大连理工大学无机化学第八章
85页1、8.1 原子结构的Bohr理论 8.2 微观粒子运动的基本特征 8.3 氢原子结构的 量子力学描述 第八章 原子结构 8.4 多电子原子结构 8.5 元素周期表 8.6 元素性质的周期性 第二篇 物质结构基础 8.1.1 历史的回顾 8.1.3 Bohr原子结构理论 8.1.2 氢原子光谱 8.1 原子结构的Bohr理论 8.1.1 历史的回顾 Dalton原子学说 (1803年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Rutherford核式模型 (1911年) Bohr电子分层排布模型 (1913年) 量子力学模型(1926年) 1.光和电磁辐射 8.1.2 氢原子光谱 红 橙 黄 绿 青 蓝 紫 2.氢原子光谱(spectrum of the hydrogen atom) HHHH 不连续光谱,即线状光谱 其频率具有一定的规律 n= 3,4,5,6 式中 2,n,3.2891015各代表什么意义? 经验公式: 氢原子光谱特征: 8.1.3 Bohr原子结构理论 1900年德M Planck提出了量子论 : 微观领域能量不连续,是量子化的。 1903年美A Einstein
2、提出了光子论: 光子能量与光的频率成正比。 h 光子的能量 光的频率 hPlanck常量, h =6.62610-34Js Bohr理论(三点假设): 核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上 运动,且不辐射能量; 通常,电子处在离核最近的轨道上,能量最 低基态(ground state);原子获得能量后,电子 被激发到高能量轨道上,原子处于激发态(excited state); 从激发态回到基态释放光能,光的频率取决 于轨道间的能量差。 E:轨道能量 原子能级(energy level) n = 3 红(H) n = 4 青(H ) n = 5 蓝紫 ( H ) n = 6 紫(H ) Balmer线系 其他线系 式中: RH 为Rydberg常量 能级间能量差 RH = 2.17910-18J 氢原子各能级的能量: n1 n1 8.2.1 微观粒子的波粒二象性 8.2.2 不确定原理与微观粒子 运动的统计规律 8.2 微观粒子运动的基本特征 1924年, 法de Broglie提出关系式: 1927年,Davisson 和Germer应用Ni晶 体进行电子衍射实验 ,证实了电子具有波
3、 动性。 8.2.1 微观粒子的波粒二象性 ( wave-partical daulism) E=h , p =h/ 8.3.2 量子数 8.3 氢原子结构的量子力学描述 8.3.3 概率密度与电子云 8.3.4 原子轨道与电子云 的空间图像 8.3.1 Schrodinger方程与波函数 8.3.1 Schrodinger方程与量子数 h:Planck常量 (wave function) 球坐标(r,)与直角坐标系的关系 222 zyxr+= cosr z = q sinsinr y = q cossinr x= q (r,) = R(r)Y(,) 坐标变换 :02 :0 三个量子数 主量子数 n (principal quantum number) 磁量子数 m (magnetic quantum number) 角量子数 l(angular momentum quantum number) n = 1, 2, 3, 对于氢原子,电子的能量只决定于 n; 角量子数l : l 0,1,2,3n1 轨道 s, p, d, f. 8.3.2 波函数与原子轨道 主量子数n: n=1, l=
4、0, m =0; 1s轨道。 n=2, l=0, m=0 ; 2s轨道。 n=2, l=1, m=0, 1; 2p轨道。 n=3, l=0, m=0; 3s轨道。 n=3, l=1, m=0, 1; 3p轨道。 n=3, l=2, m =0,1, 2; 3d轨道。 n=4,l=0,1,2,3;4s, 4p, 4d,4f轨道。 量子数的合理取值 单电子波函数,又称为原子轨道 (atomic orbital),例如: n=1,l=0,m=0 1s轨道; 2s 轨道; 2pz 轨道; 轨道; n 主 层 l 亚 层 m原子轨道 1 K 0 1s 0 1s 2 L0 1 2s 2p 0 0,1 2s 2pz,2px,2py 3 M 0 1 2 3s 3p 3d 0 0,1 0,1, 2 3s 3pz,3px,3py 4 N 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0 0,1 0,1, 2 0,1, 2, 3 4s 4pz,4px,4py 0 / 3 0 1 ar e a - = p 其中, () 4 1 ,Y= p q ( ) 0 / 3 0 1 2 ar e a rR - = 氢原子的基态:
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