多电子原子中电子分布
多电子原子结构
8≤Z≤20：4s对K，L内层原子芯钻穿大， E4s＜E3d Z≥21 ：4s对原子芯钻穿效应相对变小， E4s＞E3d
II. 原子核外电子排布原则（构造原理）
1）能量最低原理 基态原子核外电子先填充能量低的轨道， 后填充能量高的轨道。尽可能保持体系的能量最低。 2） Pauli 泡利不相容原理 基态原子中不可能同时存在4个 量子数完全相同的电子。即在一个轨道里最多只能容纳2个电 子，且自旋方向相反。 3）洪特规则 电子在能量简并的轨道中，尽量以相同自旋 方式成单排布。简并的各轨道保持一致，则体系的能量低。
注：该方法对n小于4的原子轨道准确性较好， 而n大于4后其与光谱实验有较大误差。
这样多电子原子的原子轨道能量公式为：
( Z ) eV Z eV E 13.6 13.6 2 n n2
2 *2
（2）钻穿效应
电子进入原子内部空间， 受到核的较强的吸引作用。 为什么电子在填充时会发 生能级交错现象？ 这是因4s电子具有比3d 电子较大的穿透内层电子 而被核吸引的能力，即钻 穿效应－－能级交错(分裂)
电子又在不停地运动，因此，要精确地确定其余两个电子对选 定电子的作用是很困难的。一般可用近似的方法来处理。
其余两个电子对所 选定的电子的排斥作用， 认为是它们屏蔽或削弱 了原子核对选定电子的 吸引作用。
这种其余电子对所选定的电子的排斥作用，相当于降低 了部分核电荷（）对指定电子的吸引力，称为屏蔽效应。 Z* = Z- Z*—有效核电荷 Z —核电荷
轨道全空
半充满
全充满
由构造原理可见，随核电核数的增加，电子填 入能级的顺序是:
1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p…
原子核外电子排布的几个问题
原子核外电子排布的几个问题一、核外电子排布所遵守的规则多电子原子的核外电子排布是有规律的，首先是电子按层排布，而且每层最多容纳的电子数为2n2个;其次，最外层电子数不得超过8个，而次外层的电子数则不能超过18个。
这些规律是从实验和周期律总结出来的，核外电子的排布服从如下的三个规则:1,能量最低原理:核外电子的排布将尽可能使体系的能量最低。
因此，电子首先排布在能量最低的轨道上，最低轨道排满后，电子再进入能量较高的轨道。
2、保里原理:在同一个原子中，最多只能有两个电子处在同一状态(这里指的是由三个量子数n,1,n规定的状态或称为轨道)，但这两个电子的自旋方句必须相反。
这就是说，在同一原子中不可能有二个戈更多个电子有完全相同的四个量子数。
这个原理是呆里根据实验总结出来的，保里原理是自旋量子数为'K}整数的一类粒子(如电子、质子和中子等)所遵从钩统计规律的反映。
从几率的观点来看，两个电子在某一瞬间同时在空间某点出现的几率等于零，这说明电子有相互回避的特性，这种特性就反映在保里原理3、洪特规则:在不违背能量最低原理和保里原理的前提下，在由相同的主量子数n和角量子数1规定的等价轨道上排布电子时，电子总是先单独而且自旋平行地占据尽量多的轨道，当各等价轨道上都占有一个电子后，电子继续填充时才逐一填充在已有一个电子的轨道上。
这一规则是洪特根据光谱实验总结出来的，又称为尽量不成对原理。
作为洪特规则的特例，全充满、半充满和全空的状态较为稳定。
这里我们对洪特规则作些说明。
二、屏蔽效应和钻穿效应在确定原子轨道能级高低时，徐光宪教授曾从光谱实验总结出一个规则，即对原子而言，外层轨道能级大小由n十0,71决定，对离子而言，外层轨道能级大小由，十。
.^1决定，对原子和离子的内层执道，墓洪特规则的实质还是能量最低原理。
电子在等价轨道上分占不同轨道并且自旋平行的排布，比其他的排布方式具有较低的能量，特别是在全充满、半充满及全空的情况下，原子体系的总能量是各种可能排布y能星最低的h1s种排布方式。
西工大与西安交大期末复习考研备考 化学课件 多电子原子核外运动状态(元素周期律)n
（2）l 相同时，主量子数越大，能量越高。
E3 p E4 p E5 p E6 p
（3）主量子数n和角量子数 l 同时改变时，会出现能级交错 现象，归因于屏蔽效应和钻穿效应。
E4s E3d E4 p
8
徐光宪能级高低顺序原则 n 0.7l
对于原子的外层电子，n 0.7l 越大，电子能量越高。
这主要是由于多电子原子之间的屏蔽所致，说 明多电子原子的能级与屏蔽作用有关。
6
鲍林近似能级图
能级
能级 交错
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f … … … … … 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 7…
结论：
（1）主量子数n相同，角量子数 l 不同时，l 值越大，原子轨 道能量越高。
25
离子外层电子排布式的书写
Cl：3s23p5 Cl-： 3s23p6 Cl7+：2s22p6
26
原子中未成对电子数的确定
11Na 3s1 24Cr 3d54s1 22Ti 3d24s2
17Cl 3s23p5
24Cr3+ 3s23p63d3
27
3、元素周期表
28
元素周期表中的七个周期分别对应七个能级组
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 250 215 182 160 147 140 135 134 134 137 144 152 167 158 141 137 133
Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi 272 224 172 159 147 141 137 135 136 139 144 155 171 175 182
原子结构中的电子排布规律与原子能级图
原子结构中的电子排布规律与原子能级图在原子结构中，电子的排布规律决定了元素的性质和化学行为。
电子按照一定的规则分布在原子的能级上，形成了原子能级图。
本文将探讨原子结构中的电子排布规律以及原子能级图的构建。
一、电子排布规律1. 起始原则：根据泡利不相容原理，每个原子中的电子的四个量子数（主量子数n、角量子数l、磁量子数ml和自旋量子数ms）不能完全相同。
因此，首先填充最低能级的电子。
2. 奥卡规则：根据奥卡规则，电子填充顺序为按照能级的升序（主量子数n增大）填充。
当能级相同时，按照角量子数l的升序填充。
这一规则保证了电子填充的有序性。
3. 霍克规则：根据霍克规则，每个轨道（具有相同主量子数n和角量子数l的电子组合）最多容纳2个电子，且这2个电子的自旋量子数相反。
这一规则成为“违反泡利不相容原理”的例外。
二、原子能级图在原子能级图中，横坐标表示主量子数n，纵坐标表示能量。
每条横线代表一个能级，能级距离越小，电子的能量越高。
以下是一些常见的原子能级图：1. 氢原子：氢原子只有一个电子，根据能级公式En = -13.6/n^2（n为主量子数），氢原子的能级图为一系列离散的水平线。
每条水平线上的能级数目由角量子数l决定。
2. 多电子原子：多电子原子的能级图更为复杂。
由于电子之间的排斥作用，使得能级分裂成了更多的子能级。
不同角量子数对应的子能级之间存在能级差。
3. 周期表：通过观察周期表中的元素，我们可以了解到原子能级图的一些规律。
周期表中的每一行代表一个主量子数n的能级，而每个周期表中的元素代表不同的电子填充顺序。
总结起来，原子结构中的电子排布遵循一定的规律，其中起始原则、奥卡规则和霍克规则是主要的规律。
而原子能级图则是用来表示不同能级和子能级之间的能量关系。
通过研究电子的排布规律和原子能级图，我们可以更好地理解原子的性质和化学行为。
通过本文的讨论，我们可以得出结论：原子结构中的电子排布规律与原子能级图是相互关联的，它们共同构成了描述原子结构的重要工具。
多电子原子课件
0族（惰性气体） 所有支壳层全满 闭壳层
稳定性：
与
有较大能隙， 支壳层全满的原子不易激发。
内闭壳层电子总电荷分布球对称，与核构成原子实，对 价电子吸引强，价电子不易电离。
18
Na
Ne
IAIA族（碱金属）
价电子易电离，形成闭壳 层结构，性质活泼
VIIA族（卤素） 一个 空穴，易得电子，性质活泼
泡利原理（全同性原理）导致电子组态周期性，决定元素 周期律。
引起精细结构 原子态量子数
61
精细结构能级决定于谱项
满支壳层无贡献，只需考虑未满支壳层 同科电子构成的组态需考虑泡利原理的限制 两同科电子组态 ， 为偶数
与 具有相同谱项 洪特（Hund）定则 (1) 愈大，能量愈低 (2) 相同 ， 愈大，能量愈低 (3) 未满支壳层电子数未及（超过）半满，
愈小（大），能量愈低
满支壳层无贡献，只需考虑未满支壳层 全满
唯一取值
34
例5 组态
不能完全相同
35
36
jj耦合 LS耦合
37
例6 Pb的激发态 非同科电子， 泡利原理自动满足
C的激发态
jj耦合
LS耦合
38
C
Si
Ge
Sn
Pb
LS耦合
中间耦合
jj耦合
LS耦合：大部分元素的基态，轻元素的低激发态 jj耦合：重元素的激发态 中间耦合：轻元素的高激发态，中等元素的激发态
54
2. 连续谱 轫致辐射 高速电子被靶原子核散射，损失动能，发射X光子
与电子散射态有关的跃迁对应连续谱 量子极限
3. 特征谱 Barkla按波长分为线系 各线系包含多条谱线 Moseley经验公式（1913年） 线波数与元素在周期表中位置的关系 测定原子序数
斯莱特规则
斯莱特规则斯莱特规则（Slater's rule）是一种在量子力学中常用的近似规则，用于计算多电子原子的基态电子分布。
这个规则是由美国物理学家罗伯特·斯莱特（Robert S. Slater）提出的，它提供了一种简单的方法来估算原子中电子的分布情况。
斯莱特规则的主要内容是：在原子中，电子按照波函数分布，而波函数可以表示为电子到原子核的距离的函数。
根据量子力学的原理，电子在原子中的运动是概率密度的分布，而不是确定的位置。
斯莱特规则假设电子之间的相互作用是相互排斥的，因此电子会分布在尽可能远离彼此的位置。
具体而言，斯莱特规则假设电子按照占据数目的递增顺序，尽可能远地分布在整个原子轨道上。
这意味着，在原子中，电子首先按照1s轨道排列，然后是2s轨道、2p轨道、3s轨道、3p轨道，以此类推。
这种排布方式可以最小化电子之间的排斥作用，从而使得整个原子的能量最低。
斯莱特规则在计算多电子原子的基态电子分布时非常有用，因为它提供了一种快速而简便的方法来估计电子的分布情况。
然而，需要注意的是，斯莱特规则是一种近似方法，它可能不适用于所有情况。
在处理复杂的化学问题时，可能需要使用更精确的量子力学方法，例如密度泛函理论或分子轨道理论等。
除了在原子物理学和化学领域的应用外，斯莱特规则还可以用于其他领域的研究。
例如，在生物学领域，斯莱特规则可以用于研究分子结构与功能的关系。
此外，在材料科学领域，斯莱特规则可以用于预测材料的电子结构和物理性质。
总之，斯莱特规则是一种在量子力学中常用的近似方法，用于计算多电子原子的基态电子分布。
虽然它是一种近似方法，但在许多情况下，它能够提供足够准确的结果，使得科学家们能够更好地理解原子的性质和行为。
初三化学 原子核外电子分布及结构示意图
【同步教育信息】一. 本周教学内容：1. 了解原子的核外电子是分层排布及原子结构示意图的涵义。
2. 了解离子的概念。
3. 了解化合价的实质及正负价的含义并记住常见元素和原子团的化合价。
4. 了解元素化合价和化学式的关系，能根据化学式判断元素的化合价，并能根据元素的化合价写出物质的化学式。
5. 通过元素的性质跟它的原子结构关系的学习，掌握结构、性质之间的辩证关系。
6. 理解化学式的概念及化学式所表示的意义（①表示一种物质②表示组成该物质的元素③表示组成该物质的各元素的原子个数比）。
7. 能正确书写常见单质和两种元素组成并已知各元素原子个数比的化合物的化学式。
8. 理解化学式前和化学式中有关数字的不同的意义。
二. 重点分析和讲解1. 核外电子排布的初步知识（1）电子层及与电子能量关系从原子的结构得知原子核很小，电子也很小，电子在很大的一个区域内高速运动，但电子的运动并不是杂复无章的。
多电子原子中电子是分层运动的，核外电子根据能量的差异和通常运动的区域离核的远近不同，分属于不同的电子层。
电子层及与电子能量关系如下：电子层数（n）：1、2、3、4、5、6、7 表示符号：K、L、M、N、O、P、Q离核距离：由近→远能量高低：由低→高（2）原子结构示意图的含义原子结构示意图是用来表示核外电子排布状况的图示，可有助于理解核外电子的分层排布。
例如：用原子结构示意图表示钠原子的核外电子排布。
对于1～18号元素符号，名称要记住并且会画原子结构示意图。
1～18号元素原子核外电子排布有以下规律，掌握住便于记忆。
（3）元素的原子最外层电子的特点从1～18号元素的原子结构示意图可以看出，稀有气体元素、金属元素和非金属元素的原子最外层的电子数目及性质有如下特点。
元素分类原子最外层电子数结构特征化学性质金属元素1～3个电子不稳定结构在化学变化中，易失去最外层电子非金属元素4～7个电子在化学变化中，易得到电子稀有气体元素8个电子（氦2个电子）稳定结构稳定，一般不参加化学反应金属元素、非金属元素与稳定结构关系如下：由上面的分析和以前学过的知识，我们得到以下结论：a. 原子最外层电子数−−→−决定元素化学性质 b. 质子数（核电荷数）−−→−决定元素种类 c. 质子数与电子数−−→−决定微粒电性 （4）离子离子：带电的原子或原子团叫离子。
多电子原子轨道能量
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d
4f
1
K L
2 8
M
18
三 个 量 子 数 的 关 系
N
32
22
3 0,±1,±2,±3
综上所述： ★n,l,m一组量子数可以决定一个原子轨道的离核远近、形状 和伸展方向。例如由 n=2,l=0,m=0 所表示的原子轨道位于核外 第二层，呈球形对称分布即２s轨道；而n=3,l=1,m=0所表示的 原子轨道位于核外第三层，呈哑铃形沿 z 轴方向分布，即 3Pz 轨道。 ★而n,l,m,ms 一组量子数可以决定一个电子的运动状态，在一 个原子中不可能有两个相同运动状态的电子同时存在。 1,0,0 轨道： 1s 2,1,0 轨道： 2pz 薛定谔方程解出原子轨道举例: 2,0,0 轨道： 2s 3,2,0 轨道： 3dz2
成功之处:1.指出了原子结构量子化特征
2.成功的解释了氢原子光谱
不足之处:1.未完全冲破经典力学范畴(固定轨道),只是加上一
些人为的量子化条件 2.无法解释原子光谱的精细结构 1.3微观粒子的波粒二象性 一、光的二象性 1905年爱因斯坦光子说 :E=hv，普朗克常数h＝6.626×10-34J.S－1 相对论： E=mc2
E E2 E1 h
2.179 1018 1 1 h( E2 E1 ) ( ) h n1 n2
1 1 1 3.289 10 ( ) s n1 n2
15
常数 3.289×1015与里得堡常数 完全一致
12
n=6 n=5 n=4 n=3
帕邢线系
原子原子核核外电子质子中子质子中子电子的电性和电量1个质子带一个单位正电荷1个电子带一个单位负电荷中子不带电1核外电子运动状态?19世纪初英国科学家道尔顿提出近代原子学说他认为原子是微小的不可分割的实心球体
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一 四个量子数 1 能量量子化和主量子数
氢原子的能量
1 me4
En
n2
(
8
2 0
h
2
)
主量子数
n 1,2,3,
2 角动量量子化和角量子数
电子轨道角动量
L l(l 1) h 2π
轨道角量子数
l 0,1,2,, (n 1)
1
ms 2
1 h
3h
2 2π
4 2π
电子自旋在z轴上分量量子化
史特恩 – 盖拉赫实验
1921年斯特恩和 盖拉赫首先发现类氢元 素锂原子射线束经过非 均匀磁场后分成对称的 两束（银、铜等原子也 有此现象）. 根据量子 力学理论, 其原因与电 子的自旋有关.
屏
磁 场
非 均 匀
N
S
狭缝 原子源
72
10(7d) 14(7f) 18(7g) 22(7h) 26(7i) 98
原子结构示意图 价电子：最外层的电子，它决定原子的化学性质.
原子态次序图
决定壳层次序 的是能量最小原理. （电子填充的次序 决定于哪个壳层能 量最低.）
原子的基态是 原子能量最低的状 态，所有电子均处 在各自尽可能低的 能量状态中.
的电子在同一壳层.
角量子数 l ：同一壳层中l = 0，1， , （n-1）
，不同的 l 形成分壳层.
分壳层 l 最多电子数
Nl 2(2l 1)
n1
壳层 n 最多电子数 Nn 2(2l 1) 2n2
l 0
原子壳层和分壳层中最多可能容纳的电子数
l
n
1K 2L 3M 4N 5O 6P 7Q
无磁场 有磁场
实验装置
二 多电子原子中电子的分布 1869年，门捷列夫首先提出元素周期表（按原子
量的次序排列），反映元素性质的周期性变化.
玻尔第一个给予周期表物理解释,（1916－1918年 ）把元素按电子组态的周期性排列成表.
1925年泡利提出不相容原理后，才比较深刻地理 解到，元素的周期性是电子组态周期性的反映. 而电子 组态的周期性与特定轨道的可容性相联系.
元素周期表
方L某向3特分定量空间L量z 子m化l 和2hπ磁量子数m轨l 道 角0,动1量,磁2量,子,数l
z
z
z
空间量子化
1896年荷兰物理学家 塞曼发现在强磁场中，原 子的光谱线发生分裂现象.
无磁场
有磁场
塞曼效应实验装置
钙原子的谱线分裂
塞曼效应的观察Βιβλιοθήκη 锌的单线钠主线系的双线
LL 正常三重线
原子序数: 原子中电子数目（原子核电荷数）.
描述电子 运动状态的量 子数
不变
轨道取向 自旋取向
量子数
量子数
(n, l, s, ml , ms )
(n, l, ml , ms )
泡利（W. Pauli, 1900-1959）
泡利不想容原理（1925年）
在一个原子中，不可能有两个 或两个以上的电子具有完全相同的
洛伦兹单位
L Be 4πmc
LL
LL
反常花样
问：塞曼效应产生的原因是 什么呢？
4 电子的自旋 自旋磁量子数
电子自旋角动量（电子的基本属性，无经典对应）
自旋角动量量子化
S s(s 1) h 2π
z
s
1 h 2 2π
3h 4 2π
自旋量子数 s 1 2
Sz
ms
h 2π
自旋磁量子数
四个量子数（ n, l, ml）, ，m即s 原子
中的每一个状态只能容纳一个电子.
决定电子所处状态的准则 （1）泡利不相容原理（每状态允许容纳的电子数）； （2）能量最小原理（体系能量最低时，体系最稳定）.
电子按能量分成许多壳层，能量相同的电子可 视为分布在同一壳层.
主量子数 n : 决定电子能量的主要部分，相同 n
01
sp
2(1s)
2(2s) 2(3s) 2(4s)
6) (2p 6(3p )
2(5s) 2(6s)
6) (4p
2(7s) 6) (5p
6(6p
2 d
3 f
4 g
5 h
6 I
Zn (2n2)
2
8
10(3d)
18
10(4d) 14(4f)
32
10(5d) 14(5f) 18(5g)
50
10(6d) 14(6f) 18(6g) 22(6h)