无机化学化学反应一般原理.ppt

1、第一章 化学反应一般原理,化学反应所涉及的问题包括： 反应判据 反应限度 反应速度 反应机理 属于化学热力学范畴；属于化学动力学范畴。 本章主要从反应能量变化的研究开始，讨论反应的方向和限度，然后再考虑反应的快慢。 仅涉及一些基本知识和思考的方法，重点在于实际应用。 热力学简介 它是研究能量转换过程中所遵循规律的一门学科。于19世纪中叶，蒸汽机的发明和应用，研究热和机械功之间的转换关系形成，后来研究范围推广到各种能量之间的相互转换中。 特点： 1、基础是两个经验定律； 2、结论具有统计意义：是讨论大量质点的平均行为，不涉及物质的微观结构和过程机理。,局限性：不能讨论过程如何进行和进行的快慢；

2、结论不能说明过程进行的机理和快慢。,热力学一些专门术语 体系(系统)：研究对象。 环境：与体系紧密联系的部分。 体系分类：敞开体系、封闭体系和隔离(孤立)体系 状态：体系不再随时间变化的情形（平衡态） 状态函数：描述体系状态性质的函数（物理量） 状态函数特征： 状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。 热量：发生变化时，体系与环境之间因温差传递的能量形式。它与变化相关联。规定：体系从环境吸热为正。 功：除热以外的其他能量传递形式。规定环境对体系做功为正。 内能：体系内部能量总和热力学能。 热力学第一定律能量守恒 即： Q = U W,能量最低原理与自然现象 1-1自发过程 一定条件下，

3、无需外力作用能自动进行的过程。 “自发”不含“快速”之意 “非自发”不等于“不可能”,第一节 化学反应方向 可逆反应在某条件下，反应方向如何判断？,1-2化学反应热效应，反应焓变 1.反应热 一定温度下，只对抗外压作膨胀功时，反应吸收或放出的热量。 恒容反应热 QV=U 恒压反应热 QP=H 2.焓（H）新物理量 物质的又一种能量形式。 H U + PV 如何理解 QP=H,恒温恒压下，反应物、产物各自有不同的焓。当反应物的焓比产物的焓高时，由反应物转变为产物，就要释放出那多余的部分(H)，以热量的形式释放。 H = H产物 H反应物 H0 QP0 吸热 H0 QP0 放热 H N2+3H2

4、H H 2NH3,3.Hess定律 反应一步完成的热效应等于分步进行的各步热效应之和。 反应的热效应只与始终态有关，与变化途径无关。 小结： 条件相同的反应或聚集状态相同的同种物质才能相消或合并。 反应式乘（或除）以某数，相应的热效应也要同乘（除）以该数。,4、热化学方程式（H表示反应热） 思考： 中学的热化学方程式与用H表示的热化学方程式有何差异？ H的单位为KJ/mol，mol-1表示什么？ 对同一反应，反应是书写不同，H值有无变化？ 代表是么？ 5、标准态物质状态的参比基准线 规定：标准压强下物质的确切聚集状态。 注 对温度没有规定。 比较 气体标准状态。,说明： 、气体的标准态：P =

5、 1.013105 、溶液中溶质的标准态：标准压强下，溶质的浓度为 1mol/L, 即 C =1mol/L 、液体和固体的标准态： P下的纯物质。 6、反应热的计算 、原则Hess定律 问题 能否通过较少的实验数据获得任意化学反应的热效应？ 分析 反应 A + B C + D H = H 产物 - H 反应物 绝对法难确定H ，可用相对法解决,、标准生成焓fHm 定义：温度T、标态时，由指定单质生成1mol某物质（以化学式表示）的焓变。 说明 指定单质：多为元素的最稳定单质，状态亦指定。 生成反应：指定单质反应生成1mol生成物的过程。 推论： 指定单质fHm =0 fHm非绝对值 熟悉元素的

6、指定单质、物质的生成过程。 H, Na, K, C, O, N, F, Cl, Br, I 写出生成过程：CO2 , MgO, KBr, NaI,问题 已知物质的fHm ，如何计算反应的H？ 设计,思路 过程 由各指定单质直接生成产物； 过程 由各指定单质先生成反应物，然后 反应物再转化为产物 必有：过程热效应 = 过程热效应 公式 H =fHm 产物 - fHm 反应物,1-3标准态时反应的方向,许多放热反应为自发过程： 如：3Fe(s) + 2O2(g) Fe3O4(s) H =1120KJ 2H2 + O2 2H2O(g) H =483.6KJ 但有些吸热过程也能自发进行： 如：常温常压

7、下H2CO3(aq) H2O() + CO2(g) 该反应H= +19.3KJ，但自发进行。 为什么 仔细考察这类过程有共同的特点：混乱程度增大。 所以，体系的混乱度也对过程的方向有影响： 有序到无序利于自发，反之不利于自发。,1、熵S,表征体系组成微粒分布混乱程度的函数。 S值越大，混乱度越大，有序性越差。 规律：熵值 、固体液体气体 、混合物纯净物 、S随温度升高增大 热力学第三定律： 各种纯化学物质的最完整晶体，在0K时熵值为零粒子的热运动完全停止，内部排列达到最有序程度。即S0K=0 设： A0K ATK S = ST S0 = ST ST为绝对值，称绝对熵。,2、标准熵,定义：1mo

8、l纯物质在标准态时的熵值。ST 单位：Jmol-1K-1 比较 fH 与 ST ST 为绝对值， fH为相对值； 指定单质fH =0，而ST 0。 3、 S计算 与H 计算原则、方法一样。 S = S产物 S反应物 分析：前述自发吸热过程都是S0 故 自发过程的方向受两大因素制约： S、H,小结, H 0 ， S 0 自发； H 0 。 S0， 非自发。 H 0 ， S 0 H 0 。 S 0， 美Gibbs提出：恒温恒压下，H和S可综合成一个新的函数变量，记为G称Gibbs自由能变量。 关系： G =HTS G =H TS 4、自由能G（又一新能量形式） 意义不讨论。, 最小自由能原理： 恒

9、温恒压下 G 0 自发； G 0 非自发 G 0 标态自发； G 0 标态非自发 由关系G =H TS 假设H 、S不随温度变化，可估计自发反应进行的温度范围。 G 计算（与H相似） 、由 fG标准生成自由能计算 、由G =H TS 计算 本节小结： 介绍了化学热力学的初步知识，主要讨论了焓、熵、自由能等状态函数，其意义不深究，解决了反应方向的判据。重点在于应用： 、 G、H、S计算 、用G判断自发反应方向。,例1：据美国化学及工程新闻报道，在常温常压下，利用某种催化剂由水与氮气反应制取氨。设想可能是下列反应吗？ 2N2(g)+6H2O(l)=4NH3(g)+3O2(g) fHm 0 286

10、46 0 ST 191 70 192 205 例2：能否用下列反应合成酒精？ 4CO2(g)+ 6H2O(l)= 2C2H5OH(l)+7O2(g) fHm 393 286 278 0 ST 214 70 161 205,第二节 反应限度 化学平衡,反应方向确定后，反应进行到什么程度才停止呢？ 2-1 反应限度的判据 1、能量判据 分析 恒温恒压下，根据最小自由能原理，反应之所以自发进行，是因为G0 。 随着反应进行，必有G产增大，G反降低。故有G 0趋势。 当G=0时，反应失去推动力，宏观上反应“不再进行”，即自发反应进行到G=0而“停止”。 反应限度的能量判据： G=0,比较 高中知识对可

11、逆反应，最终有正=逆，正反应单位时间内消耗的反应物必然为逆反应所补偿，宏观上各组分的量不再随时间而变，达到化学平衡。 正=逆为反应限度的质量判据。 2、化学平衡反应的限度 恒温恒压下，反应达到正=逆或G=0时的状态 化学平衡建立的条件： 恒温恒压， 正=逆 G=0 平衡建立的标志： 各组分的数量不再随时间而变。,化学平衡的特征（定性）： 动态平衡。 是恒温恒压封闭体系中可逆反应进行的最大限度或最终状态。 问题化学平衡的定量特征,平衡组成之间的关系？ 3、化学平衡定律 活度商（反应商）Qi 反应 aA + bB cC + dD, Vant Hoff恒温方程式： G=Go+RTlnQi 平衡时，

12、G=0 Go= -RTln(Qi)平 分析 该式将反应的标准自由能变与平衡时各物质的组成关系联系起来了。 式中，R,T,Go均为常数， (Qi)平必为常数。写为Ko 平衡常数质量作用定律 一定温度下，反应达到平衡，产物浓度以反应方程式计量系数为乘幂的乘积与反应物浓度以计量系数为乘幂的乘积之比为常数。 一定温度下，每个平衡反应都有它自己特征的平衡常数，这是化学平衡的定量特征。, Ko的性质、意义： 性质：它仅为温度的函数，与浓度无关，不随平衡组成而变，与达到平衡的途径无关。 意义：反应了平衡混合物中产物所占的相对比例，它很好的反映出反应进行的程度。 表明了一定温度下反应平衡的条件： Q = Ko

13、 平衡 Q Ko 反应自右向左进行 Q Ko 反应自左向右进行 Ko 与 Q异同： 都对应相同的反应式，但Q为任意态下的值，ko为平衡时的值。 平衡常数的表示法及书写规则 思考：“合成氨反应在500时的平衡常数为0.0001”说法。,2-2多重平衡规则K的组合,一定温度下，若反应可表示为多个分反应之和或差，则该反应平衡常数等于各分反应平衡常数之积或商。 即平衡常数与达到平衡的途径无关。 分析Go= -RTlnKo 若：总反应=反应1+反应2 Go总=Go1+Go2 RTlnKo =RTlnKo1RTlnKo2 KO=KO1KO2 注 各反应必须是同一温度，各物质集聚状态相同才能组合。,2-3

14、应用平衡计算 内容 ko的确定及平衡组成的有关计算 1、K的确定 .根据Go= -RTlnKo .多重平衡规则 .实验测定 2、计算平衡组成 平衡转化率：简称转化率 平衡时已转化的某反应物的量与转化前该物质的量之比。 还有离解率、分解率之说 它也反映了反应进行的程度,例：已知反应CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g) T=1473K时Kc=2.3，求： 当CO2、H2起始浓度均为0.01mol/L 当CO2起始浓度为0.01mol/L，H2起始浓度为0.02mol/L 两种情况下。CO2的转化率。 小结： K和转化率都可表示反应进行的程度，但转化率与反应物起始浓度和反应温度有关，K

15、而仅为温度的函数 注意解题步骤。,补充题：已知水煤气反应在1000K时K0=1.0，若密闭反应罐中通入1.013105Pa水汽与足量的红炭反应。求平衡时各气体的压力和水汽的转化率。,2-4 平衡移动,化学平衡为动态平衡，当改变平衡条件，使G0，平衡被破坏。 平衡移动：反应从旧平衡点转变到新平衡点的过程 浓度、压力、温度等因素都可使平衡发生移动。 分析： G=Go+RTlnQi 且Go=RTlnK =RTlnk +RTlnQi =RTln(QiK ) 讨论恒温下 当QiK G0 正向移动至Qi*K QiK G =0，平衡不移动 QiK G0，逆向移动至Qi#K,仅改变温度，旧平衡 T1 QiK1

16、 改变温度至T2 QiK2 平衡被破坏 移动至 Qi*K2 关键是K如何改变 1、浓度的影响 定量计算 例 CO+H2O=CO2+H2 T1073 K,密闭容器中2mol CO和H2O混合，平衡时CO转化率为50%。若再加入3mol H2O，问平衡能否维持？ 新平衡时CO的转化率为多少？ 实际应用 利用廉价原料或不断移走产物，以提高某反应物的转化率。,2、压力的影响 定性改变压力，可导致体积的变化，而影响化学平衡。较复杂。 对无气体参与的固液反应体系，几乎无影响 对有气体参加的反应压力的变化，可能有影响。 分析反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 平衡时,PV = nR

17、T 仅改变体积 PV-1 若改变体积为原来的m倍，则P=Pm-1,改变体积为原来的m倍，则总压及各物质均为旧平衡的m-1倍。 则：,Qp=Kp(1/m)(c+dab) 令n=c+dab = Kp (1/m)n 讨论 若n=0 反应前后气体分子数无变化，改变体积Qp=Kp不影响平衡。 若n0 当n0 0m1即总压增大，QpKp 逆向移动 m1 即总压减小， QpKp 正向移动 当n0 0m1即总压增大，QpKp 正向移动 m1 即总压减小，QpKp 逆向移动,3、温度的影响 K是温度的函数，改变温度，K变，平衡被破坏。 分析 Go=RTlnK Go =Ho TSo 若忽略温度对Ho 和So的影响

18、 处理：lnK SoRHoRT 讨论： 4、催化剂对化学平衡的影响 结论 催化剂只改变反应速度，对已达到平衡的反应，加入催化剂，同等程度改变正逆反应速度，故对平衡无影响。 即催化剂不能改变平衡状态。 总结 Le.Chatelier原理 改变影响平衡的某一因素，平衡就沿着减弱这种影响的方向移动，直至新平衡。,第三节 化学反应速度,计算 常温反应2H2 + O2 2H2O(l) 的平衡常数。 思考该条件实际反应情况与反应趋势。 说明反应速度与热力学之间没有直接的联系。 3-1 反应速度的表示 1、定义：一定条件下，反应物转变为产物的快慢。 2、表示：单位时间某物质的浓度变化。 注意：可用不同物质的

19、浓度变化表示反应速度； 其数值不一定相等，但意义相同，有关系 单位：mol/Ls 对大多数反应，物质浓度随时间的变化不是呈线性关系故有平均速度和瞬时速度之分,3、速度测定 平均速度 瞬时速度：实验测定物质浓度随时间变化的数 据，处理曲线某点切线的斜率。 问题为什么反应速度千差万别？ 3-2 速度理论简介碰撞理论 要点：反应进行的先决条件：分子相互碰撞； 有效碰撞：发生反应的碰撞； 活化分子：发生有效碰撞的分子，它比一般分 子的能量高。一定条件下，分子能量分布一定。 活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分 子的平均能量之差。(Ea) 意义：由反应物转变为产物所要逾越的“能量障碍”。,活化能越大

20、，反应逾越的能量障碍越大，反应速度越小。 如反应N2+3H2 2NH3 Ho=92.38KJ/mol Go =33.28KJ/mol Ea=326KJ/mol 所要逾越的“能量障碍”很大。 常温常压自发，但Ea高，活化分子数少，速度极小。,根据碰撞理论讨论：增大反应速度措施 增大单位时间内分子碰撞总数； 增大碰撞总数中有效碰撞的百分数。 3-3影响反应速度的外部因素 浓度、压强、温度、催化剂 一、浓度（压强）的影响 定性分析： 浓度（压强）增大，单位时间内分子碰撞总数增多，有效碰撞增加，速度增大； 定量处理 速率方程式：反应物浓度与反应速度的数学关系式。 反应 aA(g) + bB(g) cC

21、(g) + dD(g) VCACB= k CACB,说明 k 为比例常数，称速率常数 、为反应分级数， +为反应总级数 反应级数：反映了浓度（压力）对速度的影响程度。 速率常数的意义和性质 分析当反应物浓度均为单位1时 V=k 、一定温度下， k值只取决于反应本性，不同反应k不同， k反映V的内因。 、 k 值不随浓度、压力而变，与温度、催化剂有关 、 k 单位与反应级数有关。 强调 反应级数与反应计量系数并非一回事，不一定相符合。 反应级数是实验值，可为整数、分数、小数。 所以对一般反应，级数不能直接从计量系数导出。 要深入了解浓度对反应速度的影响，必须涉及反应经历的具体历程。（本课程不讨论

22、）,二、温度的影响 升高温度，加速反应，早就被人所知。 定性分析 浓度不变，分子总数不变，温度升高，部分分子获得能量，变成活化分子，即活化分子百分数增加，有效碰撞增加，反应速度加快。 定量 Arrhenuis公式： k=A-(Ea/RT) 或nk= nA(Ea/RT) A 常数，称频率因子或指前因子 Ea实验活化能 R气体常数 表明： k与T呈指数变化关系，T微小的变化， k就有较大变化。计算时注意单位换算。 思考 对不同反应， k随温度的变化规律。,三、催化剂的影响 概念 改变反应速度，自身在反应前后的质量和化学组成不变的组分。 正、负催化剂；酶、触媒、防老剂等。 催化剂对V的有效影响是浓度

23、、温度无法比拟的。 研究表明 催化剂通过改变反应途径，改变反应活化能实现对反应速度的影响，它参与了反应。,催化剂特性 选择性； 不能起动反应，不能使非自发反应发生 不能改变反应的平衡常数,本章总结 解决了化学反应所涉及的问题： 反应判据 反应限度 反应速度 反应机理 线索（思路） 反应原理综合应用（选讲） 实例分析 水煤气变换条件分析 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 反应条件： 投料比：CO : H2O=1 : 58； 总压：57105Pa； 温度：多段处理（高温变换，低温出料）,方法 1、方向判断及反应自发进行的温度范围确定； 2、改变转化率的条件确定； 3、改变反应速度

24、的条件确定； 4、其他考虑的因素。 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 反应有关的热力学数据： H=41KJ S =42.4 JK-1 G =28.5KJ 常温常压反应自发。 自发反应温度范围 T H/S 700 从平衡移动角度分析 K随温度升高而减小，即CO平衡转化率降低（H0）； 增加水汽量可提高CO转化率； n=0，改变压力对平衡无影响。,从反应速度角度考虑 温度升高，速度增大，常温该反应速度小； 总压增加，速度增大，可加速达到平衡； 催化剂使用，提高反应速度； 增加水汽量可提高反应速度。综合反应条件： 解决冲突，考虑经济核算及操作控制。 投料比：CO : H2O=1 :

25、 58，过多水汽温度难控制。* 总压：57105Pa 温度：多段变换处理。 高温变换，低温出料： 高温提高速度，迅速建立平衡，然后降温平衡移动提高转化率。,第三章 氧化还原反应,引言什么是氧化还原反应？ 第一节 基本概念 认识过程 氧化结合氧的过程 还原失去氧的过程 氧化失去电子过程 还原得电子的过程 问题如何认识反应：H2+Cl22HCl 一、氧化数（态、值） 1、定义：元素的一个原子在纯化学物种中的特定形式电荷数。 特定性 “特定形式电荷数” 服从下列规则,纯化学物种的实际电荷数等于其组成元素的氧化数之和 一般情况下，元素在化合状态中的氧化数规定不为零，处于周期表左下方元素的氧化数为+，右

26、上方的为； 化合状态，F为1；大多数含氧化合物中O为2，H除金属氢化物外，为+1； 元素在分子间化合物中的氧化态与其在对应小分子中的一样。 注 上述为计算元素氧化数的原则；规定将正负号置于数的前面。 氧化态亦简称价态，但它与化合价概念不同。 二、氧化还原反应对立的统一体 定义：某些元素的氧化数发生改变的反应。 氧化氧化数升高的过程 还原氧化数降低的过程,注 氧化剂、还原剂、氧化、还原、被氧化、被还原、氧化数变化、电子得失等概念及关系。 三、氧化还原反应方程式配平（自学） 原则：质量守恒、电量守恒。(氧化数法和离子电子法) 规律介质产物的一般规律 酸中出水，碱中出水，水中出酸或碱 反应物多氧 酸

27、性 加H+ H2O 碱性 加H2O OH- 反应物少氧 酸性 加H2O H+ 碱性 加OH- H2O 第二节 电极电势（位） 引言引起氧化数变化的原因是什么？,一、氧化还原电对 一个氧化还原反应包含氧化、还原两过程，故拆分为两半反应。例 Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu 氧化反应： Zn Zn2+ + 2e 还原反应： Cu2+ +2e Cu 每个半反应表明了某元素高低不同氧化态之间的转化关系 氧化型 + ne 还原型 正向为还原，逆向为氧化，它们彼此依存，相互转化，关系与共轭酸碱对一样。称为氧化还原电对（电对）。 电对符号：氧化型还原型 小结每个氧化还原反应至少有两个电对，分别称为氧化

28、剂电对和还原剂电对。 氧化剂氧化剂电对的氧化型充当 还原剂还原剂电对的还原型充当,二、氧化还原反应与原电池 反应：Zn + H2SO4(稀) ZnSO4 + H2 用三种装置实现上述反应,1. 原电池：借助自发反应直接提供电能的装置。 例：Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu 组成的Daniel电池 原则上一个自发的氧化还原反应都可通过适当的方式获得电能。,原电池： 正极得到电子流的极 负极提供电子流的极 2. 组成原电池的条件 自发反应G0 氧化和还原反应分别在两处进行； 两极的电解质溶液必须沟通。 3. 原电池的表示电池符号书写规则 还原剂电对写在左边，构成负极半电池； “|或”表示分界

29、面，“”表示盐桥； 应注明溶质的浓度、气体的分压； 当电对中无固体电导体时，加惰性材料作电导体。 例：Daniel电池符号 Volta电池符号,小结 原电池由正负两个半电池组成，分别由电池反应的两个电对构成。 负极半电池提供电子流，由电池反应中的还原剂电对充当。 电池反应中的氧化剂在正极。 三、电极电势及其测定 电极电势电极的电位，是体系的性质之一，为状态函数，其绝对值难测定。 1、比较的基准标准氢电极 电极符号：Pt | H2(P) H+(1M) 规定：298K标准氢电极的电位为零,2、标准电极电势 将标准氢电极固定作为负极半电池，其他电极（标态）作正极，构成原电池。 则：=(+)()= (

30、+) 例：测Zn2+Zn的 电池：() Pt | H2(P) H+(1M)Zn2+(1M) | Zn (+) 注有酸表和碱表之分(A、 B) 又称还原电位； 值与电极写法无关； 仅适用于水溶液。 四、电极电势的意义和应用 为还原电位，即发生还原反应，故其电位的代数值越大，该电对中氧化型的氧化能力越强。,1. 意义：表征了电对中氧化型的氧化能力和还原型的还原能力。 2. 应用： 氧化、还原能力的判断 金属活动顺序表。 判断氧化还原反应自发进行的方向。 0 = (+)() 强氧化型1+强还原型2 弱氧化型2+弱还原型1 “对角线方向相互反应”规则（自己思考） 例：在含Cl、Br、I混合液中，选用何

31、种氧化剂只氧化I为I2 判断反应产物； 前提不考虑反应速度，水溶液中，标准态。,反应限度 问题电池电动势与热力学的自由能变有何联系？ G=Wf(有用功) 若只作电功，则 -Wf=C=nF G=nF G=nF 标态下，G=nF 又 G=RTnK RTnK =nF 由可计算K 例：借助 确定AgCl的Ksp AgCl(s） Ag+Cl- 第三节 影响电极电势的因素 讨论实验室制取氯气反应MnO2+Cl2 说明 要受到外界因素的影响(仅讨论浓度、压力),一、能斯特方程式 半反应：Fe3+ + e Fe2+ G=G + RTnQ =G + RTn(Fe2+Fe3+ ) 又 G=nF，G=nF 这里=

32、= nF =nF + RTn(Fe2+Fe3+ ) = + (RTnF)n(Fe3+Fe2+ ) = + (RTnF)n(氧化型还原型) 注Nerst方程式应用的温度恒定；一般为298K 式中的氧化型和还原型为参与电极反应的所有物种 二、应用 1. 氧化剂、还原剂浓度对的影响 定性分析,例：已知Cu+Cu的=0.52v，KspCuCl=10-6; 求：CuClCu的 2. 酸度对的影响 对有H+、OH-参与的电极反应，溶液酸度的变化对有影响。 PH电势图：将恒温恒浓下， PH与的关系作图。 纵坐标为，横坐标为PH，其关系必为一条直线，截距为，斜率为-A0.05915n A为H+的计量系数 分析

33、线上方为氧化型的优势区，线下方为还原型优势区，线上为平衡状态。（不要求） 应用预测物质在水中的稳定区域（不要求）,3. 元素电势图 若元素有多种氧化态，则可组成多个电对，将各电对的关系以图表方式表示，称元素电势图。 规定：按氧化数从高低顺序排列。 如：氯元素 A,分析 元素电势图中物种左边的数值表征其还原能力，右边数值表征其氧化能力。,应用： 判断某物质能否发生岐化反应 原则： 左 右 该物质发生岐化反应（标态） 计算某电对的 例：计算氯元素电势图中ClO3Cl2电对的,第四章 原子结构,引言化学变化是分子间原子的重新组合。要深入理解化学反应的实质，掌握元素及其化合物的性质，就必须了解原子的结

34、构。 方法 轻因重果，为我所用。 第一节 原子结构的复杂性 一、星式原子模型 1897年发现电子； 1911年Rutherford根据离子散射实验结果，提出星式原子模型；,评述奠定了正确认识原子结构的基础；但根据电磁学：原子将毁灭，所产生的光谱应为连续光谱。 光谱：光通过分光镜后形成的色带（谱线）。 连续光谱：色带无明显的分界线，为连续波长光。 线状光谱：谱线是分立的，有明显的分界。 二、近代原子模型玻尔理论 1、氢光谱 在可见光区有四条分立谱线；=bn2(n24) =R(1n12 1n22) 碱金属原子的光谱也有类似规律。 2、Bohr理论 要点：,电子在符合量子化条件的轨道上绕核运动，这些

35、轨道称为稳定轨道，电子在稳定轨道上运动不释放能量； 轨道离核越远，能量越大； 关系式：E=2.1791018n2 基态：电子尽可能处于能量最低轨道的状态； 激发态：获得能量，电子跃迁到能量高轨道的状态。 脱离供给能量体系，激发态不稳定，电子将从高能级回到较低能级，以光子形式放出能量。 光子学说：E=h 对氢光谱及原子结构的解释。 简评是结构理论的重大突破，但对原子结构复杂性仍认识不够。,三、电子的波粒二象性 波动性：表征：波长、频率、衍射干涉等； 粒子性：速度、质量、动量等。 光子学说启发，法国de Broglie设想电子具有波动性。很快被电子衍射实验所证实。 可见，高速运动的电子，在原子中的

36、运动规律必然与宏观物体不同。 测不准原理Heisenberg XPh2 第二节 核外电子状态的描述 一、原子轨道 Schrdinger方程,说明方程的解非具体数值，而是一函数关系； 有很多数学解； 须同时引入三个限制条件，即三个量子数， 才具有确定的物理意义；换句话说，一组量子数确定后，对应唯一解和相应的能量确定，该电子的运动状态确定。 1、原子轨道与波函数 每个特定解nm表示电子运动的一稳定状态，借用“轨道”名称，称为原子轨道。 2、量子数n、m限制条件 取值规则（制约关系） n：自然数； ： n-1，即0，+1，+2 n-1； m：|m| ，即0，1，2 。,n主量子数 意义：表示电子离核的远近（统计意义）；是决定电子能量的主要因素，常将n决定的能量状态称为电子层(主层）。 角量子数 意义：确定原子轨道的形状，在多电子原子中是决定电子能量的次要部分。称为电子亚层或能级。 能量关系： 单电子体系：仅由n决定； 多电子体系：由n和共同决定。 m磁量子数 意义：决定原子轨道在空间的伸展方向，不影响电子能量。,s 原子轨道伸展方向,说明、简并轨道能量相同的轨道； 、m有几个值，就有几个轨道。 二、电子云统计观点 形象说明原子轨道。 1、几率：电子在空间出现的机会；