•19世纪初,英国科学家道尔顿提出近代原子学说,他认为原 子是微小的不可分割的实心球体; •1897年,测试电子的荷质比,英国科学家汤姆生发现了电子; •1911年,卢瑟福(Rutherford)α粒子散射实验,提出行星式 原子模型。如根据经典电磁理论,绕核做加速运动的电子要向 外辐射电磁波,电磁波的频率等于电子绕核旋转的频率等。 不能回答的两个问题: 原子线状光谱 原子的稳定性 名称λ/nm 410.2 434.1 486.1 656.3 1.1氢原子光谱和玻尔理论 一、氢原子光谱 光电管 狭缝 棱镜 投影 红外 紫外 可见光 1883年,巴尔麦波长经验公式;氢光谱波长符合下列关系式:1913年,里得堡频率经验公式;氢光谱频率符合下列关系式: ν=C/λ,n为整数,B为常数 里得堡常数R=3.2891015 1.2玻尔理论•1900年,Plank提出量子概念,能量象物质微粒一样是不连续 的,能量包括大量微小分子的能量单位称为量子。物质吸收或 发射的能量是量子整数倍。 •1913年,27岁丹麦科学家提出以下原子模型,成功解释了氢 原子光谱 10 波尔原子模型 11 一、玻尔理论主要内容 1.核外电子运动取一定的轨道,在基态轨道上电子不吸收也不放 出能量。 2.一定轨道上的电子具有一定的能量,该能量只能取某些由量子 化条件决定的正整数倍的值。 10179 (eV=1.60210-19 式中k,h,e均为常数,m为电子质量,Z为核电荷数推导出氢原子核外轨道能量: 基态:n=1, E=-13.6eV 激发态:n=2, eV 12二、解释 (1)原子可稳定存在,在基态时不放出能量(n=1) (2)线状光谱:电子受到激发,从基态跃迁到高能级(激发态), 当电子从高能级(E ),以光子的形式释放能量。 10179 10289 常数3.2891015 与里得堡常数完全一致 13 图8.2 氢原子光谱产生示意图 10289 λ/nm410.2 434.1 486.1 656.3 14 三、玻尔理论得失 成功之处:1.指出了原子结构量子化特征 2.成功的解释了氢原子光谱 不足之处:1.未完全冲破经典力学范畴(固定轨道),只是加上一 些人为的量子化条件 2.无法解释原子光谱的精细结构 1.3微观粒子的波粒二象性 一、光的二象性 1905年爱因斯坦光子说:E=hv,普朗克常数h=6.62610 -34 J.S -1 相对论: E=mc 右边表示波动性(波长、频率):干涉、衍射现象。15 二、德布罗意的预言(微观粒子的波粒二象性) 1924年法国的De.Broglie大胆提出电子、原子等实物微观粒子也 具有二象性, 这种波叫物质波或德布罗薏波 例:已知电子质量m=9.1110 -31 Kg,其速度为110 72810 728 1011 10626 3134 1927年Davisson和Germer电子衍射实验:证明电子的波动性电子发 金属箔电子束 16 三、海森堡测不准原理 测不准原理是微观粒子波粒二象性的必然结果,1927年德国 Heisenberg提出微观粒子测不准关系式: X为微观粒子位置测不准量,v为微观粒子速度测不准量。 宏观物质:已知了运动方程就可确定唯一时刻物体的位置与速度, 对微观粒子,由于其运动的二象性不可能同时准确地测知其位置 和动量。 例:质量为50g的子弹,运动速度变为310 m.s-1 ,若速度测不准 量为原速度的0.01%,则其位置的不准确值为: 3442 1010 1050 10 626 3134 424 1010 1011 10626 原子半径为10-10 数量级。17 说明:对宏观物质来说,测不准情况是微不足道的。ΔX和 的值均小到可以被忽略的程度,即宏观物体的位置和动量是 可以同时准确测定的。 测不准关系反映了微观粒子的运动特征,再次说明微观粒子不能用经典力学来处理; 测不准关系并不是说微观粒子的运动是虚无缥缈的,不可认识的,而对微观世界的微观规律有了更全面的认识。 8.1.4核外电子运动状态的描述 假设电子束很小,电子一个一个地从阴极灯丝飞出。开始电子无 规则分布无法预言下一个电子的出现位置。时间无限延长,开始 出现衍射环,电子出现的几率表现为波动性。 波函数(Ψ):描述微观粒子的运动和粒子在空间某范围内出现 的几率密切相关。波函数又称原子轨道,波函数可用作图方式表 1819 1926奥地利科学家薛定谔提出微观粒子的波动方程: E:总能量;V:势能;m:电子质量; h:普朗克常数;x,y,z:空间直角坐标 上述方程的解(可不作解释): (1)坐标变换:球坐标(r,φ,θ) (2)分离变量:Ψ(r,φ,θ)=R(r)Y(φ,θ)= R(r)称为径向部分,Y(φ,θ)称为角度部分 可解出E和波函数Ψ,其数学解很多,有些不一定合理,为得到 合理解必须引入三个参数(n,l,m),三者都取其整数称之为量 20二、四个量子数 1.主量子数(n) 意义:描述原子中电子出现几率最大区域离核的远近,或者n 决定电子层数;n是决定电子能量高低的主要因素。 n取值 正整数符号 .角量子数意义:确定原子轨道的形状,在多电子原子中,和主量 子数一起决定电子能量。 l取值 n-1符号 形状球形 哑铃形 花瓣形 21 3.磁量子数(m) 意义:决定原子轨道在空间的伸展方向(取向),磁量子数m 与能量无关,n、l相同而m不同的轨道,能量相等,称为简并 轨道。 取值:m 1/2,表示自旋方向。 22 原子轨道 每层 轨道数 电子 每层电子数 23综上所述: n,l,m一组量子数可以决定一个原子轨道的离核远近、形状 和伸展方向。例如由n=2,l=0,m=0所表示的原子轨道位于核外 第二层,呈球形对称分布即2s轨道;而n=3,l=1,m=0所表示的 原子轨道位于核外第三层,呈哑铃形沿z轴方向分布,即3P 一组量子数可以决定一个电子的运动状态,在一个原子中不可能有两个相同运动状态的电子同时存在。 薛定谔方程解出原子轨道举例: 1,0,0轨道:1s 2,0,0轨道:2s 2,1,0轨道:2p 3,2,0轨道:3d z2 24 三.函数的径向分布和角度分布 1波函数的径向分布图 1s2p 2s 252.波函数的角度分布 注意波函数的角度分布的对 称性和正负号 .几率密度和电子云电子云的概念: 是电子运动的统计解释,电子在核外空间出现几率密度分布的 形象化描述。波函数的平方Ψ 表示几率密度(单位体积内电子出现的几率),电子云即Ψ 的具体数学图形。