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1、原子结构与分子结构第六章本章重点[目的要求]1.了解原子轨道和电子云的概念；2.掌握四个量子数的意义及取值规则；3.熟悉共价键的形成条件、特征和类型；4.熟悉杂化轨道理论的要点，掌握以sp、sp2和sp3杂化轨道成键分子的空间构型；5.掌握范德华力和氢键的概念1803年道尔顿原子学说1811年分子概念1860年确立原子分子论1869年元素周期律1903年汤姆逊模型1911卢瑟福模型1913玻尔分层排布模型19世纪中叶碳键与有机化合物分子结构研究19世纪末20世纪初微观粒子的波粒二象性量子力学模型（原子轨道）物质结构研究历程：6.1原子核外电子的排布原子的结构原子原子核核
2、外电子核外电子的运动规律原子结构模型1911年卢瑟福Rutherford根据α离子散射实验结果，提出核式（星式）原子模型。近代原子模型——1913年的玻尔Bohr理论（波尔原子模型）。较好地解决了氢原子光谱的规律性，但不能解释多电子原子的光谱问题。因为当时还没有认识到微观粒子运动的特殊性。1923年，德布罗伊提出物质波，认为微观粒子具有波粒二象性。1、波尔理论要点①电子只能在确定的轨道上绕核旋转，这些轨道称为稳定轨道，电子在稳定轨道上运动不释放能量；②轨道离核越远，能量越大；基态：电子尽可能处于能量最低轨道的状态；激发态：获得能量，电子跃迁到能量高轨道的状态。③脱离供给
3、能量体系，激发态不稳定，电子将从高能级回到较低能级，以光子形式放出能量。光子学说：△E=hν2、核外电子的运动电子属于微观粒子，具有波粒二象性，其运动规律不能用经典力学的理论解释。1926年，薛定谔提出了描述电子运动规律的波动方程——薛定谔方程h—普朗克常数M—粒子质量V势能E—粒子的总能量Ψ波函数z,x,y粒子的空间坐标波恩对薛定谔方程中的波函数做出了统计解释：波函数ψ(x,y.z)的平方根正比于电子在点(x,y,z)出现的几率密度。核外电子的运动——薛定谔方程方程的解Ψ非具体数值，而是一函数关系；有很多数学解Ψ；须同时引入三个限制条件,即三个量子数(n、、m),Ψ
4、才具有确定的物理意义；解出的每一个合理的Ψ和E，就代表体系中电子运动的一种状态。3.电子云的概念几率：电子具有波粒二象性，不能同时测出其位置与动量，只能指出在原子核外某处出现的机会，这种机会在数学上称几率。几率密度：是指电子在核外某处、单位微体积内出现的几率。电子云：是指电子在核外空间某处单位体积内出现的几率（几率密度）。电子云的界面：电子出现几率相等的地方连接起来，也称等密度线。波函数的绝对值的平方就是电子在空间出现的几率密度。4、量子数描述电子运动状态的波函数要用4个量子数:nlmms.决定原子轨道的有3个量子数：nlm决定电子能量的量子数有2个：nl各量子数的详细
5、情况如下：n—主量子数决定电子能量的主要因素，n的大小表示电子离核的远近，通常将n决定的能量状态称为电子层。n的取值范围是自然数即n=1,2,3,4,5,6…对应的电子层分别为:K,L,M,N,O,Pl—角量子数决定电子角动量的大小,它规定了电子空间分布情况与电子云的形状密切有关,在多电子原子中是决定电子能量的次要部分(称为电子亚层或能级)l的取值范围:l=0,1,2，3.n-1电子云的状态:spdf电子云的形状:球形双哑铃梅花瓣复杂m—磁量子数决定原子轨道在空间的伸展方向，每一个趋向相当于一个轨道，不影响电子能量（ｎ相同时，m不同的轨道能量相同）m的取值m=0,±１，
6、±２，±３，…,±ll取不同值时，ｍ的取值个数为：2l+1l的取值0123…n-1电子云状态spdfm的取值个数1357d原子轨道角度分布图s原子轨道伸展方向p原子轨道伸展方向l共有n个值,最大l=n-l;m共有2l+1个值,最大
7、m
8、=ll受n的限制m受l的限制n=1l=0m=0n=2l=0,1m=0，±1n=3l=0,1,2m=0,±1,±2如n=4时，lm所有可能的取值：n=4l=0m=0l=1m=-1,0,+1l=2m=-2,-1,0,+1,+2l=3m=-3,-2,-1,0,+1,+2+3三个量子数的取值关系ms—自旋量子数自旋量子数有两个值(+1/2，-1/
9、2)，可用向上和向下的箭头(“↑”“↓”)来表示电子的两种所谓自旋状态。同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。四个量子数的物理意义名称代号取值范围物理意义主量子数n1,2,3,…,n共n个值n对应电子层K,L,M,N…；n大，能量高，离核远角量子数l0,1,2,…,n-1共n个值l对应电子亚层s,p,d,f;决定轨道形状和亚层能量，n相同时，l大，能量高磁量子数m0,±1,±2,…,±l 2l+1个值决定轨道的空间伸展方向自旋量子数ms±1/2两个值ms表示电子的自旋方向n电子层符号l亚层符号m轨道数ms电子最大容量1K01s
