基础结构化学复习提纲
结构化学复习提纲
一、内容要求：作业，课堂讲授，教材中大纲要求内容。
二、重点掌握：基本的定义、概念、理论、结论、公式。
三、主要题型：1、填空2、选择题，3、简答题，4、计算题四、计算题可能范围（有公式）1）p h =λ2）h p x ≥∆∆3）a x n a πψsin 2= 和2228ma h n E =等相关计算 4）氢原子的基态波函数，及22n R Z E -= )1(+=l l Mm M z =等相关计算5）HMO 计算。
（能级，总能量，离域能，分子图等）6）晶体场稳定化能7）hcB J J Ih J J I J J E )1(8)1(2)1(222+=+=+=π )1(2+=J B ν B 2=∆ν8）μπνk h n h n E 21)21()21(+=+=9）结构因子(消光规律)10）金属和离子晶体堆积，消光，占有率、原子（离子）半径、晶胞参数、空隙大小，密度等。
五、几个理论的基本要点：1、 分子轨道理论2、 杂化轨道理论3、 HMO 理论4、晶体场理论5、转动和振动光谱基本模型6、点阵7、原子轨道和中心场模型。
8、量子力学理论六、基本内容（一）第一章（因有了期中考试，分值比例比以往略减少）1、德布罗意关系式，两个实验（戴维逊-革末，汤姆逊）玻恩的统计解释。
2、测不准关系3、波函数（1）性质：连续、单值、有限（2）正交归一性（3）定态波函数（E，几率密度、力学量平均值随时间变化）4、薛定谔方程（一个和多个质点）及各项的意义。
5、本征值，本征函数、本征方程6、一维和三维势箱的主要结论。
7、氢原子和类氢离子1）区分H与其它原子。
2）n,l,m三个量子数的意义3）R，R2，D，Y，Y2，电子云图的意义及示意图。
8、多电子原子1）哈密顿算符2）原子轨道3）中心场模型和及结论。
9、自旋1）什么是自旋2）自旋力学量3）自旋量子数4）保里原理（对称波函数和反对称波函数）5）Slater行列式10、核外电子填充规则及常用原子的组态表示（二）第二章H（变分原理、原子单位、久期方程、久期行列式、能量和波函数具体表示式）1、22、分子轨道理论1）理论要点2）成键、非键、反键轨道3）类型3、双原子分子H2N2O2C2B2F2HF CO NO等常见分子1）组态2）键级3）性质说明4、杂化轨道1）理论要点2）杂化指数和夹角公式5、HMO1）HMO理论要点2）相关计算3） 成键条件和类型6、分子对称性1、有关对称性的基本概念2、群的基本定义和简单分子的群符号确定3、对称性与性质关系（偶极矩和旋光性）（三）第三章1、晶体场理论主要内容2、d-轨道的正八面体（重点）、正四面体、正方形能级图（一般）3、分裂能和成对能（高自旋与低自旋、顺磁性与反磁性）4、稳定化能定义及相关计算5、姜-泰勒效应（定义，原因，大小畸变）6、金属离子与CO和有机配体形成络合物成键情况。
结构化学知识点归纳
2. 光谱项： 2S+1 L ，光谱支项： 2S+1 LJ 。
L：
0
1
2
3
4
5
符号：
S
P
D
F
G
H
3. 谱项能级的高低：Hund 规则：
（1）原子在同一组态时，S 值越大其能量越低；
（2）S 值相同时，L 值越大其能量越低；
（3）S，L 都相同时，电子少于半充满，J 值小能量低；电子多于半充满时，J
值大能量低。
− =2 d2ψ = Eψ 2m dx2
其解为：ψ n (x) =
2 l
sin( nπ l
x)，
En
=
n2h2 8ml 2
解的特点：（1）粒子可以存在多种运动状态；（2）能量是量子化的；（3）存 在零点能；（4）没有经典运动轨道，只有概率分布；（5）存在节点，节点越多， 能量越高。以上这些特点是所以量子力学体系都有的特点。
∫ ∫ 自厄算符：满足
ψ
* 2
(
Aˆψ
1
)dτ
=
ψ 2 ( Aˆψ1)*dτ 的算符。
自厄算符的性质：（1）本证值都是实数；（2）不同本证值的本证函数相互正 交。
3. 假设 3：若某一物理量 A 的算符 Aˆ 作用于某一状态函数ψ ，等于某一常数 a 乘
以ψ ，即： Aˆψ = aψ ，那么对ψ 所描述的这个微观体系的状态，物理量 A 具有确
（2）外层电子对内层无屏蔽作用，σ = 0 ；
（3）同一组电子σ = 0.35 （1s 组内电子间的σ = 0.30 ）；
（4）对于 s，p 电子，相邻内一组的电子对它的屏蔽常数是 0.85；对于 d，f 电
子，相邻内一组的电子对它的屏蔽常数是 1.00；
结构化学复习提纲(精心整理)
结构化学复习提纲第一章量子力学基础了解量子力学的产生背景−黑体辐射、光电效应、玻尔氢原子理论与德布罗意物质波假设以及海森堡测不准原理，掌握微观粒子的运动规律、量子力学的基本假设与一维势阱中粒子的Schrödinger方程及其解。
重点：微观粒子的运动特征和量子力学的基本假设。
一维势阱中粒子的Schrödinger方程及其解。
1. 微观粒子的运动特征a. 波粒二象性：能量动量与物质波波长频率的关系ε = hνp = h/λb. 物质波的几率解释：空间任何一点物质波的强度(即振幅绝对值的平方)正比于粒子在该点出现的几率．c. 量子化（quantization）：微观粒子的某些物理量不能任意连续取值, 只能取分离值。
如能量,角动量等。
d. 定态：微观粒子有确定能量的状态玻尔频率规则：微观粒子在两个定态之间跃迁时，吸收或发射光子的频率正比于两个定态之间的能量差。
即e. 测不准原理: 不可能同时精确地测定一个粒子的坐标和动量(速度)．坐标测定越精确(∆x =0)，动量测定就越不精确(∆px = ∞)，反之动量测定越精确(∆px =0)，坐标测定就越不精确 (∆x = ∞)f. 微观粒子与宏观物体的区别: (1). 宏观物体的物理量连续取值；微观粒子的物理可观测量如能量等取分离值，是量子化的。
(2). 微观粒子具有波粒二象性，宏观物体的波性可忽略。
(3). 微观粒子适用测不准原理，宏观物体不必。
(4). 宏观物体的坐标和动量可以同时精确测量，因此有确定的运动轨迹，其运动状态用坐标与动量描述；微观粒子的坐标和动量不能同时精确地测量，其运动没有确定的轨迹，运动状态用波函数描述。
(5). 宏观物体遵循经典力学；微观粒子遵循量子力学。
(6). 宏观物体可以区分；等同的微观粒子不可区分。
2. 微观粒子运动状态的描述a. 品优波函数的三个要求: 单值连续平方可积波函数exp(i mθ) m的取值？b. 将波函数归一化θ = 0~2πc. 波函数的物理意义ψ|(x, y, z, t)|2d x d y d z表示在t时刻在空间小体积元(x~x+d x, y~y+d y, z~z+d z)中找到粒子的几率d. 波函数的单位*3. 物理量与厄米算符每个物理可观测量都可以用一个厄米算符表示a. 线性算符与厄米算符b. 证明id/dx是厄米算符*c. 写出坐标，动量，能量，动能，势能与角动量的算符d. 写出一个N电子原子，或N电子M核的分子的哈密顿算符电子体系的哈密顿算符(在国际单位或原子单位下)。
结构化学知识点汇总.doc
第一章：原子结构1. S能级有个原子轨道，P能级有个原子轨道，d能级有个原子轨道，同一能级的原子轨道能量，每个原子轨道最多可以排个自旋方向相反的电子。
当2P能级有2个未成对电子时，该原子可能是或者，当3d能级有2个未成对电子时，该原子可能是或者。
2. S轨道图形为，P轨道图形为沿三维坐标轴x y z 对称分布的纺锤形。
3. 主族元素的价电子就是电子，副族元素的价电子为与之和（Cu和Zn除外）。
4. 19∼36号元素符号是：它们的核外电子排布是：5. 元素周期表分，，，，五大区。
同周期元素原子半径从左到右逐渐，原子核对外层电子吸引力逐渐，电负性及第一电离能逐渐，（ⅡA，ⅤA 特殊）；同主族元素原子半径从上到下逐渐，电负性及第一电离能逐渐。
6. 依照洪特规则，由于ⅡA族，ⅤA族元素原子价电子处于稳定状态，故其第一电离能比相邻同周期元素原子，如：N>O>C ; Mg>Al>Na ,但是电负性无此特殊情况。
7. 电负性最强的元素是，其电负值为4.0 ，其次是，电负值为3.5第二章化学键与分子间作用力1.根据共价键重叠方式的不同，可以分为键和键，一个N2分子中有个σ键个П键，电子式为。
根据共价键中共用电子对的偏移大小，可将共价键分为键和键，同种非金属原子之间是，不同原子之间形成。
2.共价键的稳定性与否主要看三个参数中的，越大，分子越稳定。
其次是看键长，键长越短，分子越（键长与原子半径有正比例关系）。
键角与分子的空间构型有关，CO2,C2H2分子为直线型，键角是1800；CH4和CCl4为正四面体型，键角为；NH3分子构型为， H2O分子构型为，它们的键角均小于。
3.美国科学家鲍林提出的杂化轨道理论认为：CH4是杂化；苯和乙烯分子为杂化；乙炔分子为杂化。
其他有机物分子中，全单键碳原子为杂化，双键碳原子为杂化，三键碳原子为杂化。
4. 价电子对互斥理论认为ABn型分子计算价电子对公式为，其中H 卤素原子做配位原子时，价电子为个；O,S做配位原子时，不提供电子；如果带有电荷，做相应加减；出现点五，四舍五入。
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第一章：原子结构1. S能级有个原子轨道，P能级有个原子轨道，d能级有个原子轨道，同一能级的原子轨道能量，每个原子轨道最多可以排个自旋方向相反的电子。
当2P能级有2个未成对电子时，该原子可能是或者，当3d能级有2个未成对电子时，该原子可能是或者。
2. S轨道图形为，P轨道图形为沿三维坐标轴x y z 对称分布的纺锤形。
3. 主族元素的价电子就是电子，副族元素的价电子为与之和（Cu和Zn除外）。
4. 19∼36号元素符号是：它们的核外电子排布是：5. 元素周期表分，，，，五大区。
同周期元素原子半径从左到右逐渐，原子核对外层电子吸引力逐渐，电负性及第一电离能逐渐，（ⅡA，ⅤA 特殊）；同主族元素原子半径从上到下逐渐，电负性及第一电离能逐渐。
6. 依照洪特规则，由于ⅡA族，ⅤA族元素原子价电子处于稳定状态，故其第一电离能比相邻同周期元素原子，如：N>O>C ; Mg>Al>Na ,但是电负性无此特殊情况。
7. 电负性最强的元素是，其电负值为4.0 ，其次是，电负值为3.5第二章化学键与分子间作用力1.根据共价键重叠方式的不同，可以分为键和键，一个N2分子中有个σ键个П键，电子式为。
根据共价键中共用电子对的偏移大小，可将共价键分为键和键，同种非金属原子之间是，不同原子之间形成。
2.共价键的稳定性与否主要看三个参数中的，越大，分子越稳定。
其次是看键长，键长越短，分子越（键长与原子半径有正比例关系）。
键角与分子的空间构型有关，CO2,C2H2分子为直线型，键角是1800；CH4和CCl4为正四面体型，键角为；NH3分子构型为， H2O分子构型为，它们的键角均小于。
3.美国科学家鲍林提出的杂化轨道理论认为：CH4是杂化；苯和乙烯分子为杂化；乙炔分子为杂化。
其他有机物分子中，全单键碳原子为杂化，双键碳原子为杂化，三键碳原子为杂化。
4. 价电子对互斥理论认为ABn型分子计算价电子对公式为，其中H 卤素原子做配位原子时，价电子为个；O,S做配位原子时，不提供电子；如果带有电荷，做相应加减；出现点五，四舍五入。
大学基础化学复习提要
大学基础化学复习提要大学基础化学复习提要 Revised by Petrel at 2021大学基础化学复习提要------------------------------------本课程的主要内容1. 化学基本原理* 热化学* 化学平衡* 化学反应速率2. 化学平衡原理及应用* 酸碱平衡及酸碱滴定* 沉淀平衡* 氧化还原平衡及滴定* 配合平衡及配合滴定3. 物质结构* 原子结构* 分子结构4. 元素化学* 非金属元素及化合物的性质* 过渡元素及化合物的性质----------------------------------------考试的基本题型判断题、选择题、填充题、计算题第一章热化学重点内容：状态及状态函数计算注意点:1、热力学标准状态：在pθ（101325Pa）压力下，理想气体、液态和固态的纯物质、1mol×L-1浓度的溶液。
2、理解时，最稳定单质是指:C(石墨 )，Cl2 (g) ，Br2 (l) ，I2 (s)等。
3、1) 盖斯定律：热化学方程相加减，相应的也相加减。
例1、298.15K时由于Na (g) Cl-(g)→NaCl(s)的= -770.8kJ·mol-1，则NaCl(s)的标准摩尔生成焓是-770.8kJ·mol-1。
（×）解：标准摩尔反应焓定义：由最稳定单质生成1mol化合物的焓变。
本题中Na (g) Cl-(g)不是最稳定单质。
例2、反应 Na2O(s) I2(g) ->2NaI(s) O2(g)的为（ C ）(A) 2 (NaI, s) - (Na2O, s)(B) (NaI, s) - (Na2O, s) - (I2, g)(C) 2 (NaI, s) - (Na2O, s)- (I2, g)(D) (NaI, s) - (Na2O, s)例3、已知Zn(s) O2(g) = ZnO(s) 1= -351.5 kJ?mol-1 (1)Hg(l) O2(g) = HgO(s) 2=-90.8 kJ?mol-1 (2)Zn(s) HgO(s) = ZnO(s) Hg(l) (3) 的3为 = -260.7 kJ?mol-1解：∵（3）=（1）-（2）∴3 = 1 - 2= -351.5 90.8=-260.7 kJ?mol-1第二章化学平衡重点内容：* 标准平衡常数* 标准平衡常数的应用(计算）* 多重平衡规则* 化学平衡移动1、标准平衡常数表达式注意1）各种条件下平衡常数表达式的正确书写2）平衡常数的物理意义3）能进行化学平衡常数的有关计算根据已知条件求算平衡常数；根据平衡常数计算c平（p平）或α。
结构化学知识点归纳
结构化学知识点归纳结构化学是研究分子及其化学性质的一门学科，旨在理解和预测化学反应、反应机理和分子结构与性质之间的关系。
下面是对结构化学常见的知识点进行的归纳。
1.分子结构与键-原子和分子的电子排布决定了它们的分子结构。
共价键形成时，原子通过共用电子对来相互结合，并形成分子的骨架。
-单、双、三键分别由1、2、3个电子对共享而成。
-极性键是由两个不同电负性的原子之间形成的键，其中一个原子更具电负性，吸引电子密度，形成部分正电荷；而另一个原子带有部分负电荷。
-非极性键是由两个电负性接近的原子相互作用形成的键。
2.分子构象-分子构象是分子在空间中可采取的不同形状和结构。
分子可以通过旋转化学键和自由旋转的化学键来改变其构象。
-分子内部的官能团之间的键角、键长和孤对电子的位置是决定分子构象的重要因素。
3.同分异构体-同分异构体是化学物质的两个或多个形式，它们有相同的分子式但具有不同的结构和化学性质。
-构造异构体是同分异构体的一种类型，它们在分子结构中的连接方式不同。
-空间异构体是同分异构体的另一种类型，它们的分子结构在空间中三维排列不同。
4.分子间力- Van der Waals力是分子间相互作用的一种类型。
它包括范德华力、氢键和离子-离子相互作用。
-范德华力是分子间由于电子的瞬时分布而产生的吸引力。
-氢键是分子间弱的相互作用力，它包括一个原子的氢原子与另一个原子上的具有独立电子对的原子之间的相互作用。
-离子-离子相互作用是由带正电荷的离子与带负电荷的离子之间的相互作用引起的。
5.分子轨道理论-分子轨道理论描述了分子中电子的行为。
它是通过将原子轨道线性组合来形成分子轨道。
-通过具有不同形状和能量的分子轨道，可以解释分子的化学性质，例如化学键的形成和分子的反应性。
-前线分子轨道是分子中电子占据的能量最低的、决定反应性的分子轨道。
以上是结构化学的一些常见知识点的归纳。
结构化学的学习可以更好地理解化学反应和物质的性质，进而应用于有机合成、药物研发和材料科学等领域。
结构化学知识点总结
结构化学知识点总结一、化学元素的基本概念化学元素是指由相同种类的原子组成的物质，是构成物质的基本单位。
目前已知的化学元素有118种，其中92种是自然存在的元素，其余的都是人工合成的。
每种化学元素都有其独特的原子序数和原子量。
二、原子结构原子是构成物质的基本单位，由电子、质子和中子组成。
电子带负电荷，质子带正电荷，中子是中性的。
原子的结构包括原子核和围绕原子核运动的电子。
原子核由质子和中子构成，质子的数量决定了原子的原子序数，中子的数量决定了原子的质量数。
三、周期表周期表是按照元素的原子序数排列的化学元素表。
元素周期表有7个周期和18个族，按照原子序数的增加顺序排列。
周期表中的元素按照其性质和化学反应的相似程度排列。
四、化学键化学键是原子之间的连接力，是构成分子和晶体的基本力。
化学键的种类有离子键、共价键和金属键。
在化学反应中，原子之间会发生化学键的形成和断裂。
五、分子和离子分子是由原子通过共价键连接而成的结构，是化学反应的基本单位。
离子是由原子通过离子键连接而成的结构，是带电荷的化学粒子。
六、溶液和溶解度溶解是指某种物质在另一种物质中完全散布开，在其中不再分辨出原来的微粒，这种现象叫做溶解。
当溶质在溶剂中的最大溶解度称为该溶质在该溶剂中的溶解度。
七、化学平衡化学平衡是指在一个化学反应中，反应物和产物的浓度或者压力在一定条件下保持不变的状态。
化学反应达到平衡后，反应速率也会保持不变。
八、化学反应化学反应是指一种或者多种物质转变成另一种或者另几种的过程，包括原子的重新排列，化学键的形成与断裂等。
化学反应的速率和方向由反应物的浓度、温度、催化剂等因素决定。
九、酸碱中和酸碱中和是指酸和碱在一定条件下相互反应，生成盐和水的化学反应。
酸碱中和反应需要满足酸碱反应的化学条件，包括氢离子和氢氧根离子的结合等。
十、氧化还原反应氧化还原反应是指发生氧化还原化学反应的化学变化，包括氧化和还原。
在氧化还原反应中，氧化剂会接受电子，还原剂会失去电子，从而发生电子转移的反应。
现代基础化学复习提纲
第一章 原子结构和元素周期表1．原子结构理论（了解波尔理论和量子力学理论） 2.测不准原理（德国，海森堡，了解）★3.原子轨道，三个量子数的相关理论，n 决定原子核外的电子层数;m 决定亚层中的轨道个数以及亚层中轨道伸展方向的个数；l 取值个数决定了亚层的个数和种类 ★4.单电子原子无能级交错现象，原子轨道能量取决于主量子数n,且n 越大，轨道能量越大;多电子原子的能级不仅与n 有关，还与l 有关，且n 相同，l 越大，轨道能量越高；l 相同，n 越大，轨道能量越高.能级交错现象：n 值大的亚层能量反而比n 值小的能量低的现象，如3d>4s ★.5.核外原子排布三大原则，洪特规则的特例（熟记）★6.原子电子结构的表示方式（熟练运用）★7.元素周期律以及周期表分区（熟记）★8.有效核电荷，原子半径，（重点记忆）电离能，电子亲和能，电负性的变化规律9. 徐光宪经验规则一:E=n+0.7*l ；徐光宪经验规则二:E=n+0.4l ，熟练比较两个规则并可以运用★10.了解氧化值的计算方法和熟记常见元素的氧化值第二章 分子结构和分子间力1. 价键理论的基本要点以及所用范围（熟记）★2、共价键的特征，类别以及相关键参数（熟记并应用，键参数如何变化要能够判断）★3杂化轨道理论的基本要点以及杂化轨道特征和三种sp 杂化轨道（熟记并应用）4、★等性杂化和不等性杂化的区别（了解），要记住不等性杂化的几种分子结构怎样杂化和杂化表达式（了解）★唯自旋公式（熟记以判断顺磁性与反磁性）5★分子轨道理论的基本要点，能级顺序和应用（熟记并应用）两种分子轨道的特征以及区别★4、分子轨道表达方式（熟练运用）6★价键理论，杂化轨道理论，分子轨道理论内在关联和区别（熟记）分子的极性和偶极矩（了解并能判断）7★分子的变形性和极化率（熟记判断方法和相关规律）8、三种分子间力以及极性非极性分子间存在的力的种类（熟记） 这两章内容易在选择填空中出现，复习过程中应该注意记忆的准确性，规律内容要记清楚。
基础结构化学--2015复习提纲汇总
《基础结构化学》（*要求了解的内容，一般不出现在考试中）第一章 量子力学基础 10%~12%一．微观粒子的基本特征1．量子，量子化，量子论(1). Planck 的能量子假设能量子： ε0＝hνE=n* ε0h 为普朗克常数量子化：对于微观粒子，某些物理量如能量，动量的变化不再是连续的，这些物理量有最小单位，称为量子。
这些物理量则是量子的整数倍。
这就是量子论。
量子假设看起来简单，它的提出具有划时代的意义。
在量子论中，能量的表达是和经典的电磁理论是完全不同的。
,E n ν∝与频率和量子数相关。
在经典的电磁理论下，2E A ∝与振幅相关。
光电效应最终合理的解释就直接地说明在微观世界中，,E n ν∝与频率和量子数相关，而与振幅无关。
Einstein 光子假设的提出正好解释光电效应实验现象。
(2). Einstein 的光子假设a)光子，λh mc p ==，光的强度正比于单位内光子数(光子密度ρ)。
b)光电效应：20k 01h W E h mv 2νν=+=+ (光子碰撞电子) 功函数：0h W ν=电子的动能与光强度无关，与光子的频率成正比。
光电子动能的计算(包括光电离) 。
c)光子的波粒二象性，0220h m ,m =0c c εν==λh mc p ==。
(光子的粒子性)(3). Bohr 的原子结构理论定态假设：原子中的电子在某些特定的轨道上运动，电子有固定的能量，不辐射能量，处于稳定状态，也就是定态。
Bohr 的原子结构理论不仅提到能量量子化，还进一步提出角动量也是量子化。
拉曼谱系(n 1→的电子跃迁导致的发射光谱)2. 物质波由Einstein 光子学说，我们可得出光既具有波动性也具有粒子性，这两种特性并不矛盾。
在Einstein 光子假设中，λh mc p ==，就显示光具有波动性也具有粒子性。
德布罗意由类比法，提出物质也具有波动性。
实物粒子的波长 h pλ= 实物粒子具有波粒二象性，有时表现出粒子性，有时变为波动性。
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《基础结构化学》第一章 量子力学基础 ~15%一．微观粒子的基本特征1．量子，量子化，量子论(1). Planck 的能量子假设能量子： ε0＝hνE=n* ε0h 为普朗克常数量子化：对于微观粒子，某些物理量如能量，动量的变化不再是连续的，这些物理量有最小单位，称为量子。
这些物理量则是量子的整数倍。
这就是量子论。
量子假设看起来简单，它的提出具有划时代的意义。
在量子论中，能量的表达是和经典的电磁理论是完全不同的。
,E n ν∝与频率和量子数相关。
在经典的电磁理论下，2E A ∝与振幅相关。
光电效应最终合理的解释就直接地说明在微观世界中，,E n ν∝与频率和量子数相关，而与振幅无关。
Einstein 光子假设的提出正好解释光电效应实验现象。
(2). Einstein 的光子假设a)光子，λh mc p ==，光的强度正比于单位内光子数(光子密度ρ)。
b)光电效应：20k 01h W E h mv 2νν=+=+ (光子碰撞电子)功函数：0h W ν=电子的动能与光强度无关，与光子的频率成正比。
光电子动能的计算(包括光电离) 。
c)光子的波粒二象性，0220h m ,m =0c c εν==λh mc p ==。
(光子的粒子性)(3). Bohr 的原子结构理论定态假设：原子中的电子在某些特定的轨道上运动，电子有固定的能量，不辐射能量，处于稳定状态，也就是定态。
Bohr 的原子结构理论不仅提到能量量子化，还进一步提出角动量也是量子化。
拉曼谱系(n 1→的电子跃迁导致的发射光谱)2. 物质波由Einstein 光子学说，我们可得出光既具有波动性也具有粒子性，这两种特性并不矛盾。
在Einstein 光子假设中，λh mc p ==，就显示光具有波动性也具有粒子性。
德布罗意由类比法，提出物质也具有波动性。
实物粒子的波长 h p λ=实物粒子具有波粒二象性，有时表现出粒子性，有时变为波动性。
实际上微观粒子既不是经典粒子，也不是经典波。
3. 测不准原理微观粒子的一个表现是测不准原理:h p x x ≥∆⋅∆4. Pauli 原理一切微观粒子都有自旋运动。
对于电子，在原子轨道或分子轨道上，最多只能容纳两个电子，这两个电子的自旋状态。
5. 学习要求(1) 量子，量子化的概念与物理意义，物质波动性的理解，测不准原理与物质波动性的关系。
量子力学与经典力学的比较。
(2) 光电效应、光电离，物质波波长的计算。
(3) 习题 1.3， 1.10，1.21。
电子伏特能量：19191 1.602101 1.60210eV q U C V J --=⨯=⨯⨯=⨯二. 量子力学的基本假设1. 四条基本假设的基本内容量子力学的基本理论就是四条基本假设：(a) 任何微观系统的运动状态都可用波函数ψ来描述。
(b) 对于微观系统（体系）的每一个可观测量的力学量，都对应着一个线性厄密（自厄）算符。
在量子力学中，波函数是描述微观系统的数学形式，而算符则是表达力学量的数学工具。
波函数隐含了微观系统的一切可能的信息。
需要通过对波函数进行某种运算才能求得微观系统得力学量。
(c) 若一力学量的算符Aˆ作用于波函数ψ等于常数a 乘以原函数ψ，即 ψψa Aˆ= 则对于波函数ψ所描述的状态是一稳定状态，称为本征态，力学量A 有确定值a ，常数a 称为力学量算符Aˆ的本征值，ψ称为A ˆ的本征函数。
上式称为A ˆ的本征方程。
(d) 微观粒子也具有波动性，波的叠加原理同样适用于微观粒子的运动。
2 学习要求(1)波函数的条件波函数要是连续的，且它的一次微商业要求是连续的；单值有限；平方可积。
(2)正交归一的物理意义(波函数的正交归一，原子轨道，杂化轨道，分子轨道都是要满足正交归一，但是多电子波函数是单电子波函数的乘积，则波函数是正交的但不一定要求是归一化的)01d ψψτ*⎧=⎨⎩⎰ 正交意味在同一空间中，微观粒子不可能同时处于两个不同的运动状态，归一化意味着粒子在空间中出现的概率为1。
(3)叠加原理中的系数的含义(4)薛定谔方程及其物理意义ψψa Aˆ=本征方程，本征函数，本征值，本征态的含义 (5)常用力学算符的形式,动量算符，动能算符，势能算符，Hamiltonian 算符。
(6) 力学量获得的方法 (本征方程—本征值，平均值)ψψa Aˆ= τψψd Aˆa *⎰= (7) 习题 1.6，1.9，1.17。
三. 势阱中自由粒子的运动——初步运用量子力学方法1.自由粒子的微观基本特征(1). 自由粒子的运动状态具有多样性。
(2). 自由粒子的能量量子化 能级：22n 2n h E 8ml = (量子数为正整数) 能级差: ()2n+1n 2h E E E 2n 18ml∆=-=+ 量子化效应的强弱与粒子的大小尺度的关系(3). 零点效应：系统的最低能量总是大于零。
在经典力学中，最小能量为零。
(4). 离域效应：粒子运动范围越大，体系能量越低。
(5). 没有经典运动轨迹，只有概率分布。
(6). 波函数节点越多，能量越高。
2. 简并态，简并度，简并能级。
一维：22n x 2h E n 8ml = 二维: 222n x y 2h E (n n )8ml =+ (2n 216h E 8ml <的能级个数有多少) 三维: 2222n x y z 2h E (n n n )8ml =++ (2n 227h E 8ml=的简并态xyz ψ以及个数) 3.学习要求(1) 自由粒子的微观基本特征(2) 势阱中自由粒子的能量的计算。
(能量的公式)(3) 习题1.10，1.12 (22n 2n h E 8m l=)第二章 原子的结构与性质 ~15%由上一章可知，通过用薛定谔方程微观粒子的运动状态，我们得到自由粒子的波函数和能级，通过对自由粒子的波函数和能级的分析，我们得到了自由粒子的一些基本特征和性质。
化学中，关注的是原子和分子。
那么是否也可以通过量子力学来研究原子的结构和性质。
答案当然/我们已经知道/是肯定的。
一．单电子原子和多电子原子结构的量子力学处理方法1. 单电子原子的薛定谔方程的解——精确求解 (简单体系)r Ze m H e e 022242ˆπε-∇-= 222222220Ze E 2m x y z 4r ψψπε⎡⎤⎛⎫∂∂∂-++-=⎢⎥ ⎪∂∂∂⎝⎭⎣⎦2. 采用的近似方法单电子原子：BO 近似，极坐标变换，变量分离多电子原子：BO 近似，单电子近似或轨道近似，中心力场原子中的电子运动状态：轨道运动与电子自旋运动的分离3. 屏蔽效应，屏蔽常数，有效核电荷为势能算符简单化，电子i 受到的电子排斥势近似为球形对称的。
其他电子对电子i 的排斥作用抵消或屏蔽了部分核对电子的吸引作用，这种因为电子间的排斥作用，抵消了部分核对电子的吸引作用，削弱了核对电子的吸引，从而使能量升高的现象，称为屏蔽效应。
4. 学习要求了解基本的处理模型，近似方法。
二. 单电子原子的运动状态——原子轨道1. 原子轨道的含义与表示 (原子的单电子波函数, n,l,m ψ, s, d, p, f 轨道)与Bohr 原子轨道的区别，这里的原子轨道没有确定的轨迹，描述的是原子中一个电子的运动状态，电子在空间的位置服从由概率密度2ψ所决定的概率分布。
2. 原子轨道和电子云的分布 (原子轨道径向分布与量子数的关系)电子云的角度分布只与l, m 有关。
原子轨道或电子云的分布与量子数之间的关系3. 原子轨道和电子云的区别与物理意义原子轨道——电子运动状态，波函数；电子云——电子在空间的位置概率分布，没有相位。
4. 学习要求(1) 理解原子轨道的概念，清楚原子轨道/电子云的分布与量子数的关系，理解量子力学下的原子结构(2) 习题2.20三．量子数与力学量的关系1. 类氢离子体系的能量 422n 2222013.6eV 8e m e Z Z E h n n ε=-=-，维里定理(E~r-1) 基态 n=1, 第一激发态n=2,…… 2. 角量子数与角动量和磁矩L , B μ=m L z -=, B z m μμ-=3. 多电子体系单个电子的能量：i j j i or j i σσ≠≤=∑，**Z Z σ=-2*i *Z E 13.6eV n ⎛⎫=- ⎪⎝⎭体系能量：i i E=E ∑4. 影响原子轨道能的因素屏蔽效应，钻穿效应，轨道能级与量子数(n, l)的关系，能级组徐光宪的(n+0.7l)规则和(n+0.4l)规则5. 学习要求(1) 原子轨道能的计算/估算。
(2) 习题2.1，2.3，2.5，2.6。
四. 自旋运动与Pauli 原理1. 自旋运动：微观粒子都有自旋运动，自旋运动是粒子的本性，不仅电子有自旋运动，其他粒子也有如组成原子的质子和中子有自旋运动，光子、介子等也有自旋运动。
粒子的运动状态——完全波函数 ()()s nlm m ψηψ=⋅2. Pauli 原理 对称波函数与反对称波函数。
电子的波函数1) Pauli 不相容原理：在一个多电子体系中，两个自旋相同的电子不能占据同一个轨道，或者说两个电子的量子数(n,l,m,ms)不能完全相同。
2) Pauli 排斥原理：在一个多电子体系中，自旋相同的电子尽可能分开，远离。
3. 学习要求电子的自旋运动，Pauli 原理的两个推论。
五. 原子核外电子排布规则1. Pauli 不相容原理，能量最低原理，Hund 规则及其补充规则2. 原子核外电子排布的特殊现象与Hund 规则及其补充规则3. 电子层结构与元素周期率元素周期率是与原子的电子层结构有紧密的联系周期表的划分与能级组、最外层电子/价电子族与周期的划分，主族元素，副族元素，过渡元素，内过渡元素，镧系元素，锕系元素，镧系元素收缩4. 原子半径，电离能，原子轨道能与电子结合能，电子亲和能，电负性。
5. 学习要求(1) 原子核外电子排布规则(2) 元素的性质，如半径，电离能，电负性，电子亲和能的周期性变化规律，镧系收缩。
(3) 习题2.11第三章 双原子分子的结构 ~20%一. 变分法原理1. 变分法的原理：(1) 选定试探变分函数++=2211ψψψc cψ称为变分函数，其中ψ1、ψ2、…是已知函数。
(2) 写出平均能量表达式利用下式可求出该函数表示的状态的平均能量：*0*ˆH d E E d ψψτψψτ=≥⎰⎰(3) 对能量变分当021=== c E c E ∂∂∂∂时，可求得最小的E0的参数值c1、c2、……。
2.. H2+的量子力学处理结果的讨论(1) 了解三个积分项的含义库仑积分Haa/, 重叠积分Sab, 交换积分Hab/β(2) 能量与核间距的关系(图H2+)(3) 共价键的本质的理解：a)原子轨道(电子运动状态)叠加得到分子轨道(新的电子运动状态)，b) 成键MO 与反键MO 的特点(键轴方向有无节面)，成键MO(1ψ)与反键MO 2ψ的特点导致分子基态电子分布的特点(H2+的基态，电子填充到1ψ，由于1ψ键轴无节面，核间电子密度增加，产生了电子与两个原子核的相互作用，屏蔽了核间的相互排斥作用，这样系统能量由于形成新的电子运动状态(MOs)而降低)3.学习要求(1) 变分法原理，共价键的本质(2) 理解分子轨道的含义——单电子的运动状态, 满足正交归一。