第一章 物质结构基础课件

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1、第一章 物质结构基础,参考学时：8-10,物质世界五光十色、千变万化,归根结底,由物质的组成、结构决定,研究物质世界，就是研究物质的组成、结构、性质及其变化规律。,万事皆有缘,宏观物质的性质、变化规律缘由于微观物质。,化学研究什么？,宏观物质,亚微观结构,分子,原子,基本粒子,物理,化学,物理,化学主要是研究化合物的组成、结构、性质,数学、物理、化学是一切自然科学的基础科学，或称为中心科学。,化学研究物质的总体思路,化合物的性质,化合物存在 的状态,化学反应的 历程,能量最 低原理,电子效应,空间效应,1.1 原子结构的近代概念 1.2 原子核外电子的排布和元素周期律 1.3 化学键和分子构型

2、 1.4 共价分子的空间构型 1.5 分子间力和氢键,1.1 原子结构的近代概念,1.1.1、 经典原子模型 1.1.2、 原子结构的近代概念 1.1.3 原子轨道和电子云 1.1.4 多电子原子中轨道的能级,1.1.1、 经典原子模型,1J. Dalton原子模型 原子是物质的不可再分的最小实心微粒。,阴极射线,19世纪末，X射线、电子射线被发现，结果表明原子是可以分割的，不是最后质点。,2J.J.Thomson的“浸入式”原子模型,认为原子是由带正电的均匀连续体和在其中运动的负电子构成。,3E.Ruthorford的“含核”原子模型,认为原子中心有一个小而重的带正电荷的原子核，核外有电子绕

3、核的外围作空间运动。,4Bohr原子模型,指出微观粒子运动具有量子化的特征，提出了关于原子轨道能级的概念。,1.1.2、原子结构的近代概念,1波粒二相性 2运动的统计性,1 波粒二象性,对于光的本性，曾经有微粒说、波动说的长期争论，后来确认光既具有微粒性，又具有波 动性，称为波粒二象性。 物质波的概念 1924年de Broglie在光的启发下提出一 切物质都具有粒子性和波动性 ，即波粒二象性,把作为粒子特征的动量P和表现波特性的波长联系起来。,E为粒子的能量； 为粒子物质波的波长； P为粒子的动量； 为粒子物质波的频率； h为普朗克常数； v为粒子物质波的运动速度。,P =,E,V,=,h

4、,V,=,h,或,h,p,例：,重 25g的子弹，飞行速度为 9.0102m.s1， 其 = 2.941035m 重 9.11028 g电子，运动速度为 3106ms1， 其 = 2.41010m 可见，对于宏观物质，其波动性微乎甚微，可以忽 略，但对于微观微粒，其波动性相对较大，成为重要 性能。,可见，对于较重的宏观物体，其物质波 极短，不能察觉，波动性可以忽略，但对 于电子、质子、中子、原子、分子等微观 粒子，就必须考虑其波动性，就是说，微 观粒子都具有波粒二象性。,1927年，Davisson(戴维逊）、Germer(盖末）通过电子衍射证实了de Broglie（德布罗伊）的假设，即电子

5、和光子一样具有波粒二象性。,. X射线衍射图 电子射线衍射图,2、微观粒子运动的统计性,微观粒子具有波粒二象性，就不能象宏观物体那样在确定的时间断内准确的描述出其运动的轨迹。 微观粒子的运动符合下列关系： X 为微观粒子在某一方向x上的位置（或坐标）测不准量； Px 为动量在x方向的分量测不准量； h 为Planck常数。,也就是说，微观粒子运动的距离变化与动量变化不能同时测准，这就是有名的海森堡测不准原理。,测不准原理是微观粒子的固有属性，不能用牛顿力学描述。我们只能用统计的方法，描述大量微观粒子运动的行为，即在一定区域内出现的概率，因而电子运动的轨道失去了其真正的含义。,1.1.3 原子轨

6、道和电子云,1、波函数和原子轨道 2、四个量子数 3、波函数与电子云,1、波函数和原子轨道,1926年，Schrdinger（薛定谔）根据德布罗伊 物质波的观点将电子的粒子性代入波动方程。 是描述波动的函数，称为波函数，可用来表示任何微观粒子的行为。,波函数是三维空间x、y、z的函数，其二阶偏微分方程就是有名的薛定谔方程,电子的波函数对原子核外电子运动的描述具有十分重要意义： 波函数不同，其能量不同。 每一个波函数，都表示核外电子运动的一种状态，称为原子轨道。,2、四个量子数,电子的波函数，通过求解薛定谔方程得到，在求解过程中，需要三个常数（n、l、m)进行限制才有物理意义。这三个常数称为量子

7、数，每一组常数表示一个原子轨道（一种状态）。 (1) 主量子数 n （2）角量子数 l （3）磁量子数 m （4）自旋量子数 ms,（1）主量子数,主量子数 n 表示电子层，其值越大，轨道距核越远，能量越高。,电子层符号 K L M N O P Q ,主量子数 n 1 2 3 4 5 6 7 ,（2）角量子数 l,角量子数 l 又叫副量子数，表示电子亚层。它确定 着轨道的能级和形状。 角量子数 l 的值为：0 n1 表示有n个压层 主量子数 n 1 2 3 4 角量子数 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 角量子数 l符号与形状 角量子数 0 1 3 4 轨道符号 s p d f 轨道

8、形状 球形 双球形 花瓣形 同样，l 的值越大，轨道距核越远，能量越高,（3）磁量子数 m,磁量子数 m 确定着轨道的数目和空间取向 m的取值为： m0，1，2.l=2l+1 一个m代表一个轨道 角量子数 0 1 2 3 轨道符号 s p d f 轨道数目 1 3 5 7 m 符号 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 m 不影响轨道能级，l相同时，2l+1个m的能级相同，称为简并轨道，或等价轨道。,n 1 2 3,符号 K L M,l 0 0 1 0 1 2,符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d,m 0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2,符号

9、1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 3dxy3dyz3dxz,量子数关系图,s、p、d电子云的角度分布图,（4）自旋量子数 ms,自旋量子数 ms 并不是求解薛定谔方程得出的， 它是人们研究氢光谱的精细结构时，证实了每个轨道 上存在着自旋相反的两个电子， 为了表达这两个电子的区别，引出的第四个量子数 ms 。它只有1/2、1/2两个取值。表示为、。 实际上它表示电子的状态，与轨道没有关系 原子核外电子的状态由这四个量子数确定， 一个电 子一个状态，原子核外不可能有状态相同的两个电子。,S 轨道电子云,P 轨道电子云,3、波函数与电子云,波函数是核外电子运动的数学式

10、，并无明确的物理意义。 但 2 的物理意义是电子在某区域出现的几率密度，如下图，电子出现95%的区域构成图案叫电子云。,原子轨道不是电子云，而是波函数，它是纯数学概念，具有相位，通常用“、”加以标识。,电子云的角度分布图与原子轨道角度分布图有两点不同：,a).原子轨道角度分布图带有正、 负号， 而电子云角度分布图均为正值； b).电子云角度分布图比原子轨道角度分布 图“瘦”些，这是因为值一般是小于1 的，所以2值就更小些。,通常为了方便，将原子轨道（即波函数）与电子云不加区别。,但它们的含义、形状各不相同。,1.1.4 多电子原子中轨道的能级,能级排列 屏蔽效应 钻穿效应 能级交错,原子轨道能

11、量的高低叫能级，能级主要由主量子数n决定，其次由副量子数l决定。,（1）角量子数相同时，主量子数越大，轨道能级越高。 E1s3时，可能发生能级交错。 通过光谱试验总结出的近似能级图如下：,近似能级图,3,徐光宪院士于1956年提出了经验公式，能基本上反映鲍林能级图。,n + 0.7 l 产生能级交错的主要原因是： 内层电子对外层电子产生的屏蔽效应 轨道形状不同而产生的贯（钻）穿效应,1.2 原子核外电子的排布和元素周期律,1.2.1 核外电子排布的规则 Pauli(泡利）不相容原理 能量最低原理 Hund(洪特)规则 1.2.2 核外电子构型与元素周期律 1.2.3 原子结构与元素周期表的关系

12、 1.2.4 元素性质变化的周期性,1.2.2 核外电子构型与元素周期律,周期表从氢元素开始，迄后的各元素随着 原子核电荷（即原子序数）的增加,依次增加 一个电子到核外电子层，并遵从上述三原则。 随着元素原子序数的增加，其原子中的电 子在轨道中按照能量由低到高的顺序填充。,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2,1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s,c.轨道图,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2,b.电子层,如基态的钛原子（n=22）,a.能级顺序,电子处于全充满或半充满时，是比较稳定的， 因此，在不违背最低能量原理时，电子将尽可 能选择下面两种排布：

13、全充满 P6或d10，f 14 半充满 P3或d5，f 7 如：铬（Cr） Ar3d 54s1 而不是 Ar3d 44s2 铜（Cu） 3d 104s1 而不是 Ar3d 94s 2,各种元素的电子构型见表1.2（12页）,如何根据原子序数确定其电子构型,n=1 ; n=2; n=3; n=4; n=5; n=6; n=7 1s 2s, 2p 3s, 3p 4s, 3d, 4p 5s,4d,5p 6s,4f,5d 7s,6d,5f He（2） Ne（10） Ar（18） Kr（36） Xe（54） Rn(86) ,例题： 试确定原子序数为15，24， 42，70的原子的电子构型？ 答：1015

14、18(n=3) 因此，原子实为Ne，外层电子为15105，其排布首先进入3s 轨道（2个电子），其次，剩余3个电子进入p轨道。Ne3s23p3.或1s2 2s22p6 3s23p3 182436(n=4),因此，原子实为Ar，外层电子为24186，2个电子首先进入4s轨道 ，剩余4个电子依次排入3d轨道，理应为Ar3d44s2, (d轨道优选半满）Ar3d54s1 547686 (n=6), 因此原子实为Xe，外层电子为765422， 2个电子优先进入6s轨 道，剩余20电子在4f轨道排14个电子，剩余6个电子进入5d轨道，应为 Xe4f145d66s2 试写出42号元素的电子构型。,1.2.

15、3 原子结构与元素周期表的关系,元素的性质，取决于原子的电子数目和分布。按电子数目 递增的顺序及元素性质变化规律将元素排列成为一个表， 叫元素周期表。（1871年门捷列夫，63种）,周期,等于能级组数。,每一周期的元素数目等于相应能级中轨道所容纳电子的最大数,即2n2。,族,将元素按其外围电子构型对原子分类。,同族元素的原子，其最外层电子构型相同。,区,按原子中最后一个电子填充的轨道划分为：,S区,p区,d区,ds区,f区,主族元素,过渡元素,内过渡元素,副族元素,说明：,1、周期表中各元素所在的周期数等于其主量子 数n,即电子层数（Pd除外） 。 2、主族元素原子的最后电子分别进入s亚层（s区） 和p亚层（p区）, 外层电子构型分别为ns1-2、np1-6。 副族元素原子的最后电子分别进入d亚层（d区） 和f亚层（f区）， 外层电子构型分别为 （n1)d1-10,ns1-2或(n-2)f1-14 ,ns1-2。 3、原子的外层电子电子构型相同的纵行，叫族,1.2.4 元素性质变化的周期性,1原子半径 共价半径 金属半径 范德华半径 2电离能 （ I ）,3电子亲和能( EA) 4电负性( ) Kai 5. 氧化数,1原子半径,同一周期中： 主族元素随着核电荷数的增加（自左至右）， 原子半径依次缩小（邻近元素相