第5章物质结构基础(精)

第5章 物质结构基础

本章内容包括原子结构、分子结构和晶体结构，9学时。

1-2学时：原子结构的近代概念、薛定谔方程和波函数、4个量子数、核外电子的运动状态——电子云和角度分布图，2学时

重点：4个量子数、核外电子的运动状态之角度分布图

难点：波函数的概念、4个量子数的由来、角度分布图的意义

授课方式：讲解、全程多媒体教案、动画演示

原子核外电子的运动状态的描述、薛定谔方程和四个量子数等概念抽象，难于理解，教材直接从波粒二象性开始，教学中回顾人类对原子结构的认识过程，逐渐引入量子化学内容，并可与中学的原子概念相衔接。

1、Democritus 哲学原子→Thomson 的电子→Millikan 油滴实验(动画，引发学生从宏观现象测定微观数据)→ Rutherford 太阳系模型→引出原子稳定性问题→氢原子光谱与Bohr 理论：①稳定轨道假设；②能量量子化假设；③能级差与原子光谱。指出局限性引出波粒二象性。

2、从一副图画出发指出事物的双面性，回顾光的波粒二象性，de Broglie 的物质波延伸与实验证实。实际计算一下氢原子基态电子的de Broglie 波长，并与经典物体对比。结果表明微观粒子的波长远大于其自身尺度，甚至大于电子的运动空间——原子的尺度。是什么在波动呢？引出几率波的解释及波函数的表示：几率密度和几率。介绍几个著名科学家对量子力学——主要是量子几率的看法：Einstein 、Bohr 、Feymann 、Schrodinger 、多宇宙论。

3、引出Schrodinger 方程：

补充数学概念——从方程、函数方程、微分方程到偏微分方程，举例即可。介绍球极坐标和转换，从而方程的解被分解为径向和角度部分。举例说明量子化的根源，引出4个量子数：主量子数n 、角量子数l 、磁量子数m 、自旋量子数m s ，四个量子数的含义、取值范围，电子层小结，指出2n 2的由来，享受一个规律被另一个更基本更深层的规律所阐释的快乐。

4、波函数的表示——空间图像：电子云图。径向不要求，重点在于角度部分图像，包括波函数的（带正负号）和电子云的（不带正负号）。以p z 轨道为例说明角度部分图像的画法，表明空间图像的数学依据，这种联系的细节不要求，但要知道图像来源于Schrodinger 方程，来源于微观粒子的波粒二象性，破除学生头脑里根深蒂固的轨道概念，对于量子力学只谈状态（测量到的），不问过程。s 、p 、d 轨道的动画演示，要求学生把轨道的形状和正负号刻在脑子里。

0)(822222222=-+∂∂+∂∂+∂∂ψπψψψV E h

m z y x

3-4学时：多电子原子电子排布与元素周期律，2学时

重点：多电子原子电子排布、电离能与电负性的元素周期律

难点：涉及Hund 规则特例的电子排布、周期律的转折与电子排布的关系

授课方式：讲解、全程多媒体教案、动画演示

1、Pauling 的近似能级图：能级简并、能级分裂、能级交错的概念和现象。更准确的Cotton 原子轨道能级图（详细情况不要求），指出能量随原子序数增加均有所下降，而n 、l 不同（特别是l 不同）下降程度不同——能级分裂，分裂大发了产生能级交错，如4s 与3d 。并指出这种交错不是一成不变的，只在3d 无电子的19、20号元素出现交错，当21号以后3d 填入电子后能级就不再交错了。乱中引出徐光宪的近似能级公式：填充顺序的(),()0.7n l E n l ψ=+和电离顺序的(),()0.4n l E n l ψ=+，简洁性与经验性。

2、核外电子排布3原则：Pauli 不相容原理、能量最低原理、Hund 规则。以N 原子为例，动画演示每个电子的填入及对应的量子数。指出电子排布式和电子轨道图两种表示法。以Ti 原子为例，动画强调4s 与3d 轨道的能级交错问题。填充后按照主量子数的顺序进行归并：离核远近顺序、真正能量顺序。原子实的电子轨道排布式表示和价层电子构型。以Cr 为例引出Hund 规则特例，只考虑d 5、d 10的情况，定性从能量角度说明不考虑p 3的情况。

3、元素周期表：周期表的结构——周期、族、区。特短周期、短周期、长周期、特长周期与未完周期；主族、副族的划分，过渡元素与内过渡元素；s 、p 、d 、f 、ds 区。要求学生对于前四周期元素能够根据原子序数推出周期、族、元素名称、符号、电子排布和价层电子构型；反之亦然。可作课堂小测验。

4、元素周期律：原子的电子层结构具有周期性变化规律，因此与原子结构有关的一些原子基本性质也随之呈现显著的周期性。描述原子各种性质的物理量称为原子参数，包括核电荷数、原子量、原子半径、氧化值、电离能、电负性等。三种半径的含义和原子半径的主、副族变化规律；主要氧化值与族序数；电离能变化规律、转折处的微观解释——p 轨道的半满与全满；电负性的变化规律，金属、非金属与半金属。

根据元素的特征电子构型、原子参数及其周期性变化规律可描述原子的特征并可预示和说明元素的一些化学性质。

5-6学时：分子结构、价键理论、键参数与轨道杂化理论。2学时

重点：共价键的分类、轨道杂化理论

难点：轨道杂化理论之杂化方式的确定、不等性杂化、杂化与空间构型的关系。

授课方式：讲解、全程多媒体教案、动画演示

1、传统的Lewis共用电子对理论：化学键是分子或晶体中相邻原子间的强烈作用力，一般为几十到几百kJ⋅mol-1。分为离子键、金属键、共价键。传统的Lewis共用电子对理论即原子间靠共用电子对结合形成具有稀有气体电子层结构的稳定结构，也称八隅律。不能解释BF3、PCl5等。引出现代价键理论。

2、现代价键理论：现代价键理论的实质是共用电子对的能量降低，但要建立在波函数的可叠加性上。应符合3原则：对称性匹配、能量相近自旋相反、最大重叠。一对自旋相反的电子形成一个共价键，但一个原子形成共价键的数目不一定等于其处于基态时的单电子数目，单电子可由一对电子分开——激发而得到，如CH4、PCl5，成键数目均大于中心原子基态的单电子数目，但小于等于价轨道数目。因此共价键具有饱和性和方向性。共价键可分为正常共价键和配位共价键。按成键形状又分为σ键、π键。重点，动画演示：头碰头与肩并肩，键相对于键轴的对称性。强调多重键中有且只有一个σ键，其余为π键。

3、键参数：键长、键能、键角。键能的定义、观察典型键长与键能的数据表，强调指出单键、双键、叁键的键能不是简单的倍数关系，σ键强还是π键强，这与成键原子有关，原子半径小，则p轨道肩并肩重叠更有效，形成的π键键能大。但一般说来，σ键比π键更稳定。键角的概念，实测键角与最大重叠原理的矛盾。引出轨道杂化理论。

4、轨道杂化理论：重点与难点。杂化的物理基础是微观粒子的波粒二象性，杂化过程的实质是中心原子不同轨道波函数的线性组合，杂化轨道不同于参与杂化的原子轨道，具有自己的波函数、能量、形状和空间取向。杂化后轨道形状具有大小头（必须有s轨道参与杂化），更有利于最大重叠，能量降低。杂化符合能量相近原则、轨道数目守恒原则、能量重新分配原则、杂化轨道对称性分布原则、最大重叠原则。据此学生可自行推出杂化类型：sp 型、spd型、dsp型。重点讲解sp、sp2、sp3杂化。从形成过程、成键后的形状、分子空间构型加以动画演示，sp3d、sp3d2杂化方式带过。若杂化后的轨道有不参与成键的孤对电子则为不等性杂化，可以半定量的解释一下为何要不等性杂化，但不要求，关键是是否填入了来自于中心原子的不参与成键的孤对电子。以乙炔、CO2、乙烯分子为例讨论杂化方式与空间构型的关系，得到两点结论：1) 分子构型由σ键确定；2 ) π键在σ键基础上形成。总结常见杂化方式与空间构型的关系。最后的问题：如何确定中心原子的杂化方式：

σ键数？两原子键有且只有一个σ键；孤对电子数：满足周围原子为8电子稳定结构(双键、三键、配位键)所余下的电子对数；杂化轨道数：与杂化方式是一一对应的。