描述單個電子的4個量子數(shù)其物理意義是什么

描述單個電子的4個量子數(shù)，其物理意義是什么？（1）主量子數(shù)n描述原子中電子出現(xiàn)幾率最大區(qū)域離核的遠(yuǎn)近(電子層數(shù));決定電子能量高低。取值：n=123456……電子層符號KLMNOP……對于氫原子其能量高低取決于n但對于多電子原子，電子的能量除受電子層影響，還因原子軌道形狀不同而異，（即受角量子數(shù)影響）(2)角量子數(shù)l，它決定了原子軌道或電子云的形狀或表示電子亞層（同一n層中不同分層）意義:在多電子原子中，角量子數(shù)與主量子數(shù)一起決定電子的能量。之所以稱l為角量子數(shù)，是因?yàn)樗c電子運(yùn)動的角動量M有關(guān)。如M=0時，說明原子中電子運(yùn)動情況同角度無關(guān)，即原子軌道或電子云形狀是球形對稱的。．角量子數(shù)，l只能取一定數(shù)值l=01234……(n-1)電子亞層spdfg說明M是量子化的，具體物理意義是：電子云（或原子軌道）有幾種固定形狀，不是任意的。(3)磁量子數(shù)m決定波函數(shù)(原子軌道)或電子云在空間的伸展方向，決定角動量在空間的給定方向上的分量大小。m取值：m=0,±1，±2，±3……±l例：n=2，l=0,1m=0,±12px,2py,2pz三種情況三個軌道的能量是相等的（簡并軌道），但在外磁場作用下，可發(fā)生分裂，出現(xiàn)微小的能量差別。以上2px,2py,2pz，我們稱為三個原子軌道。即代表核外電子的三種運(yùn)動狀態(tài)，例如2pz表示，核外電子處于第二電子層，是啞鈴形，沿z軸方向分布，由此可深刻理解三個量子數(shù)n,l,m決定核外電子的一種空間運(yùn)動狀態(tài)。注意：m=0,表示一種狀態(tài)。對s電子來講，僅一種球形對稱的電子云，對其它電子來說，習(xí)慣上把m=0，規(guī)定為z軸方向分布ms=±1/2,表示同一軌道中電子的二種自旋狀態(tài)ms稱自旋量子數(shù)取值：ms=±1/2，即僅有兩種運(yùn)動狀態(tài)。（↑↓）用分辨力較強(qiáng)的光譜儀觀察氫原子光譜，發(fā)現(xiàn)，大多數(shù)譜線是由靠得很近的兩條譜線組成的。這是因?yàn)橥豢臻g運(yùn)動狀態(tài)，即同一軌道中，可能有兩種電子運(yùn)動狀態(tài)，即電子還有自身旋轉(zhuǎn)運(yùn)動，（類似于地球繞太陽轉(zhuǎn)，自轉(zhuǎn)）2.描述原子整體狀態(tài)的4個量子數(shù)是什么？其光譜及光譜支項(xiàng)符號是什么？光譜項(xiàng)符號原子外層有一個電子時，其能級可由四個量子數(shù)決定：主量子數(shù)n；角量子數(shù)l；磁量子數(shù)m；自旋量子數(shù)s；原子外層有多個電子時，其運(yùn)動狀態(tài)用總角量子數(shù)L；總自旋量子數(shù)S；內(nèi)量子數(shù)J描述；總角量子數(shù)L=∑l外層價電子角量子數(shù)的矢量和，(2L+1)個L=|l1+l2|，|l1+l2-1|，······，|l1-l2|分別用S，P，D，F(xiàn)······，表示:L=0，1，2，3，······，例：碳原子，基態(tài)的電子層結(jié)構(gòu)(1s)2(2s)2(2p)2，兩個外層2p電子：l1+l2=1；L=2，1，0；S=0，±1總自旋量子數(shù)：S=∑s；外層價電子自旋量子數(shù)的矢量和，(2S+1)個S=0，±1，±2，······，±S或=0，±1/2，3/2，······，±S例：碳原子，基態(tài)的電子層結(jié)構(gòu)(1s)2(2s)2(2p)2，兩個外層2p電子：S=0，±1；3個不同值；L與S之間存在相互作用；可裂分產(chǎn)生(2S+1)個能級；這就是原子光譜產(chǎn)生光譜多重線的原因，用M表示，稱為譜線的多重性；3.共價鍵的本質(zhì)是什么？共價鍵（covalentbond）是化學(xué)鍵的一種，兩個或多個原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達(dá)到電子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定的化學(xué)結(jié)構(gòu)叫做共價鍵。其本質(zhì)是原子軌道重疊后，高概率地出現(xiàn)在兩個原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用。需要指出：氫鍵雖然存在軌道重疊，但通常不算作共價鍵，而屬于分子間力。共價鍵與離子鍵之間沒有嚴(yán)格的界限，通常認(rèn)為，兩元素電負(fù)性差值遠(yuǎn)大于1.7時，成離子鍵；遠(yuǎn)小于1.7時，成共價鍵；在1.7附近時，它們的成鍵具有離子鍵和共價鍵的雙重特性，離子極化理論可以很好的解釋這種現(xiàn)象。共價鍵的本質(zhì)是是電性的，但與離子鍵的正、負(fù)離子間庫侖引力不同。原子間通過共用電子對（即電子云重疊）產(chǎn)生的強(qiáng)烈作用。兩個原子軌道互相疊加時，使兩個核間的幾率密度有所增加，在兩核間出現(xiàn)了一個幾率密度最大的區(qū)域。這一方面降低了兩核間的正電排斥，另一方面增添了兩個原子核對核間負(fù)電荷的吸引，這都有利于體系勢能的降低，有利于共價鍵的形成。因此使兩核結(jié)合在一起的力主要是兩個原子核對核間電子云的吸引。共價鍵結(jié)合力的大小與成鍵原子軌道的重疊程度有關(guān)。而有效重疊程度又取決于軌道的重疊方式及共用電子對數(shù)目。一般來說，共用電子對數(shù)越多，軌道重疊越多，結(jié)合力越強(qiáng)，鍵越牢固，分子也越穩(wěn)定。庫侖積分，交換積分，重疊積分的物理意義？庫侖(Coulomb)積分是電荷分布間的經(jīng)典靜電作用對原子或分子總能量的貢獻(xiàn)。在量子力學(xué)和量子化學(xué)中多處用到這個概念，分別具有不同的意義，必須注意區(qū)分。在原子的自洽場計(jì)算中，反映處在兩個原子軌道上的兩個電子的靜電排斥作用的積分，稱作庫侖積分。在分子中，由于存在多個原子核，產(chǎn)生多種相互作用，又由于可采用價鍵法和分子軌道法等不同方法，所以情況較復(fù)雜，但仍采用庫侖積分表示電荷分布之間經(jīng)典靜電相互作用對能量的貢獻(xiàn)。在價鍵法中，庫侖積分由3部分組成，即化學(xué)鍵上的兩個核之間的靜電排斥，兩個核上電子云之間的排斥作用以及一個核對另一核上電子云的吸引作用。例如：在氫分子中，其表達(dá)式為：常將庫侖積分記作H或α。它包含了把電子看作處在孤立的原子軌道時的電子能量，電荷分布與其鄰近的核之間的靜電吸引作用，還可包含電子之間的排斥和原子核之間的排斥。在自洽場(SCF)分子軌道法中，庫侖積分Jij的表達(dá)式與上述原子體系的Jij表達(dá)式相同，只是這里的軌道為分子軌道。盡管在不同的體系、不同的方法中，庫侖積分的表達(dá)式不同，但它們具有一個共同的特征就是都反映了經(jīng)典的靜電相互作用，而未考慮非經(jīng)典的所謂電子交換作用以及電子自旋與軌道運(yùn)動之間的相互作用。量子力學(xué)、量子化學(xué)計(jì)算中特有的積分，它反映了自旋相同的電子之間相互回避的效應(yīng)，這個積分削弱了電荷分布之間經(jīng)典靜電排斥能。這種效應(yīng)是經(jīng)典物理理論中所沒有的。在不同的體系、不同的計(jì)算方法中，交換積分具有不同的表達(dá)式，必須注意區(qū)別。在原子的自洽場計(jì)算中，交換積分為：在算符1/r12前面，第1個電子處在第i個軌道，第2個電子處在第j個軌道，在算符后面，第1個電子處在第j個軌道，第2個電子處在第i個軌道，好像兩個電子在第i個軌道和第j個軌道上交換了位置。正是如此，才將這個積分稱為交換積分。但必須注意，這里的“交換”并非一個真實(shí)的物理過程，而是計(jì)算中產(chǎn)生的一個積分。在分子體系的價鍵法和分子軌道法中，交換積分的含義有所不同。量子力學(xué)、量子化學(xué)計(jì)算中出現(xiàn)的反映兩個軌道波函數(shù)重疊程度的積分，當(dāng)兩個軌道沒有凈重疊時，它們的重疊積分為零。這可能由兩種原因造成，其一，兩個軌道確實(shí)沒有重疊;其二，兩個軌道的對稱性不匹配，正重疊和負(fù)重疊相抵消，故凈重疊為零。重疊積分為零的兩個軌道，稱作相互正交的軌道。當(dāng)兩個軌道完全重疊時(一個軌道與其自身的重疊即如此)，重疊積分為1。一般情況下，重疊積分大于零小于1。重疊積分對于形成化學(xué)鍵有重要意義，分子軌道法的成鍵三原則中就有最大重疊的要求。5一簡單分子軌道理論主要內(nèi)容是什么？分子軌道理論（MO理論）是處理雙原子分子及多原子分子結(jié)構(gòu)的一種有效的近似方法，是化學(xué)鍵理論的重要內(nèi)容。它與價鍵理論不同，后者著重于用原子軌道的重組雜化成鍵來理解化學(xué)，而前者則注重于分子軌道的認(rèn)知，即認(rèn)為分子中的電子圍繞整個分子運(yùn)動。1932年，美國化學(xué)家MullikenRS和德國化學(xué)家HundF提出了一種新的共價鍵理論——分子軌道理論（molecularorbitaltheory），即MO法。該理論注意了分子的整體性，因此較好地說明了多原子分子的結(jié)構(gòu)。目前，該理論在現(xiàn)代共價鍵理論中占有很重要的地位。價鍵理論著眼于成鍵原子間最外層軌道中未成對的電子在形成化學(xué)鍵時的貢獻(xiàn)，能成功地解釋了共價分子的空間構(gòu)型，因而得到了廣泛的應(yīng)用。但如能考慮成鍵原子的內(nèi)層電子在成鍵時貢獻(xiàn)，顯然更符合成鍵的實(shí)際情況。1932年，美國化學(xué)家MullikenRS和德國化學(xué)家HundF提出了一種新的共價鍵理論——分子軌道理論（molecularorbitaltheory），即MO法。該理論注意了分子的整體性，因此較好地說明了多原子分子的結(jié)構(gòu)。目前，該理論在現(xiàn)代共價鍵理論中占有很重要的地位。分子軌道理論的要點(diǎn)：1.原子在形成分子時，所有電子都有貢獻(xiàn)，分子中的電子不再從屬于某個原子，而是在整個分子空間范圍內(nèi)運(yùn)動。在分子中電子的空間運(yùn)動狀態(tài)可用相應(yīng)的分子軌道波函數(shù)ψ（稱為分子軌道）來描述。分子軌道和原子軌道的主要區(qū)別在于：(1)在原子中，電子的運(yùn)動只受1個原子核的作用，原子軌道是單核系統(tǒng)；而在分子中，電子則在所有原子核勢場作用下運(yùn)動，分子軌道是多核系統(tǒng)。(2)原子軌道的名稱用s、p、d…符號表示，而分子軌道的名稱則相應(yīng)地用σ、π、δ…符號表示。2.分子軌道可以由分子中原子軌道波函數(shù)的線性組合（linearcombinationofatomicorbitals，LCAO）而得到。幾個原子軌道可組合成幾個分子軌道，其中有一半分子軌道分別由正負(fù)符號相同的兩個原子軌道疊加而成，兩核間電子的概率密度增大，其能量較原來的原子軌道能量低，有利于成鍵，稱為成鍵分子軌道（bondingmolecularorbital），如σ、π軌道；另一半分子軌道分別由正負(fù)符號不同的兩個原子軌道疊加而成，兩核間電子的概率密度很小，其能量較原來的原子軌道能量高,不利于成鍵,稱為反鍵分子軌道（antibondingmolecularorbital），如σ*、π*軌道。3.為了有效地組合成分子軌道，要求成鍵的各原子軌道必須符合下述三條原則，也就是組成分子軌道三原則：1）對稱性匹配原則只有對稱性匹配的原子軌道才能組合成分子軌道，這稱為對稱性匹配原則。原子軌道有s、p、d等各種類型，從它們的角度分布函數(shù)的幾何圖形可以看出，它們對于某些點(diǎn)、線、面等有著不同的空間對稱性。對稱性是否匹配，可根據(jù)兩個原子軌道的角度分布圖中波瓣的正、負(fù)號對于鍵軸（設(shè)為x軸）或?qū)τ诤I軸的某一平面的對稱性決定。符合對稱性匹配原則的幾種簡單的原子軌道組合是，(對x軸)s-s、s-px、px-px組成σ分子軌道；（對xy平面）py-py、pz-pz組成π分子軌道。對稱性匹配的兩原子軌道組合成分子軌道時，因波瓣符號的異同，有兩種組合方式：波瓣符號相同（即＋＋重疊或－－重疊）的兩原子軌道組合成成鍵分子軌道；波瓣符號相反（即＋－重疊）的兩原子軌道組合成反鍵分子軌道。(2)能量近似原則在對稱性匹配的原子軌道中，只有能量相近的原子軌道才能組合成有效的分子軌道，而且能量愈相近愈好，這稱為能量近似原則。(3)軌道最大重疊原則對稱性匹配的兩個原子軌道進(jìn)行線性組合時，其重疊程度愈大，則組合成的分子軌道的能量愈低，所形成的化學(xué)鍵愈牢固，這稱為軌道最大重疊原則。在上述三條原則中，對稱性匹配原則是首要的，它決定原子