《原子结构说》课件

原子结构说探索物质的最小构成单元揭示物质性质和变化的奥秘DH投稿人：DingJunHong课程大纲第一部分：原子的发现原子的定义和历史道尔顿原子模型汤姆森的"布丁石"模型普拉克的黑体辐射和量子论罗瑟福的"原子核"模型波尔的原子轨道模型第二部分：电子的基本性质电子的电荷和质量电子的波粒二象性量子力学的基本原理薛定谔方程及其应用第三部分：原子轨道结构量子数和轨道分类原子轨道的排布规律1s、2s和2p轨道的特点Pauliexclusion原理第四部分：原子的电子构型原子电子构型的表示价电子和内层电子电子构型与元素性质电子云图的应用1.原子的发现原子是物质最小的基本单位，但古希腊人已经开始思考物质的本质。1德谟克利特提出“原子”概念，认为物质是由不可分割的粒子组成的。2亚里士多德反对原子理论，认为物质可以无限分割。3道尔顿提出原子学说，用实验验证了原子的存在。道尔顿的原子学说奠定了现代化学的基础，但当时人们对原子的结构还一无所知。汤姆森的"布丁石"模型汤姆森的模型汤姆森是一位英国物理学家，在1897年发现了电子。他提出了原子模型，将原子描述为带正电的球体，其中均匀分布着带负电的电子。布丁石模型该模型将原子比喻为布丁，正电荷像布丁一样，而电子像布丁中的梅子一样分散在其中。普朗克的黑体辐射和量子论黑体辐射是物理学中一个重要的研究领域，它描述了物体在不同温度下辐射能量的规律。普朗克通过对黑体辐射的研究，提出了量子论，认为能量不是连续的，而是以离散的量子形式存在的。量子论的提出彻底改变了人们对物理世界的理解，它不仅解释了黑体辐射现象，也为现代物理学的许多分支奠定了基础。罗瑟福的"原子核"模型1911年，物理学家欧内斯特·卢瑟福通过α粒子散射实验，提出了新的原子模型，即"原子核"模型。实验表明，大部分α粒子穿过金箔，少数α粒子发生了较大偏转，甚至反弹回来，说明原子内部存在一个带正电、质量集中的核心，即原子核，而电子则围绕原子核运动。卢瑟福模型解释了原子内部的结构，并为后续量子力学的发展奠定了基础。然而，该模型无法解释原子光谱的规律。波尔的原子轨道模型波尔的原子模型认为电子只能在特定的轨道上运动，这些轨道被称为“电子轨道”。每个电子轨道都具有特定的能量，电子只能在这些能量之间跃迁，不能占据轨道之间的空间。这个模型成功地解释了氢原子的光谱，但无法解释更复杂原子的光谱。2.电子的基本性质1电子的电荷和质量电子的电荷为负电荷，质量为9.10938356×10-31千克。2电子的波粒二象性电子具有波粒二象性，既表现出波的特性，又表现出粒子的特性。3量子力学的基本原理量子力学是描述微观世界运动规律的理论体系，解释了电子运动的特性。4薛定谔方程及其应用薛定谔方程是量子力学中的一个基本方程，可以用来描述电子的运动状态。电子是构成原子的基本粒子之一，对原子结构和化学性质起着至关重要的作用。电子的电荷和质量电子带负电，电荷量为-1.602×10-19库仑。电子质量约为9.109×10-31千克。这是所有已知基本粒子中最小的质量之一。电子的波粒二象性11.光波的粒子性光具有波动性，表现为衍射和干涉现象。同时，光也具有粒子性，表现为光电效应和康普顿效应。22.电子的波动性电子束也能够发生衍射，例如，电子束通过晶体时会发生衍射，产生干涉条纹。33.德布罗意假说德布罗意假说认为，一切物质都具有波粒二象性，粒子具有波动性，波具有粒子性。44.物质波物质波的概念是量子力学的重要基础，它揭示了物质世界的波粒二象性。量子力学的基本原理量子化量子力学指出能量、动量等物理量只能以离散的、量子化的形式存在。波粒二象性物质具有波动性和粒子性，这取决于观察方式。不确定性原理无法同时准确测定一个粒子的位置和动量。叠加态量子系统可以同时处于多种状态的叠加，直到被测量才坍缩为一个确定状态。薛定谔方程及其应用1薛定谔方程的意义描述原子中电子的运动状态，解释化学键的形成和物质的性质。2方程的应用计算原子中电子能级预测化学反应速率解释物质的光谱性质3实际应用半导体、超导体、激光技术等领域。3.原子轨道结构量子数描述原子轨道性质的四个量子数：主量子数(n)、角动量量子数(l)、磁量子数(ml)和自旋量子数(ms).轨道分类根据角动量量子数(l)分为s、p、d、f等不同类型的轨道，它们的形状和能量各不相同。轨道图原子轨道图直观地展示了不同轨道形状和能量之间的关系，有助于理解电子在原子中的分布。量子数和轨道分类主量子数(n)描述电子能级，数值越大，能级越高。角量子数(l)描述电子轨道的形状，取值范围为0到n-1。磁量子数(ml)描述电子轨道在空间中的取向，取值范围为-l到+l。自旋量子数(ms)描述电子的自旋方向，取值为+1/2或-1/2。原子轨道的排布规律11.能量最低原理电子首先占据能量最低的原子轨道，例如1s轨道是能量最低的，所以首先被电子填充。22.洪特规则在同一能级的原子轨道中，电子尽可能地单独占据每个轨道，且自旋方向相同。33.泡利不相容原理在一个原子中，不可能存在四个量子数完全相同的两个电子，即每个原子轨道最多只能容纳两个电子，并且自旋方向相反。1s、2s和2p轨道的特点1s轨道1s轨道为球形，能量最低，电子密度最高。原子中只有一个1s轨道，它可以容纳两个电子，最多可容纳两个自旋方向相反的电子。2s轨道2s轨道也为球形，但比1s轨道大，能量更高，电子密度更低，且有两个球形节点，表示电子在该区域出现的概率为零。2s轨道可以容纳两个电子。2p轨道2p轨道为哑铃形，能量比2s轨道高，电子密度也更低，且有一个节面。2p轨道共有三个，分别为2px、2py和2pz，它们沿x、y、z轴方向伸展。每个2p轨道可以容纳两个电子。泡利不相容原理基本原理泡利不相容原理指出，同一个原子中，不可能存在两个电子具有完全相同的四个量子数。应用该原理解释了原子的电子构型，影响着元素的化学性质和物质的性质。4.原子的电子构型定义与表示电子构型指的是原子中各个电子在各个能级上的排布方式。用符号表示原子核外电子的排布，如氢原子的电子构型为1s1，表示氢原子核外只有一个电子，它处于1s轨道上。价电子价电子是指位于原子核外层电子层上的电子，它们参与化学反应，决定着元素的化学性质。内层电子内层电子是指位于原子核外层电子层之内的电子，它们相对稳定，一般不参与化学反应。电子构型与元素性质原子电子构型决定着元素的化学性质，如元素的周期性和元素的族性质。例如，同周期元素的最外层电子数相同，具有相似的化学性质，如第一周期中的氢和氦。原子电子构型的表示电子排布式电子排布式用数字和字母符号表示每个能级上的电子数，例如，1s22s22p6表示氦原子的电子排布。轨道图轨道图用圆圈或方框表示原子轨道，用箭头表示电子自旋方向，箭头向上表示自旋向上，箭头向下表示自旋向下，例如，氢原子的轨道图是1s↑。电子层结构示意图电子层结构示意图用圆圈表示原子核，用圆圈外的点表示电子，每个圆圈代表一个电子层，电子层数即主量子数，例如，锂原子的电子层结构示意图是K层（2个电子）L层（1个电子）。价电子和内层电子价电子最外层电子，参与化学反应内层电子原子核内层电子，通常不参与化学反应电子构型与元素性质元素周期律电子构型影响元素的化学性质，解释了元素周期律。周期表中，同一族的元素具有相同的价电子构型，导致它们拥有相似的化学性质。化学反应性原子最外层的电子（价电子）决定了元素的化学反应性。价电子易于参与化学反应，形成化学键，影响元素的氧化态和化学反应的类型。电子云图的应用电子云图可以帮助我们更好地理解原子中电子的运动状态，并预测化学键的形成和物质性质。通过电子云图，我们可以直观地看到电子在原子核周围的分布情况，以及它们在不同能级上的概率密度。例如，我们可以利用电子云图来解释原子的化学性质，例如，为什么钠是活泼金属，而氯气是活泼非金属。我们还可以通过电子云图来预测分子的形状和极性，以及反应的活性和方向。结语及思考题回顾与总结我们