刑事警察学校教案.docx

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刑事警察学校教案

教案

教学单位　法化专业方向

教研室微量物证教研室

课程名称　　普通化学

总学时数　　48学时　　　　

授课对象刑技专业本科生

使用教材公安基础化学

第14次课

第五章第一节　核外电子的运动状态（一、二）

授课类型：

理论课√实验课训练课习题课其它

学时

2

备注

教学目的要求：

1、了解氢原子光谱、玻尔理论、普朗克量子理论等基本概念。

2、掌握微观粒子的波粒二象性的基本概念。

教学重点、难点：

　　微观粒子的波粒二象性的基本概念。

教学方法与手段：

　　课堂讲授、学生讨论。

§5.1核外电子的运动状态

一、氢原子光谱和玻尔理论

1、氢原子光谱

（1）了解光谱、氢原子光谱、普朗克量子理论等基本概念。

光谱：

光波按波长大小排列而成的谱线系列。

里德堡方程：

λ：

谱线波长n1、n2都是正整数，且n2>n1

ν：

谱线频率：

里德堡常数（1.09737×107m-1）

：

谱线波数

普朗克量子论：

能量的放出或吸收并不是连续的，而是按照一个基本量或基本量的整数倍被物质放出或吸收，这种情况称做量子化。

这个最小的基本量称为量子或光子。

一个光子的能量与光的频率成正比：

ε=hν

ε：

一个光子的能量（J）；

　　　　　　　　　　　　　ν：

光的频率（s-1）

　　　　　　　　　　　　　H：

普朗克常数（6.626×10-34J·s）

（2）了解玻尔理论的三个要点

①电子不是在任意的轨道上运动，是在一些特定的轨道上运动；

②电子在特定的轨道上运动时既不放出也不吸收能量，处于稳定状态；

③当电子在两个不同的轨道之间跃迁时，以光的形式吸收或放出能量。

（3）据玻尔理论解释氢原子光谱

基态：

能量最低的能量状态。

n=1、r=ao

激发态：

基态以外的其它能量状态。

n=1、2、3、4……

量子数：

n=1、2、3……（正整数）

（4）氢原子光谱的产生

电子在不同能量的两个轨道之间的跃迁（高→低）。

二、微观粒子的波粒二象性

1、光的波粒二象性

（1）分类

光子：

静止质量等于零的微观粒子，如光。

实物粒子：

静止质量不等于零的微观粒子，如分子、原子、电子……

（2）光的本质

光具有波粒二象性（既具有波动性，又具有微粒性），是波动和微粒的矛盾统一体。

光在传播过程中主要表现为波动性；而在与实物粒子相互作用时主要表现为粒子性。

2、实物粒子的波粒二象性

（1）德布罗意假设

实物粒子和光子一样也具有波粒二象性。

物质的波动是大量微粒运动，或者是一个粒子千万次运动所表现出来的性质，是微粒行为统计性的结果。

因此，实物粒子的波动也称为统计波、几率波。

实物粒子的波动性也可以理解为其运动轨迹的不确定性，波长λ的大小代表不确定性的大小。

10g重，速度为1000m/s的子弹，λ=h/mv=10-26（nm）

9.1×10-28g重，速度为106m/s的电子，λ=h/mv=0.73（nm）

运动的子弹和电子，谁的波动性明显呢？

请同学考虑：

谈论电子在原子中的运动轨道还有意义吗？

原子理论的内容比较抽象

作业：

1、P158　第3、4题

参考资料：

赵玉娥主编《基础化学》；高教出版社《无机化学》

第14次课

授课题目：

第五章　第一节　核外电子的运动状态（三、四）

授课类型：

理论课√实验课训练课习题课其它

学时

2

备注

教学目的要求：

1、掌握波函数、原子轨道、电子云等基本概念。

2、掌握三个量子数的物理意义及其取值。

教学重点、难点：

　　1、波函数、原子轨道、电子云等基本概念的理解。

　　2、量子数的物理意义及取值。

教学方法与手段：

　　课堂讲授、学生讨论。

教学内容的组织：

三、波函数与原子轨道

1、波函数与薛定谔方程

（1）波函数：

描述微观粒子运动状态的函数式，用ψ表示。

ψ是空间坐标x、y、z的函数，ψ=ψ（x、y、z）

　　ψ是状态函数，每个ψ对应电子的一种可能运动状态

（2）薛定谔方程

①坐标系变换

ψn、l、m（x,y,z）→ψn、l、m（r,θ,φ）

　　　R（r）：

径向波函数，只与电子离核半径有关，由量子数n决定

Y（θ,φ）：

角度波函数，只与两个角度有关，由量子数l、m来决定

②求解薛定谔方程得到的重要结论

ⅰ、ψ是一个包含n、l、m三个参数的x、y、z的函数，记作：

ψn、l、m（x、y、z）。

ⅱ、三个参数称为量子数，其取值不是任意的。

　n：

主量子数，n=1、2、3、4……..（正整数）

　l：

角量子数，l=0、1、2、3……..n–1（共n个值）

m:

磁量子数，m=0、±1、±2、±3…….±l（共2l+1个值）

ⅲ、三个量子数的每一种合理的组合即可确定出一个相应的波函数ψn、l、m，代表电子的一种可能的运动状态。

ⅳ、规定：

l值等于0、1、2、3的轨道分别叫做s、p、d、f轨道，

l=0　s轨道　m=0　　S轨道有1个

l=1　p轨道m=0、±1，p轨道有3个（px、py、pz）

l=2d轨道m=0、±1、±2，d轨道有5个（dxy、dxz、dyz、dx2-y2、dz2）

l=3f轨道m=0、±1、±2、±3，f轨道有7个

2、原子轨道的角度分布图

（1）原子轨道角度分布图有正、负号之分；

（2）3个p轨道的角度分布图形状相同，只是空间取向不同；

（3）5个d轨道的角度分布图形状相似，并且空间取向不同。

3、3个量子数的物理意义

（1）主量子数n　　决定原子轨道的能量及轨道离核的平均距离。

（2）角量子数l　决定原子轨道的形状（球形、8字形、花瓣形等）。

（3）磁量子数m决定原子轨道在空间的伸展方向，m与能量无关。

四、几率密度和电子云

1、电子云ψ2

电子云是电子在核外空间出现的几率密度大小的形象化描述。

电子云没有边界，理论上讲，离核很远的地方仍有电子出现的可能性，只不过几率很小而已。

2、电子云的角度分布图

电子云的角度分布图与原子轨道的角度分布图形状相似，但有两点区别：

＊电子云角度分布图要“瘦”一些；

＊电子云角度分布图没有正、负号之分。

3、电子云的径向分布图

D（r）叫做电子云的径向分布函数

D（r）的物理意义：

在半径为r处单位厚度薄球壳内出现电子的几率。

1s轨道的电子云径向分布在r=a。

处出现极大值；随主量子数n的增大，s轨道电子云径向分布最大值处离核的距离逐渐增大，但内部仍然存在小峰。

径向分布函数的特点是：

具有（n–l）个峰，l值越小的轨道，其主峰前面的小峰越多，　　　　　　　　　　　　　　　　　电子在内层出现的几率越大。

作业：

P158　第5、6、10题

参考资料：

赵玉娥主编《基础化学》；高教出版社《无机化学》

第15次课

授课题目：

第五章　第二节　多电子原子结构和元素周期表（一、二）

授课类型：

理论课√实验课训练课习题课其它

学时

2

备注

教学目的要求：

1、掌握核外电子排布的三原则。

2、掌握原子、离子核外电子分布式的正确表示方法。

教学重点、难点：

　　原子、离子核外电子分布式的正确表示方法。

教学方法与手段：

　　课堂讲授、学生讨论。

教学内容的组织：

§5.2多电子原子结构和元素周期系

一、近似能级图

1、光谱实验

l值相同的轨道，n大的能量高，如E3p﹥E2p

n值相同的轨道，l大的能量高，如E3d﹥E3p﹥E3s

n和l都不同的原子轨道，谁的能级高？

如：

4s与3d，谁的能量高？

4f与6s，谁的能量高？

1、徐光宪近似规律

多电子原子的外层轨道的能量次序按（n+0.7l）值的大小来确定。

如：

4s和3d两个轨道，E4s

　4f和6s两个轨道，E6s

2、能级交错

这种n值大的原子轨道的能量反而比n值小的轨道能量低的现象称为能级交错。

能级组：

原子中（n+0.7l）值整数部分相同的一组原子轨道。

（看书147页，图5.10）

二、核外电子的排布规则

1、电子的自旋

电子的轨道运动状态用波函数ψ来描述，电子的自旋运动由自旋量子数ms来确定。

电子的自旋有两种状态，ms的取值只有两个：

↑、↓

一个电子的运动状态要由n、l、m、ms四个量子数才能完全确定。

2、核外电子排布三原则

（1）能量最低原则　　电子尽量分布于能量低的轨道上。

（2）泡利不相容原则　　同一个原子中没有四个量子数完全相同的电子。

即每个原子轨道上最多只能容纳2个电子，且自旋方向必须相反！

（3）洪特规则　　在同一亚层的各个轨道（等价轨道）上，电子的排布将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。

例：

C原子核外电子排布式为：

N原子核外的电子排布式为：

洪德规则的特例：

等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的

全充满：

S2,p6,d10,f14

半充满：

s1,p3,d5,f7

全空：

S0,p0,d0,f0

3、原子的外层电子分布式

外层电子：

也称价电子。

主族元素：

最外层电子

副族元素：

最外层电子＋（n-1）层d轨道电子

镧、锕系元素：

最外层电子＋（n-2）层f轨道电子

　　如V原子，Z=23

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　×

Cr原子，Z=24

×

4、离子的电子分布式

原子失去电子变成离子时，按电子层次序先失去最外层电子。

失电子的顺序按轨道（n+0.4l）值的大小来确定，其值大的轨道上的电子先失去。

如：

3d轨道：

n+0.4l=3+0.4×2=3.8

4s轨道：

n+0.4l=4+0.4×0=4.0

Fe2+1s22s22p63s23p63d6（正确）

1s22s22p63s23p63d44s2（错误）

注：

牢记核外电子的排布规则

作业：

P158　第5、6题

参考资料：

赵玉娥主编《基础化学》；高教出版社《无机化学》

第15次课

授课题目：

第五章　第二节　多电子原子结构和元素周期表（三、四）

授课类型：

理论课√实验课训练课习题课其它

学时

2

备注

教学目的要求：

1、掌握屏蔽效应、钻穿效应的基本概念。

2、掌握元素周期表中元素的排布规律。

教学重点、难点：

　　如何理解屏蔽效应、钻穿效应二个基本概念。

教学方法与手段：

　　课堂讲授、学生讨论。

教学内容的组织：

三、屏蔽效应与钻穿效应

1、屏蔽效应

（1）有效核电荷　

Z﹡=Z-σ

Z﹡：

有效核电荷数

Z：

原子的核电荷数（等于原子序数）

σ：

屏蔽常数

这种将其它电子对某个电子的排斥作用，归结为抵消一部分核电荷的作用，称为屏蔽效应。

σ的求法：

各个电子对指定电子的屏蔽常数的加和。

为什么l值相同的各原子轨道，n值越大能量越高？

原因：

n值越大，轨道离原子核的平均距离越远，内层电子越多，所受到的屏蔽效应越大，有效核电荷数越小，所以能量就越高。

为什么同一层的各原子轨道中，l值越大的轨道能量越高？

2、钻穿效应

电子渗入原子内部空间，降低了其它电子对它的屏蔽作用，使有效核电荷增加，这种由于电子钻穿而引起能量变化的现象。

钻穿效应的大小可从核外电子的径向分布函数图看出

四、原子结构与元素周期系

1、周期

元素周期表中的每一行。

周期数=电子层数

=最后一个电子所处的能级组数

每一周期容纳的元素数目=相应能级组所能容纳的电子数

如：

Fe原子，Z=26,1s22s22p63s23p63d64s2,第4周期

2、族

元素周期表中的每一列。

（共18列）

共有16个族：

7个主（A）族；7个副（B）族；1个零族；1个Ⅷ族。

A族、ⅠB族、ⅡB族：

族数等于元素原子的最外层电子数；

ⅢB族～ⅦB族：

族数等于最外层电子数与次外层d轨道电子数之和；

Ⅷ族：

最外层电子数与次外层d轨道电子数之和为8～10；

零族：

最外层电子数为8（He为2）。

3、元素的分区

例：

写出第4周期ⅦA族元素原子的电子分布式。

1s22s22p63s23p63d104s24p5（35Br）

4、元素性质的周期性递变

（1）原子半径　　　同一族，从上到下半径依次增大；

　　　　　　　　　同一周期，从左到右半径依次减小。

（2）有效核电荷Z　　短周期从左到右增加明显；

长周期从左到右先增加缓慢，后明显；

同一族由上到下增大，但不显著。

（3）电离能

电离能：

使基态的气态原子失去一个电子变成气态正离子时所需要的能量，用符号I表示。

第一电离能：

失去第一个电子所需要的能量，用I1表示

第二电离能：

失去第二个电子所需要的能量,用I2表示

（4）电负性

电负性：

原子在分子中吸引电子的能力。

原子的电负性越大，吸引电子的能力越强。

电负性是相对数值。

①电负性最小为0.7（Cs）；最大为4.0（F）。

②元素的电负性越大，非金属性越强。

③电负性小于2.0的元素一般是金属元素。

作业：

P159　第12、13、14、16题

参考资料：

赵玉娥主编《基础化学》；高教出版社《无机化学》