第五章原子结构与元素性质周期性讲义
高中化学解密05 物质结构元素周期律(讲义)-【高频考点解密】2021年高考化学二轮复习讲义+分层
解密05 物质结构元素周期律【考纲导向】1．掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3．以ⅠA族和ⅠA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
5．了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
【命题分析】从近几高考试题看，元素周期律与元素周期表是中学化学的重要理论基础，是无机化学的核心知识，在近几年高考中出现频率达100%。
题型相对稳定，多为选择题。
高考中该类型题主要是通过重大科技成果(化学科学的新发展、新发明等)尤其是放射性元素、放射性同位素、农业、医疗、考古等方面的应用为题材，来考查粒子的个微粒的相互关系；元素“位”“构”“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，解释现象、定性推断、归纳总结相结合。
可集判断、实验、计算于一体,题型稳定。
要想在高考中化学取得高分，就必须掌握元素同期表命题特点和解题方法。
通过编排元素周期表考查的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。
核心考点一原子结构与核外电子排布1．原子结构(1)原子的构成A ZX ⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧原子核⎩⎨⎧质子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 每个质子带一个单位正电荷相对质量约为1中子：A －Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 中子不带电相对质量约为1核外电子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧围绕原子核做高速运动每个电子带一个单位负电荷相对质量为一个质子中子的11 836(2)核素(原子)的表示及其数量关系 ①表示：表示质子数为Z 、质量数为A 、中子数为A－Z的核素原子。
(3)阴、阳离子中的数量关系 ①质量数＝质子数＋中子数。
②阴离子：：核外电子数＝Z ＋n 。
阳离子：：核外电子数＝Z －n 。
原子结构与元素周期表 周期表分区讲解
原子结构与元素周期表周期表分区讲解
元素周期表是对元素周期性的体现，每个元素的周期表位置是由其原子结构中电子排布的规律所决定的。
元素周期表根据原子结构和元素化学性质的规律，分为以下几个区域：
1. 原子序数1至2的元素，即第1周期，是两个元素氢和氦。
这两个元素只有一个和两个电子，电子互相靠近地包围于原子核周围的轨道中。
这个周期把元素分类为金属氢和惰性氦两类，但实质上惰性氦虽然不进行化学反应，但它并不是惰性元素。
2. 第2周期包括8个元素：锂、铍、硼、碳、氮、氧、氟、氖。
这些元素的电子结构表明它们是一些具有多种化学反应能力的元素。
此周期中，大多数元素都有更多的电子能级和封闭的构造，它们可以进行化学反应。
3. 第4周期包括18个元素，是元素周期表中最长的周期。
这
个周期中的元素将逐渐地变为金属，并且它们的化学性质也在变化。
这些元素一般是基于电子结构中的四个完整的能级来分类的。
4. 第5和第6周期的元素由于电子结构的缘故而更加相似。
它们都有一个未填充的d电子壳层，被称为“过渡元素”，具有比
第4周期的元素更多的化合价和氧化态。
5. 第7周期中的元素被称为“稀土元素”或“内过渡元素”，电子
结构中存在一系列未填充的f电子壳层。
这些元素往往具有特
殊的性质，在铀以后的元素被认为是放射性元素。
总之，元素周期表是一个反映元素原子结构、物理性质、化学性质、元素间关系和周期性规律的重要工具。
按照元素周期表的特点，将元素分为若干区域，方便我们进行分类和研究。
高一化学原子结构与元素性质PPT课件
2、元素化合价的周期性变化
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3、元素金属性和非金属性的周期性变化
以第三周期元素为例：Na Mg Al Si P S Cl
金属元素
单质与水或酸 反应
最高价氧化物 对应水化物
碱性强弱
Na
Mg
与冷水剧 与沸水反应; 烈反应 与酸剧烈反应
NaOH
Mg(OH)2
强碱
中强碱
Al 与酸缓慢
反应
Al(OH)3
两性氢氧 化物
金属性：Na>Mg>Al
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非金属元素
单质与氢气 反应条件
最高价氧化 物对应的水 化物
酸性强弱
Si
P
需高温
磷蒸气与 氢气反应
原硅酸 H4SiO4
弱酸
磷酸 H3PO4 中强酸
S 加热反 应
硫酸 H2SO4
强酸
Cl 光照或点 燃反应
高氯酸 HClO4
最强酸
请同学们写出ⅠA和零族的简化电子排布式
周期 ⅠA 一 1s1 二 [He]2s1 三 [Ne]3s1 四 [Ar]4s1 五 [Kr]5s1 六 [Xe]6s1 七 [Rn]7s1
零族
1s2
能级组
元素 数目
1s
2
[He]2s22p6
2s2p
8
[Ne]3s23p6
3s3p
8
[Ar]3d104s24p6
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镧系 锕系
f
3）d 区元素：过渡元素，ⅢB~ⅦB和 Ⅷ；（n-1）d1~10ns1~2 (Pd无
s 电子)
4）ds 区元素： ⅠB和ⅡB ；（n-1）d10ns1~2
高二化学原子结构与元素的性质
嘴哆市安排阳光实验学校高二化学原子结构与元素的性质人教实验版【本讲教育信息】一. 教学内容：原子结构与元素的性质1.原子结构与元素周期表2. 元素周期律二. 重点、难点1. 了解原子结构与元素周期表的关系。
2. 能说出元素的电离能、电负性的涵义。
3. 能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
三. 教学过程（一）原子结构与元素周期表1、周期的划分（1）原子核外电子能层（电子层）数=周期序数。
（2）除第一周期外，各周期均以填充s 轨道的元素开始，，并以填充满p 轨道的元素告终（第一周期除外）。
（3）周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。
分析：元素周期表共有7个周期，每个周期包含的元素种类分别为2，8，8，18，18，32，32（?），每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1，每周期结尾元素原子电子排布通式为ns2np6（第一周期除外）。
根据能级组我们可以清楚为什么在周期表中各个周期所容纳的元素种类不同，因为在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只能容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素了，其他周期元素原子最外层有ns，np两个能级，所以最多可以排到8个电子。
由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。
因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象地比喻成螺壳上的螺旋。
2、区的划分（1）价电子：周期表上外围电子排布简称价电子层，价电子层能级上的电子在化学反应中发生变化，价电子与元素化合价有关，18个纵行的价电子数不同。
（2）按外围电子排布可把周期表里的元素划分成5个区s区、p区、d区、ds区、f区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
①s 区元素外围价电子构型（价电子层结构）为ns1～2，价电子数等于族序数。
s 区包括IA族和ⅡA族，属于活泼金属，为碱金属元素和碱土金属元素；②p 区元素外围价电子构型（价电子层结构）为nsnp1～6，价电子总数等于主族序数。
《原子结构与元素的性质》 讲义
《原子结构与元素的性质》讲义一、原子结构原子是化学变化中的最小粒子，但原子本身也具有复杂的结构。
原子由原子核和核外电子构成，原子核又由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电，电子带负电荷。
原子中质子数等于电子数，因此整个原子呈电中性。
原子核的体积很小，但却集中了原子的绝大部分质量。
核外电子在原子核外的空间里做高速运动。
电子在核外的运动状态并不是随意的，而是具有特定的分层排布规律。
我们可以用电子层来描述电子的运动区域，分别称为 K、L、M、N 等层。
电子在不同的电子层上具有不同的能量。
离原子核越近的电子层，电子的能量越低；离原子核越远的电子层，电子的能量越高。
二、原子核外电子排布电子在原子核外的排布遵循一定的规律。
首先，各电子层最多容纳的电子数为2n²个（n 为电子层数）。
例如，第一层最多容纳2 个电子，第二层最多容纳 8 个电子。
其次，最外层电子数不超过 8 个（当 K 层为最外层时，电子数不超过 2 个）。
原子为了达到稳定结构，会通过得失电子或形成共用电子对的方式来使最外层电子数达到 8 个（或 2 个）的稳定结构。
这种电子的得失或共用电子对的形成，决定了原子的化学性质。
例如，钠原子的核外电子排布为 2、8、1，最外层只有 1 个电子，容易失去这个电子形成带正电荷的钠离子；而氯原子的核外电子排布为 2、8、7，最外层有 7 个电子，容易得到 1 个电子形成带负电荷的氯离子。
三、元素周期表元素周期表是化学中非常重要的工具，它按照原子序数递增的顺序排列元素，同时将具有相似化学性质的元素放在同一纵行。
周期表共有 7 个横行，称为周期；18 个纵行，称为族。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族的元素，最外层电子数相同，从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表中的元素性质呈现周期性的变化规律，这与原子结构的周期性变化密切相关。
元素的周期性与原子结构
元素的周期性与原子结构元素的周期性与原子结构是化学中重要的概念，它们之间有着密切的关联。
在本文中，将探讨元素的周期性如何与原子结构相互作用，并对其背后的化学原理进行解析。
1. 原子结构的概述在深入讨论元素的周期性之前，首先需要了解原子结构的基本构成。
原子由电子、质子和中子组成。
质子和中子位于原子核中，而电子则绕着原子核的轨道运动。
质子带正电荷，中子不带电，而电子则带负电荷。
原子的质量主要由质子和中子决定，而原子的化学性质则由电子确定。
2. 元素的周期性元素的周期性是指元素周期表上各个元素化学性质的周期变化规律。
元素周期表是按照元素的原子序数排列的，原子序数为元素原子核中质子的数量。
根据现代元素周期表的排列方式，元素周期性的变化规律可以分为周期性表的主要部分，包括周期、族、阶和循环四个方面。
2.1 周期性表的周期周期表的周期是指元素周期性性质的周期变化。
元素周期性的周期变化是由它们的电子构型决定的。
电子构型决定了原子的稳定性和化学性质。
每个周期的末尾元素的外层电子数增加一个。
由于外层电子决定了原子的化学性质，因此元素周期性性质的周期性变化由此而来。
2.2 周期性表的族周期表的族是指具有相似化学性质的元素的分组。
元素周期表的族数为1至18，其中1至2族为典型金属，3至12族为过渡元素，17族为卤素，18族为稀有气体。
族数的变化伴随着原子化学性质的变化。
具有相似化学性质的元素通常具有相似的外层电子结构。
2.3 周期性表的阶周期表的阶是指每个周期中元素在周期性表上的总数。
主阶指的是周期表上的长周期（1至8周期），而副阶指的是周期表上的短周期（9至14周期）。
主阶中的元素具有相似的外层电子结构和化学性质，而副阶中的元素则有一些特殊的性质。
2.4 周期性表的循环周期表的循环是指某些元素化学性质的周期性变化。
循环的出现是由于元素的电子填充规则。
元素周期性表上的每个周期由于电子填充规则的差异，使得元素的化学性质发生变化。
原子结构与元素性质的关系
原子结构与元素性质的关系在化学领域，原子结构和元素性质之间存在着密切的关系。
原子结构指的是一个元素中原子的组成以及原子中各个组成部分的排列方式，而元素性质则是指一个元素所特有的化学和物理性质。
本文将从电子结构、质子和中子的数量以及元素周期表的角度探讨原子结构和元素性质之间的紧密联系。
1. 电子结构对元素性质的影响原子的电子结构决定了元素的化学性质。
电子结构由电子的能级和轨道组成。
首先，能级决定了原子的化学稳定性。
稳定的原子通常具有完全填满的能级，即每个能级的电子数达到该能级的容量上限。
例如，氢气原子中只有一个能级，其容量为2个电子，因此氢气相对较不稳定。
而氖气原子具有完整的第二能级，其容量为8个电子，因此氖气非常稳定。
稳定性对于元素的反应性、化合价等方面具有重要影响。
其次，原子的电子轨道决定了元素的物理性质，尤其是电子的运动行为。
不同轨道形状和能量导致了电子在原子中的分布情况以及对外界电场的响应。
例如，s轨道是球形对称的，电子在s轨道中呈现球形云集中的形态，这就解释了为什么s轨道中的电子比其他轨道更容易参与化学反应。
而p轨道有三个不同的形态，每个形态在不同空间方向上分布，这使得p轨道中的电子能够更容易发生能级跃迁。
因此，电子结构是化学反应的基础，直接决定了元素的化学性质。
2. 质子和中子对元素性质的影响质子和中子是原子的核心组成部分，它们的数量直接决定了一个原子的质量数和原子量。
质子的数量决定了一个元素的原子序数，从而确定了元素的位置以及化学性质。
例如，氢气原子中只有一个质子，因此它的原子序数为1。
氢气的化学性质与其他元素存在较大差异。
而氦气原子有两个质子，因此它的原子序数为2，与氢气相比，氦气的化学性质也有所不同。
原子量的差异也导致了同位素的存在，同位素有着不同的核子组成，因此在某些情况下具有不同的化学性质。
中子的数量对于原子的稳定性和核反应有重要影响。
正常情况下，原子的中子数量与质子数量相等或接近相等。
原子结构与元素性质
原子结构与元素性质人们对原子结构的认识不断深入，原子结构与元素性质之间的关系也日益清晰。
本文将介绍原子结构的组成和元素性质的相关内容。
一、原子结构的组成原子是构成物质的基本单位，由电子、质子和中子组成。
电子被围绕在原子核外的轨道上，具有负电荷；质子位于原子核内部，具有正电荷；中子也位于原子核内部，没有电荷。
原子核的正电荷与电子的负电荷相等，使得原子呈现整体电中性。
原子的质量主要集中在原子核中，电子的质量可以忽略不计。
根据电荷的不同，原子核和电子围绕的轨道处于静电吸引和斥力的平衡状态。
二、元素的性质与原子结构元素是由具有相同原子数目的原子组成的纯物质。
每个元素都有其特定的性质，这些性质与原子结构有密切关系。
1. 原子序数和元素周期表元素周期表是根据元素的原子序数排列的一张表格。
原子序数表示元素原子核中质子的数目，也决定了元素的化学性质。
原子序数依次增加，元素的性质也会发生相应变化。
2. 原子半径与电子壳层原子半径是指从原子核到最外层电子轨道的距离。
原子的外层电子越远离原子核，原子半径越大。
电子层数也会影响原子半径，层数增加，原子半径也会增加。
原子半径的变化会影响元素的化学反应性能和金属特性。
3. 电子的能级与原子结合能原子中的电子被分布在不同能级上，每个能级上最多容纳一定数量的电子。
电子的能级和分布方式直接影响元素的化学反应性质和原子的结合能。
原子的结合能是指原子中质子和中子的总和。
原子核越稳定，结合能越大，相应的，元素的化学活性就越低。
4. 元素的离子化倾向和电负性元素的离子化倾向是指元素形成离子的倾向程度。
原子的电子亲和焓和电离能是衡量元素离子化倾向的重要指标。
电子亲和焓是指一个原子获得一个电子时释放的能量，电离能是指一个原子失去一个电子时需要的能量。
元素的电负性是指元素原子对电子的亲和能力，在化学键中起到重要作用。
电负性较大的元素会吸引其他元素的电子，形成共价键或离子键。
5. 同位素与放射性同位素是指具有相同原子序数但质量数不同的元素。
原子结构与元素与的性质
原子结构与元素与的性质原子结构是物质的基本组成单位。
元素是由具有相同原子序数的原子组成的物质，是化学反应无法分解的物质。
原子结构与元素的性质密切相关，通过研究原子结构，可以揭示元素的特性和行为。
原子的结构可以分为三个主要组成部分：质子、中子和电子。
质子和中子位于原子核中，而电子则围绕着核外层轨道运动。
质子和中子具有相同的质量，质子带有正电荷，中子是中性粒子。
电子带有负电荷，其质量比质子和中子小得多。
原子的质量主要由质子和中子的总和决定，而电子的数量则决定着原子的电性。
原子核中的质子和中子的数量决定了元素的原子序数和质量数。
原子序数是指元素的质子数量，质量数是指元素的质子和中子数量的总和。
质子数量决定了元素的化学性质和元素周期表的排列。
例如，氢原子只有一个质子，因此其原子序数为1，而氧原子有8个质子，原子序数为8、元素周期表将元素按照其原子序数排列，每个新的原子序数意味着新增一个质子。
原子的电子层结构也对元素的性质有重要影响。
电子围绕原子核外层轨道运动，不同层次的电子具有不同的能量级别和角动量。
最靠近核的1s层只能容纳2个电子，其次是2s层和2p层，分别可以容纳2个和6个电子。
较外层的电子能级越高，离核越远，能级也越高。
电子的填充顺序遵循洪特规则：按照能级递增和同一能级中的电子自旋相反的原则进行填充。
原子的化学性质主要由其电子结构决定。
化学反应通常涉及电子的重新排列或共享。
原子具有空的能级或部分空的能级会更稳定，因此它们具有更强的化学活性。
一般来说，在化学反应中，原子倾向于通过损失、获得或共享电子来达到最稳定的电子结构。
这解释了为什么不同元素之间会发生化学反应并形成化合物。
原子结构和元素的性质还可以通过研究原子谱学来研究。
原子谱学研究原子吸收或放射特定波长的辐射时的行为。
通过测量原子吸收或发射光谱，可以确定元素的存在和类型。
不同元素具有不同的能级结构和电子跃迁，因此会产生不同的谱线。
这种技术在元素分析和识别中得到广泛应用。
《原子结构与元素的性质》 讲义
《原子结构与元素的性质》讲义一、原子结构的基本概念原子是构成物质的基本单位，它由原子核和核外电子组成。
原子核位于原子的中心，由质子和中子构成，质子带正电荷，中子不带电。
核外电子围绕原子核高速运动，带负电荷。
质子的数量决定了原子的元素种类，我们称之为原子序数。
例如，氢原子的原子序数为 1，意味着它有 1 个质子；氧原子的原子序数为 8，即有 8 个质子。
电子在原子核外分层排布，离核越近的电子能量越低，越稳定；离核越远的电子能量越高，越活泼。
这些电子层又称为能层，用字母K、L、M、N、O、P、Q 等表示。
每个能层中又包含不同的能级，用 s、p、d、f 等表示。
例如，第一能层（K 层）只有一个能级，即 1s；第二能层（L 层）有两个能级，分别是 2s 和 2p。
二、原子结构的表示方法为了更清晰地表示原子的结构，我们常用原子结构示意图。
以钠原子（Na）为例，其原子序数为 11，原子核内有 11 个质子，核外电子排布为 2、8、1 ，原子结构示意图为：＋11 2 8 1除了原子结构示意图，还有电子排布式。
例如，钠原子的电子排布式为 1s²2s²2p⁶3s¹。
三、原子结构与元素周期表元素周期表是化学中非常重要的工具，它反映了元素的性质随原子序数递增而呈现周期性变化的规律。
周期表的横行称为周期，共有 7 个周期。
周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。
第一周期只有两种元素，氢（H）和氦（He）；第二、三周期各有 8 种元素；第四、五周期各有 18 种元素；第六、七周期为长周期，分别有 32 种元素。
周期表的纵列称为族，共有 18 个纵列，16 个族。
族又分为主族（A 族）和副族（B 族）。
主族元素的族序数等于其最外层电子数。
例如，第ⅠA 族元素（氢、锂、钠、钾等）的最外层电子数均为 1 。
四、原子结构与元素性质的关系1、原子半径原子半径是描述原子大小的一个重要参数。
它受到电子层数、核电荷数等因素的影响。
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每一种化学元素有一种原子； 同种原子质量相同，不同种原子质量不同； 原子不可再分； 一种原子不会转变为另一种原子； 化学反应只是改变了原子的结合方式， 使反应前的物质变成反应后的物质。 道尔顿原子论的试验基础是对化学物质的定量测定。
18世纪中叶，一系列定量定律的发现： 1785年 拉瓦锡（法国）-质量守恒定律； 1797年 李希特（）-当量定律； 1799年 普鲁斯特（法国）-定比定律； 18065年 道尔顿（英国）-倍比定律。
氢原子光谱特征: ①不连续的、线状的， ②是很有规律的.
9
5.2.1玻尔理论
氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单的原 子.在氢原子内，这个电子核外是怎样运动的？这个问题表面看来 似乎不太复杂，但却长期使许多科学家既神往又困扰，经历了一个 生动而又曲折的探索过程.
1913年，28岁的Bohr在
★关于轨道能量量子化的概念. 电子轨道角动量的量子化也意味着
能量量子化. 即原子只能处于上述条件所限定的几个能态, 不可 能存在其他能态. 定态(stationary state)：
所有这些允许能态之统称.核外电子只能在有确定半径和能量的
5.2.1 氢原子光谱 自然界的连续光谱
实验室的连续光谱
8
5.2 氢原子结构的量子力学模型：波尔模型 (the quantum mechanical model of the structure of hydrogen atom —Bohr’ model)
与日光经过棱镜后得到的七色连续光谱不同, 原子受高温火焰 、电弧等激发时, 发射出来的是不连续的线状光谱.每种元素的原子 都有其特征波长的光谱线, 它们是现代光谱分析的基础. 氢原子的发 射光谱是所有原子发射光谱中最简单的，发出紫外和可见光。
5.4 基态原子的核外电子排布 ground-state electron configuration
5.5 元素周期表 5.6 元素周期性
the periodic table of elements atomic periodic
3
5.1 道尔顿原子论 原子结构理论的发展简史 古代希腊的原子理论 道尔顿(J. Dolton) 的原子理论--- 19世纪初 卢瑟福(E.Rutherford)的行星式原 子模型---19 世纪末 近代原子结构理论---氢原子光谱
5.1.3 道尔顿原子论的贡献
道尔顿提出了原子量的概念，并 用实验测定了一些元素的相对原子质 量。
道尔顿用符号来表示原子,是最 早的元素符号。图中他给出的许多 分子组成是错误的。这给人以历史 的教训——要揭示科学的真理不能 光凭想象，更不能遵循道尔顿提出 的所谓“思维经济原则”,客观世界 的复杂性不会因为人类或某个人主 观意念的简单化而改变。
第 5 章 原子结构和 元素周期表
Chapter 5 Atomic Structure and Periodic Table of Elements
1
本章教学要求
1． 初步了解原子核外电子运动的近代概念、原子能级、波粒 二象性、原子轨道（波函数）和电子云概念.
2． 了解四个量子数对核外电子运动状态的描述，掌握四个量 子数的物理意义、取值范围.
5.2 氢原子结构的量子力学模型 the quantum mechanical model of
the structure of hydrogen atom —
— 玻尔行星模型
Bohr’ model
5.3 核外电子运动的量子力学模型 the wave mechanical model of the structure of atom
3． 熟悉 s、p、d 原子轨道的形状和方向. 4． 理解原子结构的近似能级图，掌握原子核外电子排布的一
般规则和 s、p、d、f 区元素的原子结构特点. 5． 会从原子的电子层结构了解元素性质，熟悉原子半径、电
离能、电子亲合能和电负性的周期性变化.
2
本章教学内容
5.1 道尔顿原子论
Dalton atomic theory
4
5.1.1古希腊原子论 Democritus(460-370 B.C) 内容: 宇宙由虚空和原子构成; 每一种物质由一种原子构成; 原子是物质最小的、不可再分的、永存不变的 微粒。
5
5.1.2 化学原子论-----道尔顿原子论
原子是化学上最重要、使用最频繁的术语之一, 原是希腊语中意 为“不可再分”意思. 随着科学的发展, 道尔顿(Dalton J)于1805年 提出了第一个现代原子论, 但他接受了“不可再分”的概念.
为贝采里乌斯原子量和元素符 号奠定了坚实的基础，极大地推动 了化学的发展。
7
氧氢 氮 碳
磷硫 钾
钡
水 一氧化氮 二氧化硫 甲烷
氢氧化钾
碳酸钡
5.2 氢原子结构的量子力学模型：波尔模型 (the quantum mechanical model of the structure of hydrogen atom —Bohr’ model)
爱因斯坦的光子学说 普朗克的量子化学说 氢原子的光谱实验 卢瑟福的有核模型
的基础上，建立了Bohr理论.
波粒二象性
10
Bohr 理论的主要内容
年轻的丹麦物理学家玻尔(Bohr N，1885-1962)于1913年提出的
氢原子结构的量子力学模型是基于下述3条假定：
★ 关于固定轨道的概念. 玻尔模型认为, 电子只能在若干圆形的固定
轨道上绕核运动.因此，玻尔的氢原子模型可以形象地称为行星模 型。 固定轨道是指符合一定条件的轨道, 这个条件是, 电子的轨道 角动量L只能等于h/(2)的整数倍：
L mvr n h
2
式中 m 和 v 分别代表电子的质量和速度, r 为轨道半径, h 为普朗 克常量, n 叫做量子数(quantum number), 取1,2,3,…等正整数. 轨道 角动量的量子化意味着轨道半径受量子化条件的制约, 图中示出的 这些固定轨道, 从距核最近的一条轨道算起, n值分别等于 1,2,3,4,5,6,7. 根据假定条件算得 n = 1 时允许轨道的半径为 53 pm, 11 这就是著名的玻尔半径.