第五章原子结构
练习：
判断正误，并改正 1、s电子绕核旋转，其轨道是个圆，而p电子是走∞字形。 2、主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道。 3、主量子数为4时，有4s，4p，4d和4f四条轨道。 回答问题
当主量子数n＝4时，有几个能级？各能级有几条轨道？
第三节 多电子原子结构
一.近似能级图
氢原子和类氢离子（只有 1 个电子的离子）的核 外只有 1个电子，电子只受原子核的静电吸引，原子 轨道的能量只决定于主量子数n。 在多电子原子中，电子不仅受原子核的静电吸引， 而且电子之间存在着相互排斥作用，因此原子轨道的 能量与主量子数n和角量子数l均有关。
3.跃迁规则
电子吸收光子就会跃迁到能量较 高的激发态，反过来，激发态的电 子会放出光子，返回基态或能量较 低的激发态；光子的能量为跃迁前 后两个能级的能量之差，这就是跃 迁规则
ΔE = h ν = | E ２ – E １ |
普朗克常量 h = 6.626×10-34 J· s，
ν是光子频率。
Bohr理论三点假设：
•
Z′= Z –σ
多电子原子的原子轨道能量的高低通常利用光谱 数据确定，泡利Pauli总结的近似能级图得出：
l 相同，n 不同。n 越大，能量越高。 E1s<E2s<E3s<E4s E2p<E3p<E4p<E5p …… n 相同，l 不同。l 越大，能量越高。 Ens<Enp<End<Enf n、l 都相同，能量相同。 E2px=E2py=E2pz n、l 都不相同,某些较大的轨道能量可能低于较小的轨道， 这种现象称为能级交错。 E3d > E4s
电子的波粒二象性：
电子的既有波动性又有粒子性，称为波粒二象性
•
• •
（particle-wave duality）。 电子的作为电磁波，有波长λ或频率ν，能量 E= hν 电子的作为粒子，又有动量 p=mc 运用Einstein方程式 E=mc2及ν=c/λ， 得到λ=h/mc
第二节 核外电子运动状态的描述
等概率密度面图：如果把电子云图中概率密度相同的各点连接起来， 所得到的曲面称为等概率密度面图
径向概率分布图 径向概率分布应体现随着 r 的变化，或者说随着离原子 核远近的变化，在单位厚度的球壳中，电子出现的概率的变 化规律。
以 1s 为例，概率密度随着 r 的增加单调减少!
离核越远，电子云越稀疏， 离核越近，电子云越密集， 电子出现的概率密度愈小。 电子出现的概率密度愈大。
第二节 氢原子的波函数
（四）自旋磁量子数
符号 ms ，取+1/2和-1/2两个值，表示电子自旋的 两种相反方向，也可用箭头符号↑和↓表示。 • 两个电子自旋方向相同称为平行自旋，方向相反 称反平行自旋。
•
•
原子轨道由 n、l 和 m 决定，电子运动状态由 n、l、 m、 ms确定。
一个原子轨道最多容纳两个自旋相反的电子，每 电子层最多容纳的电子总数应为2n2。
第七章 原子结构与元素 周期律
原子的组成
质子Z个 正电荷
原子核
原子AZX 中子（A－Z）个 核外电子Z个 负电荷
原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数
第一节 核外电子运动的特殊性
一、玻尔（ Bohr ）的氢原子模型
1.行星模型： 正如太阳系的行星绕 太阳运行一样，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。
二. 电子的波粒二象性
1.de Broglie关系式（de Broglie relation）
对于电子这样的实物粒子，其粒子性早在发现电子时 就已得到人们的公认，但电子的波动性就不容易被发现。 经过人们长期的研究和受到波力二象性的启发。1924法国 物理学家de Broglie 类比光的波粒二象性，指出微观粒子 如电子、原子等，都具有波动性，并导出了其关系式：
•
有了四个量子数，就可以描述原子中某 一电子的运动状态。 • 描述一个原子轨道要用三个量子数，而 描述一个原子轨道上运动的电子，要用四 个量子数。
（2）角量子数（l）：描述原子轨道的形状，即电子亚层
n
l
1
0 1s
2
0、1 2s 2p
3
0、1、2 3s 3p 3d
4
0、1、2、3 4s 4p 4d 4f
4
第四层
5
第五层
·· · ·· ·
四个量子数
(二) 角量子数 l 取值： l =0，1，2，……n-1； 物理意义： l 表示电子云的形状。 对于l 为 0 1 2
形状 四叶花瓣形 0 球形 1 亚铃形 2 3 4 角量子数 光谱符号 s s亚层 p p亚层 d 亚层符号 d f亚层 g s电子 电子 · · · · · · 轨道形状 球形 哑铃型 p电子 花瓣型 d
原子轨道（atomic orbital）
描述原子中单个电子运动状态的波函数 ψ 常称作原子轨道。原子轨道仅仅是波函数的代 名词，绝无经典力学中的轨道含义。严格地说 原子轨道在空间是无限扩展的，但一般把电子 出现概率在99%的空间区域的界面作为原子轨 道的大小。
电子运动的特征：
1. 电子具有波粒二象性，它具有质量、能量等粒子特征， 又具有波长这样的波的特征。电子的波动性与其运动的统 计规律相联系，电子波是概率波； 2. 电子等微观粒子不能同时测准它的位置和动量，不存在确 定的运动轨道。它在核外空间出现体现为概率的大小，有的 地方出现的概率小，有的地方出现的概率大 3. 每一 对应一确定的能量值，称为“定态”。电子的能 量具有量子化的特征，是不连续的。基态时能量最小，激 发态的能量高。
2、定态假设
假定氢原子的电子只能在核外某些特定的轨 道上运行，在这些轨道上运行的电子具有一定的、 不变的能量 , 不会释放能量 , 不会吸收能量，这种 状态被称为定态。 能量最低的定态叫做基态；能量高于基态的定 态叫做激发态。 据经典力学，电子在原子核的正电场里运行， 应不断地释放能量，最后掉入原子核。如果这样， 原子就会毁灭，客观世界就不复存在。 因此，定态假设为解释原子能够稳定存在所必 需。玻尔从核外电子的能量的角度提出的定态、 基态、激发态的概念至今仍然是说明核外电子运 动状态的基础。
(二)氢原子的基态电子云图
概率密度和电子云
（1）电子云的概念
假想将核外一个电子每个瞬间的运动状态，进行摄影。并将这样数 百万张照片重叠，得到如下的统计效果图，形象地称为电子云图。
1s
2s
2p
概率密度和电子云
电子云：以小黑点的疏密表示电子几率密度分布的图形。 电子云图中小黑点的密集处，表示电子出现的概率密度较大； 小黑点的稀疏处，表示电子出现的概率密度较小。
第二节 核外电子运动状态的描述
四个量子数
（一）主量子数 n 取值： n =1，2，3，……； 物理意义： n值的大小表示电子的能量高低。 n值越 大表示电子所在的层次离核较远，电子具有的能量也越高。 对于n =1，2，3，…分别称为第第一能层，第二能层， 第三能层…
n
对应电子层
1
第一层
2
第二层
3
第三层
第三节 多电子原子的原子结构 多电子原子的能级
1.
•
屏蔽作用（screening effect）
原子中电子i受其它电子排斥，抵消了部分核电 荷的吸引，称为对电子i的屏蔽。用屏蔽常数σ （screening constant）表示抵消掉的部分核电 荷。 能吸引电子i 的核电荷是有效核电荷（effective nuclear charge） Z′，它是核电荷Z和屏蔽常数σ 的差：
•
S、p、d亚层的轨道伸展方向
四、四个量子数
3、磁量子数 m
n =3 l=0 l=1 m =0
l=2
m m m m m m
=0 = -1 =1 =0 = -1 m = -2 =1 m =2
9条轨道
意义: 对于形状一定的轨道(l 相同电子轨道), m 决定 其空间取向. 例如: l = 1, 有三种空间取向 (能量相 同, 三重简并). 例如: l = 1, p 轨道, m取值为3个, p 轨道为三重简并 l = 2, d 轨道, m 取值为5个, d 轨道为五重简并 所以, m 只决定原子轨道的空间取向, 不影响轨道 的能量. 因 n 和l 一定, 轨道的能量则为一定, 空间 取向(伸展方向)不影响能量.
二、核外电子运动状态的描述
由n、l、m、ms四个量子数来描述:
（ 1 ） 主 量 子 数 （ n）： 描 述 电 子 所 属 电 子 层 （电子离原子核的距离）。 1、 2、 3、 4、 5、 6、 7……n K、L、M、H、O、P、Q………
n越大，离核越远，能量越大；n越小，越接近 核，能量越小。
或↑顺，↓ 逆）。只有两个取值，所以每条原子轨道最
多只能容纳2个电子。
n
1
电 子 层 K
l
0
亚层
m
0
轨道数
ms
±1/ 2
电子 最大 容量 2
1s
1
2
3
L
M
0 1
0 1 2 0 1 2 3
2s 2p
3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
0 0,±1
0 0,±1 0,±1,±2 0 0,±1 0,±1,±2 0,±1,±2,第二节 氢原子的波函数
例
(1) n = 3的原子轨道可有哪些轨道角动量量子数和磁 量子数？该电子层有多少原子轨道？ (2) Na原子的最外层电子处于3s亚层，试用n、l、 m 、
ms量子数来描述它的运动状态。
解
(1) 当 n = 3，l = 0，1，2； 当 l = 0， m = 0； 当 l = 1，m = -1，0，+1； 当 l = 2，l = -2，-1，0，+1，+2； 共有9个原子轨道。 (2) 3s亚层的n = 3、l = 0、m = 0，电子的运动状态可表 示为3，0，0，+1/2（或- 1/2 ）。
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天津大学无机化学课件第五章原子结构与元素周期性 共74页PPT资料
例外的还有： 41Nb、 44Ru、 45Rh、 57La、
58Ce、78Pt、89Ac、90Th、91Pa、92U、 93Np
29.11.2019
课件
36
基态原子的价层电子构型
价层——价电子所在的亚层 价层电子构型——指价层的电子分布式
29.11.2019
课件
30
无机化学多媒体电子教案
第五章 原子结构和元素周期性
第三节原子中电子的分布
第三节
原子中电子的分布
29.11.2019
课件
31
5-3-1 基态原子中电子的分布原理
泡利不相容原理——每一个原子轨道，最多
只能容纳两个自旋方向相反的电子.
能量5最-３低-原1理基—态—原原子子为中基态电时子，分电子布尽原可 能地分布在能级较低的理轨道上，使原子处于
课件
29
3. 磁量子数(m)
磁量子数(m)的取值决定于l值，可取(2l+1)个 从-l到+l（包括零在内）的整数。每一个m值代表 一个具有某种空间取向的原子轨道。
4.自旋量子数(ms)
自旋量子数(ms)只有+1/2或-1/2 这两个数值， 其中每一个值表示电子的一种自旋方向（如顺 时针或逆时针方向）。
课件
12
在量子力学中是用波函数和与其对应的 能量来描述微观粒子的运动状态的.
原子中电子的波函数ψ既然是描述电子云
运动状态的数学表达式,而且又是空间坐标的
函数,其空间图象可以形象地理解为电子运动
的空间范围,俗称”原子轨道”.为了避免与经
典力学中的玻尔轨道相混淆,又称为原子轨函
(原子轨道函数之意),亦即波函数的空间图象
激发态(电子处于能
大学无机化学原子结构试题及答案
第五章 原子结构和元素周期表本章总目标：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213.6E eV n =。
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（h h P mv λ==）。
2：学习运用不确定原理（2h x P mπ∆•∆≥）。
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：原子半径——○1从左向右，随着核电荷的增加，原子核对外层电子的吸引力也增加，使原子半径逐渐减小；○2随着核外电子数的增加，电子间的相互斥力也增强，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。
第五章 原子结 学习指导与自测
第五章 原子结 学习指导与自测一． 教学要点：1.核外电子运动状态的描述.2．多电子核外电子的排布。
3．原子结构与元素周期系二．内容提要1． 波尔理论（1） 氢原子光谱：线状光谱。
普朗克（Planck ）量子论：物质吸收或发射能量是不连续的，即量子化的，光量子是能量的最小单位。
νh E =（2）.玻尔理论的基本假设① 玻尔的量子化条件：电子只能满足p=m v r π2h n =条件的轨道上运动， ②电子尽可能处在基态，能量最低。
电子处于较高能量状态时称为激发态，电子的能量大J ×=218n |E －101792. n ＝1，2，3，… 轨道半径r 为 （a 02=a n r 0＝52.9 pm ，叫做玻尔半径。
）③电子跃迁：电子从高能级跃迁到较低能级时，以光子形式放出能量，能量的大小决定于两个能级间能量之差，h ν＝E 2－E 12． 核外电子运动的特殊性及运动状态的描述（1）电子的波粒二象性：德布罗意（Louis de Brolie ）假设：电子具有波粒二象性ph mv h ==λ （2） 波函数和原子轨道薛定谔方程 描述核外电子运动状态的数学表达式，082222222=+++2ΨV E hm z Ψy Ψx Ψ)( Ý Ý Ý Ý Ý Ý－π 薛定谔方程的解为波函数，用ψ表示。
波函数是量子力学中表征微观粒子运动状态的一个函数。
波函数ψ也叫原子轨道。
波函数ψ没有明确的直观物理意义，但波函数绝对值的平方|Ψ|2表示核外空间某处电子出现的几率密度， |Ψ|2的空间图象就是电子运动空间分布图象。
（3）几率密度和电子云用小黑点的疏密形象地描述几率密度的分布情况的图称之为电子云。
离核越近，小黑点越密，几率密度越大；离核越远，小黑点越稀，几率密度越小。
（4） 四个量子数①主量子数:n 是决定电子离核远近和电子能量高低，n 也称做电子层数。
高中化学《第五章第一节原子结构核外电子排布原理》课件
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第5章 物质结构与性质 元素周期律
9
4．几种重要核素的用途
核素 用途
29325 U 核燃料
164 C 考古断代
21H
31H
制氢弹
188 O 示踪原子
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第5章 物质结构与性质 元素周期律
10
三、核外电子排布 1．核外电子排布规律
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第5章 物质结构与性质 元素周期律
第5章 物质结构与性质 元素周期律
14
(6)核聚变如21H＋31H―→42He＋10n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化。 ( × )
(7)一种核素只有一种质量数。
(√ )
(8)硫离子的结构示意图：
。
(× )
(9)最外层电子数为 8 的粒子一定是稀有气体元素原子。 (10)核外电子排布相同的微粒化学性质也一定相同。
答案：(1)核素 同位素 (2)168O2 和168O3 (3)30 24 (4)7 5
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第5章 物质结构与性质 元素周期律
17
原子结构与同位素的认识误区 (1)原子不一定都有中子，如11H。 (2)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如 F 与 OH－。 (3)核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如 Al3＋和 Na＋、F－等，NH4＋与 OH－ 等。
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19
()
第5章 物质结构与性质 元素周期律
20
解析：选 C。40K 的质子数是 19，中子数是 21，40Ca 的质子数是 20，中子数是 20，A 项错误；原子最外层只有一个电子的元素不一定是金属元素，如氢元素是非金属元素， B 项错误；原子是由原子核和核外电子构成的，原子核由质子和中子构成，原子变成离 子，变化的是核外电子，但核内质子不变，所以任何原子或离子的组成中都含有质子， C 项正确；同位素的不同核素间核外电子数相同，核外电子排布相同，所以化学性质几 乎相同，但物理性质不同，D 项错误。
普通化学课件第五章原子结构与周期系
到十九世纪末，随着科学技术的发展，发现了电子， 英国的汤姆逊(Thomson)和美国的密立根(Milikan R.A) 分别于1897年和1909年用实验确定了电子的电荷和质量。 修正了原子不可再分的观念。围绕着原子和电子的构成 关系以及电子在核外如何运动等问题，1903年，汤姆逊 提出了它的关于原子结构 的“蛋糕”模型，认为原子 是由均匀分布的正电球体及沉浸在其中的电子组成就像 葡萄子均匀的嵌在蛋糕上一样。
普通化学课件第五章原子结构与周期 系
第五章 原子结构和周期系
(Atomic Structure and the periodic table)
（引言）物质结构的研究对于化学乃至整个自然 科学的研究来说，相当于基石的作用。因为结构决 定性质，只有深入了解物质的深层结构，才有可能 深入把握物质的性质及其变化规律。
量 子 化— 学化 学 键 （ 化 学 反 应 中
物
质
结
构 结
构
电子运动状态的变化 化— 学分 子 和 晶 体 的 结 构 、
）
结构与性能之间的关系
原子结构理论发展简史： 道尔顿（英）——1803.原子论
“近代化学之父”
汤姆逊（英）——1897.发现电子。“蛋糕”模型 1906.获Nobel奖
卢瑟福——1911.“行星式模型” 解释了散射现 象
Planck常数）。一束单色光，有n个光子，具有的能
量E = n·h（nN，Einstein光子学说）。
§5.1 氢原子光谱和玻尔理论
(Spectrum of the hydrogen atom and Bohr’s model )
一、氢原子光谱(Spectrum of the hydrogen atom)
爱因斯坦的光子学说
普通化学课件第五章原子结构与周期 系
第五章 原子结构和周期系
(Atomic Structure and the periodic table)
（引言）物质结构的研究对于化学乃至整个自然 科学的研究来说，相当于基石的作用。因为结构决 定性质，只有深入了解物质的深层结构，才有可能 深入把握物质的性质及其变化规律。
量 子 化— 学化 学 键 （ 化 学 反 应 中
物
质
结
构 结
构
电子运动状态的变化 化— 学分 子 和 晶 体 的 结 构 、
）
结构与性能之间的关系
原子结构理论发展简史： 道尔顿（英）——1803.原子论
“近代化学之父”
汤姆逊（英）——1897.发现电子。“蛋糕”模型 1906.获Nobel奖
卢瑟福——1911.“行星式模型” 解释了散射现 象
Planck常数）。一束单色光，有n个光子，具有的能
量E = n·h（nN，Einstein光子学说）。
§5.1 氢原子光谱和玻尔理论
(Spectrum of the hydrogen atom and Bohr’s model )
一、氢原子光谱(Spectrum of the hydrogen atom)
爱因斯坦的光子学说
原子结构和元素周期表
2.波函数
径向部分：
角度部分：
1 r / a0 R(r ) 2 3 e a0 1 Y ( , ) 4 1 r / a0 (r , , ) e 3 4 a0
化学与化工学院
概率密度和电子云
没有物理意义，复数表达式为=a+bi ||2 代表微粒在空间某点出现的概率密度，
化学与化工学院
原子轨道的空间取向
z x s y x dxy
化学与化工学院
z x px z y dyz dxz z
y x py z x dz2 x
z x pz y x dx -y
2 2
电子自旋的发现
Stern-Gerlach 实验
电子自旋：电子自身存在的两种不同的运动状态
化学与化工学院
自旋量子数— ms
原子结构
原子序数= 核电荷数(z) = 质子数 = 核外
电子数 质量数(A) = 质子数 + 中子数 (N)
原子( X )
A z
原子核
质子 z 个
中子 N=(A-z)个 核外电子 z个
化学与化工学院
原子的古典理论
世界上任何东西都是 由原子组成的（包括 物质和灵魂）。原子 是不可分割的。
通过薛定谔方程求解而得 可以描述原子核外电子运动状态
Ψ 2 x
2
对x的二阶偏导数
对y的二阶偏导数
2Ψ y 2
2Ψ z 2
化学与化工学院
对z的二阶偏导数
求解 (1)
必须在球极坐标系中求解
(x,y,z) → (r,,) → Rn(r)Yl,m(,)
主量子数 n = 1，2，3，4，…7 角量子数 l = 0，1，2，3，…，n-1，共可取n个数值。 磁量子数 m = 0，1，2，…，l。共可取2l +1个数值。
第五章第一节原子结构核外电子排布考点核外电子排布-课件新高考化学一轮复习
(5)(2018·全国卷Ⅱ)基态 Fe 原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为 __________，基态 S 原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。 答案：(1)第四周期Ⅷ族 [Ar]3d64s2 (2)4∶5
(3)[Ar]3d24s2 (4)A (5)
哑铃
[易错点拨]
书写电子排布式的常见错误与技巧
能，形成发射光谱；C 项，形成吸收光谱；D 项，2px 与 2py 能量相同， 不属于电子跃迁。 答案：B
8．[双选]下列原子处于激发态的是
2
8
18
32
(二)电子云与原子轨道
1．电子云
(1)由于核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电
子云。
(2)电子云轮廓图称为原子轨道。不同能级上的电子原子轨道形状不同。
2．原子轨道的形状、数目及能量关系
(1)轨道形状ps电电子子的的原原子子轨轨道道呈呈
球形 哑铃
对称 形
(2)s、p、d、f 能级上原子轨道数目依次为 1、3、5、7 ，其中 npx、npy、 npz 三个原子轨道在三维空间相互垂直 ，各能级的原子轨道半径随能层数 (n)的增大而 增大 。
(5)
违背了能量最低原理和泡利原理
答案：(1)× (2)× (3)× (4)√ (5)×
() () () ()
()
2．完成下列化学用语。 (1)Cr 原子的核外电子排布式：_______，外围电子排布式：___________， 原子结构示意图：__________，价电子排布图：_______________________。 (2)Cu2＋的核外电子排布式：__________，离子结构示意图：___________。 (3)Br－的核外电子排布式：____________，离子结构示意图：__________。 答案：(1)1s22s22p63s23p63d54s1 3d54s1
原子结构和元素周期表
(n+0.7l)值首位数相同的能级为
同一能级组,是划分周期的依据。
24
5.2.2 核外电子分布原理和核外电子分布式
1. 核外电子分布服从以下规则
泡利不相容原理
能量最低原理
洪德规则
此外，还有一些其它的补充规则，用以解释以上规则不足 以说明实验事实的一些特例。
25
◆泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)：
铬(Z = 24)之前的原子严格遵守这一顺序, 钒(Z = 23)
之后的原子有时出现例外。
28
◆ 洪德规则 (Hund’s rule)： 当电子在n, l 相同的数个等价轨道上分布时，每 个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。 洪德规则结果： (1)电子总数为偶数的原子(分子和离子)也可能含 有未成对电子。 (2)s、p、d 和f亚层中未成对电子的最大数目为 1、3、5、7； Hund’s rule 的补充： 此外，电子处于全满(s2,p6,d10,f14)、半满 (s1p3,d5,f7)、全空(s0,p0,d0,f0)时系统较稳定。
-
◆在多电子原子中影响能量的大小 —电子亚层的概念
对多电子原子，同一电子层中的l 值越小，该电子亚层的能级越低。
-＋ -
＋
d 轨 道 有 两 种 形 状
13
角量子数 l 的取值 n 1 2 3 4
(轨道符号)
l
0 0 0 0 s
1 1 1 p
2 2 d
亚层数 1 S） （ 2 s,p） （ （ 3 s,p,d） 3 f
运动特征 运动速度和位置可以时 时准确测定。运动规律 服从牛顿定律。 运动速度和位置不能同 时准确测定。 运动规律服从？
化学键
第五章 原子结构与元素周期律
化学
基础知识回顾
一、化学键 1．概念：使 离子或原子 相结合的 作用力 。
2．形成与分类
第五章 原子结构与元素周期律
化学
3．化学反应的本质
反应物分子内 化学键的断裂 和生成物分子内化学
键的断裂 。 相反
二、离子键 1．概念：带 电荷离子之间的相互作用。 2．离子化合物：由 离子键 构成的化合物。
阴、阳离子
静电作用
原子
静电作用
第五章 原子结构与元素周期律
化学
特别提醒
由金属元素与非金属元素形成的化学键不一定 是离子键，如AlCl3中存在共价键。非金属元 素间也可能形成离子键，如铵盐中存在离子 键，但两个非金属元素的原子间一定形成共价 键。
第五章 原子结构与元素周期律
化学
2.离子化合物和共价化合物的比较
化学
【解析】
本题考查元素的推断和化学键的知识。由题
意知： X 为氢、 Y 为氧、 Z 为钠， Na2O 中只存在离子键， H2O2同时存在极性和非极性键，Na2O2中存在离子键和非极 性键。NaOH中存在离子键和极性键，故选B。
【答案】
B
第五章 原子结构与元素周期律
化学
离子化合物和共价化合物的判断方法 (1)根据化学键的类型判断 凡含有离子键的化合物，一定是离子化合物；只含 有共价键的化合物，是共价化合物。 (2)根据化合物的类型来判断 大多数碱性氧化物、强碱和盐都属于离子化合物； 方法规律 非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸都属于共价 化合物。 (3)根据化合物的性质来判断 熔点、沸点较低的化合物(SiO2、SiC等除外)是共价 化合物。熔化状态下能导电的化合物是离子化合 物，如NaCl，不导电的化合物是共价化合物，如 HCl。
无机化学 原子核外电子的运动状态
1
能量最低原理
排布 规律
2
泡利不相容原理
3
洪特规则及特例
第五章 原子结构与元素周期律 第一节 原子核外电子的运动状态与排布
2.1 原子核外电子排布-基态原子中电子的排布原理 1.能量最低原理 核外电子的分布总是尽量先分布在能量较低的轨道, 使整个原子处于能量最低的状态。只有当能量最低的轨 道已占满后，电子才能依次进入能量较高的轨道。
m——电子质量
h——普朗克常数
E——体系总能量 V——电子的势能
第五章 原子结构与元素周期律 第一节 原子核外电子的运动状态与排布
1.4 原子核外电子的运动状态-电子云
电子运动有规律，但无法确定其运动轨迹。 概率—在核外某些区域电子出现的机会；某些 区域电子出现的机会多，概率大；某些区域电 子出现的机会少，概率小。 概率密度——电子在原子核外某处单位体积内 出现的概率
第五章 原子结构与元素周期律 第一节 原子核外电子的运动状态与排布
1.1 原子核外电子的运动状态-量子化 波尔氢原子模型 成功地解释了氢原子和类氢原子(如He+、Li2+) 的光谱现象, 推动了原子结构的发展。 严重的局限性。只能解释单电子原子(或离子) 光谱的一般现象，不能解释多电子原子光谱。
波尔理论的缺陷，促使人们去研究和建立能 描述原子内电子运动规律的量子力学原子模型。
而是表示电子出现在各点的几率高低。
第五章 原子结构与元素周期律 第一节 原子核外电子的运动状态与排布 1.4 原子核外电子的运动状态-电子云 电子云的图形表示：
电子云图
电子云界面图
(电子出现几率>95%的 区域）
电子云 等密度面图
第五章 原子结构与元素周期律 第一节 原子核外电子的运动状态与排布 1.5 取原子核外电子的运动状态-四个量子数