大学化学基础：原子结构
大学基础化学,原子结构,考点与考题
原子结构考点一：什么是原子轨道？08）原子轨道就是原子核外电子运动的轨道，这与宏观物体运动的轨道含义相同（）09）核外电子运动的波函数即为原子轨道（）考点二：波函数的图像10)磁量子数m=0的轨道都是球形的轨道（）考点三：量子数的取值规律及其对应06）f原子轨道的角量子数l为（），f原子轨道在空间内可有（）个伸展方向。
07）09)下列各组量子数的组合中错误的是（）A .3,2,0 B2,2,1 C4,1,0 D 3,1,-1 (分别对应nlm)07）n=2,l=1,m=0的原子轨道的符号是（）;n=4,l=0,m=0的原子轨道符号是（）n=5，l=2，m=0的原子轨道符号是（）；n=4，l=3对应的压成是（）08）一个确定的原子轨道，需要用哪些参数？09）10)下列量子数中，合理的一组是（）A.3,0,1B.2,2,0C.4,3,-4D.5,2,212）描述原子核外电子运动的量子数有（）考点四：轨道能量06）09）在多电子原子中，核外电子的能级只与主量子数n有关，n越大，能级越高（）改：在有些原子中，核外电子的能级只与主量子数n有关，n越大，能级越高（）06）氢原子的2s能级和2p能级的能量相比，2s（）2p，4s与3d相比3d（）4s.06）对氢原子来说，其原子轨道能级顺序为1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d.( )08）已知多电子原子中，下列各电子具有如下量子数，其中能量最高的为( )A.3,0,0B.2,0,0C.3,2,2D.3,1,1考点五：核外电子排布顺序06）某元素的原子处在基态时，3d亚层有2个电子，该元素的原子序数为22（）06）价电子构型分别为4d105s1、4s24p5、3s23p6和3d74s2的四种元素，其元素符号依次分别为（）( )( )和( )06）原子序数79的元素，其原子的核外电子排布式为（）06）原子的最外层只有一个电子，它的次外层角量子数为2的亚层内电子全充满，满足此条件的元素有（）种 A.1 B.2 C.3 D.408)10）12）原子中电子在排布时应遵循（）（）（）10）某元素的最外层有2个电子，其主量子数等于4，在次外层l=2的原子轨道电子数为0.则该元素的原子序数为（）；用原子实表示的原子核外电子数排布式是（）考点七：价电子最外层电子最高氧化态12）某些原子的价层电子构型如下，其中氧化值最高的是（）。
大一上学期基础化学知识点
大一上学期基础化学知识点化学作为一门重要的自然科学，是大学化学专业的核心课程之一。
在大一上学期，学生们将接触到化学的一些基础知识和概念。
本文将从原子结构、元素周期表、化学键和化学方程式等方面，介绍大一上学期基础化学的知识点。
1. 原子结构原子是物质的基本构成单位，由带正电荷的原子核和带负电荷的电子组成。
原子核中含有质子和中子，电子绕原子核运动。
质子的电荷为正，中子无电荷，电子的电荷为负。
原子的质量主要由质子和中子决定，电子质量极小可以忽略不计。
2. 元素周期表元素周期表是由化学元素按照一定的规律排列而成的表格。
它按照元素的原子序数从小到大排列，同时将具有相似化学性质的元素排在同一行或同一列。
周期表的每个元素都有自己的原子序数、原子符号和原子量等信息。
大一上学期，我们需要熟悉常见元素的位置和一些主要信息。
3. 化学键化学键是原子之间的结合力，能够将原子紧密地连接在一起形成分子或晶体。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键等。
离子键是由正负电荷之间的相互吸引而形成的，共价键是轨道中电子共享形成的，金属键是金属元素中原子间电子云的共享。
4. 化学方程式化学方程式用化学式和化学符号表示化学反应的过程。
化学方程式中包含反应物、生成物和反应条件等信息。
化学方程式中的化学符号需用适当的下标和上标来表示元素和化学式中的原子数目关系。
同时，方程式中还需要平衡化学方程式，使反应物和生成物的质量和电荷数目相等。
5. 摩尔计算摩尔是物质的计量单位，用来表示物质中含有的基本单位个数。
摩尔的数量用阿伏伽德罗常数表示，约等于6.02×10^23。
在化学反应中，可以利用摩尔之间的关系进行计算，例如计算反应物消耗量、生成物产生量和反应物之间的比例关系等等。
6. 配位化学配位化学是研究配位化合物的组成、结构和性质的一门学科。
配合物由中心金属离子和周围的配体组成，通过配位键连接在一起。
在配位化学中，需要了解配体的种类、配合物的稳定性以及配位键的形成方式等知识。
大学《结构化学-原子的结构和性质》课件
对于每一个n值均有相应径向波函数
2Z 3 (n l 1)! 12 2 l 2l 1 Rn ,l ( ) [( ) ] e Ln l ( ) 3 n 0 2n[(n 1)!]
2Zr , n 0
2l 1 n 1 d d 2 l 1 n l Ln l e e 2l 1 n l d d
2 2 2 2 2 2 0
1 1 1 [ (sin ) ] ( , ) k ( , ) sin sin
2 2 2
——勒让德方程
将 Y ( , ) ( ).( ) 代入，整理得：
Sin 2 2 Sin k Sin m
3 2
Zr Z2 r 2 27 18 2 2 0 0 Zr e
m 1 im 1 i e cos m sin m 2 2 2
它们的线性组合也是方程的解，由此得到方程的实函数解：
2C C ( m m ) cos m 2 i2D sin m D ( m m ) sin m 2
2s 2p
Z 0 Z 0
Zr Zr 2 e 0 Zr e
20
20
3 2
Zr 0
3s 3p
Z 2 R 3 , 0 r 81 3 0 Z 4 R 3 ,1 r 81 6 0 4 R 3 , 2 r 81 30
Θ(θ) 方程的解：
2 1 d m 由原方程得： (sin ) k 0 2 sin d sin
大一基础化学教程知识点
大一基础化学教程知识点化学是一门研究物质的组成、性质以及变化规律的学科，作为理工科的基础学科之一，大一基础化学课程是学生在大学期间接触到的第一门专业课程之一。
本文将对大一基础化学教程的一些重要知识点进行介绍，帮助学生更好地理解和掌握化学的基础概念和原理。
1. 原子结构1.1 元素和原子：元素是由一类具有相同原子数的原子组成的，而原子是构成物质的最基本的微粒，由原子核和电子云组成。
1.2 原子结构：原子核由质子和中子组成，质子的电荷为正，中子没有电荷。
电子围绕原子核运动，电子的电荷为负。
1.3 原子序数和质量数：原子序数代表元素中质子的数目，质量数代表元素的质子和中子的总数。
2. 元素周期表2.1 元素周期表的组成：元素周期表按照原子序数的递增排列，分为周期数和族数。
周期数代表原子层次，族数代表元素的化学性质。
2.2 元素周期表的特点：周期表按照一定的规律将元素的性质分类，具有周期性和周期分组的特点。
3. 化学键和分子3.1 化学键的种类：化学键是原子之间的相互作用，常见的化学键有离子键、共价键和金属键等。
3.2 分子的概念：分子是由两个或两个以上原子通过化学键连接而成的微粒。
4. 化学反应4.1 化学反应的定义：化学反应是指物质之间发生化学变化的过程，包括反应物、生成物和化学方程式等。
4.2 化学方程式的平衡：化学方程式必须满足质量守恒和电荷守恒的原则，可以通过平衡反应物和生成物的系数来达到平衡。
5. 配位化合物5.1 配位化合物的定义：配位化合物是由一个中心金属离子和若干个配体离子或分子通过配位键相连而成的化合物。
5.2 配位数的概念：配位数是指中心金属离子周围配体的数目。
6. 化学平衡6.1 化学平衡的概念：化学平衡是指在封闭系统中，前后反应物和生成物的摩尔数之比保持不变的状态。
6.2 平衡常数和反应速率：平衡常数反映了化学平衡的偏向性，反应速率决定了化学反应的快慢。
7. 酸碱理论7.1 酸碱的定义：根据不同的酸碱理论，酸碱有不同的定义，常见的有酸碱电离理论和酸碱中心理论。
大学化学原子结构习题及答案
1。
评 述 下 列 叙 述 是 否 正 确, 如 有 错 误, 试 予 以 改 正。
（1) 主 量 子 数 n = 3 时, 有 3s 、3p 、3d 三 个 原 子 轨 道；(2) 四 个 量 子 数 n 、l 、m 、m s 都 是 用 来 描 述 原 子 轨 道 的。
1.解：（1） 错 误。
应 有 3s 、3p 、3d 三 个 亚 层 和 3s ，3p x ，3p y ，3p z ，322 d x y -，3 d xy ，3 d xz ， 3 d yz 和 32 d z， 共 九 个 轨 道。
(2） 错 误。
量 子 数 n 、l 、m 是 用 来 描 述 原 子 轨 道 的，而 m s 只 描 述 电 子 自 旋 方 向。
、2. 下 列 关 于 原 子 轨 道 的 叙 述 是 否 正 确？ 如 不 正 确 试 予 以 改 正:(1） 主 量 子 数 n = 1 时， 有 自 旋 相 反 的 两 个 原 子 轨 道;(2) 主 量 子 数 n = 4 时， 有 4s ，4p ,4d ,4f 四 个 原 子 轨 道;(3) 磁 量 子 数 m = 0， 对 应 的 都 是 s 原 子 轨 道。
2.解：(1） 不 正 确。
n = 1 时， 只 有 1s 亚 层， 也 只 有 一 个 1s 原 子 轨 道， 其 中 最 多 可 容 纳 自 旋 方 式 相 反 的 两 电 子. （2) 不 正 确.n = 4 时 可 能 有 4s 、4p 、4d 、4f 亚 层, 原 子 轨 道 数 目 分 别 为 1、3、5、7， 所 以 可 以 有 16 个原 子 轨 道。
（3） 不 正 确。
原 子 轨 道 空 间 图 象 取 决 于 角 量 子 数 l ，只 有 l = 0，m = 0 时 为 s 原 子 轨 道， 而 l ≠ 0，m = 0时 都 不 是 s 原 子 轨 道。
3. 对 某 一 多 电 子 原 子 来 说 ,(1） 下 列 原 子 轨 道 3s 、3p x 、3p y 、3p z 、3d xy 、3d xz 、3d yz 、3d z 2、3d x y 22- 中， 哪 些 是 等 价（简 并） 轨 道？（2） 具 有 下 列 量 子 数 的 电 子， 按 其 能 量 由 低 到 高 排 序， 如 能 量 相 同 则 排 在 一 起（ 可 用“<"、“=” 符 号 表 示）:（A ） 3、2、1、+ 12; (B ） 4、3、2、— 12; (C ） 2、0、0、+ 12; (D ） 3、2、0、+ 12; (E) 1、0、0、— 12； （F ） 3、1、1、+ 12。
大学化学基础知识点
大学化学基础知识点化学是一门研究物质的组成、结构、性质以及变化规律的科学。
在大学化学中，我们将深入学习许多基础知识点，这些知识点不仅是进一步学习化学相关专业课程的基石，也对我们理解生活中的化学现象和解决实际问题具有重要意义。
一、原子结构原子是化学变化中的最小粒子。
了解原子结构对于理解化学性质至关重要。
原子由原子核和核外电子组成。
原子核包含质子和中子，质子带正电荷，中子不带电。
原子的质子数决定了其元素种类，而质子数与中子数之和则是原子的质量数。
核外电子围绕原子核运动，处于不同的能层和能级。
能层用字母K、L、M、N 等表示，能级则用 s、p、d、f 等表示。
电子在原子中的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
二、元素周期表元素周期表是化学中最重要的工具之一。
它按照原子序数递增的顺序排列元素，并呈现出周期性的规律。
同一周期的元素，从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族的元素，从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素的性质，如化合价、原子半径、电负性等，都与它们在周期表中的位置密切相关。
通过元素周期表，我们可以预测元素的性质，了解元素之间的相似性和递变性。
三、化学键化学键是将原子结合在一起形成分子或晶体的作用力。
离子键是由阴阳离子之间的静电引力形成的，通常在金属与非金属元素之间形成。
共价键则是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
金属键存在于金属晶体中，是由金属阳离子和自由电子之间的相互作用形成的。
此外，还有氢键等次级键，虽然强度较化学键弱，但对物质的性质也有重要影响。
四、化学热力学化学热力学研究化学反应过程中的能量变化。
热力学第一定律指出，能量是守恒的，在化学反应中，反应物的总能量与生成物的总能量之差就是反应的热效应。
焓变（ΔH）是衡量化学反应热效应的重要物理量。
热力学第二定律则涉及到反应的自发性。
熵（S）是用来描述体系混乱度的概念，在孤立系统中，熵总是增加的。
大学无机化学经典课件：原子结构
L
M
N
O
P…
35
2. 角量子数（l）： 确定电子运动空间
形状的量子数 l 的取值 ：0，1 ，2，3，…，n-1
n
l
1
2
3
4
…
n
0,
0， 1，
0， 1，
0
电子亚 层符号
0， 1
1， 2
2， 3
2，…,n-1
s
s， p
s， p，d
s， p，d, f
36
l =0， s 亚层， 球形
l =1， p 亚层， 亚铃型
粒子具有波粒二象性的假设。并预言了高速运动的电子的
物质波的波长
= h / P = h / mv
1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍 射实验，证实电子具有波动性。
二、 波函数与原子轨道
1.
海森堡的测不准关系 ：
测不准原理说明了微观粒子运动有其特殊的
规律，不能用经典力学处理微观粒子的运动，而 这种特殊的规律是由微粒自身的本质所决定的。
率成正比
11
E = h
式中 E 为光子的能量， 为光子的频率，h 为 Planck
常数，其值为 6.62610-34 Js。物质以光的形式吸收或放
出的能量只能是光量子能量的整数倍。 电量的最小单位是一个电子的电量。 电量是量子化的。量子化是微观领域的重要特征，后面我
我们将以上的说法概括为一句话，在微观领域中能量、
为自然数，且 n – 1 l
由解得的 R ( r )、 ( ) 和 ( ) 即可求得波函数
( r，， ) = R ( r ) ( ) ( )
34
大学入学化学知识点总结
大学入学化学知识点总结一、化学基础知识1. 原子结构原子是构成物质的最基本单元，由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，电子绕着原子核运动。
原子是化学元素的基本单位，每个元素由一种原子组成。
2. 元素周期表元素周期表是化学家们对各种元素进行了总结和分类的产物。
元素周期表依据元素的原子序数排列元素，能够清晰地展现元素之间的周期性规律和性质。
3. 化学键化学键是原子之间的连接，根据共用电子数的不同，可以分为离子键、共价键和金属键。
4. 化学反应化学反应是化学变化的过程，分为合成反应、分解反应、单质与化合物的反应、酸碱中和反应等。
5. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质的氧化态发生变化的化学反应。
6. 物质的状态物质的状态包括固态、液态和气态，不同状态的物质具有不同的性质和特点。
7. 酸碱盐酸是指具有酸性的物质，碱是指具有碱性的物质，盐是酸和碱中和而成的产物。
8. 化学计量化学计量是指化学反应中物质的质量关系、物质的物质关系等。
9. 化学式和化合价化学式是指用原子符号表示化合物元素种类和原子数量的一种记号方式，而化合价是元素在化合物中的氧化态。
10. 化学平衡化学平衡是指在化学反应中，反应物和生成物的浓度或物质的量之间的比例保持不变的状态。
11. 酸碱平衡酸碱平衡是指在溶液中，酸碱物质之间的相互转化的过程。
12. 锂电池原理锂电池是一种利用锂金属或锂化合物作为正极材料的电池，它主要包括正极、负极、隔膜和电解液等组成部分。
13. 化学反应速率化学反应速率指的是在单位时间内化学反应中的物质转化量。
14. 氧化还原电位氧化还原电位是指物质在氧化还原反应中所具有的电化学活性的性质。
15. 配位化学配位化学是指过渡金属化合物中，配位子和中心金属离子之间的相互结合作用。
16. 化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率和反应机理的科学。
17. 化学反应热力学化学反应热力学是研究化学反应热效应和热平衡的科学。
大学化学 -原子结构知识点整理
大学化学 | 原子结构知识点整理●1.化学史●2.量子力学对原子结构的描述及薛定谔方程●1.薛定谔方程的解——波函数●直角坐标的x,y,z三个变量转换为极坐标r,θ,φ三个变量●2.四个量子数●(1) 主量子数n●意义●原子中电子出现概率最大区域离核的远近，决定电子层序●取值●n=1,2,3,…正整数●光谱学符号●K,L,M,N,O,P,Q表示电子层●能量●单电子原子体系●只由n决定●多电子原子体系●由n和l共同决定●(2) 角量子数l●意义●决定电子空间运动的角动量、原子轨道or电子云的形状●取值●对于一定的n值●l=0,1,2,…,(n-1)（共n个值）●光谱学符号●s,p,d,f,g……●能量●多电子原子体系●由n和l共同决定●(3) 磁量子数m_l或m●意义●原子轨道or电子云在空间的伸展方向●取值●对于给定的l●m_l=0,±1,±2,…,±l●（共2l+1个值）●在此亚层共有2l+1个取向●表示●每一个取向相当于一个原子轨道●能量●对于同n同l●伸展方向不同的原子轨道能量相同●(4) 自旋量子数m_s●意义●表示电子自旋方向有两种●取值●+\frac{1}{2}或-\frac{1}{2}●表示●↑和↓表示两个相反方向自旋的电子●总结● n、l、m三个量子数确定一个原子轨道，可标记为Ψ_n,_l,_m●n、l、m 和m_s 四个量子数决定电子运动状态●在单电子原子体系中，主量子数n决定电子能量●在多电子原子体系中，n和l共同决定电子能量●根据四个量子数的取值规则，每一电子层中有最多可容纳电子总数：第n层为2n^2●3.波函数及相关图形●波函数（原子轨道）● R_n ,_l(r)括号里面是自变量●波函数的径向部分●表示波函数随电子到核的距离r发生的变化● Y_l,_m(\theta,\varphi)●波函数的角度部分●表示波函数随\theta和\varphi发生的变化●原子轨道角度分布图●Y_l ,_m(θ, φ)-(θ, φ)图●判断原子轨道对称性是否匹配、可否形成共价键●电子云角度分布图●|Y_l,_m|^2(θ, φ)-(θ, φ)图●电子云径向分布图●D(r)=4πr^2R^2_n,_l(r)●D(r)对r作图：表示半径为r的球面上电子出现的概率随r的变化。
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结
一、原子结构和元素周期律
1. 原子结构概述：原子的组成、原子核和电子的性质。
2. 元素周期律：周期表的组成、周期和族的特点。
二、化学键和化合价
1. 化学键：离子键、共价键和金属键的概念和特点。
2. 化合价：原子的单、双、三、四价以及过渡元素的化合价。
三、晶体结构和晶格常数
1. 晶体结构：离子晶体和共价晶体的结构特点。
2. 晶格常数：晶体的晶胞、晶格常数和晶面的表示方法。
四、溶液与溶解度
1. 溶液的概念和组成：溶剂和溶质的概念。
2. 溶解度：溶解度与温度、压力和溶剂种类的关系。
五、配位化合物
1. 配位数和配位键的概念。
2. 配位化合物的命名规则和结构特点。
六、酸碱理论
1. 酸和碱的定义和性质。
2. 酸碱中和反应和酸碱指示剂的使用。
七、化学反应和化学平衡
1. 化学反应的速率和平衡状态。
2. 化学平衡的平衡常数和影响平衡的因素。
八、电化学
1. 电解和电解质的概念。
2. 电池的构成和电动势的计算。
以上是大学无机化学的主要知识点总结，希望对您有所帮助。
如需了解更多详细内容，请参考相关教材或课程资料。
原子的结构和元素周期表
原子的结构和元素周期表原子是构成物质的基本单位，是化学反应的基础。
了解原子的结构对于理解化学性质和反应机制非常重要。
本文将介绍原子的结构以及元素周期表的重要性和应用。
一、原子的结构原子由核和电子构成。
核包含着质子和中子，而电子则绕核运动。
质子具有正电荷，中子没有电荷，电子具有负电荷。
质子和中子构成了原子的核，而电子则分布在核的周围的能级上。
原子的质子数就是它的原子序数，通常用字母Z表示。
例如，氢的原子序数是1，氧的原子序数是8。
质子数决定了原子的化学性质和元素的种类。
电子的数目与原子的质子数相等，因此正常情况下原子是电中性的。
电子分布在以核为中心的能级上，不同的能级容纳的电子数有限，一般来说，第1能级最多容纳2个电子，第2能级最多容纳8个电子，第3能级最多容纳18个电子。
二、元素周期表元素周期表是根据原子的质子数和电子排布规律组织的表格。
它将元素按照原子序数的增加顺序排列，相邻的元素具有相似的化学性质。
元素周期表的每一行称为一个周期，目前总共有7个周期。
周期的长度是根据电子能级的填充顺序决定的。
每一个周期的结束都意味着一个新的能级开始填充电子。
元素周期表的每一列称为一个族，目前总共有18个族。
族决定了元素的主要化学性质，一般来说，同一族的元素具有相似的化学反应和化合价。
周期表上的元素用符号表示，例如氢元素的符号是H，氧元素的符号是O。
每个元素的方格中通常还包含了元素的名字和相对原子质量。
三、元素周期表的重要性和应用元素周期表是化学研究和应用的基础。
它提供了化学元素的有序排列，可以帮助我们更好地了解元素的性质和规律。
通过元素周期表，我们可以快速了解元素的基本性质，包括原子半径、电负性、离子化能和电子亲和能等。
这些性质有助于我们预测和解释化学反应的过程和结果。
元素周期表还对于研究元素的同位素、同系物和同族反应具有重要意义。
通过周期表，我们可以找到同一族的元素，从而推断它们在反应中的相似性和差异性。
此外，元素周期表还指导着我们对新元素的发现和研究。
大学化学相关知识点整理
大学化学相关知识点整理一、化学基础1. 原子结构：原子核、质子、中子、电子；原子序数、原子量、同位素、元素周期表。
2. 化学键：离子键、共价键、金属键、范德华力。
3. 化学反应：化学反应的条件、化学反应的类型、化学反应方程式、化学平衡、动力学。
4. 离子反应：酸碱反应、氧化还原反应、沉淀反应、配位反应、脱水反应。
5. 分子结构：分子结构的种类、共价键的构成和性质，分子中间的力的种类和作用。
有机分子的构成。
二、无机化学1. 周期表：元素周期表的组成、元素的周期性、元素的物理和化学性质。
2. 成键和离键：金属与非金属原子之间的成键和离键，金属离子的稳定性。
3. 酸碱性：酸碱定义、酸碱度的计量、酸碱的性质。
4. 离子反应：离子反应的条件和类型，常见的化学反应和化学方程式，酸、碱、氧化还原反应。
5. 物质的性质和应用：无机物质的性质和应用，如酸、碱、盐等。
三、有机化学1. 有机分子结构：有机分子结构的种类、命名方法和物理性质。
2. 烃化学：烃的结构、命名方式和性质，炔烃、烯烃、烷烃。
3. 氧化还原反应：氧化反应和还原反应的基本概念和定义、氧化还原反应是基础的化学反应类型，醇的氧化、烷基的卤化。
4. 其他基本反应类型：取代反应、加成反应、消除反应等。
5. 典型官能团的化学性质：羧基、醛基、酮基和酯基的化学性质。
四、物理化学1. 热力学：物质的热力学状态、热量、熵、自由能等热学量，一般热力学定律；热力学计算的热化学数据。
2. 化学平衡：动态平衡及其条件，酸碱平衡、溶解度平衡，均相反应，不同态反应。
3. 化学动力学：反应速度、速率常数、反应机理、触媒，一、二、三、零级反应。
4. 热力学和化学动力学的关系：反应热和反应速度之间的关系、反应活化能和反应速率的关系。
5. 界面现象和表面化学：溶液、固体和气体之间的相互作用、表面的物理和化学性质。
五、分析化学1. 分析化学的基本概念：分析化学的分类、定量分析和定性分析的基本方法和应用。
大一无机化学课件第八章原子结构
8.1.3 Bohr原子结构理论
Plank量子论(1900年)： 微观领域能量不连续。
Einstein光子论(1903年)： 光子能量与光的频率成正比
Ｅ＝h Ｅ—光子的能量 —光的频率
h—Planck常量， h =6.626×10-34J·s
Bohr理论(三点假设)：
①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；
4 N 0 4s 0
4s
1 4p 0,±1
4pz,4px,4py
2 3
4d 0,±1, ±2 4f 0,±1, ±2, ±3
4…dz…2 , 4dxz , 4dyz , 4dxy , 4dx2 - y2
n,l,m
原子的单电子波函数，又称原子 轨道波函数，例如：
n=1，l=0，m=0
1,0,0 1s , 即1s轨道；
dz2 , d xz , d yz , d xy , d x2 - y2 。
n
主 层
l
亚 层
m
原子轨道
1 K 0 1s 0
1s
2 L 0 2s 0 1 2p 0,±1
2s 2pz,2px,2py
3 M 0 3s 0
3s
1 3p 0,±1
3pz,3px,3py
2 3d 0,±1, ±2
3dz2 ,3d xz ,3d yz ,3d xy ,3dx2 - y2
玻恩的统计解释
对大量粒子来说，波强度大的地方表 示在该点出现的粒子多，波强度小的 地方表示粒子在该点出现的粒子少。 对一个电子来说，空间任一点波的强 度和粒子在该点出现的几率成正比。
玻恩(德) 1954获诺贝尔奖
物质波是几率波。电子的波性是和微粒粒子的统计 性联系在一起的。
大学化学课件---原子结构
微观粒子波粒二象性：微粒的波动性
1927年，戴维森(Davisson)等的电子衍射 实验证实了电子的波动性
当用很弱的电子流做衍射实验，电子是一个 一个地通过晶体发生衍射的。因为电子有粒 子性，开始只是落到照相底片的一个一个点 上，每次所落的点都不是重合在一起的。经 过足够长的时间，通过大量的电子后，得到 的衍射图呈现出波动性。若用较强的电子流 可在较短时间内得到同样的电子衍射环纹。
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微观粒子波与机械波不同之处
电子等微观粒子本身并不是波，电子的运动具有 波动性是对大量电子无数次行为统计的结果
波强度大的地方，电子出现的机会多；波强度小 的地方，电子出 现的机会少
概率波
机械波是介质的质点振动在空气中传播产生的; 电子等粒子的波不需要介质的传播,更不是介质质点振动 所产生的波
元素周期表
➢ 原子轨道以及电子云的形状
➢ 四个量子数n,l,m,ms的规定及物理意义 ➢ 鲍林近似能级图
➢ 核外电子排布遵循的三个原理
➢ 多电子原子核外电子排布 ➢ 外围电子层构型以及其与元素周期表的关系
➢ 元素基本性质如电离能、电子亲和能、电负性的周期性变化规律
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原子的概念及原子论（1）
古希腊德谟克利特提出的原子学说
原子组成---近代原子论建立
原子既不能创造，不能毁灭，也不能转变，所以 在一切化学反应中都保持自己原有的性质；
同一种元素的原子其形状、质量及各种性质都相 同，不同元素的原子的形状、质量及各种性质则
不相同，原子的质量(而不是形状)是元素最基本 的特征；
英国 道尔顿 不同元素的原子以简单的数目比例相结合，形成
同位素化学、 粒子物理学、放射化学等许多新学科，构成了整个
大学化学必备知识点
大学化学必备知识点化学作为一门重要的自然科学学科，对于大学理工科学生来说是必修课程之一。
大学化学课程内容丰富多样，其中有一些知识点是学习化学必不可少的基础知识。
本文将从基本概念到实验技巧，为大家整理出大学化学必备的知识点。
一、化学基本概念1. 原子结构：原子由质子、中子和电子构成，质子和中子位于原子核内，电子绕核运动。
原子的核电荷数等于电子数，为中性。
2. 元素：由具有相同原子序数（即原子核内质子数）的原子组成，可以通过化学符号（如H、O、C等）来表示。
3. 化合物：由两种或两种以上不同的元素以固定比例结合而成的物质。
4. 分子：具有独立存在和化学性质的最小粒子。
5. 物质状态：包括气体、液体和固体。
二、化学键与分子结构1. 价键：原子通过共用电子对结合形成分子的化学键。
2. 共价键：形成于非金属之间，共享电子对。
3. 离子键：形成于金属和非金属之间，电子从金属原子转移到非金属原子形成带电离子。
4. 金属键：金属中的原子通过共享电子云相连。
5. 分子结构：分子的空间排列方式，包括线性、平面和立体结构。
三、化学反应与平衡1. 化学方程式：化学反应的化学平衡表示方式。
2. 摩尔比：表示反应物和生成物之间的摩尔比例关系。
3. 摩尔质量：指一个元素或化合物相对分子或原子质量。
4. 反应速率：指单位时间内反应物浓度的变化。
5. 化学平衡：反应物和生成物数量达到一定比例的状态。
四、溶液与溶剂1. 溶解度：指在一定温度下，溶质在溶剂中溶解成饱和溶液的最大量。
2. 浓度：溶液中溶质的质量或摩尔量与溶剂质量或体积的比值。
3. 饱和溶液：在一定温度下，溶解度达到最大的溶液。
4. 离子溶液：在水中可以电离成离子的溶质。
5. 非离子溶液：在水中不能电离成离子的溶质。
五、化学实验技巧1. 实验室安全：化学实验时需注意实验室安全常识，包括戴安全镜、穿实验服等。
2. 试剂的使用：实验中需准确使用试剂，按照实验要求称量和混合试剂。
大学化学教案：原子结构与元素周期表
大学化学教案：原子结构与元素周期表1. 前言本教案旨在介绍和讲解大学化学中的原子结构和元素周期表的基础知识。
通过对原子结构和元素周期表的深入理解，提供给学生们在化学领域进一步探索和学习的基础。
2. 原子结构2.1 原子概述•定义原子及其特征；•介绍原子的组成部分：质子、中子和电子；•讲解质量数、原子序数、核电荷等重要概念。
2.2 质子、中子和电子2.2.1 质子•解释质子的性质；•探讨质子在原子核中的作用。
2.2.2 中子•阐述中子的性质；•讲解中子在原子核中的作用。
2.2.3 电子•简述电子的性质；•解释电荷、云模型以及泡利不相容原理。
2.3 原子模型2.3.1 德布罗意波动方程式•引出德布罗意波动方程式；•解释德布罗意波长的概念。
2.3.2 单电子原子模型•描述单电子原子模型；•讲解玻尔模型和量子数等核心概念；•探讨光谱线以及玻尔频率条件。
2.3.3 多电子原子模型•引入多电子原子模型；•解释轨道、能级、自旋以及洪特规则等关键概念。
3. 元素周期表3.1 元素周期表概述•消息元素周期表的起源与历史；•探究元素周期表的重要性和分类方式。
3.2 元素周期表的结构与特点3.2.1 周期和族•解释周期和组的概念；•揭示元素周期表中各个周期和族的特点和规律。
3.2.2 主要区域•分析主要区域，包括s、p、d、f区域；•阐述每个区域内元素的特点和重要性。
3.3 周期趋势与族间变化3.3.1 原子半径、离化能和电负性•讲解原子半径、离化能和电负性的概念；•揭示元素周期表中原子半径、离化能和电负性的变化规律。
3.3.2 电子亲和能和金属非金属特点•探究电子亲和能和金属非金属特点；•讲解元素周期表中电子亲和能和金属非金属特点的变化趋势。
4. 实验案例提供一些实验案例，通过实验展示原子结构与元素周期表的应用和相关实际问题的解决方法。
5. 总结总结本教案涵盖内容并强调原子结构及元素周期表的重要性。
鼓励学生进一步学习与研究化学领域，加深对化学知识的理解。
大学化学-原子结构
轨道全空
半充满
全充满
因为：对称性高，体系稳定。对简并度高的 d 、f 轨 道尤其明显。
Z=7, N： 1s2 2s2 2p3
Z 24 Cr：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Z 29 Cu： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2 2 6 2 6 10
1
多电子原子的能级
波函数、原子轨道
1、波函数（）
－就是薛定谔方程的解。
8 m ( E V ) 0 2 2 2 2 x y z h
2 2 2 2
量子力学中，要使所得 (x,y,z) 的解有特定物理意义， 中的n,l,m三个量子数必 须符合一定条件
n,l,m（x,y,z ）
大学化学—原子结构
大学化学——原子结构
核外电子运动状态的描述
经典波（如水波）： 可用波动方程来准确描述其运动轨迹。
具有波粒二象性的电子是否也有相应的波 动方程呢?
1926年，奥地利物理学家薛定谔，提出了著名的薛定谔方程
电子质量
波函数
2 2 2 8 2 m ( E V ) 0 2 2 2 2 x y z h
电 子 填 入 轨 道 次 序 ：
3、Hunt ( 洪特 ) 规则
（1） 能量相同的轨道上（等价轨道，n、l相同，m不
同）排布的电子尽可能自旋平行、分占m不同的轨道。
如p轨道上的3个电子，分占px，py和pz轨道，且自旋平行。
Z=7, N： 1s2 2s2 2p3
(2) 等价轨道全充满、半充满或全空时，最稳定。
可见，波函数就是描述核外电子运动状态的数学函数式。
原子轨道
量子力学中，把原子体系的每一个波函数称为一条 原子轨道。
原子结构知识点
原子结构知识点前言原子结构是化学中一个非常重要的概念，它解释了物质的性质和行为。
本文将重点介绍原子结构相关的知识点，包括原子的组成、结构和性质，希望能帮助读者更深入地了解原子的奥秘。
原子的组成原子是构成所有物质的基本单位，它由三种基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子带正电荷，中子是中性粒子，而电子带负电荷。
质子和中子位于原子核中，形成原子的核心，而电子则绕核壳层运动。
原子的结构原子的结构包括原子核和电子壳层。
原子核由质子和中子组成，电子围绕在原子核外部的不同能级壳层上运动。
原子核的直径约为电子壳层的万分之一，但其中包含原子99.9%以上的质量。
电子结构电子壳层的能级分为K、L、M、N等，每个能级壳层可以容纳不同数量的电子。
根据泡利不相容原理和居里原理，每个电子轨道最多容纳2个电子，且必须填满低能级轨道后才能填满高能级轨道。
原子物理性质原子的物理性质主要由其原子序数（核电荷数）和电子结构决定。
原子序数越大，原子核中的质子数目越多，电子结构也更加稳定。
原子的性质还受到元素化学属性的影响，如电负性、原子半径、离子半径等。
原子结构的应用原子结构不仅在化学领域有重要应用，还在物理、材料科学等领域发挥关键作用。
人们通过深入研究原子结构，可以设计新材料、开发新技术，甚至探索宇宙奥秘。
结语原子结构是一个精彩而复杂的领域，本文只是对其进行了简要介绍，希望读者在学习过程中能够继续深入探索原子结构的奥秘，拓展对自然世界的认识，为科学发展做出贡献。
以上就是有关原子结构知识点的介绍，希望能对你有所启发。
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原子结构
质子() 原子核（中） 原子 中子 电子（周围） (-)
§2.1 经典核模型的建立
1879 Crockes 英 发现阴极射线（电子流）
1897Thomson 英 测电子的核质比
Millikan 测电子质量 1911 卢瑟福 粒子散射实验提出原子有核模型
z
2
1 1 ( 2 2) n2 n1
波尔的原子结构模型成功地解释了氢原 子的光谱，但无法解释多电子原子的光谱， 也无法解释氢原子光谱的精细结构
§2.3 微观粒子的运动属性
一. 波粒二象性 1、光的波粒二象性 光的波动性：光在传播时体现。如干涉、衍射
光的粒子性：光与实物相互作用时体现。如辐射、 吸收、光电效应
h 6 -1 v 5.8 10 m s x m4
结论： 微观粒子的空间位置和运动速率是不能被 同时准确确定的。 核外电子运动的轨道是不复存在，不确定的。
例: 对于 m = 10 克的子弹，它的位置可精确到 x ＝ 0.01 cm,其速度测不准情况为：
h 4mx
所以找一个函数能描述电子出现几率的大小
………..近代量子力学的基础
波函数：描述波的运动状态的数学函数
例：两端固定的琴弦振动所形成的驻波的波 函数 Ψ(x) x
h
h = 6.626×10-34 J.s-1 Planck常数
Einstein的光量子假说（1905）
当光束和物质相互作用时，其能量不是连 续分布的，而是集中在一些称为光子（photon) (或光量子）的粒子上。光子的能量ε正比于光 的频率ν
h
h : Planck常数 Einstein 主要由于光电效应方面的工作而在 1921年获诺贝尔物理奖
E n 2.18 10
氢原子 Z=1
18
Z Z ( J ) 13.6 2 (ev) 2 n n
2
2
Z: 原子的核电荷数
(2) 电子运动的轨道离核越远，能量越高。当 电子处在能量最低的状态时，称为基 态。 当原子从外界获得能量时，电子可由离核 较近的轨道跃迁到离核较远的能量较高的 轨道上，这种状态称为激发态。
§2.2 氢原子光谱与玻尔氢原子模型
一、微观粒子能量量子化规律的发现（旧量子论）
Planck的量子假说（1900）： ① 物质吸收或发射的能量是不连续的，只能 是某一能量最小单位的倍数。这种能量的最 小单位称为能量子，或量子，即能量是量子 化的。
② 每一个量子的能量ε与相应电磁波（光波）的 频率ν成正比：
• 爱因斯坦通过普朗克常数(h)把光的波粒 二象性统一起来，揭示光的本质
能量
动量
E = hv P = h/λ
粒子性 波动性
频率
波长
E m c , E h c h 2 mc h p
2
P:体现粒子性
：体现波动性
2、实物粒子的波粒二象性 德布罗意假设和物质波:
1924 年，年仅32岁的法国理 论物理学家De Broglie 在光的波-粒 二象性的启发下，大胆假设：
二、氢原子的光谱 a).连续光谱(continuous spectrum) 太阳光 b). 线状光谱(原子光谱)(line spectrum) 原子光谱是不连续的，是线状的 氢原子可见光谱
Balmer 公式（可见光区谱线）
1 1 RH ( 2 2 ) 2 n
ν= 1/λ：波数 n : 大于2的正整数
6.6210 3 2 4 3.141010 0.0410
5.2710
29
34
m s
1
∴ 对宏观物体可同时测定位置与速度
宏观物体：m很大
h x 4m
（小）
和x
可以很小，不为人觉察
三、 统计性规律
如何描述一个电子的运动情况？
单个电子衍射（长时间） 明暗相间的环纹，
二、 测不准原理（uncertainty principle) 1927年，德国科学家海森伯格（Heisenberg） 经过严格的推导证明： 测不准原理
h h x P 或x 4 4m
Δx : 粒子所在位置的不确定度 Δp: 粒子动量（速度）的不确定度
例： 电子的质量 m = 9.1×10-31 kg , 若 Δx = 10-11 m 则：
说明电子的位置 无法确定
统计性的方法：
电子在某些地方出现的机会多 （亮）
电子在某些地方出现的机会少 （暗）
微观粒子的运动使用统计规律描述，
即概率描述
具有波动性的电子在空间的几率分布与 波的强度有关，电子在空间某区域出现的几 率大，即意味着该处电子的波的强度大（衍 射强度大），因此，实物微观粒子的波是一 种几率波。
(3) 当电子由一个高能量的轨道向低能量的轨 道跃迁时，可以光辐射的方式发射其能量。 所发射的光量子的能量大小决定于两个轨 道之间的能量差
E E2 E1 h
E2 : 高能量轨道的能量 E1 : 低能量轨道的能 量 ν： 辐射光的频率
hv h 1
c
E2 E1
18
E2 E1 2.1810 hc hc
所有的实物的微观粒子，如电子、原子、 分子等和光子一样，也具有波粒二象性。
h mv
λ： 波长 m : 粒子的质量 v : 粒子运动的速度
德布罗意波（物质波）电Fra bibliotek衍射1927， 美国 C. Davisson and L. Germar
“几率波”
当电子通过晶体时，在屏幕上产生明 暗交替的衍射环。这说明电子射线同 X射线一样有衍射现象，证明了德布 罗意假设的正确性，亦证明了电子具 有波动性
Rydberg 公式 （可见光区以外谱线）
1 1 RH ( 2 2 ) n1 n2
RH = 1.0973731534×107 m-1 Rydberg 常数 n1 , n2 : 正整数 且 n2 > n1
3. Bohr 的原子结构模型(1913) (1)原子核外的电子只能在符合 一定条件的、 特定的(有确 定的半径和能量）轨道上运 动。电子在这些轨道上运动时处于稳定状态， 即不吸收能量也不释放能量。这些轨道称为 定态轨道