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3.1 物质结构理论发展简介

第三章 物质结构. 3.1 物质结构理论发展简介. 3.2 核外电子运动状态. 3.3 原子电子层结构和元素周期系. 3.4 离子化合物. 3.5 共价化合物. 3.6 杂化轨道理论. 3.7 分子间力和氢键. 章总目录. 红 橙 黄 绿 青 蓝 紫. 3.1 物质结构理论发展简介. 3 .1.1 氢原子光谱与 Bohr 理论. 1. 光和电磁辐射. 2. 氢原子光谱.

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3.1 物质结构理论发展简介

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  1. 第三章 物质结构 3.1 物质结构理论发展简介 3.2 核外电子运动状态 3.3 原子电子层结构和元素周期系 3.4 离子化合物 3.5 共价化合物 3.6 杂化轨道理论 3.7 分子间力和氢键 章总目录

  2. 红 橙 黄 绿 青 蓝 紫 3.1 物质结构理论发展简介 3.1.1 氢原子光谱与Bohr理论 1.光和电磁辐射

  3. 2.氢原子光谱 Hδ Hγ Hβ Hα 410.2 434.0 486.1 656.3

  4. 氢原子光谱特征： • 不连续光谱,即线状光谱 • 其频率具有一定的规律 经验公式： n= 3,4,5,6 Rydberg常数

  5. 3.Bohr理论 三点假设： ①核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量； ②通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低——基态；原子获得能量后，电子被激发到高能量轨道上，原子处于激发态； ③从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。 E：轨道能量 h：Planck常数

  6. Balmer线系 原子能级

  7. 这即是氢原子的电离能 R的意义为电离能与普朗克常数的比

  8. 3.1.2 电子的波粒二象性 1924年，Louis de Broglie认为：质量为 m，运动速度为υ的粒子，相应的波长为： λ=h/mυ=h/p， h=6.626×10-34J·s，Plank常量。 1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。

  9. 3.1.3 测不准原理 • 德国物理学家海森伯指出：对微观粒子，不能同时准确测出它在某一瞬间的运动速率（或动量）和位置 x · p≥ h/4π 位置误差 动量误差 • 微观粒子的运动使用统计规律描述，即几率描述

  10. 例1: 对于 m = 10 克的子弹，它的位置可精确到 x＝ 0.01 cm,其速度测不准情况为： ∴ 对宏观物体可同时测定位置与速度

  11. 例2:对于微观粒子如电子, m = 9.11  10-31 Kg, 半径 r = 10-10 m，则x至少要达到10-11m才相对准确，则其速度的测不准情况为： 速度不准确程度过大 ∴若m非常小，则其位置与速度是不能同时准确测定的

  12. 3.1.4 SchrÖdinger方程与量子数 1.SchrÖdinger方程 描述核外电子在空间运动状态的数学函数式 体系的总能量 电子的势能 电子的质量

  13. ( ) ( ) ( ) ( )  q φ =  q φ R r Y , x , y , z r , , Ψ Ψ 直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换 = q φ x r sin cos = q φ y r sin sin = q z r cos = + + 2 2 2 r x y z

  14. 2. 四个量子数 n =1, 2, 3,…… ① 主量子数 n ② 角量子数 ③ 磁量子数 m ④ 自旋量子数 ms

  15. 主量子数n：决定电子能量高低的主要因素 • 与电子能量有关，对于氢原子，电子能量 • 唯一决定于n； • 不同的n值，对应于不同的电子层： １　２　３　４　５… K L M N O…

  16. 角量子数l ：原子轨道或电子云的形状 l 的取值 0，1，2，3……n－1 对应着 s, p, d, f…...(亚层) l决定了ψ的角度函数的形状。 磁量子数m：原子轨道或电子云在空间的伸 展方向 m可取 0，±1, ±2……±l ； 其值决定了ψ角度函数的空间取向。

  17. 自旋量子数 ms 表示同一轨道中电子的二种自旋状态

  18. n, l, m一定，轨道也确定 0 1 2 3 … 轨道s p d f … 例如: n =2， l =0， m =0， 2s n =3， l =1， m =0， 3pz n =3， l =2， m =0， 3dz2 思考题： 当n为3时, l ,m 分别可以取何值？轨道的名称怎样?

  19. 有6组量子数 ①n=3, l=1, m=-1; ②n=3, l=0, m=0; ③n=2, l=2, m=-1; ④n=2, l=1, m=0; ⑤n=2, l=0, m=-1; ⑥n=2, l=3, m=2; 其中正确的是 A. ① ② ③ B. ① ② ④ C. ④ ⑤ ⑥ D. ② ④ ⑤

  20. ( ) ( ) ( ) 2.波函数 q j =  q φ r , , R r Y , Ψ 1 ( ) - = r / a R r 2 e 径向部分： 0 3 a 0 1 ( ) q φ = Y , 角度部分： p 4 1 ( ) - q φ = r a / , , e r Ψ 0 p 3 4 a 0 3.1.5 波函数与电子云图 1.总能量

  21. 径向部分

  22. 是一种球形对称分布 z y x 角度部分

  23. 1s的 及电子云图 3.波函数的物理意义 |Ψ|2：原子核外出现电子的几率密度。 电子云是电子出现几率密度的形象化描述。 1s的电子云界面图

  24. 界面图

  25. 空间微体积 径向分布函数D(r)： 半径为单位厚度球壳内出现电子的几率

  26. 峰数=n－l 节面

  27. 2. 2p态：n =2 , l =1 , m = +1,0,-1 原子轨道的角度分布图及其画法

  28. 30° + θ 60° －

  29. 电子云的角度分布图，表示半径相同的各 点，随角度变化时，几率密度大小的不同

  30. 3. 3d态：n=3, l=2, m=0,

  31. 原子轨道和电子云的角度分布图 <1>S原子轨道角度分布图 <2>S电子云的角度分布图

  32. 原子轨道和电子云的角度分布图 <3>P原子轨道角度分布图 <4>P电子云的角度分布图

  33. 原子轨道和电子云的角度分布图 <5>d原子轨道角度分布图

  34. 原子轨道和电子云的角度分布图 <6>d电子云的角度分布图

  35. 小结：量子数与电子云的关系 • n：决定电子能量的大小 • l：描述电子云的形状 • m：描述电子云的伸展方向

  36. 3.2 核外电子运动状态 3.2.1 多电子原子轨道能级 轨道：与氢原子类似，其电子运动状态 可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s… 能量：与氢原子不同, 能量不仅与n有关, 也与l有关; 在外加场的作用下, 还 与m有关。

  37. Pauling近似能级图

  38. 3.2.2 核外电子排布 核外电子分布三规则： • 最低能量原理 • 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。 • Pauli不相容原理 • 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。

  39. N：1s2 2s2 2p3 • Hund 规则 • 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

  40. 半满全满规则： • 当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。 原子实

  41. 3.3 元素周期律

  42. 3.3.1 原子的电子层结构和元素周期系

  43. 元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。 元素周期表(长表)： • 周期号数等于电子层数。 • 各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。 • 主族元素的族号数等于原子最外层电子数。

  44. Valence Electron Configurations s 区—ns1～2 p 区—ns2np1～6 d 区—(n－1)d1～10ns1～2 (Pd无 s 电子) f 区—(n－2)f1～14(n－1)d0～ 1ns2

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