波函数与原子轨道
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第一次课 首先由微观物体的运动状态与宏观物体的不同，导入新课
---核外电子运动状态及特性，然后重点讲述量子数，并以课堂 练习巩固之。
备注
导入新课 (5分钟)
第一节 核外电子运动状态及特性
按照时间顺序
一、核外电子运动的量子化特征
简述原子结构
核电荷数（Z）=核内质子数=核外电子数=原子序数 原子量(A)= 质量数 = 质子 数（Z）+中子数（N） 1、光谱、氢原子光谱 2. 氢原子光谱的意义
发展简史，介绍 著名科学家对 原子结构的贡
建立了核外电子运动的近代理论，克服经典电磁理论缺 献，揭示人类认
点。按经典电磁理论“行星系式”原子模型：原子核好比是太 识规律，总结科 阳，电子好比是绕太阳运动的行星，电子绕核高速运动。绕 核运动的电子应该不停地连续地辐射，得到连续光谱。另外， 学发展道路。激
备注
(30 分钟)
2. Pauli 不相容原理(Pauli exclusion principle)
s→2e p→6e
d→10e
原子序数=核电荷数=核外 e 数
按能量低→高填 e（两种表示法）
在同一个原子中不可能有 2 个电子具有完全相同 的四个
量子数.如果 2 个电子的 n,l,m 相同,那么自旋方向就必然相反.即
为多少？ 6.将氢原子核外一个电子从 1s 激发到 2s 和 2p 上所
需能量是否相等？
小结： 三个量子数组合有一定规则 n→l→ m ，Si 不受限制。 三个量子数决定一个原子轨道→电子的空间运动状态；四个量 子数决定核外电子的(完备)的运动状态。
备注
(8 分钟) (2 分钟)
第二次课 先简单复习上次课的重点内容——量子数及原子轨道。然后 重点讲述电子在原子轨道中怎么排布——核外电子排布的规 律。其次介绍元素周期表与元素周期律，最后小结。
二 、原子轨道与量子数 1.波函数与原子轨道 2. 量子数与原子轨道(quantum number)
三 、 多电子原子的原子结构 （电子组态） 1.多电子原子与氢原子结构的异同 2.鲍林多电子原子能级和徐光宪公式 3.核外电子排布的规律
四 、元素周期表与元素周期律 1.元素周期表 2.元素周期律
教学主要内容
(spin angular momentum quantum number) 符号： si 。
意义：表示电子本身有两种相反方向自旋运动。
备注
教学主要内容
取值： si = ±1/2（或用↑和↓表示 ） 注意： 四个量子数才能表示一个电子的运动状态 每个轨道上仅有自旋方向相反的电子存在 课堂练习
1 .n =2 的原子有几种可能的运动状态？ 2. n=2 l=1 m=0 的电子有几种可能的运动状态？ 3. n=4 l=1 有几个原子轨道？几种运动状态？ 4.角量子数=2 的能级中有几个原子轨道？ 5.在角量子数为 l 的能级中，最多能容纳的电子数
单位微体积中出现的概率。 概率密度=概率/dV 2.薛定谔方程 (Schrödinger’s equation)
备注
2 2 2 8 2m (E V ) 0 x2 y 2 z 2 h2
ψ (x,y,z)或 ψ (r,θ,φ) →波函数(wave function)，是这个方程的解。 特性：
ψ 不是简单的数值，是空间坐标的函数，电子在不同空间位置 ψ 不同。
电子能量不断减少，电子运动轨道的半径也将不断减少，最 发 学 生 认 知 欲
终，电子堕入核内，“原子毁灭”。 3. Bohr理论
量子化定态规则：电子只能在某些符合量子化 条件的轨道上运动，且在一定的轨道上运动的电子
望。 (25分钟)
具有一定的能量E(量子化分立数值):电子在这些轨 道上运动既不放出能量也不吸收能量
镧系、錒系：(n-2)f1-14 (n – 1)d10ns0,1,2 特点：一般地，族数=价层电子数 3. 区→价层电子构型不同 分 5 个区 例题：指出 8 号、11 号、16 号元素处于周期表第几周期？第几
簇？什么区？
(15 分钟)
二、元素性质的周期性变化规律 1.元素及其单质、化合物性质随原子序数增大而且呈周期性 变化的规律。 2.本质：序数变→内部结构→电子层→核外电子周期性变
第一节核外电子运动状态及特性一核外电子运动的量子化特征核电荷数z核内质子数核外电子数原子序数原子量a质量数质子数z中子数n1光谱氢原子光谱氢原子光谱的意义建立了核外电子运动的近代理论克服经典电磁理论缺点
授课章节
第十章 原子结构
授课对象
学时
4
时间
授课地点
教学 目的 要求
教材
见首页
1. 掌握描述核外电子运动特征的四个量子数。 2. 掌握多原子轨道的原子能级图和基态原子核外电子排布规律。 3. 熟悉核外电子运动的特殊性。 4. 熟悉波函数 原子轨道 电子云。 5. 了解原子轨道的角度分布图和电子云的角度分布图。 6. 了解元素周期表的分区及元素性质的表化规律，人体的必需元素
符号： m 。
意义：决定原子轨道在空间的伸展方向，与 E 无关
取值：m = 0，±1，±2，…±l，共有（2l+1）个值
注意：
每亚层中可能有最多轨道数 = 2l+1
每层中可能有的最多轨道数 = n2
三个量子数 n , l , m 决定一个原子轨道，不能完全
决定电子的一种空间运动状态。
4．自旋角动量量子数
1. 屏蔽效应和钻穿效应→皆能量效应
教学主要内容
2.多电子原子的能级（徐光宪公式） n+0.7l 值愈大，轨道能级愈高，并把 n+0.7l 值的第一位数
字相同的各能级组合为一组，称为某能级组。 三、核外电子排布的规律 1. 能量最低原理: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s
电子排布时,总是先占据能量最低的轨道.当能量低的轨道 占满后,才依次排入高能量的轨道,以使整个原子的能量最低.这 就是能量最低原理.
2.原子半径 (atomic radius) 类型： 共价半径(covalent radius) 范德华半径(van der Waals radius) 金属半径(metallic radius) 变化规律： 同一周期从左到右，r 逐渐减少 同一主族从上到下，r 递增
备注
3.元素电负性 (electronegativity） 定义：指元素的原子在分子中吸引电子的能力的相对大 小 符号：X 规定：XF=4.0 意义: X 大，吸引电子的能力强，非 金属性（一般,X > 2.0 非金属） 变化规律： 同一周期从左到右电负性递增 同一主族从上到下电负性递减
教学主要内容
备注
3Py ， 3Pz 每层中轨道数=n2,能级数=n，最多容纳电子数=2n2 (最多
状态数=2n2 )， 二、 核外电子排布的规律
能量最低原理 基态多电子原子核外电子排布能级由低 到高依次为: 1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s， 4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)
第二节 原子轨道与量子数
一、波函数与原子轨道
量子力学：波函数 ψ (x,y,z)=原子轨道 区别 Bohr“原子轨道” 与现原子轨道 二、原子轨道与量子数(quantum number)
(40 分钟)
原子轨道= ψn , l , m (x,y,z) n , l , m 取一组值， ψn , l , m (x,y,z)就有一个 对应值，表示电子的一种空间运动状态。 即：三个量子数 n , l , m 决定一个原子轨道。 1．主量子数(principal quantum number) 符号：n。
一个周期 2.Biblioteka Baidu族与原子的电子组态→价层电子构型相似的元素列为一列
为族 8 个主族：IA ~ⅡA 族: ns1-2: ⅢA ～ⅦA 族: ns2np1-5 零族: ns2np6 (氦：1s2) 共 16 个族 8 个副族:ⅠB~ⅡB 族: (n-1)d10ns1-2 ⅢB~ⅦB 族: (n-1) d1-5 ns1-2 ⅧB 族 : (n – 1)d6～10ns0,1,2
本章小结: 一、量子数
三个量子数组合有一定规则 n → l →m ，Si 不受限制。 三个量子数决定一个原子轨道→ 电子的空间运动状态；
四个量子数决定核外电子的(完整)的运动状态。 n l 同的电子同属一层，同一能级中能量相同的原子轨
道称简并(等价)轨道→能量同方向不同，如：3Px ，
(5 分钟)
进入同一轨道的两个电子自旋方向相反.
3. Hund 规则（Hund’s rule） 电子在能量相同的轨道(即简并轨道)上排布时, 总是尽可能以 自旋相同的方向,分占不同的轨道,以使总能量最低. 另外需注意:
简并轨道全充满（如 p6） ，半充满（如 p3、d5 、f7）或 全空时能量较低 .实例：
▪ 电子排布(电子组态)： 19K:1s2,2s22p6,3s23p63d04s1→[Ar]4s1(原子芯) ▪ 价电子组态： 19K: 3d04s1 →4s1 ▪ 离子电子组态： 19K+: 1s2,2s22p6,3s23p6 ▪ 轨道式：6C: 1s2, 2s22p2 学生练习： 比较能量的高低
教学主要内容
意义：电子这样具有波动性的粒子，不能像玻尔理论提出的有 明确的运动轨道；且研究微观粒子
运动状态必须用统计学方法→量子力学方法。 三、薛定谔方程—电子运动的波动方程式
1. 微观粒子运动的研究方法→统计学（量子力学）方法 统计性规律：大量偶然事件中得出必然规律
概率：统计规律中，某种情况出现的机会或可能性大小。 概率密度(probability density) ：电子在核外空间
意义：表示原子轨道（电子云）的形状 ；表示
同一电子层中电子能量高低不同分为若干能级→电
子亚层(subshell)
取值：
l = 0， 1， 2，…，n-1(共 n 个
值)
表示：电子亚层 s
p
d
f
形状： 球 双球 花瓣
注意：n ,l 同的电子属于同一能级；
n ,l 任一不同的电子能量高低不等。
．磁量子数(magnetic quantum number)
教学主要内容
意义：决定电子离核平均距离的远近；
决定电子能量高低的主要因素
取值：n = 1 2 3 4 5 6 →无穷大
表示：电子层 K L M N O P
注意：相同 n 的电子在同样的空间范围内运动构成
一层→ 电子层；
对于单电子体系，特别地，氢原子核外电子的
能量仅仅取决于 n
2．轨道角动量量子数
(orbital angular momentum quantum number) 符号： l 。
引入：复习上 次课的重点，引 出此次课内容
(5 分钟)
第三节 多电子原子的原子结构
一、多电子原子与氢原子结构的异同 多电子原子的能级（徐光宪公式） n+0.7l 值愈大，轨道能级愈高，并把 n+0.7l 值的第一位数字相 同的各能级组合为一组，称为某能级组。 二、鲍林多电子原子能级和徐光宪公式
(5 分钟)
En
Z2 n2
2.18
1018 J
二、核外电子运动的波粒二象性 德布罗意预言： 1.内容：微观粒子有波粒二象性
De Broglie LV关系式： 能量 E光子=h 动量 p = h /
E光子 , p — 微粒性
意义：把微观粒子的粒子性 p(m 、v) 和波动性λ统一起来
2. 电子的波动性的证实→衍射实验 3.测不准原理(uncertainty principle) 内容：微观粒子，无法同时准确测定它的运动坐标和动量 关系式：△x ·△px≥h/4π
化。
(15 分钟)
元素性质周期性变化 ↓
原子结构周期性变化 ↓
电子组态周期性变化 (价 e 运动状态变化，原子核吸引力大小)
↓ 有效核电荷，原子半经，电负性…
教学主要内容
1. 有效核电荷 — Z′ Z′= Z- σ: 实际受 到吸引的核电荷。
变化规律: 原子序数↑， 而 Z′↑, 且呈周 期变从左→右： Z′↑
1H: E3s 与 E3p；E4s 与 E3d 19K: E3s 与 E3p；E4s 与 E3d 22Sc：E3s 与 E3p；E4s 与 E3d
(5 分钟)
教学主要内容
写出 Cr3+的外层电子构型和价层电子构型。
备注
第四节 元素周期表与元素周期律
一、元素周期表 1.周期与能级组→ n+0.7l 整数同为同一能级组，一个能级组为
和非必需元素。
教学 重点 难点
重点： 1.描述核外电子运动特征的四个量子数 2. 多原子轨道的原子能级图和基态原子核外电子排布规律
难点：核外电子运动的微观特征与宏观物体运动的区别
教学 方法 教具
授课 提纲
讲述
ppt 课件
一、核外电子运动状态及特性 1.核外电子运动的量子化特征 2.核外电子运动的波粒二象性 3.薛定谔方程—电子运动的波动方程式
---核外电子运动状态及特性，然后重点讲述量子数，并以课堂 练习巩固之。
备注
导入新课 (5分钟)
第一节 核外电子运动状态及特性
按照时间顺序
一、核外电子运动的量子化特征
简述原子结构
核电荷数（Z）=核内质子数=核外电子数=原子序数 原子量(A)= 质量数 = 质子 数（Z）+中子数（N） 1、光谱、氢原子光谱 2. 氢原子光谱的意义
发展简史，介绍 著名科学家对 原子结构的贡
建立了核外电子运动的近代理论，克服经典电磁理论缺 献，揭示人类认
点。按经典电磁理论“行星系式”原子模型：原子核好比是太 识规律，总结科 阳，电子好比是绕太阳运动的行星，电子绕核高速运动。绕 核运动的电子应该不停地连续地辐射，得到连续光谱。另外， 学发展道路。激
备注
(30 分钟)
2. Pauli 不相容原理(Pauli exclusion principle)
s→2e p→6e
d→10e
原子序数=核电荷数=核外 e 数
按能量低→高填 e（两种表示法）
在同一个原子中不可能有 2 个电子具有完全相同 的四个
量子数.如果 2 个电子的 n,l,m 相同,那么自旋方向就必然相反.即
为多少？ 6.将氢原子核外一个电子从 1s 激发到 2s 和 2p 上所
需能量是否相等？
小结： 三个量子数组合有一定规则 n→l→ m ，Si 不受限制。 三个量子数决定一个原子轨道→电子的空间运动状态；四个量 子数决定核外电子的(完备)的运动状态。
备注
(8 分钟) (2 分钟)
第二次课 先简单复习上次课的重点内容——量子数及原子轨道。然后 重点讲述电子在原子轨道中怎么排布——核外电子排布的规 律。其次介绍元素周期表与元素周期律，最后小结。
二 、原子轨道与量子数 1.波函数与原子轨道 2. 量子数与原子轨道(quantum number)
三 、 多电子原子的原子结构 （电子组态） 1.多电子原子与氢原子结构的异同 2.鲍林多电子原子能级和徐光宪公式 3.核外电子排布的规律
四 、元素周期表与元素周期律 1.元素周期表 2.元素周期律
教学主要内容
(spin angular momentum quantum number) 符号： si 。
意义：表示电子本身有两种相反方向自旋运动。
备注
教学主要内容
取值： si = ±1/2（或用↑和↓表示 ） 注意： 四个量子数才能表示一个电子的运动状态 每个轨道上仅有自旋方向相反的电子存在 课堂练习
1 .n =2 的原子有几种可能的运动状态？ 2. n=2 l=1 m=0 的电子有几种可能的运动状态？ 3. n=4 l=1 有几个原子轨道？几种运动状态？ 4.角量子数=2 的能级中有几个原子轨道？ 5.在角量子数为 l 的能级中，最多能容纳的电子数
单位微体积中出现的概率。 概率密度=概率/dV 2.薛定谔方程 (Schrödinger’s equation)
备注
2 2 2 8 2m (E V ) 0 x2 y 2 z 2 h2
ψ (x,y,z)或 ψ (r,θ,φ) →波函数(wave function)，是这个方程的解。 特性：
ψ 不是简单的数值，是空间坐标的函数，电子在不同空间位置 ψ 不同。
电子能量不断减少，电子运动轨道的半径也将不断减少，最 发 学 生 认 知 欲
终，电子堕入核内，“原子毁灭”。 3. Bohr理论
量子化定态规则：电子只能在某些符合量子化 条件的轨道上运动，且在一定的轨道上运动的电子
望。 (25分钟)
具有一定的能量E(量子化分立数值):电子在这些轨 道上运动既不放出能量也不吸收能量
镧系、錒系：(n-2)f1-14 (n – 1)d10ns0,1,2 特点：一般地，族数=价层电子数 3. 区→价层电子构型不同 分 5 个区 例题：指出 8 号、11 号、16 号元素处于周期表第几周期？第几
簇？什么区？
(15 分钟)
二、元素性质的周期性变化规律 1.元素及其单质、化合物性质随原子序数增大而且呈周期性 变化的规律。 2.本质：序数变→内部结构→电子层→核外电子周期性变
第一节核外电子运动状态及特性一核外电子运动的量子化特征核电荷数z核内质子数核外电子数原子序数原子量a质量数质子数z中子数n1光谱氢原子光谱氢原子光谱的意义建立了核外电子运动的近代理论克服经典电磁理论缺点
授课章节
第十章 原子结构
授课对象
学时
4
时间
授课地点
教学 目的 要求
教材
见首页
1. 掌握描述核外电子运动特征的四个量子数。 2. 掌握多原子轨道的原子能级图和基态原子核外电子排布规律。 3. 熟悉核外电子运动的特殊性。 4. 熟悉波函数 原子轨道 电子云。 5. 了解原子轨道的角度分布图和电子云的角度分布图。 6. 了解元素周期表的分区及元素性质的表化规律，人体的必需元素
符号： m 。
意义：决定原子轨道在空间的伸展方向，与 E 无关
取值：m = 0，±1，±2，…±l，共有（2l+1）个值
注意：
每亚层中可能有最多轨道数 = 2l+1
每层中可能有的最多轨道数 = n2
三个量子数 n , l , m 决定一个原子轨道，不能完全
决定电子的一种空间运动状态。
4．自旋角动量量子数
1. 屏蔽效应和钻穿效应→皆能量效应
教学主要内容
2.多电子原子的能级（徐光宪公式） n+0.7l 值愈大，轨道能级愈高，并把 n+0.7l 值的第一位数
字相同的各能级组合为一组，称为某能级组。 三、核外电子排布的规律 1. 能量最低原理: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s
电子排布时,总是先占据能量最低的轨道.当能量低的轨道 占满后,才依次排入高能量的轨道,以使整个原子的能量最低.这 就是能量最低原理.
2.原子半径 (atomic radius) 类型： 共价半径(covalent radius) 范德华半径(van der Waals radius) 金属半径(metallic radius) 变化规律： 同一周期从左到右，r 逐渐减少 同一主族从上到下，r 递增
备注
3.元素电负性 (electronegativity） 定义：指元素的原子在分子中吸引电子的能力的相对大 小 符号：X 规定：XF=4.0 意义: X 大，吸引电子的能力强，非 金属性（一般,X > 2.0 非金属） 变化规律： 同一周期从左到右电负性递增 同一主族从上到下电负性递减
教学主要内容
备注
3Py ， 3Pz 每层中轨道数=n2,能级数=n，最多容纳电子数=2n2 (最多
状态数=2n2 )， 二、 核外电子排布的规律
能量最低原理 基态多电子原子核外电子排布能级由低 到高依次为: 1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s， 4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)
第二节 原子轨道与量子数
一、波函数与原子轨道
量子力学：波函数 ψ (x,y,z)=原子轨道 区别 Bohr“原子轨道” 与现原子轨道 二、原子轨道与量子数(quantum number)
(40 分钟)
原子轨道= ψn , l , m (x,y,z) n , l , m 取一组值， ψn , l , m (x,y,z)就有一个 对应值，表示电子的一种空间运动状态。 即：三个量子数 n , l , m 决定一个原子轨道。 1．主量子数(principal quantum number) 符号：n。
一个周期 2.Biblioteka Baidu族与原子的电子组态→价层电子构型相似的元素列为一列
为族 8 个主族：IA ~ⅡA 族: ns1-2: ⅢA ～ⅦA 族: ns2np1-5 零族: ns2np6 (氦：1s2) 共 16 个族 8 个副族:ⅠB~ⅡB 族: (n-1)d10ns1-2 ⅢB~ⅦB 族: (n-1) d1-5 ns1-2 ⅧB 族 : (n – 1)d6～10ns0,1,2
本章小结: 一、量子数
三个量子数组合有一定规则 n → l →m ，Si 不受限制。 三个量子数决定一个原子轨道→ 电子的空间运动状态；
四个量子数决定核外电子的(完整)的运动状态。 n l 同的电子同属一层，同一能级中能量相同的原子轨
道称简并(等价)轨道→能量同方向不同，如：3Px ，
(5 分钟)
进入同一轨道的两个电子自旋方向相反.
3. Hund 规则（Hund’s rule） 电子在能量相同的轨道(即简并轨道)上排布时, 总是尽可能以 自旋相同的方向,分占不同的轨道,以使总能量最低. 另外需注意:
简并轨道全充满（如 p6） ，半充满（如 p3、d5 、f7）或 全空时能量较低 .实例：
▪ 电子排布(电子组态)： 19K:1s2,2s22p6,3s23p63d04s1→[Ar]4s1(原子芯) ▪ 价电子组态： 19K: 3d04s1 →4s1 ▪ 离子电子组态： 19K+: 1s2,2s22p6,3s23p6 ▪ 轨道式：6C: 1s2, 2s22p2 学生练习： 比较能量的高低
教学主要内容
意义：电子这样具有波动性的粒子，不能像玻尔理论提出的有 明确的运动轨道；且研究微观粒子
运动状态必须用统计学方法→量子力学方法。 三、薛定谔方程—电子运动的波动方程式
1. 微观粒子运动的研究方法→统计学（量子力学）方法 统计性规律：大量偶然事件中得出必然规律
概率：统计规律中，某种情况出现的机会或可能性大小。 概率密度(probability density) ：电子在核外空间
意义：表示原子轨道（电子云）的形状 ；表示
同一电子层中电子能量高低不同分为若干能级→电
子亚层(subshell)
取值：
l = 0， 1， 2，…，n-1(共 n 个
值)
表示：电子亚层 s
p
d
f
形状： 球 双球 花瓣
注意：n ,l 同的电子属于同一能级；
n ,l 任一不同的电子能量高低不等。
．磁量子数(magnetic quantum number)
教学主要内容
意义：决定电子离核平均距离的远近；
决定电子能量高低的主要因素
取值：n = 1 2 3 4 5 6 →无穷大
表示：电子层 K L M N O P
注意：相同 n 的电子在同样的空间范围内运动构成
一层→ 电子层；
对于单电子体系，特别地，氢原子核外电子的
能量仅仅取决于 n
2．轨道角动量量子数
(orbital angular momentum quantum number) 符号： l 。
引入：复习上 次课的重点，引 出此次课内容
(5 分钟)
第三节 多电子原子的原子结构
一、多电子原子与氢原子结构的异同 多电子原子的能级（徐光宪公式） n+0.7l 值愈大，轨道能级愈高，并把 n+0.7l 值的第一位数字相 同的各能级组合为一组，称为某能级组。 二、鲍林多电子原子能级和徐光宪公式
(5 分钟)
En
Z2 n2
2.18
1018 J
二、核外电子运动的波粒二象性 德布罗意预言： 1.内容：微观粒子有波粒二象性
De Broglie LV关系式： 能量 E光子=h 动量 p = h /
E光子 , p — 微粒性
意义：把微观粒子的粒子性 p(m 、v) 和波动性λ统一起来
2. 电子的波动性的证实→衍射实验 3.测不准原理(uncertainty principle) 内容：微观粒子，无法同时准确测定它的运动坐标和动量 关系式：△x ·△px≥h/4π
化。
(15 分钟)
元素性质周期性变化 ↓
原子结构周期性变化 ↓
电子组态周期性变化 (价 e 运动状态变化，原子核吸引力大小)
↓ 有效核电荷，原子半经，电负性…
教学主要内容
1. 有效核电荷 — Z′ Z′= Z- σ: 实际受 到吸引的核电荷。
变化规律: 原子序数↑， 而 Z′↑, 且呈周 期变从左→右： Z′↑
1H: E3s 与 E3p；E4s 与 E3d 19K: E3s 与 E3p；E4s 与 E3d 22Sc：E3s 与 E3p；E4s 与 E3d
(5 分钟)
教学主要内容
写出 Cr3+的外层电子构型和价层电子构型。
备注
第四节 元素周期表与元素周期律
一、元素周期表 1.周期与能级组→ n+0.7l 整数同为同一能级组，一个能级组为
和非必需元素。
教学 重点 难点
重点： 1.描述核外电子运动特征的四个量子数 2. 多原子轨道的原子能级图和基态原子核外电子排布规律
难点：核外电子运动的微观特征与宏观物体运动的区别
教学 方法 教具
授课 提纲
讲述
ppt 课件
一、核外电子运动状态及特性 1.核外电子运动的量子化特征 2.核外电子运动的波粒二象性 3.薛定谔方程—电子运动的波动方程式