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1、第四章 原子结构,atomic structure,重点掌握： 1、初步了解原子核外电子运动的近代概念、原子能级、波粒二象性、原子轨道（波函数）和电子云概念以及微观粒子的运动规律 2、四个量子数 3、s、p、d原子轨道图形,“结构决定性质”。不同物质在性质上的差异是由于物质内部结构不同而引起的，对化学变化而言，原子核并不发生变化，只涉及到核外电子运动状态的改变。因此要了解物质的性质及其变化规律，首先必须了解原子的内部结构，特别是核外电子的运动状态。,原子 结构,核电荷数（Z）=核内质子数 =核外电子数=原子序数,原子结构理论的发展简史 一、古代希腊的原子理论 二、道尔顿(J. Dolton)
2、的原子理论- 19世纪初 三、卢瑟福(E.Rutherford)的行星式原子模型-19世纪末 四、近代原子结构理论-氢原子光谱,1.1 Bohr的氢原子模型,自然光,氢原子的发射光谱是所有原子发射光谱中最简单的，发出紫外和可见光。,氢原子光谱特征:,不连续的、线状的， 是很有规律的.,Fe在电弧中发光,无论何时、何地，测得的谱线位置和强度完全吻合！,连续光谱和原子发射光谱(线状光谱)比较,经典电磁理论不能解释氢原子光谱,经典电磁理论： 电子绕核作高速圆周运动，发出连续电磁波 连续光谱，电子能量 坠入原子核原子湮灭。 事实： 氢原子光谱是线状（而不是连续光谱）； 原子没有湮灭。,二、玻尔（N.B
3、ohr）原子结构理论,1913年，丹麦物理学家N.Bohr提出.,(1) 定态假说 原子中的电子只能在特定的轨道上运动，电子绕核做圆形轨道运动时既不辐射也不吸收能量，称为原子的定态（stationary state） ，每一轨道上的电子有特定的能量值，称之为能级。 原子在正常或稳定状态时，电子尽可能处于能量最低的状态基态（ground state）。其他能量较高的状态称为激发态（excited state）对于氢原子，电子在n = 1的轨道上运动时能量最低基态，其能量为： E = - (RH / n2) ，n=1 则E = -2.18 10-18 J 相应的轨道半径为： r = 52.9 pm
4、 = a0（玻尔半径),Bohr理论的三点假设,(2)量子化条件假说 核外电子运动的轨道角动量（L）量子化（而不是连续化）： L = mvr = nh / 2 (n = 1, 2, 3, 4 )h为普朗克常量 (3)频率假设 一定轨道中的电子具有一定的能量（定态）离核越近，能量越低，当电子在不同轨道之间跃迁（transition）时,会吸收或幅射光子，其能量取决于跃迁前后两轨道的能量差： E 光子 = E2 E1 = h = hc/ Emin: 基态 其余的：激发态 正常情况下：各电子尽可能处在 离核最近的轨道上 基态 吸收E 激发态 发射光,能量量子化模拟示意图 上:能量连续变化; 中、下：
5、能量量子化,n2 = 3 n1 = 2,n2 = 4 n1 = 2,优点：成功地解释了氢原子不连续光谱 缺点：不能解释多电子原子光谱,甚至不能说明氢原子光谱的精细结构 原因：没有考虑微观世界粒子的特性波粒二象性(waveparticle duality),小黑点代表电子 小黑点的疏密代 表电子出现的概率,外空间找到电子的可能区域,电子在某些界面出现的概率90%,描述核外电子运动状态的数学函数,二、核外电子的运动状态的描述,波函数 ,Schrndinger 方程 描述微观粒子运动状态,-波函数 E-系统的总能量 V-体系的总势能 m-电子的质量,Schrndinger 方程的限制条件,四个量子数
6、,主量子数,可取的数值： 主量子数n： 1、2、3、4等正整数， 电子层顺序：1、2、3、4 电子层符号：K、L、M、N、O、P、Q,物理意义： 决定电子离核远近和能量高低的主要因素。单电子原子中电子的能量完全由主量子数决定。,角量子数,可取的数值： 角量子数l： l = 0， 1， 2， 3， ， n-1 表示： s p d f 形状： 球 双球 花瓣,物理意义： 表示原子轨道（电子云）的形状 ；表示同一电子层中电子能量高低不同分为若干能级（电子亚层）,可取的数值：0 n-1的整数(n个取值),f,磁量子数,可取的数值： 磁量子数m=： 0、1、2l 等整数 表示：该形状的轨道有（2l1）个
7、,物理意义：决定原子轨道在空间的取向,每层中原子轨道数,自旋量子数,可取的数值： +1/2、-1/2。,物理意义：电子自旋方向,小结：,n：决定电子云的大小,l：决定电子云的形状,m：决定电子云的伸展方向,一个原子轨道可由n,l,m 3个量子数确定。,一个电子的运动状态必须用n,l,m,ms 4个量子数描述。,1.Pauling近似能级图,能级交错,三、核外电子的排布规律,1. Pauli不相容原理,2.能量最低原理/构造原理,基态原子电子排布总是先占据能量最低的轨道。当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道,例,用s，p，d，f等符号写出下列各元素原子基态的电子层结构。 16S 12Mg,解：
8、16S：1s22s22p63s23p4 12Mg：1s22s22p63s2,3.洪特规则,在简并轨道（原子中能级相同的轨道）上电子的排布，电子尽可能分占不同的简并轨道，且自旋平行（方向相同）。,例：24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2 24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1,例、下列各元素基态原子的电子层结构的写法各违背了什么原理？写出正确的电子层结构式。 （1）5B：1s22s3 （2）7N：1s22s22px22py1 （3）4Be：1s22p2,重点
9、掌握： 20号以内各元素核外电子排布规则 特别是C、N 、O的核外电子排布规则！,共享电子,达到稀有气体的电子构型,第五章 分子结构,简化的Lewis结构式:,Lewis 结构式,二、现代共价键理论基本要点,一个原子含有几个单电子, 就能与几个自旋方向相反的单电子形成共价键,自旋方向相反的单电子相互配对降低了两核间正电荷的排斥力,共价键总是尽可能地沿着原子轨道最大重叠方向形成,三、碳的杂化轨道 （hybridization orbitals）,碳原子的6个核外电子运动于各自的原子轨道中：,C：1s2 2s22p2,价电子层：,基态：,先杂化后成键,四、共价键的属性,成键原子的核间距离。键长越长
10、键越稳定还是相反？,两共价键之间的夹角。可由键角判断杂化方式？,离解能或平均离解能。键能越大键越牢固还是相反？,成键原子间的电荷分布。极性越大越容易发生化学反应还是相反？,共价键的极性,电负性：键合原子拉电子能力不同,键的极性大小取决于成键原子的电负差.两个元素的电负性差值1.7为离子键,1.7为共价键,0.71.6为极性共价键,第三节 分子的极性和分子间的作用力,分子的极性是分子中所有化学键极性的向量和,极性越大，分子间相互作用力就越大.故极性大小直接影响其bp、mp、s等物理性质和化学性质.,越大，分子的极性越大，反之，极性越小。=0 的分子为非极性分子。极性分子的一般在13D范围内。,二、 分子间的作用力,