教 案 姓名崔建华2008-2009学年第1学期时间1013,10.14 节次1-23-4.5-634 课程名称 无机化学 授课专业及层次 环境本传，化工专高分子本 授课内容 §81氢原子结构 学时数 1.了解氢原子光谱，热悉玻尔理论和核外电子运动的特点及描述。 2.熟悉原子轨道、概率和概率密度、电子云等概念 教学目的 3.掌握四个量子数的取值和意义：掌握s,P,d轨道和电子云的形状和空 间伸展方向。 重点 原子轨道，波函数的意义 难点 原子轨道、波函数 白受内空 使用教具 多媒体 相关学科知识 教学法 讲授 讲授内容纲要、要求及时间分配 §8.1氢原子结构 8.11氢原子光谱与玻尔理论 20min 1光和电磁辐射：连续光谱： 2氢原子光谱：不连续光谱（线状光谱】 1885J.J.Balmer v=3.289×105(1/2-1/m2)s 3.Bohr理论 《1)理论要点 ①定态假设： ②量子化规则：能量量子化 ③电子可以在两个定态之间发生跃迁(exitation) 原子吸收或放出能量（即光子的能量）满足关系： AE=hy=E2-E;v=(E2-E)/h 2)结论：①得出了H原子各定态的能量及轨道半径 E=-z2/n2×2.179X10-J r=an2(n=1,2,3,.):a=0.0529nm=0.53A ②可以说明原子稳定存在及原子光谱的不连续性 3)对于J.R.Rydberg经验公式的满意解释 (4)缺陷（局限性）：
教 案 姓名崔建华 2008-2009 学年第 1 学期 时间 10.13，10.14 节次 1-2,3-4,5-6,3-4 课程名称 无机化学 授课专业及层次 环境本/专，化工专,高分子本 授课内容 §8.1 氢原子结构 学时数 2 教学目的 1.了解氢原子光谱，熟悉玻尔理论和核外电子运动的特点及描述。 2.熟悉原子轨道、概率和概率密度、电子云等概念 3.掌握四个量子数的取值和意义；掌握 s,p,d 轨道和电子云的形状和空 间伸展方向。 重 点 原子轨道，波函数的意义 难 点 原子轨道、波函数 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教 学 法 讲授 讲授内容纲要、要求及时间分配 §8.1 氢原子结构 8.1.1 氢原子光谱与玻尔理论 ⒈光和电磁辐射： 连续光谱； ⒉氢原子光谱：不连续光谱〔线状光谱〕 1885 J.J.Balmerν＝3.289×1015(1/22－1/n2 )s－1 ⒊Bohr 理论 ⑴理论要点: ①定态假设: ②量子化规则: 能量量子化 ③电子可以在两个定态之间发生跃迁〔exitation〕, 原子吸收或放出能量(即光子的能量)满足关系: ΔE＝hv＝E2－E1;ν＝(E2－E1)/h ⑵结论：①得出了 H 原子各定态的能量及轨道半径 E＝－Z 2 /n2×2.179×10－18J r＝a°n 2〔n＝1,2,3,.〕; a°＝0.0529nm＝0.53A° ②可以说明原子稳定存在及原子光谱的不连续性 ⑶对于 J.R.Rydberg 经验公式的满意解释 ⑷缺陷(局限性)： 20min
讲授内容纲要、要求及时间分配（附页】 8.1.2电子的波粒二象性 1.光的波粒二象性： 2.电子的波粒二象性 人=白=合8-6)你为德布罗意关系式 3.不确定原理 20min 8.1.3 Schrodinger方程与量子数 1.Schrodinger方程 a2Ψ/x2+a2Ψ/a+a2Ψ/正2=-8πm/h2(E-V)b 2.量子数(quantum number) 主量子数；角动量量子数1：磁量子数m;电子的自旋磁量子数m 3.波函数的表示及量子数组合 波函数平n,1,m(x,y,z)→表示氢原子中核外电子运动的某一状态。 n=1,1=0,m=0 Ψ1,0,0，Ψ1S 1=2,1=0,m=0 Ψ2SΨ3S n=2,1=1,m=0,±1 Ψ2,1,0，Ψ2P(Z) Ψ2,1,1，Ψ2px,Ψ2py 得到一系列波函数，同时也得到了与这些状态相对应的能量E。 8.1.4氢原子的基态 1.氢原子基态的总能量E=一R(亿/m) 20min 2.波函数 ().用波函数描述微观粒子运动的具体方法 ①坐标系变换中(x,y,z）→中（红，0，中） ②变量分离令Ψ(r,0,中)=R(r)·Y(0,中) R(r)→称为波函数的径向部分 Y.(0,中)→角度波函数Y(0,中)=日(0)·中（中
讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 8.1.2 电子的波粒二象性 1.光的波粒二象性: 2.电子的波粒二象性: λ＝ mv h ＝ p h (8－6) 称为德布罗意关系式 3.不确定原理 8.1.3 Schrodinger 方程与量子数 1.Schrodinger 方程 2Ψ/ x 2＋ 2Ψ/ y 2＋ 2Ψ/ z 2＝－8π2 m/h2 (E—V)ψ 2. 量子数〔quantum number〕 主量子数 n;角动量量子数 l;磁量子数 m；电子的自旋磁量子数 mS 3.波函数的表示及量子数组合： 波函数Ψn,l,m (x,y,z)→表示氢原子中核外电子运动的某一状态。 n＝1,l＝0,m＝0 Ψ1,0,0，Ψ1S n＝2,l＝0,m＝0 Ψ2S Ψ3S n＝2,l＝1,m＝0,±1 Ψ2,1,0，Ψ2P(Z) Ψ2,1, 1，Ψ2px ,Ψ2py 得到一系列波函数，同时也得到了与这些状态相对应的能量 E。 8.1.4 氢原子的基态 ⒈氢原子基态的总能量 E＝－RH(Z/n)2 ⒉ 波函数 ⑴. 用波函数描述微观粒子运动的具体方法 ①坐标系变换ψ(x,y,z) →ψ(r,θ,φ) ②变量分离 令Ψ(r,θ,φ)＝R(r)·Y(θ,φ) R(r)→称为波函数的径向部分 Yl,m (θ,φ)→角度波函数 Y(θ,φ) ＝Θ(θ)·Φ(φ 20min 20min
讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） ③解三个方程R(r)、⊙(0)、Φ（中） ④波函数的图形讨论 (3)波函数的物理意义 Ψ有明确的物理意义→概率密度 Omin ①电子云 ②径向分布函数图D(r)=4r2p 8.1.5氢原子激发态 2Omin 1.当n=2,1=0,m=0时，解薛定谔方程可得到E2和Ψ2S =-(月=-化=-66X10p Ψ2S=R(r)·Y(0,Φ) =2点/a侧g-amem(-r/2: 2.在n=2,1=1,m=0时， 解出另一个激发态2P态，其总能量仍为B2。波函数为： Ψ2Pa)=1/2ra(t/aexp(-r/2a）·cos0 3.在n=3,1=2,(m=-2、-1、0、1、2)时， 可以得到3d轨道的5种波函数 如上所述，波函数是用不同量子数（血，1，）来表征的。 4.四个量子数的意义： 主量子数：决定电子层数，是决定电子能量高低的主要因素 角量子数1：定原子轨道的形状，在多电子原子中也是决定电子能量高低。 磁量子数m:决定角动量在外磁场方向上的分量，即原子轨道在空间的伸展方 向。 自旋磁量子数：决定电子的自旋方式。 课堂小结： lOmin 练习：p.250习题3,5
讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） ③解三个方程 R(r)、Θ(θ)、Φ(φ) ④波函数的图形讨论 ⑶波函数的物理意义 Ψ2有明确的物理意义→概率密度 ①电子云 ②径向分布函数图 D(r)＝4πr 2Ψ 2 8.1.5 氢原子激发态 1.当 n＝2,l＝0,m＝0 时,解薛定谔方程可得到 E2和Ψ2S : E2＝－( n Z ) 2 RH＝－ 4 1 (RH＝－5.45×10－19J) Ψ2S＝R(r)·Y(θ,φ) ＝ 2 2 1 {1/a0} 3/2(2－r/a0)exp(－r／2a0)· 4 1 2.在 n＝2,l＝1,m＝0 时, 解出另一个激发态 2P 态,其总能量仍为 E2 。波函数为: Ψ2P(z)＝ 4 1 {1/2πa0 3 } 1/2(r/a0)exp(－r／2a0)·cos 3.在 n＝3,l＝2,〔m＝－2、－1、0、1、2〕时, 可以得到 3d 轨道的 5 种波函数 如上所述,波函数是用不同量子数(n,l,m)来表征的。 4.四个量子数的意义: 主量子数 n：决定电子层数,是决定电子能量高低的主要因素 角量子数 l：定原子轨道的形状,在多电子原子中也是决定电子能量高低。 磁量子数 m：决定角动量在外磁场方向上的分量,即原子轨道在空间的伸展方 向。 自旋磁量子数 mS：决定电子的自旋方式。 课堂小结： 练习：p.250 习题 3,5 10min 20min 10min
教 案 姓名崔建华2008-2009学年第1学期时间10.20.10.2L 节次1-23-4.5-63-4 课程名称 无机化学 授课专业及层次环境本传，化工专高分子本 授课内容 §82多电子原子结构 学时数 2 1.掌握Pauling近似能级图，了解Cotton原子轨道能级图 2.掌据屏蔽效应、钻穿效应的概念及意义 教学目的 掌握核外电子排布的原理及常见元素的核外电子排布，并确定其在周 期表中的位置 重点 Pauling近似能级图：屏蔽效应、钻穿效应：核外电子排布的原理 难点 屏蔽效应、钻穿效应 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教学法 讲解，类比 讲授内容纲要、要求及时间分配 §8.2多电子(multielectron atom)原子结构 20min 8.2.1多电子原子轨道能级 1 Pauling(鲍林)近似能级图 ()形成 2)能级组 能量相近的轨道排成一组，用一方框表示，方框中的小圆圈代表轨道。 (3)角量子数1相同的能级的能量高低由主量子数n决定 ()“能级分裂”例如：Ens<Enp<End<Enf (⑤“能级交错” 当主量子数n和角量子数1都不同时出现的能级巅倒现象。 例如：E(4s)<E(3d) 2.Cotton(科顿)原子轨道能级图 10min I)不同于Pauling近似能级图的特点： (2)特点总结： 定性地表明了原子序数改变时，原子轨道能量的相对变化
教 案 姓名崔建华 2008-2009 学年第 1 学期 时间 10.20, 10.21 节次 1-2,3-4,5-6,3-4 课程名称 无机化学 授课专业及层次 环境本/专，化工专,高分子本 授课内容 §8.2 多电子原子结构 . 学时数 2 教学目的 1.掌握 Pauling 近似能级图,了解 Cotton 原子轨道能级图 2.掌握屏蔽效应、钻穿效应的概念及意义 3.掌握核外电子排布的原理及常见元素的核外电子排布，并确定其在周 期表中的位置 重 点 Pauling 近似能级图；屏蔽效应、钻穿效应；核外电子排布的原理 难 点 屏蔽效应、钻穿效应 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教 学 法 讲解，类比 讲授内容纲要、要求及时间分配 §8.2 多电子(multielectron atom)原子结构 8.2.1 多电子原子轨道能级 ⒈Pauling(鲍林)近似能级图 ⑴形成 ⑵能级组 能量相近的轨道排成一组,用一方框表示,方框中的小圆圈代表轨道。 ⑶角量子数 l 相同的能级的能量高低由主量子数 n 决定 ⑷“能级分裂” 例如:Ens＜Enp＜End＜Enf ⑸“能级交错” 当主量子数 n 和角量子数 l 都不同时出现的能级巅倒现象。 例如:E(4s)＜E(3d) ⒉Cotton〔科顿〕原子轨道能级图 ⑴不同于 Pauling 近似能级图的特点: ⑵特点总结: 定性地表明了原子序数改变时,原子轨道能量的相对变化。 20min 10min
讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 3.屏蔽效应(shieldning effect): 20min (1)定义 (2)屏蔽常数及有效核电荷一对屏蔽作用的量度 0一屏蔽常数，（亿一σ）→有效核电荷Z。 (3)确定o大小的规则一S1ater经验规则 4.钻穿效应 (1)定义 (2)钻穿效应的大小及能级高低 钻穿能力大小是 ns>np>nd>nf 能级高低顺序是 Ens<Enp<End<Enf (3)关于“能级交错”问题仍有不同的观点和解释 8.2.2核外电子排布 1.核外电子排布规律一构造原理 15min (l)最低能量原理(principle of energy minimization) 系统能量越低越稳定。即电子优先进入（或排布在）能量较低的轨道上。 原则：电子排布的结果使整个原子能量最低。 (2M.Pauli不相容原理： 原子中不允许有四个量子数完全相同的二个电子 (3F.H.Hund(洪特，德国)规则（最低能量原理的补充） 在相同和相同1的轨道上分布的电子，应尽可能分占m值不同的轨道且自黄 平行。 注：核外电子的排布式还不能完全由理论上预测，一般以实验结果为准。 2.常见元素的核外电子排布式及其在周期表中的位置 1).常见元素的核外电子排布式：1一36 15min 2).周期表的结构及常见元素的位置 15min 周期，族，分区及其与外层电子结构的关系 课堂小结： 练习：p.250习题6,10-16
讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） ⒊屏蔽效应〔shieldning effect〕: ⑴定义 ⑵屏蔽常数及有效核电荷—对屏蔽作用的量度: σ—屏蔽常数,(Z－σ)→有效核电荷 Z *。 ⑶确定σ大小的规则—Slater 经验规则 ⒋钻穿效应 ⑴定义 ⑵钻穿效应的大小及能级高低 钻穿能力大小是 ns＞np＞nd＞nf 能级高低顺序是 Ens＜Enp＜End＜Enf ⑶关于“能级交错”问题仍有不同的观点和解释 8.2.2 核外电子排布 1. 核外电子排布规律－构造原理 ⑴最低能量原理〔principle of energy minimization〕 系统能量越低越稳定。即电子优先进入(或排布在)能量较低的轨道上。 原则:电子排布的结果使整个原子能量最低。 ⑵W.Pauli 不相容原理: 原子中不允许有四个量子数完全相同的二个电子 ⑶F.H.Hund(洪特,德国)规则〔最低能量原理的补充〕 在相同 n 和相同 l 的轨道上分布的电子,应尽可能分占 m 值不同的轨道且自旋 平行。 注：核外电子的排布式还不能完全由理论上预测,一般以实验结果为准。 2.常见元素的核外电子排布式及其在周期表中的位置 1). 常见元素的核外电子排布式；1－36 2).周期表的结构及常见元素的位置 周期，族，分区及其与外层电子结构的关系 课堂小结： 练习：p.250 习题 6，10－16 20min 15min 15min 15min 5min