高中化学竞赛_无机化学1原子结构
R n, l (r) – r
波函数( )径向分布
R2 n, l (r) – r
r2R2 n, l (r) – r
电子云 ( 2)径向密度分布
电子云 ( 2)径向分布
(电子在离核半径为r单位厚度的薄球壳内 出现的几率)
Y l, m (, )
Y2 l, m (, )
波函数( )角度分布(+,-)
电子分布在角量子数 l 相同的简并轨道上时， 总是尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。 (全满、半满和全空)
[例] 21号元素
1s22s22p63s23p64s23d1 1s22s22p63s23p63d14s2 (填充后，由于d 的屏蔽，使得 s 轨道能量升高) Sc [Ar] 3d14s2
(全空时，先填 s, 钻穿效应 )
第一讲
原子结构
1.1 核外电子的运动状态
1.2 核外电子的排布和元素周期系
1.1 核外电子的运动状态
一、氢原子光谱与Bohr模型
实验规律 (Balmer, Rydberg)
波数 = 1/
= RH (1 / 22 – 1/ n2)
(n = 3, 4, 5，…)
RH = Rydberg 常数,为1.0967758 107 (m-1)
Ho = -349 kJ/mol
增
Eea = - Ho = 349 kJ/mol
减
电负性：
分子中的原子对于成键电子吸引能力相对大小的量度。
电负性数据
增
减
小结
原子的核外电子排布和元素周期表
1. Bohr模型和量子论 2. 微观粒子的波粒二象性 3.波函数和电子云 1） 四个量子数 2） 电子云径向分布图 3） 波函数角度分布图 4）多电子原子的核外电子排布 4. 元素周期表及元素周期律 ① 原子半径 ② 电负性
四个量子数和电子运动状态
主量子数 角量子数 磁量子数 自旋磁量子数
n
l
取值 能级 符号 取值
m
原子轨道 符号 总数 取值
ms
符号
电子运动 状态数
取值
1
0
1s
0
1s
1
± 1/2
2
0 2
2s
0
0
2s
2pz 2px 2py
± 1/2 4
± 1/2 ± 1/2 ± 1/2
1
2p
8
±1
几率密度（||2）:电子在原子空间上某点附近 单位微体积内出现的几率。
| |2的物理意义： (1926年，德国， Born)
| |2 值大，表明单位体积内电子出现的几率大， 即电荷密度大；| |2 值小，表明单位体积内电 子出现的几率小，即电荷密度小。
电子在空间的几率分布，即| |2 在空间的 分布称“电子云”。
+ 1 / 2 , - spin state 1/2 自旋状态
三、波函数()和电子云(2)的空间图象
波函数：径向函数 × 角度函数
n, l, m (r, , ) = R n, l (r) Y l, m (, ) R n, l (r) : 波函数的径向部分，由n, l决定
Y l, m (, ): 波函数的角度部分，由l, ms决定
Bohr 模型:
e
量子化概念
E = h =hc/
波数= E/(hc )= B/(hc) (1 / n12 – 1/ n22) 其中， B/(hc) = 1.0973731 107 (m-1) 与 RH很相近。 (原子有确定的电子轨道，轨道能量是量子化 的，电子跃迁吸收或发射能量)
钻穿效应 (penetration)：电子作为主体
n相同, l 不同 l 越小 在离核近的地方发现的 几率越大 受其他电子的屏蔽越 小 受核的吸引越强
能级分裂
能级序：s < p < d < f
二、电子排布
Pauli 不相容原理
每个原子轨道中最多只能排布两个自旋相反 的电子
能量最低原理 Hund规则
ms = 1/2
每种波函数对应于电子的一种运动状态。通常把 一种波函数称为一个原子轨道。但这里的轨道， 不是经典力学意义上的轨道，而是服从统计规律 的量子力学意义上的轨道。
3、四个量子数
Name 名称 principle 主量子数 Orbital angular momentum 角量子数 Symbol Values 符号 取值 Meaning 表示 shell, 电子层 energy 能层 Indicates 指明 size 尺寸 shape 形状
其中，浅色为“＋”号，深色为“－”号（下面的d 轨道中同此）。正负号以及Y的极大值空间取向将对 原子之间能否成键及成键的方向性起着重要作用。
波函数角度分布图:
d轨道
1.2 核外电子的排布和元素周期系
1.2.1
多电子原子结构与元素周期律
轨道能量 (屏蔽效应、钻穿效应) 电子排布 (Pauli 原理、能量最低原理、Hund规则) 元素周期律 (原子半径、电离能、电子亲合能、电负性)
电子云( 2)角度分布
1、电子云径向分布图
电子云( 2)
径向密度分布函数： R2 n, l (r) 电子云( 2)
径向分布函数：
r2R2 n, l (r)
电子云径向分布函数(r2R2
n, l(
r))
2、波函数角度分布图
s轨道：
是角度函数Y l, m (, )随, 变化的图象。
波函数பைடு நூலகம்度分布图: p轨道
Bohr模型的局限性：
对多原子体系不适用，也不能解释 光谱的精细结构，等等。 没有正确描述电子的微观状态。
二、微观粒子的运动规律
1、波粒二象性
1924，法国Louis de Broglie
能量 E = h 动量 P = h/ E, P ，
粒性 波性
De Broglie关系 = h / P = h / (mv)
波函数以及常数 n、 l、m
电子的运动状态可由Schrődinger方程解得的波函 数来描述。为得到合理解，在解Schrődinger方 程中，波函数中引入了常数项 n、 l、m、ms，其 意义见后，取值范围为： n = 1, 2, 3, ……
m = 0, 1, 2, …… l
l = 0, 1, 2, ……n-1
2/x2 + 2/y2 + 2/z2 + 82m/h2(E-V) = 0
其中，波函数，反映了电子的波性；
m，E，V，等反映了电子的粒性。
球坐标：
x = r sin cos y = y sin sin z = r cos
(=0~180,
= 0~360)
几率密度（||2）
= 6.6×10-34 / (9.1 × 10-31 5.9×10-5)
= 12 10-10 (m) = 1.2 nm
电子衍射
1927， 美国 C. Davisson and L. Germar
“几率波”
2、波函数（）和 Schrődinger方程
1926年，奥地利 Schrődinger Schrődinger 方程（对于单电子体系）：
失去电子时，先失去4s2 电子，然后失去3d1电子。
40号元素 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2 (全空时，先填s) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2 (填充后，由于d的屏蔽，s↑)
Zr [Kr] 4d25s2
三、元素周期律
元素周期表(1-18族) 周期数 = 电子层数 (主量子数n，7个) 族数 = 最外层电子数 (主族，8个) = 外围电子数 (副族，10个) 价电子构型与价电子数 s区, (ns)1-2 ; p区, (ns)2(np)x; d区, (n-1)s1-2ndx 电子排布的周期性决定了元素性质的周期性
l = 0, 1, 2, ……, (n-1);
m = 0, ±1, ±2, ……, ±l
氢原子中单电子的轨道能级图
能层、能级、轨道
E
3s, 3p, 3d
2s, 2p
1s
多电子原子轨道的能级次序
能级分裂 ： n 同，l 不同，
如：E3s E3p E3d
能级交错：
n, l 均不同，
E4s E3d (Z 21)
原子半径和离子半径
主族
减小
原子 半径
增 大
图：原子半径
图：原子半径
半充满和全充满时，原子半径大
离子半径
阳 离 子 和 阴 离 子 与 其 母 原 子 的 相 对 大 小
电离能
气态原子
气态正离子
电离能数据
增
减
电离能：图
电离能：图
电子亲合能：
Cl (g) + e = Cl- (g)
能级交错
19号，20号: E4s < E3d 21号(Sc): E4s > E3d
一、轨道能量交错的原因
屏蔽效应 钻穿效应
屏蔽效应 (Shielding)：电子作为客体
有效核电荷：Ze = Z - （ 称屏蔽常数）
Slater规则：
(1) 分组；(2) 外层 = 0； (3) 同组 = 0.35；(4) 邻组 = 0.85 (s,p), 1.00(d,f)； (5) 内组 = 0.85 (s,p), 1.00(d,f) [例] 求碳原子的2p电子的屏蔽常数 C: 1s22s22p2 = 2 0.85 + 3 0.35 = 2.75 Ze = Z - = 6 - 2.75 = 3.25 能级除取决于主量子数 n 外，还与角量子数 l 等有关。
北师大版无机化学第一章原子结构与元素周期表精品PPT课件
3
• 1732年: 尤拉 (Euler) 提出自然界存在多少种原子，就有多少种元素
• 定义 一种元素的1摩尔质量对核素12C的1摩尔质量
的1/12的比值(国际原子量与同位素丰度委员会1979
年)
• 特征 相对原子质量是纯数
单核素的相对原子质量等于该元素核素的相对原
子质量
多核素元素的相对原子质量等于该元素的天然同
位素相对原子质量的加权平均值
• 计算
Ar= ∑fi Mr,i fi ： 同位素分度
不能正确给出许多元素的原子量。如设氢的原子量为1，作 为相对原子质量的标准，已知水中氢和氧的质量比是1:8，若水 分子是由1个氢原子和1个氧原子构成的，氧的原子量是8，若 水分子是由2个氢原子和1个氧原子构成的，氧的原子量便是16。 道尔顿武断地认为，可以从“思维经济原则”出发，认定水分子 由1个氢原子和1个氧原子构成，因而就定错了氧的原子量。
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1-2-2 核素、同位素和同位素丰度
（1）核素(nuclide)---具有一定质子数和一定中子数的 原子称为一种核素
• 分类
稳定核素 --- 单核素元素和多核素元素
放射性核素 • 核素符号
Байду номын сангаас
162C 质量数
质子数
（2）同位素(isotope)---具有相同核电荷数，不同中子 数的核素互称同位素，这些核素在周期表中占同位置
化学和材料工作者着眼于化学变化，而化学变化则以 原子相互作用为基础的。通常在化学变化中，原子核不发 生变化。那么什么在变呢？电子的运动状态在变，通俗地 说，是核外电子在“跳来跳去”，所以研究核外电子的运动 的规律是研究者探索的重要问题。
无机化学内容精要及习题 第一章原子结构剖析
第一章原子结构一、关键词1.核外电子运动的描述量子化特性和波粒二象性是微观粒子所共有的特征，因而核外电子运动状态不能用经典力学来描述。
量子数与对应的原子轨道2.电子层结构与元素周期表元素的分区与原子结构的关系3.元素性质递变规律元素基本性质变化趋势二、学习感悟1.原子结构模型的演变历史给我们的启迪原子结构模型是科学家根据自己的认识，对原子结构的形象描摹。
一种模型代表了人类对原子结构认识的一个阶段。
人类认识原子的历史是漫长的、无尽的，随着科学技术的发展，人类对原子的认识过程还会不断深化。
①化学认识发展的规律和所有科学认识发展的规律一样是继承、积累和突破。
②实验方法是科学研究的一种重要方法，实验手段的不断改进促使化学理论向前发展。
人类对原子结构的认识体现了人类认识自然的历程，向我们提示了一个科学理论发展的模式：实践-认识-再实践-再认识。
2.研究原子结构涉及较深的数学知识和物理知识初学者往往觉得枯燥难懂，因此，学习时重点放在理解，接受相关的基本概念，加上一定的空间想像。
3.结构决定性质，性质体现结构元素的电离能、电子亲和能和电负性在衡量元素的金属性和非金属性强弱时，结果是大致相同的。
但由于元素的电负性的大小是表示分子中原子吸引电子的能力大小，所以它能方便地定性反映元素的某些性质，如：金属性与非金属性、氧化还原性；化合物中化学键的类型、键的极性等，故它在化学领域中被广泛地运用。
而元素的电子亲和能的数值一般较电离能小一个数量级，而且已知的元素的电子亲和能数据较少，测定的准确性也差，所以其重要性不如元素的电离能。
三、难点辅导1.微观粒子运动具有哪些特点？能量是量子化的。
量子化是相对于连续而言，也就是说变化过程是不连续的，是间隔的，是跳跃式的，一个一个的，不连续的。
与宏观物体的逐渐的、连续的运动有很大的区别。
打个比方说，光从微观角度讲就是不连续的，爱因斯坦的光子说中把每一个光子叫做光量子，是一个个不连续的能量包，虽然光没有静质量，但光有动质量，有质量就有能量。
高中化学竞赛课程设计
高中化学竞赛 课程设计一、课程目标知识目标：1. 掌握高中化学竞赛的核心知识点，包括有机化学、无机化学、物理化学和结构化学等，能运用所学知识解决竞赛中的问题。
2. 熟悉并掌握化学实验的基本技能，能够独立完成竞赛所需的实验操作。
技能目标：1. 培养学生运用化学知识分析和解决问题的能力，提高逻辑思维和创新思维能力。
2. 提高学生化学实验操作的准确性和熟练度，培养实验观察能力和实验数据的处理能力。
情感态度价值观目标：1. 培养学生对化学学科的兴趣和热情，激发学生学习化学的内驱力。
2. 培养学生的团队合作意识，学会在竞赛中相互学习、共同进步。
3. 增强学生的科学素养，培养严谨、求实的科学态度，树立环保意识和可持续发展观念。
课程性质：本课程为高中化学竞赛辅导课程，旨在提高学生的化学学科素养，培养具备竞争力的化学人才。
学生特点：学生具备一定的化学基础，对化学学科有兴趣，具备一定的自主学习能力和探究精神。
教学要求：结合学生特点和课程性质，采用讲授、实验、讨论等多种教学方法，注重培养学生的实践能力和创新精神，提高学生在竞赛中的竞争力。
通过分解课程目标为具体学习成果，便于教学设计和评估。
二、教学内容根据课程目标，教学内容主要包括以下几部分：1. 有机化学：涵盖烃、卤代烃、醇、酚、醚、酮、羧酸、酯等有机化合物的结构与性质，反应机理，合成方法等。
2. 无机化学：包括主族元素、过渡元素、无机化合物、配位化合物等的性质、制备及反应。
3. 物理化学：侧重热力学、动力学、电化学、胶体化学等基本原理及其在化学中的应用。
4. 结构化学：介绍原子、分子、晶体结构的基本理论，包括量子力学基础、化学键理论、分子轨道理论等。
5. 化学实验：包括基本操作技能、实验方法、数据处理及实验设计。
详细教学大纲如下：第一周：有机化学基础及烃的性质第二周：卤代烃、醇、酚、醚、酮、羧酸、酯等有机化合物的性质第三周：有机反应机理及合成方法第四周：无机化学基础及主族元素性质第五周：过渡元素、无机化合物、配位化合物第六周：物理化学基本原理第七周：结构化学基本理论第八周：化学实验操作技能及实验方法第九周：实验数据处理及实验设计第十周：复习与竞赛模拟教学内容与课本紧密关联，按照教学大纲安排和进度进行授课，确保内容的科学性和系统性。
无机化学原子结构
无机化学原子结构无机化学是研究无机化合物的合成、结构、性质及其在工农业中应用的一门学科。
原子结构是无机化学的基础，它涉及到原子的组成、结构、性质以及原子与其他物质之间的相互作用等方面。
下面将从电子结构、原子轨道、原子能级等多个方面介绍原子结构的相关内容。
电子结构是原子结构的关键组成部分。
根据量子力学的理论，电子在原子中分布在不同的能级上。
每个能级具有特定的能量，并且每个能级可以容纳一定数量的电子。
根据泡利不相容原理，每个能级上的电子自旋方向必须相反，即一个能级最多容纳两个电子。
当外层电子能量最高时，原子稳定性最好。
原子轨道是描述电子在原子中运动的概念。
原子轨道主要分为s、p、d、f四种轨道。
s轨道是最靠近原子核的轨道，能容纳最多两个电子。
p轨道是次于s轨道的轨道，能容纳最多六个电子。
d轨道是再次次于p轨道的轨道，能容纳最多十个电子。
f轨道是最外层的轨道，能容纳最多十四个电子。
原子轨道的结构决定了原子性质的差异，如化合价、键合方式等。
原子能级是描述原子能量的概念。
每个原子能级对应一个能量值，随着能级的增加，能量也相应增加。
根据原子能级的性质，可以将电子分为基态电子（处于最低能级）和激发态电子（处于高能级）。
当原子受到外界能量的激发时，基态电子会跃迁到高能级，从而形成激发态。
激发态电子在不稳定的情况下，会通过放射能量的方式返回到基态，这种现象称为原子的激发和辐射。
原子结构还涉及到原子的核和电子的相互作用。
原子核由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。
质子和中子都存在于原子核的非常小的空间中，它们之间存在着强相互作用力，使得原子核的结构非常稳定。
电子则围绕着原子核旋转，电子和原子核之间的相互作用力称为库仑力。
这种库仑力使得电子在原子轨道中保持相对稳定的运动，从而维持着原子的稳定性。
总之，原子结构是无机化学的基础，它涉及到原子的电子结构、原子轨道、原子能级等多个方面。
通过对原子结构的研究，我们可以了解原子的性质和行为规律，从而为无机化学的研究和应用提供基础。
无机化学原子结构
无机化学原子结构原子结构是无机化学的基础，了解原子结构有助于理解元素的性质和化学反应的机理。
本文将从原子的基本组成以及结构特征，包括原子核、电子组织和能级结构进行阐述。
原子是构成物质的基本单元，在元素周期表上的每一个元素都代表着一种特定的原子。
原子由三种基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子和中子集中在原子核中，而电子则以轨道形式分布在原子核周围。
质子和中子都具有质量，而电子则没有质量，只有电荷。
原子核是原子的核心部分，由质子和中子组成。
质子带正电，中子不带电，因此原子核带正电。
原子核中质子的数量决定了元素的原子序数，即元素周期表上的位置。
例如，氢原子核只含有一个质子，所以氢的原子序数为1，氧原子核含有8个质子，所以氧的原子序数为8。
电子是带负电的粒子，围绕原子核在各个能级轨道上运动。
每个能级轨道可以容纳一定数量的电子，根据泡利不相容原理和奥卡福建议，每个能级轨道最多只能容纳一对电子。
能级轨道按能量高低排列，从内到外分别称为K、L、M、N、O等能级。
电子的分布遵循电子云模型，即电子存在于一定的空间范围内，而不是固定在某一点位置上。
电子云模型可以通过波函数来描述，波函数是一个复数函数，描述了电子在空间范围内的概率密度。
具体来说，每个电子能级轨道包含一个势能和一个波函数，电子的运动状态和能量都由波函数决定。
原子中的电子以能级的形式存在，每个能级对应一个特定的能量值。
能级结构可以通过量子力学理论解释，其中最基本的是薛定谔方程。
薛定谔方程描述了电子在原子中的行为，包括位置、动量和能量等性质。
根据薛定谔方程，每个能级可以包含多个电子亚能级，这些亚能级又进一步可以容纳不同的自旋态电子。
自旋是电子的另一个重要特性，它描述了电子旋转的方向，有两种可能性：自旋向上和自旋向下。
每个能级的亚能级都遵循泡利不相容原理，即每个亚能级最多只能容纳一对电子，这两个电子必须具有相反的自旋。
根据电子的排布规则，可以确定每个元素的电子组态，即电子在不同能级上的分布情况。
高中化学竞赛 中级无机化学 金属原子簇
Ru3(CO)12 + 9ZnCl2
（3）氧化聚合 Os3(CO)12+X2 X-Os3(CO)12-X (X=Cl,Br,I)
（4）配位取代
Ru3(CO)12 + 3 L
CH3OH,
Ru3(CO)9L3 + 3CO (L=PPh3, PEt3)
（5）取代降解
[Pt9(CO)18]2-+9PPh3 [Pt6(CO)12]2-+ 3Pt(CO)(PPh3)3 + 3CO
结构
[Nb6Cl12]2+ ：[Nb6(2–C1)12]2+ 八面体每个边的上方有1个Cl
Cl Nb
6个Nb的16个价电子 用于形成Nb–Nb骨架键
八面体的12个棱 → 每Nb–Nb键 4/3e → Nb–Nb 2/3键
合理：离域化M–M键
实验键长：282 pm 金属：Nb–Nb间距285 pm
妨碍M-M键的形成。只有当存在能够从反键轨道中
拉走电子的配体如CO、NO等时，金属原子簇才能
广泛形成。
2. M-M键的判据
（1）双核结构但不存在桥联基团，如Re2Cl82（2) 由M-M键长来判断，如Mo2Cl84-中，Mo原子间
的距离为214 pm，而金属Mo中，Mo原子间的距离
为273 pm，说明存在较强的Mo-Mo键。
1935，Brosset K3[W2Cl9]
金属 1945~1946 Mo(II)氯化物 金属
W–W间距2.46Å 2.74Å Mo–Mo间距2.60Å 2.73Å
1950，Vaughan Ta6Cl14· 7H2O Ta八面体 …… 1963，Robinsson, Cotton 确定[Re3Cl12]2-中存在
《无机化学》课件第一章
第一节 原子的组成与核外电子排布
电子云的角度分布图是通过将|Ψ|2的角度分布部分，即|Y|2随 θ、Φ的变化作图而得到的(空间)图像，它形象地显示出在原子核 不同角度与电子出现的概率密度大小的关系。图1-1(b)是电子云的 角度分布剖面图。电子云的角度分布剖面图与相应的原子轨道角 度分布剖面图基本相似，但有以下不同之处：原子轨道角度分布 图带有正、负号，而电子云的角度分布图均为正值(习惯不标出正 号)；电子云的角度分布图比相应的原子轨道角度分布要“瘦”些， 这是因为Y值一般是小于1的，所以|Y|2的值就更小些。
第一节 原子的组成与核外电子排布
五、 多电子原子结构
多电子原子指原子核外电子数大于1的原子(即除H以外 的其他元素的原子)。在多电子原子结构中，核外电子是如何 分布的呢？要了解多电子中电子分布的规律，首先要知道原 子能级的相对高低。原子轨道能级的相对高低是根据光谱实 验归纳得到的。H原子轨道的能量取决于主量子数n，在多电 子原子中，轨道的能量除取决于主量子数n外，还与角量子 数l有关，总规律如下:
无机化学
第一章 原子结构和元素周期律
原子的组成与核外电子排布 元素周期律与元素周期表 元素基本性质的周期性
第一节 原子的组成与核外电子排布
一、 原子的组成
在20世纪30年代，人们已经认识到原子是由处于原子中 心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的。由于原 子核跟核外电子的电量相同，电性相反，所以原子呈电中性。 原子很小，半径约为10-10m；原子核更小，它的体积约为原 子体积的1/1012。如果把原子比喻成一座庞大的体育场，则原 子核只相当于体育场中央的一只蚂蚁。因此原子内部有相当大 的空间，电子就在这个空间内绕着原子核作高速运动。
第一节 原子的组成与核外电子排布
高中化学竞赛全套课件(无机化学)
化学——实用的、创造性的中心科学。
无机化学——一个古老的学科。近60多年来飞跃 发展,与其他学科交叉产生许多边缘学科。
无机化学的前沿领域: 配位化学、金属有机化学、 无机材料化学、生物无机化学、超分子化学等。
无机化学课程——高等学校化学化工类专业以及 近化学类专业的第一门重要化学基础课。
无机化学内容: 1. 化学反应基本原理(第1~7章); 2. 物质结构基础理论(第8~11章); 3. 元素化学基本知识(第12~18章)。
9．分子间作用力 范德华力、氢键以及其他分子间作用力的能 量及与物质性质的关系。
10．晶体结构 分子晶体、原子晶体、离子晶体和金属晶体。晶 胞（定义、晶胞参数和原子坐标）及以晶胞为基础的计算。点阵 （晶格）能。配位数。晶体的堆积与填隙模型。常见的晶体结构类 型：NaCl、CsCl、闪锌矿（ZnS）、萤石（CaF2）、金刚石、石墨、 硒、冰、干冰、金红石、二氧化硅、钙钛矿、钾、镁、铜等。
3．溶液 溶液浓度。溶解度。浓度和溶解度的单位与换算。溶 液配制（仪器的选择）。重结晶方法以及溶质/溶剂相对量的估算。 过滤与洗涤(洗涤液选择、洗涤方式选择)。重结晶和洗涤溶剂（包 括混合溶剂）的选择。胶体。分散相和连续相。胶体的形成和破坏。 胶体的分类。胶粒的基本结构。
无机化学重点
第一章·原子结构一、基本概念（重点）（1代表概率密度； （2n 值的大小表示电子的能量高低。
n 值越大表示电子所在（3）l ：角量子数（能级），l 表示电子云的形状，对于多电子原子l 也是决定电子能量高低的因素。
E ns < E np < E nd < E nf ； E 1s < E 2s < E 3s < E 4s ；子数与能量无关；（6）s ：自旋角动量量子数，自旋量子数 ms ＝+1/2和-1/2。
电子的自旋只有两个方向，顺时针和逆时针方向，通常用“↑”和“↓”表示 。
二、结论与规律（重点）（1）描述一个原子轨道的能量高低，用两个量子数（n ，l ） （2）描述一个原子轨道，用三个量子数（n ，l ，m ）（3）描述一个原子轨道上运动的电子，用四个量子数（n ，l ，m ，s ） （4）同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。
（5）l 相同时， n 越大，能量越高：E 1s < E 2s < E 3s < E 4s原因：屏蔽效应：内层电子对外层电子的排斥相当于部分抵消了核对电子的吸引作用。
轨道能量升高。
（6）n 相同时，l 越大，能量越高：E ns < E np < E nd < E nf原因：钻穿效应：外层电子可能钻到内层出现在离核较近的地方的现象。
l 越小，钻穿能力越强。
钻穿结果降低了其它电子对它的屏蔽作用，起到了增加有效核电荷，降低轨道能量的作用。
（7）n 与l 都不同的时候，一般n 越大，能量越高。
但有反常情况：E 4s < E 3d 能级交错原因： 4s电子的钻穿能力较强三、多电子原子中电子的填充规律（三条，重点）：（1）能量最低原理（2）泡利不相容原理：在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。
（3）洪特规则：在等价轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。
作为洪特规则的特例，等价轨道全充满，半充满或全空的状态是比较稳定的。
全国高中化学竞赛大纲
全国高中化学竞赛大纲决赛：本基本要求在初赛要求基础上增加下列内容，不涉及微积分。
1. 原子结构。
四个量子数的物理意义及取值。
单电子原子轨道能量的计算。
S、p、d原子轨道图像。
2. 分子结构。
分子轨道基本概念。
定域键键级。
分子轨道理论对氧分子、氮分子、一氧化碳分子、一氧化氮分子的结构和性质的解释。
一维箱中粒子能级。
超分子基本概念。
3. 晶体结构。
点阵的基本概念。
晶系。
宏观对称元素。
十四种空间点阵类型。
4. 化学热力学基础。
热力学能（内能）、焓、热容、自由能和熵的概念。
生成焓、生成自由能、标准熵及有关计算。
自由能变化与反应的方向性。
吉布斯-亥姆霍兹方程及其应用。
范特霍夫等温方程及其应用。
标准自由能与标准平衡常数。
平衡常数与温度的关系。
热化学循环。
热力学分解温度（标态与非标态）。
相、相律和相图。
克拉贝龙方程及其应用(不要求微积分)。
5. 稀溶液通性（不要求化学势）。
6. 化学动力学基础。
反应速率基本概念。
反应级数。
用实验数据推求反应级数。
一级反应积分式及有关计算（速率常数、半衰期、碳-14法推断年代等等）。
阿累尼乌斯方程及计算（活化能的概念与计算；速率常数的计算；温度对速率常数影响的计算等）。
活化能与反应热的关系。
反应机理一般概念。
推求速率方程。
催化剂对反应影响的本质。
7. 酸碱质子理论。
缓冲溶液。
利用酸碱平衡常数的计算。
溶度积原理及有关计算。
8. Nernst方程及有关计算。
原电池电动势的计算。
pH对原电池的电动势、电极电势、氧化还原反应方向的影响。
沉淀剂、络合剂对氧化还原反应方向的影响。
9. 配合物的配位场理论的初步认识。
配合物的磁性。
分裂能与稳定化能。
利用配合物的平衡常数的计算。
络合滴定。
软硬酸碱。
10. 元素化学描述性知识达到国际竞赛大纲三级水平。
11. 自然界氮、氧、碳的循环。
环境污染及治理、生态平衡、绿色化学的一般概念。
12. 有机化学描述性知识达到国际竞赛大纲三级水平(不要求不对称合成,不要求外消旋体拆分)。