第10章 原子结构和元素周期律
基础化学原理第十章
第10章 原子结构与元素周期律内容提要本章的重点是认识核外电子的运动状态，核外电子周期性排布以及与元素周期表的关系。
首先应把注意力集中于弄清核外电子的运动状态的描述方法，了解微观粒子运动的基本属性，清楚对氢原子和类氢离子的核外单电子进行量子力学处理基本方法中涉及的概念和意义。
在弄清上述概念的基础上，要掌握四个量子数、核外电子周期性排布以及与元素周期表的关系，正确认识元素的周期性变化规律（如原子半径、电离能、电子亲和能和电负性）。
1．量子力学对氢原子的处理 1）波粒二象性微观粒子的运动既有波动性又有粒子性，常称为波粒二象性（量子化特征）。
与波动性有关的物理量（波长λ）和与微粒性有关的物理量（动量p ）可以通过普朗克常数（h ）联系起来，这就是著名的德布罗依关系式h/p h/mv ==λ。
具有波动性的粒子不能同时具有确定的坐标与动量，即∆⋅∆x p ≥4h/π。
这一关系称为海森堡不确定性原理（或测不准原理）。
1905年，爱因斯坦（Einstein ）提出了著名的爱因斯坦方程E =hc/λ，为近代量子论奠定了基础。
2）波函数既然电子在原子核外运动服从量子力学规律，就必须解决如何描述其运动状态的问题，这就是著名的薛定谔方程。
该方程的每一个合理的解Ψ，都以波函数表示粒子运动的某一状态，并有对应于这个稳定状态的总能量E 。
在球坐标中波函数表达为Ψ n,l,m (r ,θ, φ)，还可分解成径向部分R n , l ( r ) 和角度部分 Y l ,m (θ, φ)。
3）几率密度2ψ和电子云波函数Ψ本身並无具体的物理意义，仅表示薛定谔方程的解，但2ψ却给出了明确的物理意义：2ψ表示在空间任意小体积元（d V ）中电子出现的概率，即概率密度，其空间图像称为电子云。
4）波函数的有关图形表示原子轨道的角度分布是以Y (θ, φ) 随θ, φ变化的图形，2Y随θ, φ变化的图形称为电子云角度分布图；以4πr2R2 (r) 对r作图，则表示在半径r与r + d r之间的薄层球壳内电子出现概率与半径r之间的关系。
原子结构和元素周期律—元素周期表(无机化学课件)
课程小结
本节重点
一、周期表的结构 周期（横行）结构： 三长、三短、一不全。 族（纵行）结构： 七主、七副、零和Ⅷ族。
二、原子结构与元素在周期表中位置的关系 a.周期序数＝电子层数 b.主族序数＝最外层电子数
无机化学
˝
元素周期表
案例导入
插入二维动画（待制作）
元素周期表是怎么来的？
目录
CONTENTS
01 元素周期表
02 元素周期表的结构及特点
01
元素周期表
一、元素周期表
定义：把电子层数相同的各元素， 按原子序数递增的顺序从左到右排 成横行；把不同行中外层电子数相 同的元素，按电子层递增的顺序由 上而下排成纵列，就可以得到一张 表格，叫元素周期表。 元素周期表是元素周期律的具体表 现形式。
02
元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
1 周期（横行）具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺 序排列的一个横行。
短周期 长周期
不完全周期
1
1
2K 2
234
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
3 11 12
M 18
13 14 15 16 17 18 L 8
k
2
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
二、元素周期表的结构及特点
族的分类 包含元素
表示 个数
主族
副族
长、短周期元素 ⅠA,ⅡA等
长周期元素 ⅠB,ⅡB等
7
7
零族
Ⅷ族
稀有气体元素 8、9、10纵行
原子结构与元素周期律教案
原子结构与元素周期律教案教学目的：1.让学生了解原子结构的基本知识，包括原子核和核外电子的分布和组成，以及原子能级的概念和排列规律。
2.让学生掌握元素周期律的基本概念和原理，包括原子序数、电子排布式、元素符号和相对原子质量的记忆和应用。
3.培养学生的科学素养和探究精神，让学生通过自主学习、合作学习、探究学习等方式，提高学习能力和综合素质。
教学重点：1.原子结构和元素周期律的基本概念和原理。
2.元素周期律的应用和实际意义。
教学难点：1.原子结构和元素周期律的理解和应用。
2.元素周期表的结构和记忆方法。
教学方法：1.讲授法：通过讲解原子结构和元素周期律的基本概念和原理，让学生了解相关知识。
2.探究法：通过探究元素周期律的应用和实际意义，培养学生的探究精神和创新能力。
3.练习法：通过练习元素周期表的使用和记忆方法，让学生掌握相关知识。
教学过程：1.导入新课：通过引导学生回顾初中所学的化学知识和相关实验操作，导入本课的主题——原子结构和元素周期律。
2.讲解概念：通过讲解原子结构和元素周期律的基本概念和原理，让学生了解相关知识。
包括原子核和核外电子的分布和组成，以及原子能级的概念和排列规律等。
3.探究应用：通过探究元素周期律的应用和实际意义，培养学生的探究精神和创新能力。
包括元素周期表的结构和记忆方法，以及元素周期律在化学反应、材料科学等领域中的应用等。
4.课堂练习：通过练习元素周期表的使用和记忆方法，让学生掌握相关知识。
包括填写元素周期表中的空格、记忆元素符号和相对原子质量等。
5.小结与作业：通过总结本课的知识点和重点难点，布置相关作业，巩固学生的学习成果。
教学评价：1.通过课堂表现、回答问题、小组讨论等方式评价学生的学习状态和学习效果。
2.通过作业、测试等方式评价学生对本课知识点的掌握程度和应用能力。
原子结构与元素周期律教学课件(中职).
0
1
H 氢 Li 锂 Na 钠 K 钾 Rb 铷 Cs 铯 Fr 钫
Ⅶ A F 氟 Cl 氯 Br 溴 I 碘 At 砹
He 氦 Ne 氖 Ar 氩 Kr 氪 Xe 氙 Rn 氡
2 3
5 6 7
镧 系 锕 系
Hf 铪 Rf * Ce 铈 Th 钍
Ta 钽 Db * Pr 镨 Pa 镤
W 钨 Sg * Nd 钕 U 铀
15P
16S
17Cl
18Ar
+13 2 8 3 +14 2 8 4 +15 2 8 5 +16 2 8 6
+17 2 8 7 +18 2 8 8
三.同位素
元素和同位素 元素是具有相同核电荷数(即质子数)的一类原子的总称。 也就是说，同种元素原子核中的质子数是相同的。
质子数相同，而中子数不同的同种元素的不同原子，叫
Al
Al 3
32 16
S 2
二、核外电子的排布规律
1.电子层
• 电子在原子核外的很小的空间做高速运动。在含有多个电 子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的电子在离核 近的区域运动；能量高的电子在离核远的区域运动。因此
把这些“区域”叫做电子层。
二、核外电子的排布规律
• 在原子核外有能量互不相同的多个电子层。其能量由内到 外依次增高，常用n表示从内到外的电子层。 电子层(n) 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
+7 2 5
+8 2 6
+9 2 7
+10 2 8
1 +1
2 +2
3 +3
4 +4 -4
原子结构与元素周期律(精)
第10章原子结构与元素周期律思考题1．量子力学原子模型是如何描述核外电子运动状态的？解：用四个量子数：主量子数——描述原子轨道的能级；角量子数——描述原子轨道的形状, 并与主量子数共同决定原子轨道的能级；磁量子数——描述原子轨道的伸展方向；自旋量子数——描述电子的自旋方向。
2．区别下列概念：（1）Ψ与∣Ψ∣2，（2）电子云和原子轨道，（3）几率和几率密度。
解：（1）Ψ是量子力学中用来描述原子中电子运动状态的波函数，是薛定谔方程的解；∣Ψ∣2反映了电子在核外空间出现的几率密度。
（2）∣Ψ∣2 在空间分布的形象化描述叫电子云，而原子轨道与波函数Ψ为同义词。
（3）∣Ψ∣2表示原子核外空间某点附近单位体积内电子出现的几率，即称几率密度，而某一微小体积dV内电子出现的几率为∣Ψ∣2·dV。
3．比较波函数角度分布图与电子云角度分布图，它们有哪些不同之处？解：不同之处为（1）原子轨道的角度分布一般都有正负号之分，而电子云角度分布图均为正值，因为Y 平方后便无正负号了。
（2）除s轨道的电子云以外，电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些，这是因为︱Y︱≤ 1，除1不变外，其平方后Y2的其他值更小。
4．科顿原子轨道能级图与鲍林近似能级图的主要区别是什么？解：Pauling近似能级图是按能级高低顺序排列的，把能量相近的能级组成能级组，依1、2、3…能级组的顺序，能量依次增高。
按照科顿能级图中各轨道能量高低的顺序来填充电子，所得结果与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大致相符合。
科顿的原子轨道能级图指出了原子轨道能量与原子序数的关系，定性地表明了原子序数改变时，原子轨道能量的相对变化。
从科顿原子轨道能级图中可看出：原子轨道的能量随原子序数的增大而降低，不同原子轨道能量下降的幅度不同，因而产生能级交错现象。
但氢原子轨道是简并的，即氢原子轨道的能量只与主量子数n有关，与角量子数l无关。
5．判断题：（1）当原子中电子从高能级跃迁至低能级时，两能级间的能量相差越大，则辐射出的电磁波波长越大。
《物质结构-元素周期律》知识点总结
物质结构元素周期律1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子:核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子:核外电子数＝质子数－所带的电荷数(2）“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数］用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明（1）质量数（A）、质子数（Z)、中子数(N）的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义:表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数（质子数)为Z的一个原子．例如，23Na中,Na11原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．[原子核外电子运动的特征］（1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．（3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称.在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．［原子核外电子的排布规律](2）能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后,才依次进入能量较高的电子层中．因此,电子在排布时的次序为:K→L→M……（3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子（n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等,均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数］按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数［元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律］对于电子层数相同(同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化．（2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同,而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水（或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物-—氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强,对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子,对应的金属元素的金属性越强,反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质,对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O［两性氢氧化物］既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al（OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1（OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O［原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]［元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表［元素周期表］把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1）元素周期表中共有7个周期,其分类如下：短周期(3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期,共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素）（2）某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3）第六周期中的57号元素镧（La)到71号元素镥（Lu）共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4）第七周期中的89号元素锕(Ac）到103号元素铹（Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素．在锕系元素中,92号元素铀（U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．［族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下:①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B"表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）．③在周期表中,第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定,在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）．(2）在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素,统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3）某主族元素所在的族序数:该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数［原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系］（1）原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17,而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．（2）原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数,原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．［元素性质与元素在周期表中位置的关系](1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：（2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱,得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强）；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大,失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱;b．金属单质与酸（或水)反应置换氢由难到易。
高中化学：物质结构 元素周期律知识点
高中化学：物质结构元素周期律知识点一. 原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数2. 质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）==近似原子量3. 原子构成4. 表示方法二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系1. 区别2. 联系【名师点睛】(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
三. “10电子”、“18电子”的微粒小结1. “10电子”微粒2. “18电子”微粒四. 元素周期表的结构1. 周期2. 族3. 过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。
五. 元素周期表的应用1. 元素周期表在元素推断中的应用(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。
等式一：周期序数＝电子层数；等式二：主族序数＝最外层电子数；等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。
(3) 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如a X(n＋1)＋、b Y n＋、c Z(n＋1)－、d M n－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。
2. 元素原子序数差的确定方法(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。
(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。
①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
原子结构 元素周期律
1、下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是 A. NaF B. MgI2 C. BaI2 D. KBr B 2、下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A. BeCl2 B. PCl3 C. PCl5 D. H2O B 8电子稳定结构：化合价的绝对值+最外层电子数 = 8 _ _ 3+ + 2 3、已知1—18号元素的离子 aW 、bX 、CY 、dZ 都 具有相同的电子层结构，则： Z< Y<W<X ⑴原子半径由小到大的顺序 ； _ 3+ + 2_ W <X < Z < Y 离子半径由小到大的顺序是 。 C<d<b<a ； ⑵质子数a、b、c、d由小到大的顺序____________ 原子最外层电子数由小到大的顺序 X < W < Y < Z 。 ⑶离子氧化性、还原性的关系是 Y Z 氧化性 W3+ > X+ ； 还原性 Y2- > Z- 。 X w
例1、X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述 中能说明X的非金属性比Y强的是（ C ） A、 X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B、 X的氢化物沸点比Y的氢化物的沸点低 C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。 例2、下列叙述正确的是（ C ） A、同一主族元素，原子半径越大，单质熔点一定越高。 B、ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子。 C、同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最小。 D、所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价 和它的族序数相等。 一般来说，同主族金属元素单质的熔沸点降低，非 金属元素单质的熔沸点升高。同周期金属元素单质的熔 沸点升高，非金属元素单质的熔沸点降低。
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实物粒子所具有的波称为物质波，亦称为德布罗意波。
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德布罗意（ L.V.de Broglie ）
路易斯· 德布罗意本是学历史的，受 其兄——实验物理学家莫里斯· 德布 罗意的影响改行攻读物理学。德布
罗意的治学原则是：广见闻，多阅
览，勤实验。爱因斯坦称赞德布罗
意物质波的提出是“揭开了巨大帷
1924年法国年轻的物理学家德布罗意在光的波粒二象
性的启发下，大胆地提出了实物粒子 (电子、原子等)
也具有波粒二象性的假设。德布罗意指出具有一定能
量E和动量p的实物微粒，其频率和波长分别为：
E hn
p h/ l
h为普朗克常量，
h 6.626 1034 J s
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氢原子可见光区光谱
l/nm 656.3 486.1 434.1 410.2 390
Ha
Hb
Hg
Hd He
Balmer(瑞士)提出氢光谱谱线公式： 1 1 1 ~ ~ ν RH ( ) , n2 2 2 λ 2 2 n2 ~ 107 m1 Rydberg常数： RH 1.096776 对氢原子光谱的进一步研究，发现： 1 1 1 ~ ~ ν RH ( ) , n 2 n1 2 2 λ n1 n2
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10.1.1 原子的含核模型
发现电子后，实验又证实了各种物 质都有可能放出电子，同时整个原 子又是电中性的，因此原子中除电 子以外，必定还有另一带正电荷的 组成部分。1904年汤姆生提出了一 种原子模型，认为原子中平均分布 着正电荷，在正电荷中镶嵌着许多 电子，从而形成了中性原子。汤姆 生的原子模型只是有关原子结构的 原始的、相当模糊的概念。
n 1,2 ,3
M M 2
M 3
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玻尔H原子模型
h Mn n, 2p n 1,2,3
n1 n2
E4 激 E3 发 E2 态
E 2 E 1 hn
n3
n4
E1 基态
能级
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电子轨道
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幕的一角”。1929年获诺贝尔物理 学奖。
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德布罗意波的实验证明
(1)戴维逊—革未电子束照射镍单晶(1927年)
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德布罗意波的实验证明
(2)汤姆生电子衍射实验(1927年)
电子在多晶薄膜上衍射图案
X光在多晶薄膜上衍射图案
根据X衍射的布拉格公式可求出电子衍射波长l，与德 布罗意关系式计算完全一致。 戴维逊和汤姆逊1937年获诺贝尔物理学奖。
的，应得到连续光谱。但事实上原子是稳定的，原
子光谱是线状光谱。
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10.1.2 原子的玻尔模型
太阳光通过三棱镜折射后，可分出红、橙、黄、绿、 青、兰、紫等波长的光谱，光的强度随频度变化呈连 续分布的光谱称连续光谱。
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雨后彩虹是连续光谱
n R 1 1 ~ n 2 2 l c hc n n 2 1 1
2.18 1018 J ~ R R 1.094678 107 m 1 hc 6.626 10 34 J s 3 108 m s 1
1 1 ~ R n2 n2 2 1 即Rydberg公式。
放出光子 吸收光子
E3 E1 n h
hn | E 3 E1 |
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氢原子光谱与轨道能级关系
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玻尔原子模型
(3) ）原子中的轨道必须符合一定的条件，即在轨道 上运动的电子的角动量必须满足量子化条件：
h Mn n, 2π
态，原子有许多定态，能量最低 的定态称基态，其余称激发态。 处于定态的原子不幅射能量。
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玻尔原子模型
(2) 电子由一个轨道(E2)跃迁至另一个的轨道(E1)时， 放出或吸收一个光子的能量hn
hn E2 E1
h为普朗克常量， h 6.626 1034 J s
大学化学
第十章 原子结构 和元素周期律
中国地质大学材料科学与化学工程学院金继红
大学化学
10.1原子结构的早期模型 10.2 微观粒子的波粒二象性 10.3 现代原子结构模型
—氢原子核外电子的运动状态
10.4 原子结构和元素周期系 10.5 元素的性质与原子结构的关系
中国地质大学材料科学与化学工程学院金继红
没有任何实验依据。
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原子结构理论的发展简史
19 世纪初英国科学家道尔
顿提出了著名的原子论，
认为每种化合物都是由不
同数量的原子所组成，原
子不能再分，原子在化学
反应中不会消失也不会创
生。
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原子结构理论的发展简史
1895年，德国物理学家伦琴发现X射线； 1896年，法国物理学家贝克勒尔发现放射性； 1897年，英国物理学家汤姆生实验证实电子的存在。 电子的发现，打开了通往原子内部的大门；放射性的 发现，打开了窥视原子核秘密的大门； X 射线的发现， 给物质微观结构的探索提供了强有力的手段。这三大 发现，彻底打破了原子是不可分的观点。
由以上两例可看出，粒子的质量越大，德布罗依波的 波长越短，这就是在宏观世界中粒子波粒二象性不被
表现的原因。
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10.2.2 德布罗依波的统计解释
衍射强度大的地方表示在该点出现的粒子多，衍射强 度小表示粒子在该点出现的粒子少。
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地方表示粒子在该点出现的粒子少。
对一个电子来说，空间任一点波的强
10.2.2 德布罗依波的统计解释
电子一个一个地通过狭缝( 相当于一个电子在相同的 条件下多次重复通过狭缝) ，每个电子到达底片的位
置是随机的，但最后的结果仍是得到衍射图案。
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1.1.3 玻恩的统计解释
对大量粒子来说，波强度大的地方表
示在该点出现的粒子多，波强度小的
18
J
1eV 1.6 10
19
J
氢原子能量量子化！
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氢原子光谱
设n1、n2是氢原子两个轨道的量子数，能量为E1和E2
R hn ( E2 E1 ) 2 2 n2 n 1 R
1 1 R n2 n2 2 1
e 0 h2
pme2
52.9pm 1pm 1012m
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用玻尔理论计算氢原子能量
E E动 E 位 1 e 2 mv 2 4πe 0 r
2
E
1 n
2
me 4
2 2 8ε 0 h
1 n
2
R n 1,2 ,3 ,
R 13.6eV 2.18 10
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尼尔斯· 玻尔(Bohr,Niels)
1885 年生于丹麦首都哥本哈根， 大学二年级时研究水的表面张力， 获得丹麦科学院金奖． 玻尔创造性地把普朗克的量子说 和卢瑟福的原子核概念结合了起 来．提出了玻尔原子模型，对周期 表各种元素的原子结构作了说明， 同时对周期表上的第 72 号元素的性 质作了预言． 1922 年，发现了元素 铪，证实了玻尔预言的正确． 1922 年玻尔获诺贝尔物理学奖。
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卢瑟福行星模型遇到的困难
1、根据经典理论，电子绕原子核运动时要幅射电磁 波，因而电子的能量不断减少，电子运动的速度也 不断减慢，电子运动的轨道半径也将相应地变小并 逐渐靠近原子核，最后落到核上，电子湮灭，原子
将不复存在。
2、电子运动过程中幅射电磁波的波长也是连续变化
大学化学
10.1 原子结构的早期模型
10.1.1 原子的含核模型 10.1.2 原子的玻尔模型
中国地质大学材料科学与化学工程学院金继红
原子结构理论的发展简史
早在公元前五世纪，古希腊的哲
学家德漠克里特提出：“世界是
由看不见且不可分割的最小微粒
组成，这种微粒就是原子
(atom)” ，“ 一切由原子产生， 一切也分解为原子”。 “ atom 原子 ” 在希腊语中是不可分割 的意思。这仅是哲学上的概念，
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例：电子通过100V的电场加速，电子的德布罗 依波波长是多少？ 解：电子通过电势为100V的电场加速，其动能： T eV 1 T mv 2 p mv 2mT 2 h h h l p 2mT 2meV
V 2 9.1 10 31kg 1.6 1017 C V 1.225 通过100V电场加速电子的波长： l nm 0.1225nm 100
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哥本哈根学派
的创始人
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大学化学
10.2 微观粒子的波粒二象性
10.2.1 微观粒子的波粒二象性 10.2.2 德布罗依波的统计解释 10.2.3 测不准关系
中国地质大学材料科学与化学工程学院金继红
10.2.1 微观粒子的波粒二象性
20世纪初，人们对光的研究结果表明，光具波粒二象 性。与光传播有关的现象如干涉、衍射都表现出光的