原子结构的讲解

第一章原子结构

微观粒子（电子）的波粒二象性，氢原子的波函数，概率密度和电子云，核外电子的运动状态，四个量子数；多电子原子的原子结构，核外电子排布规律，元素周期表浓缩了全世界1/3智慧的照片1936化学与儿子1914物理1921物理，在上海收到1933物理1927物理1945物理1932物理1954物理1922物理1921物理1903物理1911化学与塞曼1902物理1927年索尔维会议哥本哈根学派明星主持人德布罗意1929物理居里夫人，波兰，1867-1934全球第一个女博士巴黎大学第一位女教授第一位获Nobel奖的女性第一位两次获Nobel奖的科学家1903年，因发现钋Po和镭，Nobel物理奖1911年，Nobel化学奖碳原子半径为1.5x10-10m（0.15nm）.原子是不可能由普通显微镜观测的(×

1000).扫描隧道显微镜

ScanningTunnelingMicroscope(STM)X-ray衍射实验.第一节氢原子结构的玻尔(Bohr)模型原子结构的认识史道尔顿－－汤姆逊－－卢瑟福－→玻尔理论－→薛定谔道尔顿原子理论(1803)1．一切物质都是由非常微小的粒子--原子所组成。在所有化学变化中，原子都保持自己的独特性质。原子不能自生自灭，也不能再分。2．种类相同的原子，在质量和性质上完全相同；种类不同的原子，它们的质量和性质都不相同。3．单质是由简单原子组成的，化合物是由“复杂原子”组成的，而“复杂原子”也是由简单原子组成的。4．原子间以简单数值比互相化合。例如，两种原子相化合时，其数值比常成1：1或1：2、2：1、2：3……等简单的整数比。1801，气体分压定律

汤姆森(英国)原子模型(1897)电子是嵌入正电荷的对电子在阴极射线管中的偏移做了定量研究后，应用简单的电磁理论得到荷质比.早期原子模型1906年诺贝尔物理学奖卢瑟福原子模型(1911)粒子衍射实验实验的结果显示，几乎所有撞击金箔的α粒子均直线通过，好像没有金箔存在似地，仅有极少数的α粒子产生大角度的偏转。由此认为，原子大部分的体积应该是空无一物，而质量则集中在极小空间称为原子核，带负电荷的电子在原子核四周运动，原子核则带相同数量的正电荷，以维持原子的电中性。行星模型发现α和β粒子，放射性元素反射过程的本质（1908，Nobel化学奖），提出半衰期，发现原子核原子结构的基本组成：原子（10-10米）原子核（10-14米）电子（10-15米）带负电中子（不带电）质子（带正电）

经典的电磁理论，绕核高速运动的电子将不断以电磁波的形式发射出能量，导致两种结果：电子不断发射能量，自身能量不断减少，电子运动的轨道半径逐渐缩小，电子很快会落在原子核上，有核原子模型所表示的原子是一个不稳定的体系。电子自身能量逐渐减少，电子绕核旋转的频率也要逐渐改变。辐射电磁波的频率随着旋转频率的改变而改变，则原子发射的光谱是连续光谱。卢瑟福模型的一些问题

事实上原子是稳定存在的，原子光谱是线状光谱。这些矛盾是经典理论所不能解释的。原子线状光谱

太阳光或白炽灯，发出混合光，经三棱镜折射，分成红、橙、黄、绿、蓝、紫等不同波长的光，得到的光谱是连续光谱。例氢原子的重要性氢原子是最简单的原子氢原子是解读物质结构的天然理想模型现代量子理论对氢原子的理论研究与实验符合完美现代量子理论对氢原子的理论研究结果经拓展后与类氢微粒He+

、Li2+是也能符合现代量子理论也可以近似描述复杂原子，是认识复杂原子体系结构的基础近代原子结构理论：氢原子光谱

1913年，玻尔，NeilsBohr，丹麦

1922年,诺贝尔奖

与爱因斯坦比肩的伟大科学家

在普朗克（Planck）的量子论，爱因斯坦光子学说和卢瑟福有核原子模型基础上，提出了玻尔定态原子结构理论，初步解释了氢原子线状光谱产生的原因和光谱的规律性，建立了关于原子结构的初步量子理论（旧量子论）。在经典力学的基础上，人为的引入了量子化条件，不能正确的反应微观粒子的运动规律。

原子被假设为一个正电荷的核被脉冲电子波所包围；电子也有一定能级，但并不遵循一定的轨道，而是在核周围一定空间区域内能找到的概率，这些空间区域被称为“轨道”。原子的现代模型核外电子运动状态的量子力学方程

1926，薛定谔，E·Schrödinger，奥地利

根据德布罗意关于物质波的观点，首先提出了描述核外电子运动状态的量子力学方程，确立了近代原子结构理论。汤姆森卢瑟福普朗克玻尔德布罗意海森堡薛定谔小爱一、Bohr模型建立的基础氢光谱——线状光谱能量量子化光子学说普朗克量子论，1900年

德国人，擅长多项科目，出色的钢琴演奏家，21岁拿博士，物理学全才，一生反对纳粹。1918年，其量子假说被确证，1921年拿Nobel。量子力学之父，他所做的起始突破非常重要，使人们在思想上摆脱了先前的错误概念。因此他的继承人才能创立出今天这样完美的学说。物质吸收或发射的能量是不连续的，是量子化的，只能采取一个最小能量单位（ε0）的整数倍，即ε0、2ε0、3ε0……nε0的吸收或发射。这个最小的能量单位ε0称为能量子，其数值为：ε0=hν1905年，爱因斯坦提出光子学说：光由光子组成，光的吸收或发射也不是连续的，只能以光能的最小单位光子的整数倍进行。能量量子化的概念只有在微观领域才有意义。光的波粒二象性：光不仅具有波动性，而且具有粒子性。光在传播过程中，波动性比较明显，如光的衍射、干涉现象。当光与实物作用时，微粒性比较明显，如光电效应。二、Bohr模型波尔理论的假设电子绕核旋转，库仑引力产生向心加速度1)波尔量子化条件，Bohr’sQuantumConditions

电子运动的角动量L（L＝mυr）必须等于h/2π的整数倍。

m——电子的质量υ——电子运动的速度r——电子运动轨道的半径定态假设由于电子运动的轨道是不连续的，所以原子体系只能具有一系列不连续的能量状态。在这些状态中，电子绕核作圆周运动，既不辐射也不吸收能量。

定态,stationarystate:

在这些轨道上运动的电子所处的状态

基态,groundstate:能量最低的定态

激发态,excitedstate:能量较高的定态

电子在离核最近的轨道上运动时，原子的能量最低，处于基态。原子获得能量，电子可以跃迁到离核较远的轨道（较高能量的轨道）上，原子和电子处于激发态。氢原子的稳定性：在通常情况下，氢原子中的电子在特定的稳定轨道上运动，并不放出能量，因此通常原子并不会发光，也不会自发毁灭。频率假设原子由某一定态跃迁到另一定态时，就要吸收或放出一定频率的光。光的能量等于这两个定态的能量差。

电子绕核做圆周运动的轨道半径和能量

OrbitalRadiiandEnergies(fortheHydrogenAtom)

氢原子体系的能量状态和电子绕核作圆周运动的轨道半径是一系列由n决定的不连续的数值。这种量子化的能量状态称为能级。能级n＝1时，基态，r1＝5.29×10-11m(52.9pm)，玻尔半径。E1＝－2.1799×10-18J，-13.6eV123456←波长氢原子光谱的一部分氢原子光谱的产生原因和规律性Bohr的原子结构理论：核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动，且不辐射能量。通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低—基态；原子得能量后，电子被激发到高能轨道上，原子处于激发态。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。波尔理论是一个伟大的成就，获得了1922年诺贝尔奖。局限性—只能成功解释H原子和类氢离子不能解释氢原子的精细光谱根本原因是它没有摆脱经典力学的束缚，虽引入量子化条件，但仍将电子视为有固定轨道的宏观粒子，没有认识到电子运动的波动性。NielsBohr(1885-1962)一、微观粒子运动的基本特征1.波粒二象性wave-particleduality2.不确定原理，测不准原理uncertaintyprinciple3.波函数wavefunctions

第二节氢原子结构的量子力学模型一、微观粒子的波粒二象性(一)微观粒子的波粒二象性(光）光的波动性λ（波长）和光的微粒性p（动量）之间有如下关系式：m——光子的运动质量c——光速粒子性波动性(二)物质波假设法国年轻的物理学家LouisdeBroglie(1892—1987)，因发现电子的波动性，获得1929年诺贝尔物理学奖。出生于法国迪耶普城一个古老而显赫的贵族世家，有亲王头衔。

1924年，观点：所有运动着的物体（包括所有的微观粒子）都具有波动的性质（地球也会波动！）。1927年此理论被证实是正确的。从而他于1929年获得诺贝尔物理学奖。实验：电子束通过镍箔时，可得到衍射图。DeBroglie(1924)认为电子具有波的性质:

物质波公式，deBroglie关系式代表波动性，称为物质波或德布罗意波p代表物质的粒子性1927年，美国物理学家戴维森（C·J·Davisson）和革默（L·S·Germer），电子衍射实验:【例1-1】(1)电子在1V电压下的速度为5.95×105m.s-1

，电子质量m＝9.1×10-31kg，h为6.626×10-34kg.m2.s-1

，电子波的波长是多少？(2)质量1.0×10-8kg的沙粒以1.0×10-2m.s-1速度运动，波长是多少？解:由上例可知:宏观物体质量大，波长很小，一般只表现出粒子性；而微观粒子质量小，其德布罗意波不能忽略。波粒二象性是微观粒子的基本属性和特征。物质波是大量粒子在统计行为下的几率波。二、测不准原理（不确定原理）与微观粒子运动的统计性规律

海森堡，WernerHeisenberg,德国，1927

海森堡（1901年－1976年），德国著名物理学家，量子力学的创立人。他于20世纪20年代创立的量子力学，可用于研究电子、质子、中子以及原子和分子内部的其它粒子的运动，从而引发了物理界的巨大变化，开辟了20世纪物理时代的新纪元。为此，1932年，他获得诺贝尔物理奖，成为继爱因斯坦和波尔之后的世界级的伟大科学家。“世界只在两件事情上还会想到我：一是我于1941年到哥本哈根拜访过尼尔斯·玻尔，二是我的测不准原理”。这是海森堡经常挂在嘴边的话。微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量。具有波动性的粒子没有确定的运动轨道或轨迹。微观粒子不同于宏观物体,它们的运动是无轨迹的，即在一确定的时间没有一确定的位置。

x·px≥h/4π或x≥h/4πm

p——粒子动量的不准确量x——粒子的位置不准确量——粒子的运动速度不准确量W.Heisenberg1901-1976

粒子位置测定得越准确（x越小），它的动量的不准确度就越大（越大），反之亦然。宏观物体之所以有确定的运动轨道，是由于h的值很小，m的值很大，由不确定关系式所确定的x或很小的缘故。例1-3.

对于m=10克的子弹，它的位置可精确到x

＝0.01cm,其速度测不准情况为：∴对宏观物体可同时测定位置与速度在测量误差范围内。速度不准确程度过大例1-4..

对于微观粒子如电子,m=9.1110-31Kg,半径

r=10-10m，则x至少要达到10-11

m才相对准确，则其速度的测不准情况为：∴若m非常小，其位置与速度是不能同时准确测定的见表1-1P9电子衍射实验证实了波动性海森堡之墓志铭“Heliessomewherehere"Thehistoryofformalismofquantummechanics

在德布罗意物质波基础上，1926年薛定谔提出用波动方程描述微观粒子运动状态的理论，后称薛定谔方程，奠定了波动力学的基础，因而与P.A.M.狄拉克共获1933年诺贝尔物理学奖

。

1944年

，薛定谔著《生命是什么》一书，试图用热力学、量子力学和化学理论来解释生命的本性，使薛定谔成为蓬勃发展的分子生物学的先驱。

二、波函数与量子数-------------氢原子的量子力学模型Schrödinger’sequation（Psi）－波函数，是空间坐标（x，y，z）的函数。量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道，atomicorbital。

E－体系中电子的总能量

V——体系电子的总势能m

—电子质量

h—普朗克常数x,y,z

为微粒的空间坐标由薛定谔方程推出的结论：是薛定谔方程的解薛定谔方程的解为系列解；为了得到核外电子运动状态的合理解，必须引进只能取整数值的三个参数n，l，m，它们称为量子数。每个解都要受到n，l，m的规定，因此，一个波函数可以简化用一组量子数（n，m，l）来表示。每个解（r，θ，φ）可表示成两个函数R（r）和Y（θ，φ）的乘积

（r，θ，φ）＝Rn,l（r）·Yl,m（θ，φ）径向波函数角度波函数

波函数是描述原子核外电子运动状态的数学函数，每一个波函数代表电子的一种运动状态。决定电子在核外空间的概率分布，相似于经典力学中宏观物体的运动轨道。因此，量子力学中通常把原子中电子的波函数称之为原子轨道或原子轨函。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。波函数=原子轨道(一)原子轨道与波函数(二)四个量子数在求解ψ的过程中，必须引进n，l，m三个量子数。若此三个值确定，则波函数就确定了。1、主量子数n（1）.定义：描述原子中电子出现几率最大区域离核的远近，或者说它是决定电子层数的。（2）.主量子数的n的取值为1，2，3…n等正整数。（3）.n愈大，电子离核的平均距离愈远，能量愈高。（4）.n也称为电子层数，位于元素周期表中最右边一列。(二)四个量子数（2）角量子数(l)，影响电子能量的次要因素1.当n给定时，l可取值为0，1，2，3…（n-1）。2.在每一个主量子数n中，有n个角量子数。4.对于多电子原子l也是决定电子能量高低的因素。Ens<Enp<End<EnfE1s<E2s<E3s<E4s5.l表示原子轨道（或电子云）的形状。3.（3）磁量子数(m)1.m

＝0，±1，±2，±3，…±l，共有2l+1个取值。2.m决定原子轨道在空间的伸展方向(即2l+1个)。3.但与电子的能量无关。当l=1时，m可有-1，0，+1三个取值，说明p电子云在空间有三种取向，能量相同，称简并轨道equivalentorbital

。（4）自旋量子数(ms)

ms=1/2,表示同一轨道中电子的二种自旋状态

1925年，乌伦贝克（G·E·Uhlenbeck）和哥施密特（S·Goudsmit）1.原子中的电子除绕核作高速运动外，还绕自己的轴作自旋运动。2.自旋量子数

ms＝+1/2和-1/2。电子的自旋角动量在磁场方向分量的取值。电子的自旋只有两个方向，顺时针和逆时针方向。通常用“↑”和“↓”表示。

p轨道(l

=1,m=+1,0,-1)

m三种取值,三种取向,三条等价(简并)p

轨道.s轨道(l=0,m=0):m一种取值,空间一种取向,一条s轨道.d轨道(l

=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m五种取值,空间五种取向,五条等价(简并)d轨道.Orbitals.BoundarysurfacediagramsforH-atomelectrondensities

综上所述，原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m，ms四个量子数来描述。1.主量子数n决定电子出现几率最大的区域离核的远近（或电子层），并且是决定电子能量的主要因素；2.角量子数l决定原子轨道（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；3.磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向；4.自旋量子数ms决定电子自旋的方向。

因此，四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态也就确定了。概率密度与电子云像这样用小黑点的疏密形象地描述电子在原子核外空间的概率密度，分布图象叫做电子云。电子云图电子在空间出现的概率密度

Ψ2量子力学理论中电子运动状态的特性：1.电子的波动性可看成是电子的粒子性的统计结果，即电子波是概率波。2.电子的运动符合测不准原理，没有确定的运动轨道。3.ψ是描述原子核外电子运动状态的数学函数，每一个ψ代表电子的一种运动状态。表示概率密度，其空间图象就是电子云的空间分布图象。Ψ24.每一ψ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。5.在求解ψ的过程中，需引进n，l和m三个量子数。

四个量子数n，l，m，ms取值及所表示的含义例：某元素原子的核外电子排布为4s1,用四个量子数表示电子的运动状态。B例：轨道运动状态为2pz，可用来描述的量子数为A.n=1,l=0,m=0;B.n=2,l=1,m=0C.n=2,l=2,m=0;D.n=1,l=2,m=1n=4,l=0,m=0;

ms

=1/2例：下列各组量子数哪些不合理？1.n=2,l=1,m=02.n=2,l=0,m=-13.n=2,l=2,m=-14.n=2,l=3,m=25.n=3,l=1,m=16.n=3,l=0,m=-1

2346三、波函数的图形表示

1、角度分布图

将角度波函数Y（θ、φ）随角度（θ、φ）的变化作图，就可以得到波函数的角度分布图（图1-7）。作图方法：以原子核为原点建立三维空间直角坐标系，从原点引一线段，方向为（θ、φ），长度为∣Y∣，所有线段的端点在空间形成一个曲面，并在曲面各部分标上Y的正、负号，就得到波函数的角度分布图。三、波函数的图形表示

1、角度分布图

图1-8P17三、波函数的图形表示

1、角度分布图

注意：（1）角度坐标θ、φ是三维空间（图1-8）角度坐标，因而角度分布图为一曲面；（2）②l=0（s轨道）的Y（θ，φ）是常数，与θ，φ无关，所以s轨道的角度分布图为一球；③由于Y（θ，φ）与量子数n无关，只与l和m有关，因此，n不同，l和m相同时，它们的角度分布图形状和伸展方向相同，例如：2pz、3pz、4pz轨道的角度分布图都是xy平面上方和下方两个相切的球，伸展方向在z轴上；（4）图上的正、负号丝毫没有“电性”的意义，表示的是曲面各部分上Y的正、负号，这种正、负号在讨论原子间成键时有一定的用途。三、波函数的图形表示

1、角度分布图

2．电子云的角度分布角度波函数的平方

∣Yl，m(θ，φ)∣2随角度θ、φ的变化情况称为电子云的角度分布图。在作∣Yl，m(θ，φ)∣2的球极坐标图时，在方向为θ、φ的直线上取长为∣Yl，m(θ、φ)∣2，则得到电子云的角度分布图（图1-8）。对比，发现两套图形极为相似，但它们之间有两点不同：（1）原子轨道角度分布图有正、负之分，而电子云角度分布图全部为正值，这是由于Y平方后，总是正值。（2）电子云角度分布图比原子轨道角度分布图“瘦”些，这是因为Y小于1，因此Y2一定小于Y。三、波函数的图形表示

3、径向分布图[D(r)-r]

电子出现几率与离核远近的关系。

几率是电子在某一区域出现的次数叫几率。几率与电子出现区域的体积有关，也与所在研究区域单位体积内出现的次数有关。

几率密度：电子在单位体积内出现的几率。几率=几率密度

体积

52.9pm，玻尔半径曲线的极大值数为（n－l）个第三节多电子原子的结构

讨论多电子原子的能级和核外电子的排布规律。一、屏蔽效应与钻穿效应1、屏蔽效应screeningeffect）

多电子原子中，某电子i

受到其余电子的排斥作用而使其有效核电荷降低的现象，称为其余电子对该电子i的屏蔽作用。多电子原子中电子i的能量公式：

(Z–σ)=Z′E：能量σ：屏蔽常数screeningconstant

Z：核电荷数Z′：有效核电荷数effectivenuclearcharge

以Li原子为例说明这个问题：

研究外层的一个电子。

它受到核的的引力，同时又受到内层电子的－2的斥力。实际上受到的引力已经不会恰好是+3，受到的斥力也不会恰好是－2，很复杂。

我们把看成是一个整体，即被中和掉部分正电的的原子核。

于是外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中和后的核电荷Z变成了有效核电荷Z’

。

屏蔽效应的结果使电子能量升高。

外层电子可以钻入内电子壳层而更靠近原子核。钻穿结果降低了其它电子对它的屏蔽作用，起到了增加有效核电荷，降低轨道能量的作用。电子钻穿得愈靠近核，电子的能量越低。

由于电子钻穿而引起能量发生变化的现象称为钻穿效应（drillthrougheffect）或穿透效应（penetrationeffect）。原子轨道的径向分布图：2.钻穿效应（penetrationeffect）

当n相同时,电子钻穿到核附近的能力为:ns>np>nd>nf能量规律:Ens<Enp<End<Enf钻穿不仅引起轨道能级的分裂，还导致能级的交错。能级交错：钻穿越深的电子对其它电子的屏蔽越大，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。(二）.多电子原子轨道能级当l相同时，n越大，轨道的能级越高

E1<E2<E3<E4当n相同时，l越大，轨道的能级越高钻穿效应：ns＞np＞nd

＞nf

能级：E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)当n和l都不同时，可能发生n较大的某些轨道的能量反而比n小的某些轨道能量低的现象。

E(4s)<E(3d)E6s<E4f<E5d

能级交错energyleveloverlap4）.能级组和原子轨道近似能级图（1）鲍林L.Pauling原子轨道近似能级图（牢记）量子化学家，1954年化学奖，1962年和平奖光谱数据得到：原子轨道，共分成七个能级组：

1s;2s2p;3s3p;4s3d4p;5s4d5p;

6s4f5d6p;7s5f6d

能级图是按能量高低顺序，不是按原子轨道距核远近排列。能量相近的轨道为一组，称为能级组，要与主量子数区别开来.例如：第四组4s,3d,4p第五组5s,4d,5p组内能级间能量差小能级组间能量差大E1s

＜E2s

＜E2p＜E3s＜E3p＜E4s＜E3d＜E4p＜…

徐光宪公式

n+0.7l值愈大，基态多电子原子轨道的能级越高。把

n+0.7l值的第一位数字相同的各能级组合为一组，称为某能级组。根据徐光宪公式计算可以明确原子能级由低到高依次为：

1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)…

二、多电子原子的核外电子排布

1.能量最低原理

原则：原子核外的电子，总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态。

按鲍林近似能级顺序填充2.泡利（Pauli）不相容原理，1945Nobel

移居美国的奥地利物理学家泡利在21岁（1921年）时就写了一篇关于广义相对论理论和实验结果的总结性论文（共237页）。当时距爱因斯坦发表“广义相对论”（1916年）才5年，人们认为他这么年轻却有如此独到的见解，震惊了整个物理学界，从此一举成名。四十年代以科学的预见预言了中微子的存在，预言后25年，被实验证实。1)定义：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。例如，氦原子的1s轨道中有两个电子，描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数（n，l，m，s）为1，0，0，+1/2，另一个电子的一组量子数必然是1，0，0，-1/2，即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反。2)结论：在每一个原子轨道中，最多只能容纳自旋方向相反的两个电子。（比测不准原理的提出还早）3.可推算出各电子层最多容纳的电子数为2n2个。3.洪特规则Hund'srule

1)定义：在等价轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。2)洪特规则实际上是最低能量原理的补充。因为两个电子同占一个轨道时，电子间的排斥作用会使体系能量升高，只有分占等价轨道，才有利于降低体系的能量。3)作为洪特规则的特例，等价轨道全充满，半充满或全空的状态是比较稳定的。全充满：p6，d10，f14半充满：p3，d5，f7全空：p0，d0，f03LiLithium 锂1s22s14 BeBerylium铍1s22s25 B Boron硼1s22s22p16 C Carbon碳1s22s22p27 NNitrogen氮1s22s22p38O Oxygen 氧1s22s22p49 F Fluorin 氟1s22s22p510 NeNeon氖1s22s22p6

1 H Hydrogen氢1s12 He Helium 氦1s2

原子序数元素符号英文名称中文名称电子结构式PartialOrbitalDiagramsforPeriod3Elements**21Sc Scandium 钪[Ar]4s23d122 Ti Titanium钛[Ar]4s23d223 V Vanadium钒[Ar]4s23d324

Cr Chromium铬[Ar]4s13d525 MnManganese锰[Ar]4s23d526 Fe Iron铁[Ar]

4s23d627 Co Cobalt 钴[Ar]

4s23d728 Ni Nickel镍[Ar]

4s23d8

29CuCopper，cuprum铜[Ar]

4s13d1030ZnZinc锌[Ar]

4s23d10

*19 K Potassium钾[Ar]4s120 Ca Calcium 钙[Ar]4s2

原子序数元素符号英文名称中文名称电子结构式

电子排布式的书写：

1、按电子层的顺序，而不是按电子填充顺序书写。

2、内层→原子芯[稀有气体符号]

如：11Na1s22s22p63s1[Ne]3s1

26Fe1s22s22p63s23p63d64s2[Ar]3d64s2

注意：

A、电子填充顺序

B、电子排布式的书写顺序

C、失电子顺序15P的价层电子型可表示为:指原子参加化学反应时，能提供成键的电子,也指原子核外最高能级组的电子

元素 核外电子分布 最外层电子构型 价电子构型

Cr[Ar]3d54s14s13d54s1P[Ne]3s23p33s23p33s23p3

从钠开始填充3s，从铝开始填充3p。钾的第19个电子排在4s而不是3d上，因为E3d＞E4s，钪的第21个电子排在3d而不是4p上，因为E4p＞E3d。Cr：4s13d5；Cu：4s13d104s

和3d

都有电子时，失去电子时，先失去4s电子。这是因为填充电子后，4s能量升高；Note第四、五、六周期电子排布的例外比较多。随着原子序数增加，电子所受到的有效核电荷增加，使ns电子激发到(n-1)d轨道上只需很少的能量。如果激发后能增加轨道中自旋平行的单电子数，其降低的能量超过激发能或激发后形成全满降低的能量超过激发能时，就将造成特殊排布。铌：5s14d4;钯：5s04d10(1)原子的最外层最多只有8个电子。最外层为K层时，最多只有两个电子。(2)原子的次外层最多只有18个电子，次外层为K、L层时，最多分别为2、8个。(3)原子的外数第三层(倒数第三层）最多只有32个电子。由p150表7-7可知周期与能级组族与电子组态元素在周期表中的分区第四节原子的电子组态与元素周期表

元素的化学性质有着周期性的变化，称为周期律(1869)。（1）元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数，且周期数与各能级组的组数一致。七个周期：一、二、三周期为短周期，shortperiods

第四周期以后为长周期,longperiods

除第七周期外，每个周期的最外层电子排布都由ns开始，到ns2np6结束。（2）各周期包含元素的数目等于相应能级组中轨道所能容纳的电子总数。1-6周期包含元素的数目：2、8、8、18、18、32。过渡元素：最后一个电子填充在(n-1)层的d轨道上，d和ds区内过渡元素：最后一个电子填充在(n-2)层的f轨道上锕系元素,theactinides：Z＝89-103镧系元素,thelanthanides：Z＝57-712.原子的电子层结构及周期表中族的划分竖列：16个族，包括8个主族，8个副族。第八副族分为三列，共18列。主族元素,maingroupelements,A：电子最后填充在最外层的s和p轨道上的元素主族的族数=最外层电子数的总和（ns+np）主族元素的最高氧化态=最外层电子数＝族数仅最外层未满，只有最外层电子可以参加反应，是价电子。

稀有气体（惰性气体）又称为零族元素。副族元素,subgroupelements,B：电子最后填充在d和f轨道上的元素原子未满的电子层不止一个最外层、次外层d电子和外数第三层f电子都可参加反应副族元素的族数，与不同族的特点有关.IIIB—VIIB元素原子的价电子总数等于其族数，IB、IIB由于其(n-1)d亚层排满，所以最外层上电子数等于其族数。3.原子的电子层结构与元素的分区,p201

s区(block)：ⅠA和ⅡA族，ns

1~2，活泼的金属元素

p区：

ⅢA－

ⅦA，零族，ns

2np

1~6，大多为非金属元素

d区：

ⅢB－ⅦB，第Ⅷ族，金属元素，一般为(n－1)d

1~9ns1~2

ds区：ⅠB和ⅡB族，(n－1)d

10ns

1~2，金属

f

区：(n－2)f

0~14(n－1)d

0~2ns

2，镧系和锕系元素d

区＋ds

区：过渡金属。ⅠA~ⅡA

s

区ⅢA~ⅧA

p

区ⅢB~ⅧBd

区ⅠB~ⅡB

ds

区

f

区HHe元素的原子序数和电子填充顺序原子的电子构型，在周期表中的位置。例：写出24号元素原子核外电子排布，该元素是第几周期，第几族？是金属还是非金属？最高氧化态为多少？1s22s22p63s23p63d54s1第五节元素基本性质的周期性变化规律1.原子半径,atomicradius

指原子处于某种特定的环境中，如在晶体、液体，或与其它原子结合成分子时所表现的大小。（1）共价半径,covalentradius,

rc

同种元素的两个原子，以共价单键相连时，核间距的一半，为共价半径。具有加和性，只决定于成键原子本身。d（2）范德华半径,vanderWaalsradius

rv：分子晶体中，不属于同一分子的两个最接近的原子在非键合状况下核间距离的一半称为范德华半径。一般比共价半径大。（3）金属半径,metallicradius,

rM

金属晶体中，金属原子被视为刚性球体，彼此相切，其核间距的一半，为金属半径。它跟金属原子的堆积方式或配位数有关。一般取配位数为12时的金属半径。原子半径随原子序数的增加呈现周期性变化2.原子的共价半径的变化规律（1）同一周期元素原子半径的变化规律

短周期：自左至右原子半径逐渐↓，变化幅度较大；

长周期过渡元素：自左至右，原子半径逐渐↓，变化幅度较小，变化不太规律。

钪系收缩：rGa<rAl镧系收缩：使镧系之后第六周期副族元素的原子半径与第五周期副族中的相应元素的原子半径相近，化学性质相似，难于分离。（2）周期表中各族元素原子的共价半径变化规律：同一主族元素自上而下，由于主量子数↑

，原子半径↑

；同一副族元素，自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近。主族元素原子半径s,p,d区元素原子半径ⅠA~ⅡA

s

区ⅢA~ⅧA

p

区ⅢB~ⅧBd

区ⅠB~ⅡB

ds

区

f

区HHe离子及其中性原子大小

2.电离能

某气态原子失去一个电子,变成一个气态正一价离子所需吸收的最