•P(x,y,z)z=rc

5、osθx=rsinθcosφy=rsinθsinφφθr在整个求解过程中，需要引入三个参数，n、l和m。结果可以得到一个含有三个参数和三个变量的函数=n,l,m(r,,)由于上述参数的取值是非连续的,故被称为量子数。当n、l和m的值确定时，波函数(原子轨道)便可确定。即：每一个由一组量子数确定的波函数表示电子的一种运动状态。由波函数的单值性可知，在一个原子中，电子的某种运动状态是唯一的，即不能有两个波函数具有相同的量子数。n,l和m的取值必须使波函数合理(单值并且归一)。结果如下：n的取值为非零正整数，l的取值为0到(n–1)之

6、间的整数，而m的取值为0到l之间的整数。解此方程时自然引入三个量子数：n、l、m.只有它们经合理组合,ψnlm才有合理解。3量子数的物理意义⑴量子数的取值和符号nlm(主量子数)(角量子数)(磁量子数）1.2.3.…∞0.1.2.…(n-1)0±1±2..±lK.L.M.Ns.p.d.fψnlm称原子轨道(不是轨迹!)。波函数与原子核外电子出现在原子周围某位置的概率有关⑵量子数的意义n电子的能量；n的值越大，电子能级就越高;电子离核的平均距离越远。—电子层的概念l原子轨道的形状:s—球形；p—双球形，等在多电子原子中影响能量—电子亚层的

7、概念m原子各形状轨道（电子云）在空间的伸展方向数（每一个m值，对应一个方向）.除s轨道外,都是各向异性的.m值不影响能量。n、l相同,m不同的原子轨道称简并轨道。此外，还有自旋量子数—ms：取值：符号：↑,↓表示：顺、逆时针自旋。如：m为0、+1、-1时，原子轨道有3个方向。(3)电子运动状态的描述S轨道是l=0时的原子轨道，此时主量子数n可以取1,2,3等数值。对应于n=1,2,3的s轨道分别称为1s,2s,3s轨道。各s轨道的角度部分都和1s轨道相同。p轨道是角量子数l=1时的原子轨道，对应于此时不同的主量子数，有2p,3p等不同的

8、轨道，从轨道的角度分布图可见，p轨道是有方向的，按其方向，可分为px,py,pz三种不同的轨道。用四个量子数描述电子的运动状态,如:n=2第二电子层。l=12p能级，其电子云呈亚铃形。m=02pz轨道，沿z