原子的电子层结构和元素周期律共57页
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原子结构与元素周期律PPT课件
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3. 相对原子质量： 按照各种天然同位素原子的质量和丰度算出来得平 均值。 丰度： 在自然界存在的某种元素里，不论是游离 态还是化合态，各种同位素所占的原子一般是个不 变的百分比。
例2： 氯有两种天然同位素，其相对原子质量分别为34.969 （丰度为75.77％）和36.966（丰度为24.23％），试求氯的相 对原子质量。
2020/10/13
原子序数（Z）：将 已知元素按电荷数从 小到大依次排列起来 得到的顺序号。
2
粒子名称
质子 中子 电子
符号
p n e
质量/kg
1.673*10-27 1.675*10-27 9.110*10-31
原子质量 单位
1.007 1.008 0.00055
近似相对 电 荷 粒子质量 （电子电量）
3
原子
A Z
X
原子核
质子 Z个 中子 A-Z个
核外电子 Z个
例1：已知氯原子的原子序数为17，质量数为35，求氯原子的中
子数及核外电子数各为多少？ 解：中子数（N）＝质量数（A）－质子数（＝原子序数Z）
＝35－17＝18 电子数＝ 原子序数＝17
2020/10/13
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练习：填写下表中的空格
原子或离子 质子数 中子数 电子数
2. 同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元 素的不同原子互称为同位素。
了解：目前已知，几乎所有的元素，其同位素少则几 种，多则几十种。自然界存在的各种元素的同位素共 三百多种，而人造同位素达一千二百多种。同一种元 素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质 几乎完全相同。
2020/10/13
汇报人：XXXX 日期：20XX年XX月XX日
无机化学第七章 电子层结构
列各套量子数(n,l,m,ms)是否合理？
A.2,0,0,-1/2 2s轨道一个电子,反时针自旋
B.3,1,-1,+1/2
C.3,2,+2,+1/ D2.3,1,+2,-1/2
3p轨道一个电子,顺时针自旋 3d轨道一个电子,顺时针自旋 不合理
12
1s
1s
S电子云图的叠合过程
2s
2s
3s
3s
3s
9
四个量子数的物理意义
n 决定了电子离核的远近(或电子层数)，也是 决定原子轨道能量高低的主要因素。
l 决定原子轨道形状、种类和亚层数,同时也 是影响电子能量的一个因素。 m 决定原子轨道的空间伸展方向，每一个伸 展方向代表一个原子轨道。
ms 决定电子的自旋方向。
n,l,m 共同决定了1个原子轨道; n,l,m,ms 共同决定了1个电子的运动状态；
s电子云
球形
哑铃形
p电子云
3、磁量子数m
物理意义：决定原子轨道在空间的延伸方向。 可取的数值：0、±1、±2…±l等整数，磁量子 数有(2l＋1)个取值，意味着该形状的轨道有 （2l＋1）个。
四叶花瓣形7
每层中原子轨道数
主角 量量 子子 数数
nl
亚层 符号
磁量子数 m
轨道 空间 取向 数
每层 中轨 道数
的远近，是决定电子能量的主要因素。 符号：n
n 1 2 3 4…
光谱学符号 K L M N 分别表示 一 二 三 四 …电子层
2、角量子数 l
物理意义：l 值决定轨道或电子云的形状；
可取的数值：0 ~ n-1的整数 (n个取值)
n1
2
3
4
A.2,0,0,-1/2 2s轨道一个电子,反时针自旋
B.3,1,-1,+1/2
C.3,2,+2,+1/ D2.3,1,+2,-1/2
3p轨道一个电子,顺时针自旋 3d轨道一个电子,顺时针自旋 不合理
12
1s
1s
S电子云图的叠合过程
2s
2s
3s
3s
3s
9
四个量子数的物理意义
n 决定了电子离核的远近(或电子层数)，也是 决定原子轨道能量高低的主要因素。
l 决定原子轨道形状、种类和亚层数,同时也 是影响电子能量的一个因素。 m 决定原子轨道的空间伸展方向，每一个伸 展方向代表一个原子轨道。
ms 决定电子的自旋方向。
n,l,m 共同决定了1个原子轨道; n,l,m,ms 共同决定了1个电子的运动状态；
s电子云
球形
哑铃形
p电子云
3、磁量子数m
物理意义：决定原子轨道在空间的延伸方向。 可取的数值：0、±1、±2…±l等整数，磁量子 数有(2l＋1)个取值，意味着该形状的轨道有 （2l＋1）个。
四叶花瓣形7
每层中原子轨道数
主角 量量 子子 数数
nl
亚层 符号
磁量子数 m
轨道 空间 取向 数
每层 中轨 道数
的远近，是决定电子能量的主要因素。 符号：n
n 1 2 3 4…
光谱学符号 K L M N 分别表示 一 二 三 四 …电子层
2、角量子数 l
物理意义：l 值决定轨道或电子云的形状；
可取的数值：0 ~ n-1的整数 (n个取值)
n1
2
3
4
第三章-原子结构和元素周期律
因为: ε= E2 – E1 = hv
v = ————
E2 – E1
h
; E = – —————— J
2.179 ×10-18
n2
v = —————— —— – ——
2.179 ×10-18
h
n12
n22
1
1
—————— = 3.289×1015 s-1
*
第三章 原子结构
3.1 微观粒子的运动规律
3.2 原子的量子力学模型
3.3 原子核外电子排布和元素周期系
3.4 元素基本性质的周期性
p47页
3.0 氢原子光谱和玻尔理论
*
3.0 氢原子光谱和玻尔理论 p47-49页
氢原子光谱
什么是 线状光谱？
当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时, 发出由不同波长组成的光, 通过棱镜分光后, 得到不同波长的谱线称为线状光谱, 又称原子光谱。不同元素的原子光谱图不同。
根据 x · p ≥ h/2 ，则有:
*
3.2 原子的量子力学模型
3.2.1 波函数和原子轨道
3.2.2 电子云和几率密度
3.2.3 原子轨道及电子云的角度分布图
3.2.4 四个量子数
p59-80页
*
3.2.1 波函数和原子轨道 p59页
薛定锷方程(描述微观粒子运动的波动方程)
o
x
2.179 ×10-18
h
与前面“里德堡常数”比较: R = 3.289×1015 s-1 (实验值)
(计算值)
玻尔氢原子结构理论成功地解释了氢原子光谱的规律性, 但是用于解释多电子原子光谱或磁场内的光谱却遇到了困难, 其主要原因是没有完全冲破经典物理的束缚, 后来, 微观粒子二象性的发现, 导致了现代原子结构理论的产生。
v = ————
E2 – E1
h
; E = – —————— J
2.179 ×10-18
n2
v = —————— —— – ——
2.179 ×10-18
h
n12
n22
1
1
—————— = 3.289×1015 s-1
*
第三章 原子结构
3.1 微观粒子的运动规律
3.2 原子的量子力学模型
3.3 原子核外电子排布和元素周期系
3.4 元素基本性质的周期性
p47页
3.0 氢原子光谱和玻尔理论
*
3.0 氢原子光谱和玻尔理论 p47-49页
氢原子光谱
什么是 线状光谱？
当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时, 发出由不同波长组成的光, 通过棱镜分光后, 得到不同波长的谱线称为线状光谱, 又称原子光谱。不同元素的原子光谱图不同。
根据 x · p ≥ h/2 ，则有:
*
3.2 原子的量子力学模型
3.2.1 波函数和原子轨道
3.2.2 电子云和几率密度
3.2.3 原子轨道及电子云的角度分布图
3.2.4 四个量子数
p59-80页
*
3.2.1 波函数和原子轨道 p59页
薛定锷方程(描述微观粒子运动的波动方程)
o
x
2.179 ×10-18
h
与前面“里德堡常数”比较: R = 3.289×1015 s-1 (实验值)
(计算值)
玻尔氢原子结构理论成功地解释了氢原子光谱的规律性, 但是用于解释多电子原子光谱或磁场内的光谱却遇到了困难, 其主要原因是没有完全冲破经典物理的束缚, 后来, 微观粒子二象性的发现, 导致了现代原子结构理论的产生。
原子结构与元素周期律PPT教学课件
1.世界著名的传统工业区：德国鲁尔区、英 国中部工业区、美国东北部工业区等。 我国传统工业区：东北工业区、目前山西 以煤炭为主的工业区。
• 2.传统工业区的发展条件：煤、铁资源以及 优越的交通条件，
• 主要传统产业煤炭、钢铁、机械、化工等。 3.传统工业区的发展：20世纪70年代前兴
盛—70年代后衰落—现在又兴盛。
应注意结合图记忆世界著名传统工业区的分布，同时结合资源 分布图理解传统工业区发展的物质条件：一般是在丰富的煤、 铁资源的基础上（加上优越的交通运输条件），以煤炭、钢铁、 机械、化工等传统工业为主，以大型工业企业为轴心，逐渐发
展起来的工业地域。
这些传统工业区在本国以至世界工业发展过程中曾经起着重要 作用。但20世纪50年代以来，尤其是70年代以来，开始出现衰 落。有些工业区后来经过长期的改造历程后，现在又成为一颗 备受瞩目的新星。下面我们就以德国的传统工业区——鲁尔区
三、鲁尔区可持续发展的主要策略
1、改造传统产业，大力扶持新兴产业，实现产业结构多元化
措施
做法
效果
改造 工业
对煤炭、钢铁等传统工 业实行集中化、合理化 的改造和整顿
厂矿企业数量大幅度下 降，生产规模大幅度提 高
扶持 产业
联邦、州政府及鲁尔区 煤管协会等着力改造投 资环境，鼓励新兴产业 迁入
新建、迁入企业数量大 大超过同期德国平均水 平
（2）煤炭的能源地位下降 （石油的地位在上升）
（3）世界性钢铁过剩 20世纪50年代以后，随着社会经济的发展，产钢 和出口钢的国家越来越多（尤其像日本、意大利等 国依靠临海区位优势发展钢铁工业，成本低，竞争 力强），另外，发展中国家相继独立后，积极发展 各自的民族工业（它们发展钢铁工业的最大优势是 当地资源丰富），使世界钢铁市场竞争激烈。70年 代的经济危机，以及钢产品的替代产品（如铝合金、 塑钢等）的广泛使用，使世界钢材消耗量急剧减少， 表现为世界性钢铁过剩，导致鲁尔区钢铁工业生产 萎缩。
化学原子结构与周期性定律
化学原子结构与周期性定律化学原子结构与周期性定律是化学中的重要知识点，涉及到原子的基本组成、原子结构的排布以及元素周期表的构成。
以下是关于这一知识点的详细介绍：1.原子结构–原子核：由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。
–电子：围绕原子核运动的粒子，带负电。
–原子序数：原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的序号。
–相对原子质量：原子核中质子和中子的总数，是元素的平均质量。
2.电子排布–能级：电子可能存在的不同能量状态。
–轨道：电子在原子核外空间运动的路径。
–电子层：具有相同能量的电子集合。
–电子亚层：电子层内能量相同的电子集合。
–洪特规则：电子在相同能级、相同亚层的轨道上，优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。
3.元素周期表–周期：周期表中的水平行，每个周期代表一个主能级的电子层。
–族（列）：周期表中的垂直列，同一族元素具有相同的外层电子数。
–主族元素：周期表中1A到8A族元素，外层电子数为1到8个。
–过渡元素：周期表中3B到12B族元素，具有不完全填充的d 轨道。
–镧系元素：周期表中14B族元素，具有不完全填充的f轨道。
4.周期性定律–原子半径的周期性变化：同周期自左向右原子半径逐渐减小，同族自上向下原子半径逐渐增大。
–元素电负性的周期性变化：同周期自左向右电负性逐渐增大，同族自上向下电负性逐渐减小。
–金属性和非金属性的周期性变化：同周期自左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，同族自上向下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
–化合价的周期性变化：同周期元素的最高化合价逐渐增大，同族元素的最高化合价相同。
以上是关于化学原子结构与周期性定律的知识点介绍，希望对你有所帮助。
习题及方法：1.习题：已知氢原子的核外电子数为2，写出其电子排布式。
–氢原子的核外电子数为2，根据电子排布规则，1s轨道最多容纳2个电子，因此氢原子的电子排布式为1s²。
2.习题：氧气分子的电子排布式为什么是1s²2s²2p⁴？–氧气分子O₂由两个氧原子组成，每个氧原子的电子排布式为1s²2s²2p⁴。
第三节原子的电子层结构和元素周期律
结论：电离能的大小反映了原子 失去电子的难易。
电子亲和能 (EA )
元素的气态原子在基态时得到一个电子形成气态 阴离子所放出的能量，叫电子亲和能。
电子亲和能的大小反映原子获得电子的难易；电 子亲和能越负，原子获得电子的能力越强。
递变规律： 主族：左→右，减小；上→下，增大。
电离能、电子亲和能都只从一个侧面 反映了原子得失电子的能力。1932年鲍林 首先提出元素电负性的概念，可全面衡量 分子中原子争夺电子的能力 。
元素原子的电子层结构呈周期性变化，元 素性质也呈周期性变化吗？
元素性质的周期性
原子半径 电离能 电子亲和能 电负性 元素的金属性和非金属性 ……
原子半径
严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。 迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的。
金属半径
金属单质晶体中两相邻金属原子核间距离的一半， 称为该金属原子的金属半径。
若形成化合物的两种原子电负性相差(∆χ)： 离子键 >1.7，共价键<1.7。
电负性变化的形象表示
元素的氧化值
元素的氧化值与其价层电子构型有关；元素 原子参加化学反应时：
最高氧化值=该原子的价电子总数(O、F除外) 非金属元素最低负氧化值 = 最高正氧化值- 8
元素的金属性与非金属性
元素的金属性：原子失去电子成为阳离子的能 力电离能
a、主族元素的族数=原子最外层的电子数 特点：次外层的电子数为8或18
b、副族元素：主族元素以外的其它元素 特点：8<次外层的电子数<18 族数=(n-1)d+ns的电子数（第Ⅷ族外）
c、ⅠB、ⅡB副族元素的特点(n-1)d10ns1~2 族数=最外层的电子数
d、第Ⅷ族的特点: (n-1)d6~8ns2
电子亲和能 (EA )
元素的气态原子在基态时得到一个电子形成气态 阴离子所放出的能量，叫电子亲和能。
电子亲和能的大小反映原子获得电子的难易；电 子亲和能越负，原子获得电子的能力越强。
递变规律： 主族：左→右，减小；上→下，增大。
电离能、电子亲和能都只从一个侧面 反映了原子得失电子的能力。1932年鲍林 首先提出元素电负性的概念，可全面衡量 分子中原子争夺电子的能力 。
元素原子的电子层结构呈周期性变化，元 素性质也呈周期性变化吗？
元素性质的周期性
原子半径 电离能 电子亲和能 电负性 元素的金属性和非金属性 ……
原子半径
严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。 迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的。
金属半径
金属单质晶体中两相邻金属原子核间距离的一半， 称为该金属原子的金属半径。
若形成化合物的两种原子电负性相差(∆χ)： 离子键 >1.7，共价键<1.7。
电负性变化的形象表示
元素的氧化值
元素的氧化值与其价层电子构型有关；元素 原子参加化学反应时：
最高氧化值=该原子的价电子总数(O、F除外) 非金属元素最低负氧化值 = 最高正氧化值- 8
元素的金属性与非金属性
元素的金属性：原子失去电子成为阳离子的能 力电离能
a、主族元素的族数=原子最外层的电子数 特点：次外层的电子数为8或18
b、副族元素：主族元素以外的其它元素 特点：8<次外层的电子数<18 族数=(n-1)d+ns的电子数（第Ⅷ族外）
c、ⅠB、ⅡB副族元素的特点(n-1)d10ns1~2 族数=最外层的电子数
d、第Ⅷ族的特点: (n-1)d6~8ns2
第03章原子结构-的电子层结构和元素周期表
子数相同(外层电子构型相似)，只是半径不同，
所以它们的性质相似。
12:25
22
三、原子的电子层结构与元素的分区
价电子：
最高能级组轨道上的电子；因为
一般是它们参与反应。
分区：
根据价电子构型的不同，可将周
期表中的元素分为五个区。
实际上是把价层电子构型相似的
元素集中在一个区。
12:25
23
三、原子的电子层结构与元素的分区
7个周期对应7个能级组。周期数 = 电子层数
⑵族：
18纵列，7主族、7副族、0族、Ⅷ族共16个
族。主族序数＝最外层电子数
⑶区：
主表从左到右分为s、d、ds、p区;
副表(镧系和锕系)是 f 区。
12:25
18
一、原子的电子层结构与周期的关系
1、元素周期表
随原子序数递增，元素周期性地从
金属渐变成非金属,以稀有气体结束，又
镧系和锕系元素
12:25
25
练习 已知某元素的原子序数为25，试写
出该元素原子的电子排布式，并指出该元
素在周期表中所属周期、族和区。
解 : 该元素的原子应有25个电子。根据电
子填充顺序，它的电子排布式应为
1s22s22p63s22p63d54s2或写成[Ar]3d54s2。其
中最外层电子的主量子数n=4，所以它属于
化 学
第三章 原子结构
竞
赛
辅
新
导
乡 市
讲
一
座
中
第三节电子层结构和元素周期表
马 喜
山
赛纲摘录
元素周期律与元素周期系。
12:25
1
第三节 原子的电子层结 构和元素周期表
7.2原子电子层结构和元素周期系
2.多电子原子的核外电子排布 1) Pauli不相容原理 2) 能量最低原理 3)Hund规则
1) Pauli不相容原理 (W.Pauli’s Exclusion Principle)
“同一原子中，不可能有2个电子的运动状态 完全相同”。
或说：“同一原子中，不可能有4个量子数完 全相同的2个电子同时存在”。
npx, npy,npz
3
nd(n≥3, l=2)
ndxy, ndxz,ndyz , ndx2-y2 , ndz2
5
nf (n≥4, l=3) nfz3, nfxz2,nfyz2 , nfxyz , nfz(x2-y2), , nfx2-yz2 nfyz2-x2 7
能级组：（n+0.7l）整数位相同的若干原子轨道， 组成同一个能级组(能量组)。
鲍林近似能级图
P 6s O 5s N 4s M 3s L 2s K
1s 1s
6p
5d
4f
5d 4f 6s
4d
5p 4d
5s
3d
4p 3d
4s
3p 3s
方框中的几种轨道能量相近，
2p 称为一个能级组
2s n 和l 都相同时，原子轨道
能量相等，称为等价轨道。
鲍林能级图严格意义上只能叫“顺序图”,顺 序是指轨道被填充的顺序或电子填入轨道的顺序. 换一种说法，填充顺序并不总是能代表原子中电 子的实际能级！
Z* = Z - （６．４） （ ：屏蔽常数， ，屏蔽作用 ）
1.有效核电荷 Z*
屏蔽常数的计算J.C.Slater规则：
1) 分组：按n小→大顺序，把原子轨道分组：n相同时， (ns,np)同组，而nd和nf 随后各成1组: