原子轨道知识.ppt

1）电子具有波粒二象性，其运动服从量子力学的规律——不确定原理！ 电子的概率分布可看作一团带负电荷的“云”，称为“电子云。 电子云的形状反映了电子的运动状态！ 例如: 1s 轨道——是以原子核为中心的球体，界面内电子出现总概率约为90%-95%； 2s 轨道——也是球形对称，但较1s轨道大，且有一个“球面节” 节的两侧波函数符号相反，分别用深、浅或+、- 表示。 （ +或- 不代表正电荷或负电荷） 2p 轨道——有3个轨道，彼此垂直，分别在x、y、z轴上，由两瓣组成，原子核在两瓣中间。 每个轨道有个节面，节面两侧波函数符号相反！P345 图18-2 （手绘板书） 3d轨道——有5个轨道 4）能量相近的轨道可以杂化 组成能量相等的杂化轨道，其成键能力更强，体系能量也更低。 例如: C原子外层有4个电子，其中2s中的1个电子跃迁到2pz轨道中，这样1个s轨道与3个p轨道 （4个轨道)杂化 形成4个sp3杂化轨道。 ——sp3杂化， （2p轨道的两瓣波函数符号不同，与2s杂化时，波函数符号相同的一瓣增大，不同的一瓣缩小。） sp3杂化——1个s轨道与3个p轨道杂化 sp2杂化——1个s轨道与2个p轨道杂化 sp杂化——1个s轨道与1个p轨道杂化！ 例如: 氢分子轨道波函数ψ可用下式表示： ?1 = φ1 +φ2 ?2 = φ1 -φ2 （2个原子轨道φ1 ， φ2 ） （2个分子轨道?1 、?2） ?1 轨道 在核间的电子云密度较大，该轨道称为成键轨道； ?2 轨道 在核间的电子云密度很小，该轨道称为反键轨道。 ?1 成键轨道中的电子云密度，从外向内，逐渐增大，因此ψ2数值增大。 （ 两核间电子云密度高，对核有吸引力，接近后能量降低） ?2 反键轨道在中间有一节面，节面两侧波函数符号相反，节面上的电子云密度ψ2=0。 （两核间电子云很少，两核排斥，能量增加） 原子轨道组成分子轨道须具备条件（3个）： 1）能量相近 两个原子轨道的能量相近才能有效成键 2）两个原子轨道电子云最大重叠 两个原子轨道须具有一定方向，以保证重叠最大、最有效，成键最强。 3）对称性相同 两个原子轨道在重叠区域的波函数符号要完全相同，才能有效成键 分子轨道对称性与协同反应的关系解释双烯环化反应的机理 1965年 Woodward和Hoffmann提出 “分子轨道对称守恒”原理。 中心思想为： 协同反应的进程是受分子轨道对称性控制的，由分子轨道对称性可以判断反应能否进行，按什么方式进行，以及反应中的立体化学问题。 例： p350 1,3-丁二烯与乙烯合成环己烯的反应 （ 图18-7 1,3-丁二烯的π和π*轨道图 p349 ） 1,3-丁二烯有4个π分子轨道： ?1 、?2、 ?3 、?4 基态时四个电子分别占有 ?1 、?2， ?2 称为 最高占有轨道 以HOMO 表示 ?3 称为 最低空轨道 以LUMO 表示 乙烯有2个π分子轨道： π轨道（ HOMO ） 和 π*轨道（LUMO ） 1,3-丁二烯与乙烯环化加成时，必然是 ： 1个分子的HOMO和另1分子的能量最低的空轨道LUMO进行重叠！ 对1,3-丁二烯与乙烯环化加成来说，有两种重叠的可能： 如P351 图18-9（a） （b） * * 分子轨道理论简介 量子力学是原子结构和分子结构的现代概念的基础。 2）波函数的物理意义 量子力学认为：描述核外电子的运动状态，可用波函数φ表示。 波函数φ——是在原子核周围的小体积内电子出现的概率。 Φ——称为原子轨道，电子云的形状可看做轨道的形状； 1s 轨道 1s；2s，2p；3s，3p，3d；4s，4p，4d，4f；…… s轨道：1个；p轨道：3个；d轨道：5个；f轨道：7个。 轨道能级：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d ＜4p ＜5s 原子核外电子排布规律： 1）鲍里不相容原理： 每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对。 2）能量最低原理： 电子尽可能占据能量最低的轨道。 1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s 3）洪特规则： 有几个简并轨道而无足够的电子填充时，必须在几个简并轨道逐一地各填充一个自旋平行的电子后，才能容纳第二个电子。 原子的电子构型 思考：C、N、O、F 核外电子排布？ 6 7 8 9 现代化学键理论是建立在量子力学基础上的。 通过对氢分子共价键的讨论，通