§1-1原子结构理论
第1章第1节 原子结构(第2课时 电子云与原子轨道 泡利原理 洪特规则 能量最低原理)(学生版)
《2021-2022学年高二化学同步精品学案（新人教版选择性必修2）》第一章原子结构与性质第一节原子结构第2课时电子云与原子轨道泡利原理、洪特规则、能量最低原理四．电子云与原子轨道由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
，注：(1)同一能层中，p能级的原子轨道空间伸展方向不同但原子轨道的能量相同；(2)人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。
【思考讨论】分析同一原子的s电子的电子云轮廓图，请解释为什么同一原子的能层越高，s电子云半径越大？同一原子的s电子的电子云轮廓图【回顾与展望】各能级所含有原子轨道数目能级符号 n s n p n d n f 最多电子数 能级轨道数目能层轨道数目电子层为n 的状态含有 个原子轨道。
五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理：基态电子排布遵循的三个原理1、电子的运动状态⎩⎪⎨⎪⎧空间运动状态：一个空间运动状态即一个原子轨道自旋状态：一个原子轨道内的两个电子有顺时针和逆时针两种取向【深刻理解】电子自旋（1）内在属性：自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性； （2）两种取向：电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称 ； （3）表示方法：常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。
2、轨道表示式（电子排布图）（1）用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连；（2）箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称 ，“↑”或“↓”称 (或称未成对电子)； （3）能直观反映出电子的排布情况及电子的自旋状态。
【资料卡片】常见原子的电子排布图原子类别 电子排布式电子排布图 氢原子 1s 1 1s↑ 氦原子1s 21s ↑↓ 氮原子 1s 22s 22p 31s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ 氧原子 1s 22s 22p 41s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑ ↑ 钠原子1s 22s 22p 63s 11s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s ↑〔思考讨论〕（1）在钠原子中，有 种空间运动状态，有 种运动状态不同的电子。
结构化学第1章 量子力学基础和原子结构-1-01
19世纪末，物理学理论（经典物理学）已相当完善： ◆Newton力学 ◆Maxwell电磁场理论 ◆Gibbs热力学 ◆Boltzmann统计物理学
上述理论可解释当时常见物理现象，但也发现了解释不了的新现象。
一、三个著名实验导致“量子论”概念的引入和应 用1. 黑体辐射与普朗克的量子论
2、当h＝w 阈频率0
时，＝0，这时的频率就是产生光电效应的临
3、＝当hh－wh时0，，动能0与，频逸率出呈金直属线的关电系子，具与有光一强定无动关能。，Ek
conservation of momentum are obey.
产生光电效应时的能量守恒：
w h mv h＝ ＋E ＝ + /2 2
• （脱出功：电子逸出k 金属所需的0最低能量，w＝h0） • 用Einstein光子说，可圆满解释光电效应：
1、不当发h生光w 电时效，应 ；0，光子没有足够能量使电子逸出金属，
1905年，Einstein在Planck能量量子化的启发下，提出 光子说：
★光的能量是不连续的，每一种频率的光其能量都有一个 最小单位，称为光子，光子的能量与其频率成正比： h
★光是一束以光速行进的光子流，光的强度取决于单位体 积内光子的数目（光子密度）。
★光子不但有能量，还有质量（m），但光子的静止质量 为零。根据相对论的质能联系定律＝mc2，光子的质量 为：m＝h/c2，不同频率的光子具有不同的质量。
★光子有质量，必有动量：p＝mc＝h/c＝h/ (c＝） ★光子与电子碰撞时服从能量守恒与动量守恒定律。
In 1905, Einstein proposed the corpuscular theory of light which explained this photoelectric effect. The theory states:
高一化学(必修一)人类对原子结构的认识
一、原子结构模型的演变历史年代原子结构模型的名称主要理论依据或技术原子结构模型的主要论点公元前5世纪古希腊哲学家德谟克利的古代原子说原子是构成物质的微粒，万物都是由间断的、不可分割的微粒——原子构成的，原子的结合和分离是万物变化的根本原因19世纪初英国科学家道尔顿的近代原子学说参考元素化合时具有确定的质量比的关系①物质由原子构成；②原子不能被创造，也不能被毁灭；③原子在化学变化中不可再分割，它们在化学变化中保持本性不变19世纪末20世纪初汤姆生的“葡萄干面包式”原子结构模型①原子中存在电子，电子的质量为氢原子质量的；②原子中平均分布着带正电荷的微粒，这些微粒之间镶嵌着许多电子1911年英国物理学家卢瑟福的带核原子结构模型参考α粒子的散射现象①原子由原子核和核外电子组成，原子核带正电荷，位于原子中心，电子带负电荷，在原子核周围做高速运动；②电子的运动形态就像行星绕太阳运转一样1913年丹麦物理学家玻尔的原子轨道模型运用量子论观点研究氢原子光谱①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，每个轨道都具有一个确定的能量值；②电子在这些轨道上运动时，既不放出能量，也不吸收能量20世纪初现代量子力学原子结构模型(电子云模型)微观世界的波粒二象性①原子是由原子核和核外电子构成的；②电子运动不遵循经典力学的原理；③对于多电子原子，电子在核外一定空间近似于分层排布二、原子结构与元素的性质1．原子的核外电子排布(1)自从道尔顿提出原子论后，人们相继发现了、和等，对原子结构的认识更加深刻。
现在人们已经知道，原子是由和构成的，对于原子，可以近似认为电子在原子核外是分层排布的。
例如，(2)核外电子排布的表示方法——结构示意图人们常用原子结构示意图表示原子的核外电子排布，如氧原子的结构示意图为，钠原子的结构示意图为。
2．元素的化学性质与原子核外电子排布的关系(1)稀有气体元素原子最外层电子数为8(氦为2)，是稳定结构，不易得失电子，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。
物理原子结构
R∞ = 1.09677×107m-1称为里德堡常数。
氢的红外光谱和紫外光谱的谱线也符合里德堡
方程，只需将1/22改为1/n12, n1=1，2，3，4；而把 后一个n改写成n2=n1+1, n1+2，…… 即可。
c
Rc
1 n12
1 n2 2
当n1=1，得到氢的紫外光谱，称为来曼系； 当n1=2，得到氢的可见光谱，称为巴尔麦系； 当n1=3，得到氢的红外光谱，称为帕逊系。
P E c
P h
1913年，丹麦物理学家玻尔在总结当时最新 的物理学发现：普朗克黑体辐射和量子概念、 爱因斯坦光子论、卢瑟福原子带核模型—— 上述三者的基础上建立了氢原子核外电子运动 模型，解释了氢原子光谱，后人称为玻尔理论。
玻尔原子模型
二、玻尔理论要点
1.行星模型假设 假定氢原子核外电子
是处在一定的线性轨道上 绕核运行的，正如太阳系 的行星绕太阳运行一样。 2.定态假设：核外电子在固定轨道上运动；这些轨道 上运动的电子所处的状态为定态。
第四层， l = 0，1，2，3，有四个亚层，分别命
名为s，p，d， f 四个亚层。
3. 磁量子数m
磁量子数描述原子轨道在空间的不同取向。反 应了波函数(原子轨道)或电子云在空间的伸展方向。 m的取值范围为m =0,±1,±2,……±l,共可取2l+1个值。 l = 0，m = 0，轨道为在空间各方向全对称的球形。
尽管玻尔理论已被新量子论所代替，玻尔的 科学思想却永远值得我们学习，而且，玻尔理论 中的核心概念——定态、激发态、跃迁、能级等 并没有被完全抛弃，而被新量子力学继承发展， 甚至“轨道”的概念，量子力学赋予了新的内涵。
7-4 原子的量子力学模型
《主题一第一节原子结构》作业设计方案-中职化学高教版21通用类
《原子结构》作业设计方案（第一课时）一、作业目标本作业旨在帮助学生掌握原子结构的基本概念，理解电子在原子中的排布规律，并能够通过实验观察原子结构的特点。
通过本次作业，学生应能够独立完成原子的基本知识梳理，并能够运用所学知识解决实际问题。
二、作业内容1. 理论学习：学生需复习并掌握原子的基本概念，包括原子的定义、原子的大小与构成等。
了解电子的排布规律，掌握电子云模型及原子轨道理论。
2. 实验观察：通过使用显微镜或其他设备，观察原子模型或化学元素的结构，并记录观察结果。
这有助于学生直观地理解原子的微观结构。
3. 练习题：完成一组关于原子结构的练习题，包括选择题、填空题和简答题等。
题目应涵盖原子的基本概念、电子排布规律及原子结构的特点等。
4. 撰写报告：根据理论学习和实验观察的结果，撰写一份关于原子结构的报告。
报告中应包括对原子结构的理解、对电子排布的描述以及对实验观察的总结。
三、作业要求1. 理论学习部分要求学生对原子结构的基本概念有深刻的理解，并能准确阐述电子的排布规律。
2. 实验观察部分要求学生在观察过程中保持认真细致的态度，并准确记录观察结果。
实验报告应详细描述实验过程和结果，并分析实验结果与理论学习的关系。
3. 练习题部分要求学生在规定时间内独立完成，答案应准确、完整。
如有不懂之处，可向老师请教或查阅相关资料。
4. 报告部分要求学生对原子结构有全面的认识，报告内容应条理清晰、逻辑严密，并附有适当的图表和说明。
四、作业评价1. 评价标准：根据学生对原子结构理论的理解程度、实验观察的准确性、练习题的完成情况和报告的撰写质量进行评价。
2. 评价方式：教师根据学生的作业完成情况给出评分，并针对学生的不足之处给出改进意见。
同时，可组织学生进行互评，以促进相互学习和交流。
五、作业反馈1. 教师反馈：教师应对学生的作业进行详细批改，指出学生的不足之处和优点，并给出改进意见和建议。
同时，教师应及时将作业成绩通知学生，以便学生了解自己的学习情况。
第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 课时2 构造原理与电子排布式
11 钠 Na 1s2 2s22p6 3s1
12 镁 Mg 1s2 2s22p6 3s2
13 铝 Al 1s2 2s22p6 3s23p1
14 硅 Si 1s2 2s22p6 3s23p2
15 磷 P 1s2 2s22p6 3s23p3
16 硫 S 1s2 2s22p6 3s23p4
原子 元素 元素 电子排布式
1、构造原理
构造原理： 以光谱学事实 为基础，从氢 开始，随核电 荷数递增，新 增电子填入能 级的顺序被称 为构造原理。
每一行对应一个能层
每一小圈对应一个能级 各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数 递增而增加的电子填入能级的顺序
（2）理论依据：构造原理 元素核电荷数每递增一个，同时增加一个核电荷和 核外电子，就得到一个基态原子的电子排布 电子填满一个能级，就开始填入下一个能级
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)最外层电子排布式为4s1的元素一定为K。( )
(2)K的电子排布式为1s22s22p63s23p63d1。( )
(3)Mg的简化电子排布式为[Ne]3s2
()
(4)原子核外每一能层最多可容纳n2个电子
()
【课堂练习】
2.已知某+2价离子的电子排布式为1s22s22p6,该元素在周期表
构的部分，以相应稀有气体元素符号外加方括号来表示。 Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1,电子排布式可简化为[Ne]3s1。
电子排布式小结
2.复杂电子的电子排布式 对于较复杂的电子排布式，应先按能量从低到高排列，然后将同一能层 的电子移到一起如：26Fe 先按能量从低到高排列为1s22s22p63s24s23d6同 一能层的移到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 简化电子排布式为[Ar]3d64s2
原子结构讲解
原子结构讲解
原子结构是指原子的组成以及各组成部分之间的相对位置。
原子是由原子核和核外电子组成的，原子核位于原子的中心，核外电子围绕原子核高速旋转。
原子结构示意图是一种表示原子结构的图示，它用圆圈和小圈分别表示原子核和核内质子数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层的电子数。
原子的核外电子是分层排列的，从里到外分别称为第一层、第二层、第三层等。
每层最多可以排2×(n)^2个电子，其中n表示层数。
最外层电子数不
超过8个，次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
原子的性质由其核外电子的排布决定。
根据电子排布的不同，原子可以分为金属原子、非金属原子和稀有气体原子。
金属原子的最外层电子数一般小于4，容易失去电子，表现出金属的特性；非金属原子的最外层电子数一般大
于或等于4，容易得到电子，表现出非金属的特性；稀有气体原子的最外层电子数为8个（氦为2个），是一种稳定结构，表现出稀有气体的特性。
以上就是原子结构的简要介绍，如需获取更多信息，建议查阅化学书籍或咨询化学专家。
第二节 物质结构理论基础
第2节物质结构理论基础知识回顾世界是由物质构成的，构成物质的基本粒子有原子、离子、分子等，物质发生变化，都与其组成、结构、性质有关，而物质的性质则由其组成和结构决定。
所以我们认识宏观世界的性质，必须对微观的物质结构知识有一定的认识。
1．原子结构（1）原子结构原子是化学变化中的最小粒子，是由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子表构成的，原子核是由质子和中子构成的。
由于核内质子数和核外电子数相等，所以原子不显电性，即核内质子数=核电荷数=核外电子数。
由于电子的质量仅为质子量的1/1836，所以可以认为质量数=质子数+中子数。
（2）原子结构示意图用原子结构示意图可简明、方便地表示原子结构。
小圈和圈内的数字表示原子核和核内质子数，弧线表示电子层，弧线上面的数字表示该层的电子数。
根据粒子结构示意图，可判断元素种类、粒子种类、元素的性质以及结构的稳定性。
①由质子数的电子数的差值判断粒子种类（原子、阳离子、阴离子）；②由核内质子数决定元素种类，，核内质子数不同则表示不同元素；③由原子最外层电子数决定元素的性质，最外层电子数相同，性质相似；④由最外层电子数决定粒子结构的稳定性。
一般最外层电子数为8的结构称为“8电子稳定结构”。
2．元素周期表根据原子核外电子排布规律，把电子层数目相同的各种元素，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的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样所得的表，即为元素周期表。
它反映了元素之间相互联系的规律，是学习化学的重要工具。
元素周期表共有7个周期，16个族（8、9、10三个纵行共同组成1个族）。
例1 已知每个电子的质量约为每个质子（或中子）质量的1/1836。
下表是教材上的内容。
通过此表，可总结出“在原子里质子数等电子数。
”还能总结出：（1）；（2）；（3）；（4）。
例2 下图为核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图：通过分析下图，你可得出的结论有：（1）；（2）；（3）；（4）。
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为了解释氢原子线状光谱这一事实，玻尔在含核原子模型的基础上提
出了核外电子分层排布的原子结构模型。
玻尔原子结构模型的基本观点是: ①原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，不辐射能 量。（按能级分层排布）
2 表示微粒在空间某点出现的概率密度
概率密度： 电子在核外某处单位体积内出现的概率称为该处的概率密度
我们常把电子在核外出现的概率密度大小，用点的疏密来表 示，电子出现概率密度大的区域，用密集的小点来表示；电 子出现概率密度小的区域，用稀疏的小点来表示。这样得到 的图像称为电子云，它是电子在核外空间各处出现概率密度 大小的形象画描绘。
ʘ、ϕ分别是角度θ和φ的函数。
通常，将与角度有关的两个函数合并为
Y（θ，φ） 那么有 (r,,) R(r)Y (,)
波函数的径向部分
波函数的角度部分
2.波函数与原子轨道
通过解薛定谔方程得到具体的波函数ψ，每个 解出的波函数被边界条件限制，得到波函数 下具体的解，从而确定三个量子数。 主量子数：n=1,2，3，······，∞ 角量子数：l=0,1,2，······，n-1 磁量子数：m=0，±1，±2，······，±l 用一套三个量子数（n，l，m）解薛定谔方程， 得到波函数的 Rnl (r)和Yl（m ，）
arccosz
r
arctan y
x
x r sin cos
y
r
sin
sin
z r cos
r x2 y2 z2 arccosz
r
arctan y
x
通过变换后，我们得到(r,,) R(r)( )()
R是电子离核距离r的函数
二、核外电子运动状态的现代描述
核外电子首先是微观粒子
1.薛定谔方程
考虑实物微粒的波粒二象性的基础上，有
电子对核相对运 动的势能
2 ( x2
2 y 2Fra bibliotek2 z 2
)
8 2m
h2
(E
V )
0
描述电子运
拉普拉斯（Laplace）算符
电子对核相对运 动能量，包括动
动状态的波 函数
②在不同轨道上运动的电子具有不同的能量(E)，且能量是量子化的，轨 道能量值以n(1，2，3，...)的增大而升高，n称为量子数。而不同的轨道 则分别被命名为K(n=1)、L(n=2)、M(n=3)、N(n=4)、O(n=5)、P(n=6)。 ③当且仅当电子从一个轨道跃迁到另一个轨道时，才会辐射或吸收能量。 如果辐射或吸收的能量以光的形式表现并被记录下来，就形成了光谱。
§1原子结构理论
• 原子结构理论的发展概况 含核模型和波尔模型
• 原子的量子力学模型 微观粒子的波粒二象性 核外电子运动状态的现代描述
• 原子的电子结构与元素周期系 多电子原子的能级 核外电子排布的规则
• 原子结构与元素性质的关系 原子参数、金属性和非金属性、氧化值
1.1原子结构理论的发展概况
二、原子的玻尔模型——玻尔量子化
换句话说，用一组量子数来描述波函数，每 一个由一组量子数所确定的波函数表示电子 的一种运动状态。
在量子力学中，把三个量子数都有确定值的 波函数称为一个原子轨道。
波函数和原子轨道是同义词，原子轨道的含 义不同于宏观物体的运动轨道，也不同于波 尔所说的固定轨道，它指的是电子的一种空 间运动状态。
微观粒子的波函数的物理意义
根据玻尔模型的基本观点，我们得到：
E2 E1
h
应用该理论解释氢原子光谱，进一步，凡是 单电子原子或离子的光谱都能用玻尔模 型加以解释。
局限性：不能说明多电子原子光谱，也不能 说明氢原子光谱的精细结构。
1.2原子的量子力学模型
一、微观粒子的波粒二象性 德布罗意认为：
对于质量m ，速度为 的微粒，其波长 可
能和势能
解薛定谔方程就是解出其中的波函数及其相 应的电子对核相对运动的能量，这样就可了 解电子运动的状态和能量的高低。
但是，没有必要，我们只对其进行坐标变换。
直角坐标（x,y,z）变换为球极坐标（r，θ，φ）
x r sin cos
y
r
sin
sin
z r cos
r x2 y2 z2
电子的概率密度又称为电子云密度
以用
h
mv
h=6.262X10-34J·s 1J=1kg·m·s-2
注意量纲！！！
测不准原理：
量子力学关于物理量测量的原理，表明粒子 的位置与动量不可同时被确定。它反映了微 观客体的特征。
x
px
h
4
测不准原理只反映微粒具有波动性，并不是 说微粒的运动不可知，微粒遵循的是量子力 学所描述的运动规律。