普通化学-物质结构基础概要.ppt

首页 上一页 下一页 末页 * 物质结构基础 第5章 本章学习要求 1. 了解原子核外电子运动的基本特征，掌握s、p、d轨道函数及电子云空间分布情况。 2. 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的关系。 3. 了解化学键的本质，掌握共价键键长、键角等概念。 4. 掌握杂化轨道理论的要点，能应用该理论说明一些分子的空间构型。 5. 了解分子间力和晶体结构及对物理性质的影响。 5.1.1 波函数 1. 光（微观粒子）的波粒二象性 20世纪初，爱因斯坦提出了质能转换关系： E = mc2 光具有动量和波长，也即光具有波粒二象性。 由于 E = hv, c = ?v?? hv = mc2 = mc?v ?? 所以 ? ? = h / mv = h / p 式中，? 为粒子波的波长；h为普朗克常数 : h =6.626?10-34J·sˉ1 ，m为粒子的质量， v为粒子的速率，p为粒子的动量。 电子衍射实验示意图 附图5.1 电子衍射示意图 1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。 定向电子射线 晶片光栅 衍射图象 Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。 波函数 ? = ?n, l, m(r, ?, ?) 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：非零正整数； l ：0到(n – 1)之间的整数； m：0到± l 之间的整数。 由于上述参数的取值是非连续的, 故被称为量子数。 Ψ 波函数 （空间坐标r, ?, ?的函数）： 描述核外电子运动状态的数学表达式 原子轨道： 波函数的空间图像。 原子轨道的数学表达式就是波函数 (1) 主量子数 n：电子离核远近 n 的取值：n = 1，2，3，… 量子数 n = 1，2，3，4, ··· 对应于电子层K，L，M，N, ··· (2) 角量子数 l：原子轨道形状 l 的取值：l = 0,1,2,3,···, (n – 1) l = 0,1,2,3 的原子轨道习惯上分别称为s、p、d、f 轨道。 (3) 磁量子数 m：原子轨道空间取向 m 的取值: m = 0,1,2,··· l, 共可取2l + 1个值 确定原子轨道的伸展方向 P205-2、3、4题 d 轨道, m=-2,-1,0,+1,+2有五个伸展方向 (4) 自旋量子数ms 用波函数Ψn,l,m描述原子中电子的运动,习惯上称为轨道运动,它由n, l, m三个量子数所规定,电子还有自旋运动，因而产生磁矩，电子自旋磁矩只有两个方向。因此，自旋量子数的取值仅有两个，分别为+1/2和-1/2，也常形象地表示为 ? 和 ? 。 Electron spin visualized 原子轨道的角度分布图 5.2.2 核外电子分布原理与方式 原子核外电子的分布要服从以下规则： 泡里不相容原理：在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数完全相同。即，同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反。 能量最低原理：核外电子在原子轨道上的排布，必须尽量占据能量最低的轨道。 洪德规则：当电子在n, l 相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。 当相同能量的轨道为全充满或半充满的状态时，能量较低。 能级分组 (n+0.7l) 能级组 能级组中的原子轨道 元素数目 周期数 1.x 1 1s 2 1 2.x 2 2s2p 8 2 3.x 3 3s3p 8 3 4.x 4 4s3d4p 18 4 5.x 5 5s4d5p 18 5 6.x 6 6s4f5d6p 32 6 7.x 7 7s5f6d(未满） 未满 7 把(n+0.7l)值的整数位相同的能级分为一组，得到如下表所示的能级分组。 附表5.1 能级分组 例5.1 碳原子(1s22s22p2)的两个p电子在三个能量相同的2p轨道上如何分布？ 例5.2 写出Z=24的铬元素的电子排布式 思考：29号元素的的电子排布式如何？ 1s22s22p63s23p63d104s1 外层电子的排布式，称为特征电子构型 P207-8 例5.3 写出26Fe原子的核外电子分布式和特征电子构型以及Fe3+离子的特征电子构型。 元素周期表分区 P205-7 207-3 1s2 ns 2np1-6 P区元素 ns 1-2 s区元素 (n-1)d1-8ns2 d区元素