无机化学原子结构与元素周期系核外电子运动四个量子数
无机及分析化学教案-第一章无机化学基本知识-6学时
第1次课学时2第一节原子结构元素周期系（15分钟）、原子核外电子的运动状态（一）、微观粒子的统计规律性1.微观粒子的波粒二象性结论：正是由于微观粒子与宏观粒子不同，不遵循经典力学规律，而要用量子力学来描述它的运动状态。
2.测不准原理图△ X- AP> h/4 Tt（二）、波函数和原子轨道薛定渭方程：描述核外电子运动的波动方程。
薛定渭方程是描述微观粒子运动状态、变化规律的基本方程。
它的解并不是具体的数资，而是一个含有三个变量x、y、z和三个参数n、l、m的函数式,叫做波函数表示为6（x,y,z）。
波函数是描述核外电子运动状态的数学函微观粒子的统计规律性（20分钟）波函数和原子轨道及发射卫星使用的高能燃料。
4.计算机中信息存储设备。
化学在畜牧生产中的作用:当今科技已发展到从分子水平上研究生物科学，产生了分子生物学等新型学科。
生物学的研究越来越离不开化学原理、化学知识和化学分析技术。
二、讲授新课:生物体本身就是多种化合物组成的集合体, 如：细胞，线粒体，溶酶体等等。
电子衍射示意图数式。
图原子轨道的角度分布图量子力学中的原子轨道不是某种确定的轨道，而是原子中一个电子可能的空间运动状态，包含电子所具有的能量，离核的平均距离、几率密度分布等。
（三）、几率密度和电子云电子在核外空间某处单位微小体积内出现的几率，称为几率密度，用波函数绝对值的平方|。
|2表示。
常常形象地将电子的几率密度（|少|2）称作“电子云”。
1s电子云界面图电子云的角度分布图（四）、四个量子数及其对核外电子运动状态的描述1 .主量子数（n）（1）取值范围它只能取1, 2, 3……等正整数。
（2）物理意义：①主量子数n是决定电子能量的主要因素。
②主量子数表示电子离核的远近或电子层数。
在光谱学上常用一套拉丁字母表示电子层，常用K、L、M N O P、Q等符号分别表示n = 1,2, 3, 4, 5, 6, 7。
2 .角量子数（l）（10分钟）几率密度和电子云（30分钟）四个量子数(1)取值范围：为l = 0, 1 , 2,3,…，(n-1),在光谱学上分别用符号s, p, d, f等来表不(2) l的物理意义为：①表示电子的亚层或能级。
无机化学最新第四版第五章思考题与习题
思考题1. “原子” 为什么不像过去那样定义为组成的基本粒子 ?2. 量子力学的轨道概念与波尔原子模型的轨道有什么区别和联系 ?3. 波函数与原子轨道有何关系 ? 与电子云有何关系 ?4. .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副量子数 ------ 描述原子轨道的形状角量子数 -------描述原子轨道的伸张方向自旋量子数 ---------描述电子的自旋方向 .5. 下列各组量子数哪些是不合理的 ? 为什么 ?n l m(1 2 1 0(2 2 2 -1(3 3 0 +1解:(2 , (3不合理。
当 n=2时, l 只能是 0, 1,而(2中的 l =2,当 l =0时, m 只能是 0,而(3中的 m 却为 +16. 为什么任何原子的最外层最多只能有 8个电子 , 次外层最多只能有 18个电子 ?7. 为什么周期表中各周期的元素数目并不一定等于原子中相应电子层的电子最大容量数 (2n2?因为存在能级交错现象8. 量子数 n=3,l=1的原子轨道的符号是怎样的 ? 该类原子轨道的形状如何 ? 有几种空间取向 ? 共有几个轨道 ? 可容纳多少个电子 ?9. 在下列各组电子分布中哪种属于原子的基态 ? 哪种属于原子的激发态 ? 哪种纯属错误 ?(1 1s22s 1 (21s22s 22d 1(31s22s 22p 43s 1 (41s22s 42p 2 (1属于原子的基态; (3属于原子的激发态; (2 , (4纯属错误。
10.(1 试写出 s 区 ,p 区 ,d 区及 ds 区元素的价层电子构型 .(2 具有下列价层电子构型的元素位于周期表中哪一个区 ? 它们各是金属还是非金属 ?ns 2 ns 2np 5 (n-1d2ns 2 (n-1d10ns 2解:(1 所在区价层电子构型s ns 1-2p ns 2np 1-6d (n-1d1-10ns 1-2ds (n-1d10ns 1-2(2 价层电子构型 ns 2 ns 2np 5 (n-1d2ns 2 (n-1d10ns 2所在区 s p d ds金属或非金属金属非金属金属金属11. 已知某副元素的 A 原子 , 电子最后填入 3d, 最高氧化数为 +4,元素 B 的原子 , 电子最后填入 4p, 最高氧化数为 +5.回答下列问题 : (1 写出 A,B 元素原子的电子分布式 ;(2 根据电子分布 , 指出它们周期表中的位置 (周期 , 区 , 族 . 解:(1 A :1s 22s 22p 63s 23p 63d 24s 2B: 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 3 (2 A: 四周期, d 区, IVB 族元素 B :四周期, p 区, VA 族元素12. 不参看周期表 , 试推测下列每一对原子中哪一个原子具有较高的第一电离能和较大的电负性值 ?(1 19和 29号元素原子 (2 37和 55号元素原子(3 37和 38号元素原子解:(1 电子分布式周期族 19 [Ar]4s1 四 IA29 [Ar]3d104s 1四 IB故 29号元素具有较高的第一电离能和较大的电负性; (2 电子分布式周期族 37 [Kr]5s1 五 IA 55 [Xe]6s1 六 IA故 37号元素具有较高的第一电离能和较大的电负性 (3 电子分布式周期族 37 [Kr]5s1 五 IA38 [Kr]5s2 五 IIA故 38号元素具有较高的第一电离能和较大的电负性。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第4讲原子结构与元素周期律分解
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第4讲原子结构与元素周期律【竞赛要求】核外电子运动状态:用s、p、d等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子）核外电子排布。
电离能、电子亲合能、电负性。
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。
元素周期律与元素周期系。
主族与副族。
过渡元素。
主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律；同周期元素从左到右性质变化一般规律。
原子半径和离子半径。
s、p、d、ds、f区元素的基本化学性质和原子的电子构型。
元素在周期表中的位置与核外电子结构（电子层数、价电子层与价电子数）的关系。
最高氧化态与族序数的关系。
对角线规则。
金属性、非金属性与周期表位置的关系。
金属与非金属在周期表中的位置。
半金属。
主、副族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及主要形态。
铂系元素的概念。
【知识梳理】一、核外电子的运动状态1、微观粒子的二重性（1）光的波动性λ波长：光谱中相邻两个波峰（波谷）间的距离。
频率v：频率就是光子在单位时间内振动的次数。
单位是Hz（1Hz =1 s－1）。
v = c/λ。
光速c=λ·v 真空中相当于光速= 3×10 8 m·s－1。
波数~v=λ1（cm－1）（2）光的微粒性光量子的能量（E）与频率（v）成正比。
即：E = hυh为普朗克常数= 6.6×10 –34 J·s（3）白光是复色光可见光的颜色与波长（4）电子的波粒二重性——物质波德布罗意（L. de Broglie）提出：电子具有粒子性，也具有波动性。
并提出联系电子粒子性和波动性的公式：λ=mvhm：质量v：速度h：普朗克常数左边是电子的波长λ，表明它的波动性的特征；右边是电子的动量，代表它的粒子性。
2、原子核外电子的运动（1）早期模型氢原子光谱太阳光是连续光谱，原子光谱是线状光谱。
玻尔模型：①电子在一定的轨道上运动、不损失能量。
《无机化学》电子教案设计
第 1 章原子结构与元素周期系[ 教学要求]1 ．掌握近代理论在解决核外电子运动状态问题上的重要结论：电子云概念，四个量子数的意义，s 、p 、d 原子轨道和电子云分布的图象。
2 ．了解屏蔽效应和钻穿效应对多电子原子能级的影响，熟练掌握核外电子的排布。
3 ．从原子结构与元素周期系的关系，了解元素某些性质的周期性。
[ 教学重点]1 ．量子力学对核外电子运动状态的描述。
2 ．基态原子电子组态的构造原理。
3 ．元素的位置、结构、性质之间的关系。
[ 教学难点]1 ．核外电子的运动状态。
2 ．元素原子的价电子构型。
[ 教学时数] 8 学时[ 教学内容]1 ．核外电子运动的特殊性：核外电子运动的量子化特征（氢原子光谱和玻尔理论）。
核外电子运动的波粒二象性（德布罗衣的预言，电子的衍射试验，测不准关系）。
2 ．核外电子运动状态的描述：波函数、电子云及其图象表示（径向与角度分布图）。
波函数、原子轨道和电子云的区别与联系。
四个量子数（主量子数n ，角量子数l ，磁量子数m ，自旋量子数ms ）。
3 ．核外电子排布和元素周期表；多电子原子的能级（屏蔽效应，钻穿效应，近似能级图，原子能级与原子序数关系图）。
核外电子排布原理和电子排布（能量最低原理，保里原理，洪特规则）。
原子结构与元素周期性的关系（元素性质呈周期性的原因，电子层结构和周期的划分，电子层结构和族的划分，电子层结构和元素的分区）。
4 ．元素某些性质的周期性，原子半径，电离势，电子亲和势，电负性。
1-1 道尔顿原子论古代自然哲学家对物质之源的臆测：本原论（元素论）和微粒论（原子论）古希腊哲学家德谟克利特（Democritus, 约460—370 B C ）：宇宙由虚空和原子构成，每一种物质由一种原子构成。
波意耳：第一次给出了化学元素的操作性定义---- 化学元素是用物理方法不能再分解的最基本的物质组分，化学相互作用是通过最小微粒进行的，一切元素都是由这样的最小微粒组成的。
无机化学基本原理第七章原子结构与周期表2
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五、元素周期表 1. 能级组与元素周期的划分 周期的划分就是核外电子能级的划分，各能级 组容纳的电子数就等于相应周期元素的数目。 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 主族的族数 = 最外层电子数的总和 主族元素的最高氧化态 =最外层电子数 一般：族数 = (n-1)d + ns 电子数的总和 VIIIB, IB, IIB 副族元素的族数 = 反应中失去的电子数
8
例：试应用Slater计算方法求算氧原子的第一电离能
解：氧原子O结构为1s2, 2s2 2p4, 氧离子结构为1s2, 2s2 2p3，氧原子的电离能 (I) O = O+ + e I = E (O+) - E (O) = E(2s2 2p3) - E(2s2 2p4) O+： (1s2) (2s2 2p3) ZO+* = 8 - (4×0.35 + 2×0.85) = 4.9 (4 0.35 2 0.85) E(O+) = 5×(-13.6)× = 5×(- 81.63) = 408.17eV O： (1s2) (2s2 2p4) ZO* = 8 - (5×0.35 + 2×0.85) = 4.55 E(O) = 6 ×(-13.6)× = -422.34eV
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二、钻穿效应 n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不 同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子 屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量， 这种由于s，p，d，f 轨道径向分布不同而引起 的能量效应（penetrating effect)。 对于单电子体系： 对于单电子体系：E3s = E3p = E3d 对于多电子体系： 对于多电子体系： E3s < E3p < E3d 能级交错： 能级交错： 由于屏蔽效应和钻穿效应，使不同轨道上的电 子能级发生变化，从而引起能级上的交错。 ns电子能量变的更低，nd, nf 电子能量变的更 电子能量变的更低， 电子能量变的更低 高。
无机化学第二章答案
无机化学第二章答案【篇一：大学无机化学第二章(原子结构)试题及答案】txt>本章总目标：1：了解核外电子运动的特殊性，会看波函数和电子云的图形2：能够运用轨道填充顺序图，按照核外电子排布原理，写出若干元素的电子构型。
3：掌握各类元素电子构型的特征4：了解电离势，电负性等概念的意义和它们与原子结构的关系。
各小节目标：第一节：近代原子结构理论的确立学会讨论氢原子的玻尔行星模型e?第二节：微观粒子运动的特殊性1：掌握微观粒子具有波粒二象性（??2：学习运用不确定原理（?x??p?第三节：核外电子运动状态的描述1：初步理解量子力学对核外电子运动状态的描述方法——处于定态的核外电子在核外空间的概率密度分布（即电子云）。
2：掌握描述核外电子的运动状态——能层、能级、轨道和自旋以及4个量子数。
3：掌握核外电子可能状态数的推算。
第四节：核外电子的排布1：了解影响轨道能量的因素及多电子原子的能级图。
2;掌握核外电子排布的三个原则：1能量最低原则——多电子原子在基态时，核外电子尽可能分布到能量最低○的院子轨道。
2pauli原则——在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说是在○同一个原子中没有运动状态完全相同的电子。
3hund原则——电子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式○hh）。
?pmv13.6ev。
n2h）。
2?m分别占据不同的轨道。
3:学会利用电子排布的三原则进行第五节：元素周期表认识元素的周期、元素的族和元素的分区，会看元素周期表。
第六节：元素基本性质的周期性掌握元素基本性质的四个概念及周期性变化1从左向右，随着核电荷的增加，原子核对外层电子的吸引1：原子半径——○2随着核外电子数的增加，电子间的相互斥力力也增加，使原子半径逐渐减小；○也增强，使得原子半径增加。
但是，由于增加的电子不足以完全屏蔽增加的核电荷，因此从左向右有效核电荷逐渐增加，原子半径逐渐减小。
2：电离能——从左向右随着核电荷数的增多和原子半径的减小，原子核对外层电子的引力增大，电离能呈递增趋势。
无机化学知识点学习笔记 (5)
《无机化学》学习笔记五第五章原子结构与元素周期性1.一般了解原子轨道、波函数、概率、概率密度、电子云等概念。
初步熟悉波函数、电子云的角度分布图。
2.了解四个量子数对核外电子运动状态的描述，电子层、亚层、能级、能级组的含义。
3.基本掌握原子核外电子排布原理及一般规律，了解各区元素原子电子层结构的特征。
4.了解电离能、电子亲合能、电负性及主要氧化数的周期性变化。
知识点：1.玻尔氢原子模型玻尔理论的基本假说有如下几点：(1)电子在原子内具有确定半径r和一定能量E的轨道运动。
在轨道上运动的电子处于“稳定状态”(简称“定态”)。
电子处于定态的原子并不辐射能量。
原子内的电子可以处于不同的定态，能量最低的定态称为“基态”，能量较高的定态称为“激发态”。
(2)电子可以吸收一定的能量从能量低的状态跃迁到能量高的状态，或从高能量定态辐射出一定的能量跃迁到低能量定态。
跃迁所吸收或辐射的辐射能频率ν由下式决定:hν= E2-E1(3)原子内运动的电子的能量是量子化的，这些轨道上的电子运动的能量，必须是h/2π的整数倍，即E n=nh/2π(n=1，2，3，4，・・・・・・)。
式中:h是普朗克常数，n是正整数，称为“量子数”。
此关系式为“玻尔的量子化条件”。
根据上述假设及经典力学的规律，计算得到氢原子基态时电子的能量为-13.6eV。
不同的定态轨道能量是不同的。
离核越近的轨道，能量越低，电子被原子核束缚得越牢;离核越远的轨道，能量越高。
轨道的这些不同的能量状态，称为能级。
①定态原子轨道②原子轨道的半径③原子轨道的能级④轨道能级量子化。
2.微观粒子及其运动特性--波粒二象性二十世纪初人们发现，光不仅有微粒的性质，而且有波动的性质，即具有波粒二象性。
3.测不准原理对于宏观物体，沿着确定的轨道，按确定的速度运动时，可以依据经典物理定律准确地确定其在任何指定时刻的位置和速度。
而对微观粒子则不同，不可能同时准确的确定其位置及速度。
原子结构与元素周期律
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。
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● 说明了原子的稳定性
● 对其他发光现象（如Ｘ射线的形成）也能解释
● 计算氢原子的电离能
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玻尔理论的不足之处—— Bohr’s model
● 不能解释氢原子光谱 的精细结构
● 不能解释氢原子光谱 在磁场中的分裂
● 不能解释多电子原子 的光谱
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5.2 微观粒子运动的特征
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光的波、粒二象性揭示了光被人们忽略的另一面，反之， 粒子是否也具有被忽视的另一面，即波动性质呢？
德·布罗意(de ·Broglie)提出微观粒子也具有波的性质，并 假设：
= h / mv式Fra bibliotek， 为粒子波的波长；v为粒子的速率，m为粒子
的质量
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电子衍射实验示意图
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海森堡（W.Heisenberg）测不准原理
宏观物体
微观粒子
运动 确定的运动轨道 特点
同时准确测定其位 置和动量或速度
不存在确定的运 动轨道 具有波粒二象性
不能同时准确测 量位置和动量
描述 方法
用经典力学
量子力学， 用统计方法
5.3 核外电子运动状态的描述 5.3.1 波函数和原子轨道
薜定谔方程的解即波函数 不止一个，而是有
许多个，其中有些是合理的，有些是不合理的。
每一个合理的解代表电子的一种可能运动状态 （定态），与其对应的能量为该定态的能级。 例如基态氢原子的电子能态为：
Ψ1s 1/ a03 er / a0 E1s 2.179 10 18 J
波函数
变换为球面坐标：
x = r sinθ cos φ y = r sin θ sin φ z = r cos θ
个由一组量子数确定的波函数表示电子的一种运动状态。 由波函数的单值性可知，在一个原子中，电子的某种运动 状态是唯一的，即不能有两个波函数具有相同的量子数。
能量最低
激发态 excited state
玻尔理论的成功之处—— Bohr’s model
● 解释了 H 及 He+、Li2+、B3+ 的原子光谱
波型 计算值 /nm 实验值 /nm
Hα Hβ Hγ Hδ 656.2 486.1 434.0 410.1 656.3 486.1 434.1 410.2
★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。它们是符合一定条件的轨道：电子的
轨道角动量P只能等于h/(2)的整数倍：
P
mvr
n
h 2
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, 这就是著名的玻尔半径。
1. 光的波粒二象性
20世纪初，爱因斯坦提出了质能转换关系：
由于
E = mc2 E = hv c = v
hv = mc2 = mcv
所以
= h / mc = h / p
式中，c 为光速, h为普朗克常数， h =6.62610-34J·sˉ1 ， p 为光子的动量。
光具有动量和波长，也即光具有波粒二象性。
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★关于轨道能量量子化的概念
原子只能处于上述条件所限定的几个能态。 定态(stationary states)：
所有这些允许能态之统称。电子只能在有确定 半径和能量的定态轨道上运动, 且不辐射能量。
基态(ground state): n 值为 1 的定态。通常电子保持在能量最低
的这一基态。基态是能量最低即最稳定的状态。
r2 = x2 + y2 + z2
z
r
θ
• P(x,y,z)
z=rcosθ
φ
rsin y
x
x= rsinθcosφ
y = rsinθsinφ
球坐标与直角坐标的关系
1 r2
r
(r 2
r
)
1
r 2 sin
(sin
)
1
r 2 sin 2
2
2
8 2m
h2
(E
V )
0
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在整个求解过程中，需要引入三个参数，n、l 和 m。结果可
以得到一个含有三个参数和三个变量的函数
= n, l, m(r, , )
n, l 和m的取值必须使波函数合理(单值并且归一)。结果如 下：n的取值为非零正整数，l 的取值为0到(n – 1)之间的整 数，而m的取值为0到± l 之间的整数。
由于上述参数的取值是非连续的,故被称为量子数。当n、l 和 m 的值确定时，波函数(原子轨道)便可确定。即：每一
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对于一个指定的原子体系，波函数是描述
原子核外电子运动状态的数学表示式。
波函数是空间直角坐标x、y、z的函数
= （ x，y，z）
解一个指定的原子体系（如氢原子体系）
的薜定谔方程，可以得到一系列的波函数，
和一系列相应的能量值。
例如
波函数
1s
相应的能量值 E1s 2.179 10 18 J
1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。
晶片光栅
定向电子射线
衍射图象
电子衍射示意图
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测不准原理
1927年，德国物理学家海森堡（W. Heisenberg） 提出了量子力学中的一个重要关系式 —– 测不准关系
x P h
2
原子核外电子运动没有确定的轨道,而是
具有按概率分布的统计规律.
第5章
原子结构与元素周期系
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5.1核外电子的运动特性
氢原子光谱示意图
415nm
氢放 电管
狭缝
棱镜
435nm 487nm
电子束
电子束
660nm
氢原子光谱示意图
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1 R( n12
1 n22 )
2
式中，R为常数，n1、n2必须是正整数且n1<n2
玻尔理论的主要内容——Bohr’s model
1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schrödinger）提出了微 观粒子运动的波动方程，即薛定谔方程：
2 2 2 8 2m (E V ) 0
x2 y 2 z 2
h2
其中， 为波动函数，是空间坐标x、y、
z 的函数。 E 为核外电子总能量，V 为核 外电子的势能，h 为普朗克常数，m 为电 子的质量。
激发态(excited states):
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指除基态以外的其余定态. 各激发态的能量随 n 值增大而增高。电子只有从外部吸收足够能量时 才能到达激发态。
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电子运动状态的量子力学概念
量子化轨道
n=3
n=2
n=1
定态
stationary state
+
能量具有确定值
基态 ground state