无机化学第五章原子结构与元素周期表
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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
无机化学---第五章 原子结构与元素周期律
有
两
种
s 轨道 球形
形
p 轨道
状
哑铃形
（3） 磁量子数m ( magnetic quantum number) ◆ 与角动量的取向有关，取向是量子 化的
◆ m可取 0，±1, ±2……±l
◆ 值决定了ψ角度函数的空间取向
◆ m 值相同的轨道互为等价轨道
The allowed values for magnetic quantum number, m
（1）氢原子中电子所处的轨道不是任意的，而是若干符合量 子化条件的、具有特定能量的轨道，这种轨道叫做“定态轨 道”。当电子在定态轨道上运动时，不放出能量也不吸收能 量。
所谓量子化条件就是指电子沿圆形轨道绕核运动的角动 量，必须是某一特定值（h/2π )的整数倍：
p = mvr = n h
2
该关系式叫做玻尔的量子化规则。式中m为电子的质量， v电子的运动速度，r是定态轨道半径，mvr是电子绕核运动 的角动量，n是正整数。
电子衍射
1927， 美国 C. Davisson and L. Germar “几率波”
[例]： 子弹，m = 2.5 × 10-2 Kg, v = 300 ms-1; 电子，me = 9.1×10-31 Kg, v = 5.9×10-5 ms-1;
波长： 子弹 = h / (mv) = 6.6×10-34 / (2.5 × 10-2 300)
L
m
number of orbital
0(s)
0
1
1(p)
＋1 0 －1
3
2(d)
＋2 ＋1 0 －1 －2
5
3(f)
＋3 ＋2 ＋1 0 －1 －2 －3
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。
无机化学元素周期表
总趋势：随着原子序数的增大,原子半径自左至右减小.
同周期原子半径的变化趋势 (一)
解 释: 电子层数不变的情况下，有效核电荷的增大导致核对外层电子的引力增大.
解 释: ◆ 主族元素: 电子逐个填加在最外层, 对原来最外层上的电子的屏蔽参数(σ)小, 有效 核电荷(Z*) 迅速增大。例如, 由Na(Z=11)至Cl (Z=17), 核电荷增加6, 最外层3s电子 感受到的有效核电荷则增加4.56(由2.51增加至7.07)。 ◆ 过渡元素: 电子逐个填加在次外层, 增加的次外层电子对原来最外层上电子的屏蔽 较强, 有效核电荷增加较小。 ◆ 内过渡元素: 电子逐个填加在外数第三层, 增加的电子对原来最外层上电子的屏蔽 很强, 有效核电荷增加甚小。
同周期原子半径的变化趋势 (二)
相邻元素的减小幅度：主族元素 > 过渡元素 > 内过渡元素
◆ 第3周期前7个元素平均减小: [ r(Na) - r(Cl)]/6 = [191 pm - 99 pm]/6 = 15.3 pm ◆ 第一过渡系10个元素平均减小: [ r(Sc) - r(Zn)]/9 = [164 pm - 137 pm]/9 = 3.0 pm ◆ 镧系15个元素平均减小: [ r(La) - r(Lu)]/14 = [188 pm - 173pm]/14 = 1.1 pm
原子半径变化规律的形象表示
原子半径
镧系收缩的结果
B Zr和Hf B Nb和Ta B Mo和W 每对原子的原子半径和离子半径较接近，化学性质也十分相似，造成这三对元素在分离上十分困难。
镧系收缩
镧系元素的原子半径和离子半径随着原子序数 的增加而逐渐减小的现象称为镧系收缩。
电离能 I ( ionization energy)
《原子结构 元素周期表》原子结构与元素周期表PPT
课前篇自主预习
知识铺垫
新知预习
自主测试
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)核外电子的能量不同,能量高的在离核近的区域运动。 ( ) (2)钾原子的M层可以排9个电子。 ( ) (3)每一周期的最外层电子均是由1个至8个电子。 ( ) (4)同周期中元素电子层数一定相同。 ( ) (5)同族元素的最外层电子数一定等于族序数。 ( ) (6)0族元素的最外层电子数均为8。 ( ) (7)每一纵列一定为一族。 ( ) (8)元素周期表已发展成一个稳定的形式,它不可能再有新的变化 了。 ( ) 答案(1)× (2)× (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)× (8)×
。
⑧原子电子总数为最外层电子数2倍的元素:
。
⑨原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:
。
⑩原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素:
。
原子核中无中子的原子:
。
提示①H、Li、Na、K ②He、Be、Mg、Ca ③Be、Ar ④C
O Ne ⑤He、C、S、O ⑥H、Be、Al ⑦Li ⑧Be
⑨Li、Si ⑩Li、P ⑪11H
为2、3或4。若含有2个电子层,则电子数为10,不满足质子数是最
外层电子数的3倍;若含有3个电子层,则电子数为15,满足质子数是
最外层电子数的3倍,则该元素为P,其原子核外电子排布是2、8、5;
若含有4个电子层,则电子数为20,不满足质子数是最外层电子数的
3倍。
探究一
探究二
探究三
素养脉络
随堂检测
课堂篇探究学习
【微思考1】构成原子或离子的粒子间的数量关系如何? 提示(1)原子:核电荷数=质子数=核外电子数。 (2)阳离子:质子数=阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数。 (3)阴离子:质子数=阴离子的核外电子数-阴离子的电荷数。
无机化学 基本知识点总结
无机化学基本知识点总结一、原子结构1. 原子的组成原子是由质子、中子和电子组成的。
质子和中子位于原子核中，电子围绕原子核运动。
2. 元素的原子序数和质量数原子序数表示元素的质子数，而质量数表示元素的质子数和中子数之和。
原子序数决定了元素的化学性质，而质量数决定了元素的同位素。
3. 电子结构原子的电子结构决定了元素的化学性质。
电子在原子内的分布遵循一定的规律，即电子遵循能级分布，并且填充规律是按照“2-8-18-32”规则进行填充。
二、元素周期表1. 周期表的性质元素周期表是根据元素的化学性质和原子结构而排列的。
周期表中的元素按照原子序数排列，具有周期性。
2. 元素的周期性规律元素周期表中的元素具有周期性规律，即元素的周期表现出周期性变化。
这种周期性变化可以通过元素的原子结构和电子的排布规律来解释。
三、化学键1. 化学键的形成化学键是由原子之间的相互作用形成的。
化学键的形成使得原子之间形成更加稳定的结构，从而形成化合物。
2. 化学键的类型化学键主要包括离子键、共价键和金属键。
离子键是正负离子之间的电荷吸引力，共价键是原子间电子的共享，金属键是金属原子之间的电子云共享。
3. 极性与非极性化学键化学键可以分为极性和非极性两种。
极性化学键是由于原子电负性差距所产生的电荷分布不均匀的现象，而非极性化学键则是由于原子电负性相等而产生的电荷分布均匀的现象。
四、晶体结构1. 晶体结构的定义晶体结构是指晶体中原子、离子或者分子的排列规律和空间结构。
不同的元素或化合物在晶体中具有不同的晶体结构。
2. 晶体结构的分类晶体结构主要可以分为离子晶体、共价分子晶体和金属晶体。
离子晶体是由正负离子通过离子键结合而形成的，共价分子晶体是由共价键结合而形成的，而金属晶体则是由金属键结合而形成的。
五、酸碱性质1. 酸碱的定义酸是指能够释放出H+离子的物质，而碱则是指能够释放出OH-离子的物质。
酸碱的定义主要有布朗斯特德理论和劳里亚-布隆斯特德理论。
原子结构与元素周期表正式版PPT课件
，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期
；其价电子总数(外围电子总数)为8，所以其
位 于 第 Ⅷ 族 。 As 的 核 外 电 子 排 布 式 为
1s22s22p63s23p63d104s24p3，其最大能层数为4，
所以其周期为第四周期； CHENLI 其价电子总数(外23 围
• 答案： Al：1s22s22p63s23p1 第三周期第ⅢA 族
• (4)在p区中，第二周期VA族元素原子的价电子 的电子排布图为 __________________________________。
• (5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它
们处在元素周期表的C_HE_N_LI ___区中。
30
• 思路点拨： 本题考查了元素周期表的 分区及原子结构的知识。
• ③过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层 电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～ 10ns1～2，ⅢB～ⅦB族元素的价电子数与族序 数相同。
CHENLI
11
• 1．已知几种元素原子的核外电子情况，分别
判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表
中的位置。
元素
元素符 号
原子序 数
周期
族
A 1s22s22p63s2
• b．每一个能级组对应一个周期，且该能级组 中最大的能层数等于元素的周期序数。
CHENLI
10
• (2)核外电子排布与族的划分
• 族的划分依据是原子的价层电子排布。
• ①同主族元素原子的价层电子排布完全相同， 价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数 与族序数相同。
• ②稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
2
二 2s1 2s22p6 8
无机化学原子结构与元素周期表PPT课件
• （3）原子轨道为的空间图象，角度分布的空间图象
作为原子轨道角度分布的近似描述。
• （4）以||2的空间图象——电子云来表示核外空间电
子出 现的概率密度。 • （5）以四个量子数来确定核外任意电子的运动状态。
第22页/共51页
5.2.1 多电子原子轨道能 级
轨道：其电子运动状态 (轨道)可描述为 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s…
子。
• (2)、能量最低原理
• 多电子原子处于基态时，核外电子的分布在不违反泡 利原理前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使 原子处于能量最低状态。
• (3)、洪特(Hund)规则
•
原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，尽可能
单独分布不同的轨道，而且自旋方向相同。
第27页/共51页
如N原子1s22s22p3的轨道表示式
量最低——基态；原子获得能量后，电子被 激发到高能量轨道上，原子处于激发态；
③从激发态回到基态释放光能，光的频率 取决于轨道间的能量差。
h E2 E1 E2 E1
h
E：轨道能量 h：Planck常数
第4页/共51页
Balmer线系
v
3.289
1015
(
1 22
1 n2
)s1
n = 3 红（Hα） n = 4 青（Hβ ） n = 5 蓝紫 （ Hγ ） n = 6 紫（Hδ ）
Ψ =f(x.y.z)，将直角坐标变为球坐标Ψ（r.θ.φ）然后利用
数学中的变量分离法，将
Ψ=f(r.θ.φ) =R(r)·Y(θ.φ)。
波函数就分成了径向分布部分R(r)和角度分布部分
Y(θ.φ) 。
用角度部分Y(θ.φ)作的图称为原子轨道的角度分布图。
作为原子轨道角度分布的近似描述。
• （4）以||2的空间图象——电子云来表示核外空间电
子出 现的概率密度。 • （5）以四个量子数来确定核外任意电子的运动状态。
第22页/共51页
5.2.1 多电子原子轨道能 级
轨道：其电子运动状态 (轨道)可描述为 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s…
子。
• (2)、能量最低原理
• 多电子原子处于基态时，核外电子的分布在不违反泡 利原理前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使 原子处于能量最低状态。
• (3)、洪特(Hund)规则
•
原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，尽可能
单独分布不同的轨道，而且自旋方向相同。
第27页/共51页
如N原子1s22s22p3的轨道表示式
量最低——基态；原子获得能量后，电子被 激发到高能量轨道上，原子处于激发态；
③从激发态回到基态释放光能，光的频率 取决于轨道间的能量差。
h E2 E1 E2 E1
h
E：轨道能量 h：Planck常数
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Balmer线系
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1 n2
)s1
n = 3 红（Hα） n = 4 青（Hβ ） n = 5 蓝紫 （ Hγ ） n = 6 紫（Hδ ）
Ψ =f(x.y.z)，将直角坐标变为球坐标Ψ（r.θ.φ）然后利用
数学中的变量分离法，将
Ψ=f(r.θ.φ) =R(r)·Y(θ.φ)。
波函数就分成了径向分布部分R(r)和角度分布部分
Y(θ.φ) 。
用角度部分Y(θ.φ)作的图称为原子轨道的角度分布图。
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• 原子结构的近代概念，要点： • （1）由于电子具有波粒二象性，所以核外电子运动没有
确定的轨道，但具有按照几率分布的统计规律性。 • （2）可用薜定谔方程描述核外电子的运动，方程中每一
个合理的解，就表示核外电子的某一种可能的运动状态。
• （3）原子轨道为的空间图象，角度分布的空间图象作
为原子轨道角度分布的近似描述。
• （二）多电子原子轨道的能级： • 原子中各原子轨道能级的高低，主要根据光谱实验确定，
也可从理论上计算，原子轨道能级的相对高低，用图示法 近似表示就为近似能级图。
• （1）各电子层能级相对高低为K<L<M<N<O…… • （2）同一原子同一电子层内，各亚层能级的相对高低为：
Ens<Enp<End<Enf • （3）同一电子亚层内各原子轨道能级相同，如
显然： 各周期内所含的元素种数 = 相应能级组内轨道所能容纳的电子数
• 2、元素周期系中元素的分区： 根据原子价层电子构型的不同，可以把
周期表中的元素所在位置分成s. p . d. ds 和 f五个区。
• 3、族（主族、副族）： 周期系分为7个主族（A），7个副族（B）
及第Ⅷ族，零族。
结 构 分 区 ：
• 基态原子外层（最高能级组）轨道能级顺序为： Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<Enp
• Fe的电子分布式: [Ar]3d64s2
• Fe2+的电子分布式 似乎为[Ar]3d44s2， 实际: [Ar]3d64s0， 原因：阳离子的有效核电荷比原子的多，造成基态阳离子的轨道能级 与基态原子的轨道能级有所不同。
5.2 原子轨道 5.2.1、波函数 1926年薜定谔根据波一粒二象性的概念提出了一个描述微观粒子 运动的方程——薜定谔波动方程。
2Ψ
x2
2Ψ
y2
2Ψ
z2
8 2m
h2
(E
V
)Ψ
式中：Ψ 波函数，E为体系的总能量，V为微粒势能，h为普朗克常
数，m为微粒的质量，x、y、z为空间直角坐标。
• 由于概率密度ρ∝ ，2 若以 作2 图，可得到电子 云的近似图象。
• 将它的角度分布部分作图，所得图象称为电子云 角度分布图。
z
z
z
y
y
y
x
Y2p z
z
x
Y2p x
z
x
Y2p y
z
y
y
y
x
Y2 2pz
x
Y2 2p x
x
Y2 2py
• 比较原子轨道角度分布图Y和电子云角度分 布图Y2 ：
Enpx=Enpy=Enpz。 • （4）同一原子内, 不同类型的亚层间，有能级交错现象。
如E4s<E3d<E4p等。 • （5）若把能级相近的电子亚层组合，可得到若干能级组，
它与元素所在周期有关。
1.Pauling近似能级图
• 5.2.2 核外电子的分布：
• 1. 原子中电子分布原理：
• 根据原子光谱实验的结果，总结出核外电子分布的基本 原理（两个原理一个规则）：
78 Pt，89 Ac(5 f o )，90Th，91Pa，92U，93Np
若再对它们进一步分析归纳得到一条特殊规律： 全充满、半充满规则：对同一电子亚层，当电子分布为全充满 （P6、d10、f14）、半充满（P3、d5、f7）或全空（P0、d0、f0)时， 电子云分布呈球状，原子结构较稳定，挑出8种元素，剩余11种作 例外。
• (1)、泡利（Pauli）不相容原理
•
每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
• (2)、能量最低原理
• 多电子原子处于基态时，核外电子的分布在不违反泡利 原理前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子 处于能量最低状态。
• (3)、洪特(Hund)规则
• 原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，尽可能单独 分布不同的轨道，而且自旋方向相同。
Ψ既然是描述电子运动状态的数学表示式，而且又是空间坐标的函 数， =Ψf(x.y.z)可以用其作图，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（原子轨函）”。 波函数的空间图像就是原子轨道，原子轨道的数学表示式是波函
数，故波函数和原子轨道常作同义语使用。
2、原子轨道角度分布图
Ψ =f(x.y.z)，将直角坐标变为球坐标Ψ（r.θ.φ）然后利用
• 微观粒子运动的特性：从波粒二象性的特点出发， 原子中电子的运动规律是怎样的？
• 由慢射电子枪实验，推论：原子中个别电子某 时刻在什么地方出现虽然不能确切知道，但核外 电子的分布是有规律的：电子在核外空间某区域 出现的几率较大，而另一些区域电子出现的几率 较小。
• 量子力学认为：原子核外电子的运动具有按几 率分布的统计规律性。
• 含义：（1）描述电子层离核的远近；
•
（2）描述电子层能量的高低。
• 取值：取零以外的正整数，每一个数代表一个电子层。
• 主量子数（n）：1 2 3 4 5 … • 电子层： 第一层 第二层 第三层 第四层 第五层 • 电子层符号： K L M N O …
• n值越小，电子层离核越近，能量越低。
• 2、副（角）量子数（l）
量最低——基态；原子获得能量后，电子被 激发到高能量轨道上，原子处于激发态；
③从激发态回到基态释放光能，光的频率 取决于轨道间的能量差。
h E2 E1 E2 E1
h
E：轨道能量 h：Planck常数
Balmer线系
v
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1015
(
1 22
1 n2
)s1
n = 3 红（Hα） n = 4 青（Hβ ） n = 5 蓝紫 （ Hγ ） n = 6 紫（Hδ ）
• 意义：（1）在多电子原子中与n一起决定电子亚层的 能量， l值越小，亚层能量越低。 • （2）每一个l值决定电子层中的一个亚层； • （3）每一个l值代表一种电子云或原子轨道的形状。
• 取值：0, 1, 2, 3, ……(n-1) 正整数
• 副量子数L:
0 1 2 3 … （n-1）
• 电子亚层符号:
s 区:ns1－2
p区: ns2np1－6
d 区:(n－1)d1-9ns1－2 ds区:(n－1)d10ns1－2
(Pd无 s 电子) f 区:(n－2)f0－14(n－1)d0－2ns2
4.4 、原子性质的周期性 原子的电子层结构随核电荷的递增呈现周期性变化，
原子的某些性质，如原子半径、电离能、电子亲合能和电 负性等，也呈周期性变化。
4、自旋量子数（ms） 含义：描述核外电子的自旋状态 (绕电子自身的轴旋转运动）。 取值：± 1
2
综合上述，对原子核外的电子运动状态可用四个参数结合描述。
n, l, m 一定，轨道也确定
l
0
1
轨道 s
p
例如: n =2， l =0，
n =3， l =1，
n =3， l =2，
2
3…
d
f…
m =0， 2s
密度（ρ）。概率密度ρ与 间Ψ的关系:
ρ∝ 2
电子在原子核外某处出现的概率密度可直接用 2来表示。
• 2、电子云 为了形象地表示核外电子运动的概率分布情况，
化学上常用黑点分布的疏密来表示电子出现概率密 度的相对大小。
• 密 —— 概率密度大，单位体积内电子出现的机 会多.
• 用小黑点的疏密来描述电子在核外出现的概率密 度分布所得的空间图像称电子云。
• 从大量光谱数据归纳出经验规律：基态原子外层电子填充顺序： ns→(n－2)f→(n-1)d→np
价电子电离顺序：np→ns→(n－l)d→(n－2)f
4. 元素周期系与核外电子分布的关系
(1)、周期 如何确定元素在周期表中的周期数?
方法：最后一个电子填入的能级组序号，为该元素的周期数。 如:
35Br [Ar]3d104s24p5 ； 47Ag [Kr]4d105s1
原子能级
Balmer线系
5.1.2 电子的波粒二象性
1924年，Louis de Broglie认为：质量为 m ，运动速度为υ的粒子，相应的波长为：
λ=h/(mυ)=h/p，
h=6.626×10-34J·s，Plank常量。
1927年， Davisson和Germer 进行电子衍射实验， 证实电子具有波动 性。
相似点：图形基本相似。
不同点:
(1) 原子轨道角度分布图Y有“+”、 “-”之分，而电子云图均为“+”；
• （2）电子云图Y2要“瘦”些，因Y值 一般是小于1的。
• （四）量子数
பைடு நூலகம்
• 描述原子中各电子的状态（电子所在的电子层，原子轨道 能级，形状，方向及电子自旋方向等）需要四个参数:
• 1、主量子数（n）
氢原子光谱特征： • 不连续光谱, 即线状光谱 • 其频率具有一定的规律
经验公式：
v
3.289
1015
(
1 22
1 n2
)s1
n= 3,4,5,6
式中 2，n各代表什么意义？
3.Bohr理论 三点假设： ①核外电子只能在有确定半径和能量的圆
形轨道上运动,且不辐射能量； ②通常，电子处在离核最近的轨道上，能
• 2、基态原子的价层电子构型
• (1) 价电子所在亚层，称价层。 • (2) 原子的价层电子构型指价层的电子分布
式，它能反映该元素原子电子层结构的特征。 • 注意:
价层电子不一定全部都是价电子，如 Ag价层电子构型为4d105s1，但氧化数只有 +1、+2、+3。
确定的轨道，但具有按照几率分布的统计规律性。 • （2）可用薜定谔方程描述核外电子的运动，方程中每一
个合理的解，就表示核外电子的某一种可能的运动状态。
• （3）原子轨道为的空间图象，角度分布的空间图象作
为原子轨道角度分布的近似描述。
• （二）多电子原子轨道的能级： • 原子中各原子轨道能级的高低，主要根据光谱实验确定，
也可从理论上计算，原子轨道能级的相对高低，用图示法 近似表示就为近似能级图。
• （1）各电子层能级相对高低为K<L<M<N<O…… • （2）同一原子同一电子层内，各亚层能级的相对高低为：
Ens<Enp<End<Enf • （3）同一电子亚层内各原子轨道能级相同，如
显然： 各周期内所含的元素种数 = 相应能级组内轨道所能容纳的电子数
• 2、元素周期系中元素的分区： 根据原子价层电子构型的不同，可以把
周期表中的元素所在位置分成s. p . d. ds 和 f五个区。
• 3、族（主族、副族）： 周期系分为7个主族（A），7个副族（B）
及第Ⅷ族，零族。
结 构 分 区 ：
• 基态原子外层（最高能级组）轨道能级顺序为： Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<Enp
• Fe的电子分布式: [Ar]3d64s2
• Fe2+的电子分布式 似乎为[Ar]3d44s2， 实际: [Ar]3d64s0， 原因：阳离子的有效核电荷比原子的多，造成基态阳离子的轨道能级 与基态原子的轨道能级有所不同。
5.2 原子轨道 5.2.1、波函数 1926年薜定谔根据波一粒二象性的概念提出了一个描述微观粒子 运动的方程——薜定谔波动方程。
2Ψ
x2
2Ψ
y2
2Ψ
z2
8 2m
h2
(E
V
)Ψ
式中：Ψ 波函数，E为体系的总能量，V为微粒势能，h为普朗克常
数，m为微粒的质量，x、y、z为空间直角坐标。
• 由于概率密度ρ∝ ，2 若以 作2 图，可得到电子 云的近似图象。
• 将它的角度分布部分作图，所得图象称为电子云 角度分布图。
z
z
z
y
y
y
x
Y2p z
z
x
Y2p x
z
x
Y2p y
z
y
y
y
x
Y2 2pz
x
Y2 2p x
x
Y2 2py
• 比较原子轨道角度分布图Y和电子云角度分 布图Y2 ：
Enpx=Enpy=Enpz。 • （4）同一原子内, 不同类型的亚层间，有能级交错现象。
如E4s<E3d<E4p等。 • （5）若把能级相近的电子亚层组合，可得到若干能级组，
它与元素所在周期有关。
1.Pauling近似能级图
• 5.2.2 核外电子的分布：
• 1. 原子中电子分布原理：
• 根据原子光谱实验的结果，总结出核外电子分布的基本 原理（两个原理一个规则）：
78 Pt，89 Ac(5 f o )，90Th，91Pa，92U，93Np
若再对它们进一步分析归纳得到一条特殊规律： 全充满、半充满规则：对同一电子亚层，当电子分布为全充满 （P6、d10、f14）、半充满（P3、d5、f7）或全空（P0、d0、f0)时， 电子云分布呈球状，原子结构较稳定，挑出8种元素，剩余11种作 例外。
• (1)、泡利（Pauli）不相容原理
•
每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
• (2)、能量最低原理
• 多电子原子处于基态时，核外电子的分布在不违反泡利 原理前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子 处于能量最低状态。
• (3)、洪特(Hund)规则
• 原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，尽可能单独 分布不同的轨道，而且自旋方向相同。
Ψ既然是描述电子运动状态的数学表示式，而且又是空间坐标的函 数， =Ψf(x.y.z)可以用其作图，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（原子轨函）”。 波函数的空间图像就是原子轨道，原子轨道的数学表示式是波函
数，故波函数和原子轨道常作同义语使用。
2、原子轨道角度分布图
Ψ =f(x.y.z)，将直角坐标变为球坐标Ψ（r.θ.φ）然后利用
• 微观粒子运动的特性：从波粒二象性的特点出发， 原子中电子的运动规律是怎样的？
• 由慢射电子枪实验，推论：原子中个别电子某 时刻在什么地方出现虽然不能确切知道，但核外 电子的分布是有规律的：电子在核外空间某区域 出现的几率较大，而另一些区域电子出现的几率 较小。
• 量子力学认为：原子核外电子的运动具有按几 率分布的统计规律性。
• 含义：（1）描述电子层离核的远近；
•
（2）描述电子层能量的高低。
• 取值：取零以外的正整数，每一个数代表一个电子层。
• 主量子数（n）：1 2 3 4 5 … • 电子层： 第一层 第二层 第三层 第四层 第五层 • 电子层符号： K L M N O …
• n值越小，电子层离核越近，能量越低。
• 2、副（角）量子数（l）
量最低——基态；原子获得能量后，电子被 激发到高能量轨道上，原子处于激发态；
③从激发态回到基态释放光能，光的频率 取决于轨道间的能量差。
h E2 E1 E2 E1
h
E：轨道能量 h：Planck常数
Balmer线系
v
3.289
1015
(
1 22
1 n2
)s1
n = 3 红（Hα） n = 4 青（Hβ ） n = 5 蓝紫 （ Hγ ） n = 6 紫（Hδ ）
• 意义：（1）在多电子原子中与n一起决定电子亚层的 能量， l值越小，亚层能量越低。 • （2）每一个l值决定电子层中的一个亚层； • （3）每一个l值代表一种电子云或原子轨道的形状。
• 取值：0, 1, 2, 3, ……(n-1) 正整数
• 副量子数L:
0 1 2 3 … （n-1）
• 电子亚层符号:
s 区:ns1－2
p区: ns2np1－6
d 区:(n－1)d1-9ns1－2 ds区:(n－1)d10ns1－2
(Pd无 s 电子) f 区:(n－2)f0－14(n－1)d0－2ns2
4.4 、原子性质的周期性 原子的电子层结构随核电荷的递增呈现周期性变化，
原子的某些性质，如原子半径、电离能、电子亲合能和电 负性等，也呈周期性变化。
4、自旋量子数（ms） 含义：描述核外电子的自旋状态 (绕电子自身的轴旋转运动）。 取值：± 1
2
综合上述，对原子核外的电子运动状态可用四个参数结合描述。
n, l, m 一定，轨道也确定
l
0
1
轨道 s
p
例如: n =2， l =0，
n =3， l =1，
n =3， l =2，
2
3…
d
f…
m =0， 2s
密度（ρ）。概率密度ρ与 间Ψ的关系:
ρ∝ 2
电子在原子核外某处出现的概率密度可直接用 2来表示。
• 2、电子云 为了形象地表示核外电子运动的概率分布情况，
化学上常用黑点分布的疏密来表示电子出现概率密 度的相对大小。
• 密 —— 概率密度大，单位体积内电子出现的机 会多.
• 用小黑点的疏密来描述电子在核外出现的概率密 度分布所得的空间图像称电子云。
• 从大量光谱数据归纳出经验规律：基态原子外层电子填充顺序： ns→(n－2)f→(n-1)d→np
价电子电离顺序：np→ns→(n－l)d→(n－2)f
4. 元素周期系与核外电子分布的关系
(1)、周期 如何确定元素在周期表中的周期数?
方法：最后一个电子填入的能级组序号，为该元素的周期数。 如:
35Br [Ar]3d104s24p5 ； 47Ag [Kr]4d105s1
原子能级
Balmer线系
5.1.2 电子的波粒二象性
1924年，Louis de Broglie认为：质量为 m ，运动速度为υ的粒子，相应的波长为：
λ=h/(mυ)=h/p，
h=6.626×10-34J·s，Plank常量。
1927年， Davisson和Germer 进行电子衍射实验， 证实电子具有波动 性。
相似点：图形基本相似。
不同点:
(1) 原子轨道角度分布图Y有“+”、 “-”之分，而电子云图均为“+”；
• （2）电子云图Y2要“瘦”些，因Y值 一般是小于1的。
• （四）量子数
பைடு நூலகம்
• 描述原子中各电子的状态（电子所在的电子层，原子轨道 能级，形状，方向及电子自旋方向等）需要四个参数:
• 1、主量子数（n）
氢原子光谱特征： • 不连续光谱, 即线状光谱 • 其频率具有一定的规律
经验公式：
v
3.289
1015
(
1 22
1 n2
)s1
n= 3,4,5,6
式中 2，n各代表什么意义？
3.Bohr理论 三点假设： ①核外电子只能在有确定半径和能量的圆
形轨道上运动,且不辐射能量； ②通常，电子处在离核最近的轨道上，能
• 2、基态原子的价层电子构型
• (1) 价电子所在亚层，称价层。 • (2) 原子的价层电子构型指价层的电子分布
式，它能反映该元素原子电子层结构的特征。 • 注意:
价层电子不一定全部都是价电子，如 Ag价层电子构型为4d105s1，但氧化数只有 +1、+2、+3。