第七章原子电子结构
原子核外电子排布教案
原子核外电子排布教案第一章：引言1.1 学习目标：了解原子核外电子排布的概念及其重要性。
掌握电子的基本性质和电子云的概念。
1.2 教学内容：介绍原子的基本结构，包括原子核和核外电子。
解释电子的基本性质，如负电荷、量子化等。
引入电子云的概念，解释其表示电子分布的方式。
1.3 教学活动：通过图片和示例介绍原子的基本结构。
利用动画演示电子的基本性质。
引导学生思考为什么电子不能随意分布在原子核周围。
1.4 作业与评估：设计一些简答题，让学生回答关于电子基本性质的问题。
让学生绘制简单的电子云示意图。
第二章：电子分层排布2.1 学习目标：掌握电子在原子核外的分层排布规律。
了解不同层上的电子数量限制。
2.2 教学内容：介绍电子的分层排布规律，包括K层、L层、M层等。
解释每个层上的电子数量限制，如K层最多容纳2个电子。
2.3 教学活动：通过示例和图解展示电子的分层排布。
引导学生理解电子在不同层上的排布规律。
2.4 作业与评估：设计一些填空题，让学生填写不同层上的电子数量限制。
让学生根据给定的原子核，绘制其电子的分层排布图。
第三章：电子亚层排布3.1 学习目标：掌握电子在同一层内的亚层排布规律。
了解不同亚层的名称和特点。
3.2 教学内容：介绍电子在同一层内的亚层排布规律，包括s亚层、p亚层、d亚层等。
解释不同亚层的名称和特点，如s亚层具有较低的能量。
3.3 教学活动：通过示例和图解展示电子在同一层内的亚层排布。
引导学生理解不同亚层的排布规律和特点。
3.4 作业与评估：设计一些选择题，让学生区分不同亚层的名称和特点。
让学生根据给定的原子核，绘制其电子的亚层排布图。
第四章：电子自旋排布4.1 学习目标：掌握电子自旋排布的规则。
了解电子自旋量子数和自旋状态。
4.2 教学内容：介绍电子自旋排布的规则，如泡利不相容原理、洪特规则等。
解释电子自旋量子数和自旋状态的概念。
4.3 教学活动：通过示例和图解展示电子自旋排布的规则。
电子的轨道
原子的壳层结构
7.1元素性质的周期性
1869年俄国化学家门捷列夫经过长期的研究发现元素的 性质随着原子量的递增而发生周期性变化，他把当时已发现 的63种元素按原子量的递增顺序排成一 行，并将性质相似 的元素排在一个列中，编成了元素周期表。 后又陆续发现了许多新元素，相继填充到周期表中。目前， 最新统计结果，共发现114种元素，1994年底是111种。这 114种元素中有92种是天然存在的，其余的是人工制造的。
1869年 门捷列夫
单位：10-12m (pm)
54
Ionization energies of the atoms
电离能
尽管元素性质的周期性早在1869年就提出来了,但人们对此 却无法给出一个满意的解释，直到50年后的Bohr时代，才 由Bohr给出了物理解释。1925年Pauli提出不相容原理，人 们这才深刻地认识到，元素性质的周期性,是电子组态周期 性的反映。下面我们从讨论各”轨道”的电子容量入手,讨 论电子的填充次序以及能级相对高、低的一般规律。
2.泡利不相容原理
同一个原子中,不可能有两个或两个以上的电子处在同一个状态； 也就是说，不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个 量子数。
3.壳层和次壳层最多容纳电子数
相同主量子数 的电子构成一壳层；每一壳层中，不同的 分为不同的次壳层。 (1) 用
n
n, , m , ms
量子数描述时 ,
•对确定的主量子数 对每一
7 s 5 f 6d 7 p
( n 0.7l )越大，能级越高
4s和3d比较:( 4 0.7 0 ) ( 3 0.7 2 )
即原子排布顺序：
方框内 是 Z＝ 20附近 的原子 能级次 序的放 大图
第七章 原子的壳层结构及 基态光谱项-精选文档
原子物理学(Atomic Physics)
1789年，拉瓦锡出版的《化学大纲》中发表了人类历 史上第一张《元素表》，在这张表中，他将当时已知的33 种元素分四类。 1829年，德贝莱纳在对当时已知的54种元素进行了系 统的分析研究之后，提出了元素的三元素组规则。他发现 了几组元素，每组都有三个化学性质相似的成员。并且， 在每组中，居中的元素的原子量，近似于两端元素原子量 的平均值。 1850年，德国人培顿科弗宣布，性质相似的元素并不 一定只有三个；性质相似的元素的原子量之差往往为8或8 的倍数。 1862年，法国化学家尚古多创建了《螺旋图》，他创 造性地将当时的62种元素，按各元素原子量的大小为序， 标志着绕着圆柱一升的螺旋线上。他意外地发现，化学性 质相似的元素，都出现在同一条母线上。
原子物理学hysics)
2．电子排列的壳层结构
不论在强磁场中还是弱磁场中，主量子数相 同的电子构成一个壳层；同一壳层内，相同L的 电子构成一个支壳层（一个壳层内有几个支壳 层），壳层和支壳层表示为： n= 1 2 3 4 5 6 7 … 壳层名称 K L M N O P Q … L= 0 1 2 3 4 5 6… 支壳层名称 s p d f g h i…
原子物理学(Atomic Physics)
（1）门捷列夫在创制周期表时，没有完全按照 原子量的大小排列，而是严格遵守了“同族元素性 质相近”这一规律。他调整了6个元素的位置:18 Ar 氩39.94 --19 K钾39.098 ，27 Co钴58.9332 --28 Ni镍 58.69 ，52 Te碲127.6 --53 I碘126.905 。 （2）在作排列时，门捷列夫还发现有三处缺位, 他预言了这几种元素的存在以及它们的性质。后来 这些元素在实验中先后被发现，它们分别是钪 (Sc)， 镓(Ga)和锗(Ge)。而且性质也与门氏的预言吻合。 （3）他还根据周期律更正了铟等元素的原子量。
第七章 原子的壳层结构 - 71 有两种原子,在基态时其电子壳层是
第七章 原子的壳层结构7.1 有两种原子，在基态时其电子壳层是这样添充的：（1）n=1壳层、n=2壳层和3s 次壳层都填满，3p 次壳层填了一半。
（2）n=1壳层、n=2壳层、n=3壳层及4s、4p、4d 次壳层都填满。
试问这是哪两种原子？解：每个壳层上能容纳的最多电子数为，每个次壳层上能容纳的最多电子数为。
22n )12(2+l （1）n=1壳层、n=2壳层填满时的电子数为：10221222=×+×3s 次壳层填满时的电子数为：2)102(2=+×3p 次壳层填满一半时的电子数为：3)112(221=+×× 此种原子共有15个电子，即Z=15，是P(磷)原子。
（2）与（1）同理：n=1,2,3三个壳层填满时的电子数为28个4s、4p、4d 次壳层都填满的电子数为18个。
所以此中原子共有46个电子，即Z=46，是（钯）原子。
Pd 7.2 原子的3d 次壳层按泡利原理一共可以填多少电子？为什么？答：根据泡利原理，在原子中不能有两个电子处在同一状态，即不能有两个电子具有完全相同的四个量子数。
对每一个次壳层,最多可以容纳个电子。
3d 次壳层的，所以3d 次壳层上可以容纳10个电子，而不违背泡利原理。
l ）（122+l 2=l 7.3 原子的S、P、D 项的量子修正值Na 01.0,86.0,35.1=Δ=Δ=ΔD p s 。
把谱项表达成22)(n Z R σ−形式，其中Z 是核电荷数。
试计算3S、3P、3D 项的σ分别为何值？并说明σ的物理意义。
解：用量子数亏损表征谱项时 形式为 22)(*Δ−=n R n R 用有效电荷表征时 形式为 2222)(*n Z R n RZ σ−= 两种形式等价。
令二者相等，则得到 Δ 与 σ 之间的关系Δ−=−n n Z σ Δ−−=n n Z σ 用 Z = 11 和 n = 3 代入上式得 3S、3P、3D 项的σ值分别为：3119.183 1.35S σ=−=− 3119.630.86P σ=−=− 3111030.01D σ=−≈− σ 代表因内层电子对核电荷的屏蔽效应、价电子的轨道贯穿效应和原子实的极化效应而使价电子感受到的核电荷数的亏损。
无机化学第七章 电子层结构
A.2,0,0,-1/2 2s轨道一个电子,反时针自旋
B.3,1,-1,+1/2
C.3,2,+2,+1/ D2.3,1,+2,-1/2
3p轨道一个电子,顺时针自旋 3d轨道一个电子,顺时针自旋 不合理
12
1s
1s
S电子云图的叠合过程
2s
2s
3s
3s
3s
9
四个量子数的物理意义
n 决定了电子离核的远近(或电子层数)，也是 决定原子轨道能量高低的主要因素。
l 决定原子轨道形状、种类和亚层数,同时也 是影响电子能量的一个因素。 m 决定原子轨道的空间伸展方向，每一个伸 展方向代表一个原子轨道。
ms 决定电子的自旋方向。
n,l,m 共同决定了1个原子轨道; n,l,m,ms 共同决定了1个电子的运动状态；
s电子云
球形
哑铃形
p电子云
3、磁量子数m
物理意义：决定原子轨道在空间的延伸方向。 可取的数值：0、±1、±2…±l等整数，磁量子 数有(2l＋1)个取值，意味着该形状的轨道有 （2l＋1）个。
四叶花瓣形7
每层中原子轨道数
主角 量量 子子 数数
nl
亚层 符号
磁量子数 m
轨道 空间 取向 数
每层 中轨 道数
的远近，是决定电子能量的主要因素。 符号：n
n 1 2 3 4…
光谱学符号 K L M N 分别表示 一 二 三 四 …电子层
2、角量子数 l
物理意义：l 值决定轨道或电子云的形状；
可取的数值：0 ~ n-1的整数 (n个取值)
n1
2
3
4
第七章 第31练 原子结构 核外电子排布规律
1．三星堆见证了中华文明起源的多样性，通过“14C 测定法”初步确定其年代区间。
下列有关说法正确的是( )A ．14C 与12C 互为同位素B ．14C 的核外电子数是14C ．14C 可由中子轰击14N 产生，14C 与14N 的化学性质相同D ．青铜器皿、骨头、纺织品、灰烬等都可作为检测的样品2．(2023·广东梅州模拟)我国科学家在月壤粉末的部分铁橄榄石颗粒表面非晶层中发现了单质铁，产生的原因为铁橄榄石被撞击时在高温与高压下发生熔融，同时其中的Fe 2＋发生歧化反应生成Fe 与Fe 3＋。
下列说法正确的是( )A ．Fe 2＋在生成Fe 3＋时失去电子，发生还原反应B ．可用X 射线衍射实验测定铁橄榄石的晶体结构C.5826Fe 2＋和5626Fe 含有的电子数相同 D ．基态Fe 3＋的核外电子有26种不同的运动状态3．(2023·广东佛山模拟)下列说法正确的是( )A ．在多电子原子中，p 道电子能量一定高于s 轨道电子能量B ．2p 和3p 轨道形状均为哑铃形C ．基态氮原子的轨道表示式为D ．B 原子由1s 22s 22p 1x →1s 22s 22p 1y 时，由基态转化为激发态，形成发射光谱4．某元素的一种核素X 的原子质量数为A ，含N 个中子，它与1H 原子组成H m X 分子，a g H m X 中所含质子的物质的量是( )A.a (A －N ＋m )A ＋mmol B.a (A －N )m mol C.a (A －N )A ＋m mol D.a (A －N ＋m )mmol 5．下列有关构造原理的说法错误的是( )A ．原子核外电子填充3p 、3d 、4s 能级的顺序为3p →4s →3dB ．某基态原子部分核外电子的排布式为3d 64s 2C ．所有基态原子的核外电子排布都遵循构造原理D ．构造原理中的电子排布能级顺序，并不代表各能级能量由低到高的顺序6．下列关于原子结构、原子轨道的说法正确的是( )A．N能层中有4s、4p、4d、4f四个能级，共16个轨道，可容纳32种运动状态的电子B．在K能层中，有自旋相反的两条轨道C．s电子绕核运动，其轨道为球面，而p电子在哑铃形曲面上运动D．电子云通常是用小黑点来表示电子的多少7．第四周期元素中基态原子核外有3个未成对电子的共有()A．2种B．3种C．4种D．5种8．下列轨道表示式所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是()A.B.C.D.9．下列说法正确的是()A．最外层电子排布式为n s2的基态原子所对应元素一定位于第Ⅱ A族B．d区元素的原子一定都有d轨道电子C．最外层电子排布式为n s1的基态原子所对应元素一定是金属元素D．基态原子价层电子排布式为n s n n p n的元素一定是金属元素10．人们通常将在同一原子轨道上运动、自旋相反的2个电子，称为“电子对”，将在某一原子轨道上运动的单个电子，称为“未成对电子”。
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
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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。
第七章--原子的壳层结构
到第36号元素氪为止填满4p支壳层。
38
共有18个元素。
第五周期 :
从元素铷(Ru,Z=37) 开始填充
又因为能级交错现象,(4d支壳层10个,4f支壳层14 个空着).在n壳层留下24个空位,而开始填充第五壳 层，所以Rn开始了第五个主壳层的填充,也就开始 了第五周期。
能成为区别电子态的参数。
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二、原子中电子分布所遵从的基本原理
1.泡利不相容原理 2.能量最低原理
11
1.泡利不相容原理
这是一条实验规律,它的内容是:
在同一个原子中,一个被(n, ,m,ms)四个量子 数表征的态中只能有一个电子；或者说, 同 一个原子中,不可能有两个或两个以上的电 子处在同一个状态；也可以说，不可能有两 个或两个以上的电子具有完全相同的四个量 子数。
壳层未填满，而又进入下一壳层，这都是
由能量最小原理决定的.
37
第四周期 : 从 k 开始填充4s
因为能级交错现象,E4s<E3d<E4p
所以k开始了第四个主壳层的填充,也就开始了第四 周期。
特 各元素的原子都占有四个主壳层。 点 : 多出一组填充3d支壳层的10个元素，它们大多有
两 个没满的壳层。
1s1
2.He
1s2
27
第二周期
1s
2s
2p
3.Li 4.Be
1s22s1 1s22s2
5.B
1s22s22p1
6.C
1s22s22p2
7.N
1s22s22p3
8.O
1s22s22p4
9.F
1s22s22p5
10.Ne
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占有这些轨道的元素 目前还没有被发现
P77
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p
(1s)(2s2p)(3s3p)(4s3d4p)(5s4d5p)(6s4f5d6p)(7s5f6d7p) 分成7个能级组，每个能级组中原子轨道的能量相接近。 4s3d4p：第四周期元素所对应的能级组 7s5f6d7p：第七周期元素所对应的能级组
电子数 2 2 6 2 6 10 2 5
Z* = ( Z – )
(1s) = 0.30
Z* = 35 0.35 + 2 0.85 = 4.15
Z* = 35 4.15 = 30.85
(3s, 3p) = 7 0.35 + 8 0.85 + 2 1.00 = 11.25
2s和2p电子向1s电子云的穿透（P75）
2s 轨 道 上 的 电 子 穿 入 1s 电 子 云的比例较大
E = -Z*2Eh / (2n*2) Z* = Z
E2s < E2p
穿透能力：ns轨道 > np轨道 > nd轨道 > nf轨道 > ... 屏蔽常数：ns < np < nd < nf 轨道能量：Ens < Enp < End < Enf
Z* = 35 11.25 = 23.75
(3d) = 9 0.35 + 18 1.00 = 21.15； Z* = 35 21.15 = 13.85
(4s, 4p) = 6 0.35 + 18 0.85 + 10 1.00 = 27.40
Z* = 35 - 27.40 = 7.60
4. 主量子数等于和小于n2的各轨道组内的电子对(ns, np)组各电子的屏蔽系数均为1.00；
5. 处在(nd)或(nf)组左面的各轨道组内的电子对(nd)或 (nf)组内电子的屏蔽系数均为1.00。
Br： 核电荷 Z = 35 核外35个电子的排布:
轨道符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p
同一个多电子原子： 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d 能级交错： E3d > E4s （Z = 15 19：P, S, Cl, Ar, K） E4d > E5s
同样的轨道在不同的原子中，能量也是不一样的， 总的趋势是Z增加，E下降
E = -Z*2Eh / (2n*2) Z* = Z
E = -Z*2Eh / (2n*2)
主量子数n
1234
56
有效主量子数n* 1 2 3 3.7 4.0 4.2
E(4s, 4p) =
(7.60)2 2 (3.7 ) 2
= 2.11 a.u.
(3 4.7 ) 2 E(1s) = 2 12 = 602.0 a.u.
(30.85) 2
E(2s, 2p) = 2 2 2 = 119.0 a.u.
(23.75)2
E(3s, 3p) = 2 32 = 31.34 a.u.
(13.85) 2 E(3d) = 2 3 2 = 10.66 a.u.
(7.60)2 E(4s, 4p) = 2 ( 3.7 ) 2 = 2.11 a.u.
穿透效应（穿透作用）
电子在主量子数相同而角量子数不同的轨道上的 径向分布是不一样的，从而导致内层电子对它们 的屏蔽效应不同，这种影响就形象地称为穿透效 应
在多电子原子中，角量子数l对原子轨道能量的影响 起源于电子的径向分布 原子序数小时，不会发生能级交错 原子序数大时，会发生能级交错，因为此时穿透效 应比较明显
多电子原子轨道 能级图（P76）
随原子序数增加多电 子原子中各原子轨道 能量的变化趋势
Z = 1，氢原子 Ens = Enp = End = Enf
光谱学家把 n相同的电子分为一层，如 n=1, K层， n=2, L层，n =3 M层 ……
化学家喜欢根据能量上的某种相似性把由 n和 l决定 的各亚层按如下的方式分层：
第1层：1s 第2层：2s 2p 第4层：4s 3d 4p 第6层：6s 4f 5d 6p
Z*---- 称为作用在电子上的 有效核电荷 和原子的核电荷数 Z 之间的关系为： Z* = Z
----- 称为 屏蔽常数
斯莱特规则 ---- 估算屏蔽常数的半经验规则（P73）
多电子原子的原子轨道分组：
(1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p)
原子轨道在能量上的这种变化特征最终决定了多电 子原子的电子结构，即电子的排布
4.3. 多电子原子的基态电子构型（电子排布） 核外电子在各原子轨道上的分配称为原子的电子结构 基态：电子处于能量最低的状态，电子排布是唯一的 激发态：电子排布不是唯一的，与激发的能量有关
按照核内加1个质子、核外加1个电子的方式逐个构 建原子，随着原子序数的递增，每个新增加的核外 电子将按如下顺序陆续填满各个原子轨道，这条经 验规则就叫构造原理。
一个电子对另一个电子的屏蔽常数的简单估算 规则：
1. 处在右面的各轨道组内的电子对左面轨道组内的电 子没有屏蔽作用，屏蔽系数为0；
2. 在同一轨道组内的电子，除(1s)组的二个电子间的屏 蔽系数为0.30外，其它各轨道组内电子间的屏蔽系数 都是0.35；
3. 主量子数为n1的各轨道组内的电子对(ns, np)组各 电子的屏蔽系数为0.85；
能级分裂: Ens < Enp < End < Enf 能级交错: E4s < E3d, E5s < E4d 对于多电子原子，同一个原子的原子轨道能量不仅 与主量子数n有关，还与角量子数 l有关。
4.2. 屏蔽效应和穿透效应 屏蔽效应
E=
Z2 2n2
E
h
(其中 Eh为哈特里能，即 1 a.u. )
4. 多电子原子的结构与周期律
4.1. 多电子原子的轨道能级
中心场近似
V= Ze2 r
Z*：有效核电荷数
其中一个重要结论: 在多电子原子中，电子的运动状态 也是由n, l, ml 和ms 四个量子数决定的，电子在由这四个量 子数所决定的各运动状态上的空间分布特征完全和在单电 子原子中一样。
原子光谱给出的锂和钠的能级图（P72）