高中职化学科教学研习.ppt

1,高中職化學科教學研習,高 漢 謀 教授 國立中興大學化學系 民國九十五年十二月十二日,主辦單位：國立大里高中,主題：原子軌域教學法之探討,2,原子軌域, 原子內電子的主要活動空間，稱為原子軌域。 電子的活動空間由原子核往外延伸，理論上可 以至無限遠的距離。實際上，電子會在離原子 核適當距離範圍內活動，在此距離以外電子出 現的機率接近於零。 電子為極微小且快速運動的粒子，同時具有波 及粒子的性質，其在空間的運動無法以古典力 學方式觀察或定義其運動軌跡，只能以在空間 範圍內電子出現機率描述其運動情形。,3,電子雲, 由於原子內電子的運動以電子在空間出現的機 率表示，圖形上以點狀的密疏表示電子在核外 空間中出現機率的高低，此點狀圖稱為電子雲 圖，如下圖1s電子雲圖：,1s電子雲圖,4,原子軌域的大小, 理論上，原子內的電子活動空間可以延伸至無 限遠，因此無法定義原子軌域的大小。實際上 ，較廣為接受的原子軌域大小的定義是由原子 核往外延伸至電子總出現機率為90%的空間範 圍。 有些教材定義電子總出現機率95%的空間範圍 為原子軌域大小，而電子總出現機率95%的空 間範圍則大於90%的空間範圍。,5,氫原子1s軌域,(r 的單位為波耳半徑 ao， ao = 0.529 ),氫原子1s軌域波函數, 氫原子的所有軌域均可以數學函數表示，這些 數學函數稱為氫原子軌域波函數。,6,氫原子1s軌域電子出現最大機率半徑,最大機率半徑 r = 1 ao,機率函數 P(r) = 4pr2(Y1s)2 = 4r2e-2r,最大機率半徑為,7,最大機率半徑 r = 1 ao,8,氫原子1s軌域電子總出現機率半徑,機率函數 P(r) = 4pr2(Y1s)2 = 4r2e-2r,90%: r 2.7ao,9,氫原子1s軌域電子總出現機率半徑,機率函數 P(r) = 4pr2(Y1s)2 = 4r2e-2r,90%: r 2.7ao 95%: r 3.2ao,2.7ao,3.2ao,10,氫原子1s軌域電子總出現機率半徑,機率函數 P(r) = 4pr2(Y1s)2 = 4r2e-2r,90%: r 2.7ao 95%: r 3.2ao 99%: r 4.2ao,2.7ao,3.2ao,4.2ao,11,原子軌域的主殼層, 原子軌域分為n = 1、2、3、4、等正整數主 殼層(早期科學家以K、 L 、M、N、等符號 表示主殼層)，最大n值為的正整數。 。 原子軌域主殼層n值愈大，能量愈高，其電子 在核外空間的主要活動範圍離原子核愈遠。,12, n主殼層又分為n個副殼層，副殼層依序以s、 p、d、f、等符號表示。 n = 1的主殼層，只有一種副殼層，以1s表示 ，又稱為1s原子軌域，簡稱1s軌域。 n = 2的主殼層則有二種副殼層，以2s及2p表 示，又稱為2s及2p軌域。 n = 3主殼層則有3s、3p、及3d三種副殼層軌 域。,原子軌域的副殼層,13, n = 4主殼層有4s、4p、4d、4f四種副殼層軌 域。 n = 5主殼層有5s、5p、5d、5f、及5g五種副 殼層軌域，其他主殼層以此類推。,14,副殼層原子軌域數目, s、p、d、f、副殼層依序有1、3、5、7、 個能量相等的原子軌域。,15,s副殼層原子軌域形狀, s副殼層只有一個軌域，稱為s軌域，其電子在 空間出現機率為球形，即與原子核等距離的位 置(球面)，電子出現的機率相同。,16,p副殼層原子軌域形狀, p副殼層有三個能量相等的軌域，其電子在空間 出現機率為啞鈴形，這三個p軌域具方位性稱為 px、py及pz原子軌域。 px原子軌域的電子在空間中出現機率最大的位置 在x軸座標上，而py及pz電子最大出現機率分別在 y及z軸座標上。,17,d副殼層原子軌域形狀, d副殼層有五個能量相等的軌域，其電子在空間 出現機率有兩種形狀，如下圖：,18,f副殼層原子軌域形狀, f副殼層有七個能量相等的軌域，其電子在空間 出現機率有兩種形狀，如下圖：,19,原子軌域的演進,20,ao(波耳半徑) = 0.529 ,氫原子的電子能量能階化,21,氫原子軌域距離函數圖,22,氫原子軌域距離機率圖,23,原子軌域殼層及軌域數目,24,單電子原子(氫)及多電子原子軌域, 單電子與多電子原子軌域的種類及數目相同， 原子軌域能量能階化。, 多電子原子因電子間排斥力，使得同一主殼層 之不同副殼層軌域能量不同。, 氫原子只有一個電子，無電子間排斥力，因 此同一主殼層內之不同副殼層軌域能量相同 ，但不同主殼層軌域能量不同。,25,單電子原子(氫)及多電子原子軌域能階,26, 量子力學的原子軌域觀念建立後，科學家由 光譜分析發現電子有兩種狀態，這兩種電子 狀態為電子的不同自轉方向，即順時針與逆 時針自轉，這兩種電子自轉產生相反方向的 磁場(或稱為磁量) ，如下圖：,電子自轉,27,電子組態, 原子內電子於原子軌域的分布情形，稱為電 子組態。 原子最低能量的電子組態，稱為基態電子組 態。 原子之基態電子組態需遵循遞建原則(aufbau principle) 、包立不相容原則(Pauli exclusion principle) 、及洪德定則(Hunds rule)。,28,遞建原則(aufbau principle), 在不考慮原子核內中子數目，元素原子的建構 方式為依序在原子核內加入一個質子，同時在 核外加入一個電子形成，稱為遞建原則(aufbau principle) 。 原子內質子與電子數相同，為電中性；原子核 內質子數，稱為原子序。原子序不同元素，性 質不同。 電子先填入低能量軌域，然後依序往高能量軌 域填入。,29,包立不相容原則 (Pauli Exclusion Principle), 科學家發現每一個原子軌域最多只能容納兩個 電子，但這兩個電子的自轉方向需相反，稱為 包立不相容原則。 包立不相容原則比較簡單的定義為，每一個原 子軌域最多只能容納兩個自轉方向相反的電子 。 填入兩個電子的軌域，淨電子自轉磁量為0，此 為自然法則。,30,一個軌域能填入三個電子？, 當然不行，因為違反自然法則，理由如下： 1. 電子自轉只有順時針及反時針方向兩種，沒 有其他可能的自轉方式。 2. 電子自轉方向相反才能配對於同一軌域，配 對電子淨磁量為0。,此現象可以兩塊長條磁鐵為例說明，兩塊長條磁鐵需相反極才能互相吸引配對。,31,洪德定則(Hunds Rule),洪德定則有數種不同的定義： 1. 電子填入能量相同的副層軌域時，電子先分別 填入不同軌域，當副層軌域各填入一個電子後 ，電子再配對填入副層軌域至所有副層軌域各 填入兩個電子。如碳及氧原子的原子軌域電子 組態： 6C：1s22s22px12py1 (或1s22s22px12pz1, ) 8O：1s22s22px22py12pz1 (或1s22s22px12py22pz1, ),32,電子填入能量相同的副層軌域時，電子組態 具最多不成對電子時，能量最低。如： 7N：1s22s22px12py12pz1 (三個未成對電子) 電子填入能量相同的副層軌域時，電子組態 具最大電子自轉磁量時，能量最低。,33,為什麼Cr及Cu的電子組態比較特殊,原因： 4s與3d軌域能量差很小，4s軌域能量僅略低 於3d軌域。 當過渡金屬原子的3d及4s軌域電子均達到半 滿或全滿時，能量較低。,Ar4s13d5,(而不是Ar4s23d4),Ar4s13d10,(而不是Ar4s23d9),Cr:,Cu:,34,過渡金屬形成離子為什麼先移走(