[理学]第一章___原子结构和元素周期系_a.ppt

主要内容： 简要介绍人类认识原子结构的历史和实验基础 核外电子等微观粒子的运动特征： 量子化特性和波粒二象性 核外电子运动状态的描述：要用四个量子数确定的波函数来描述。重点：是用四个量子数讨论原子结构 原子结构与周期系的关系，着重探讨原子结构和元素性质的规律性联系。 本 章教学 要 求 1.了解人类认识原子结构的发展历史； 2.了解原子结构有关术语和概念； 3.掌握四个量子数n、l、m、ms的意义和相互关系； 4.会用四个量子数写出1—4周期常见元素的电子结构式，并会由结构式确定元素所在周期、族、区、特征电子构型（即价电子构型）、元素名称和高氧化态及低氧化态化合物化学式。 5.掌握原子结构与周期系的关系。 1-1 道尔顿原子论 1-1-1原子论发展简史 古希腊哲学家德谟克利特（Democritus)臆想出原子是物质最小的，不可再分的，永存不变的微粒。 17至18世纪，波意耳第一次给出了化学元素的定义—用物理方法不能再分解的最基本的物质组分。 1-2 相对原子质量（原子量） 1-2-1 元素，原子序数 元素---元素是原子核里质子数（即核电荷数）相同的一类原子的总称。 原子序数---按元素的核电核数进行排序所得的序号。 元素符号----每种元素有一个拉丁字母表达的元素符号。 1－3 原子的起源和演化 1.宇宙之初 2.氢爆炸 3.氦燃烧 4.碳燃烧 5.α过程 6.e过程 7.重元素诞生 8.宇宙大爆炸理论的是非 1-4 原子结构的玻尔行星模型 1-4-1 氢原子光谱 光谱—复合光线经三棱镜折射后按照波 长长短依次排列的彩色图像。 连续光谱（带状光谱）—如日光光谱， 沸腾钢水、炽热灯丝光光谱。 线状光谱（原子光谱）—原子的特征光谱。以受激发的原子或离子作光源，发出的光通过分光镜后得到不连续的明暗相间线条组成的光谱。 巴尔麦( J. Balmer)经验公式(1885)： ? = R{1/22－1/n2} 式中，频率 ? (s-1), Rydberg常数 R = 3.289?1015 s-1 n:大于2的正整数. 里德堡公式 ? = R{1/n12－1/n22} 式中，频率 ? (s-1), Rydberg常数 R = 3.289?1015 s-1 n1、n2 为正整数，且 n1 n2 n1 = 1 紫外光谱区（Lyman 系）； n1 = 2 可见光谱区（Balmer系）； n1 = 3、 4、 5 红外光谱区 （Paschen、Bracker 、 Pfund系） 氢原子光谱特点 1.不连续的线状光谱 2.谱线频率符合里德堡公式 v = R{1/n12－1/n22} 3、从长波到短波，Hα、Hβ等谱线间的距离越来越小 波长数据来源 H?? H?? H?? H?? 用波尔理论计算值／nm 656.2 486.1 434.0 410.1 编号： 1 2 3 4 要点： （1）行星模型——氢原子核外电子是处在一定的线性轨道上运行，就像行星绕太阳运行一样。 （2）定态假设——原子核外电子的运动只能取一定的稳定轨道，这些稳定轨道叫定态（即不随时间而改变），在定态轨道上运动的电子既不吸收能量也不放出能量； 能量最低的定态叫做基态。 能量高于基态的定态叫做激发态。 （3）量子化条件———在定态轨道上运动的电子有一定的能量，这能量只能取某些由量子化条件决定的分立数值，通常把这些具有不连续能量值的定态叫做能级。根据量子化条件，玻尔推出计算定态轨道能量公式： 计算定态轨道能量公式 ⊿E= h γ γ= E2-E1/h (E2＞E1) H原子： En=－13.6/n2 (ev) =－2.179×10－18/n2 (J) 基态： E =－13.6 (ev) H原子、类氢离子： En=－13.6Z2/n2 (ev) = －2.179×10－18 Z2/n2 (J) （n≥1的正整数，1ev =1.602×10－19J） (4) 跃迁规则——电子吸收光子就会一定态跃迁到能量高的激发态，反过来，激发态的电子会放出光子辐射能，返回基态或能量较低的激发态，光子的能量为跃迁前后两个能级的能量之差，其频率γ由下式决定：γ= E2-E1/h (E2＞E1