第九章原子结构和元素周期律　

第九章原子结构和元素周期律AtomicStructureandPeriodicPropertiesofElements1第一节核外电子运动状态及特性JohnDalton的“原子论〞1808年英国化学家JohnDalton认为物质是由非常微小的、看不见的、不可再分割的原子组成；原子既不能创造，不能消灭，也不能转变，所以在一切化学反响中都保持自己原有的性质；E.Rutherford的“有核原子模型〞；玻尔〔Bohr〕的“氢原子模型〞；量子力学理论。一.氢光谱和氢原子的玻尔〔Bohr〕模型21911年，路瑟福〔E·Rutherford，1871—1937,英国物理学家，1908年获得诺贝尔化学奖)通过α粒子散射实验确认原子内存在一个小而重的、带正电荷的原子核，建立了路瑟福的原子有核模型。1.Rutherford的原子有核模型3实验用带正电的高速α粒子流轰击金箔，决大多数粒子几乎无阻碍地穿过，极少数粒子散射或反射。4质子〔带正电荷〕中子〔不带电荷〕5原子有三个显著的特点：a.核的体积非常小〔核半径约为几到几十fm，原子半径约为几百个pm〕〔1fm＝10－15m,1pm＝10－12m〕；b.核的密度非常大；c.原子核集中了原子的绝大局部质量，约为原子总质量的99.9％以上。6〔a〕电子不断发射能量，自身能量会不断减少，电子运动的轨道半径也将逐渐缩小，电子很快就会落在原子核上，即有核原子模型所表示的原子是一个不稳定的体系。〔b〕电子自身能量逐渐减少，电子绕核旋转的频率也要逐渐地改变。根据经典电磁理论，辐射电磁波的频率将随着旋转频率的改变而逐渐变化，因而原子发射的光谱应是连续光谱。事实上，原子是稳定存在的，而且原子光谱不是连续光谱而是线状光谱。这些矛盾是经典理论所不能解释的。7

黑体：是指能够全部吸收外来电磁波的物体。

黑体辐射：当加热时，黑体能发射出它所吸收的各种波长的电磁波。按照经典电磁理论，黑体辐射是由黑体中带电粒子的振动产生的，但是通过经典热力学和统计力学理论计算得到的辐射能量随波长的分布曲线与实验事实明显的矛盾。2.能量量子化81900年，Planck为了解释黑体辐射现象，提出了能量量子化假设：能量是有一个最小单位E0〔称为能量量子，quantum〕；E0＝hυ，υ是黑体辐射的频率，h是普朗克常数，其值等于6.626×10-34J·s；c.黑体辐射的能量一定是最小单位元的整数倍(E＝nE0＝nhυ，n＝1，2，3，．．．)。因此，黑体辐射的能量谱:hυ，2hυ，3hυ……即能量不是连续变化，这就是所谓的能量量子化。93.光子学说光照射到一定的金属电极外表时，能否产生光电流取决于光的频率是否超过一定数值〔金属的临界频率〕，而与光的强度无关，光电子的动能大小也与光的频率有关，而与光的强度无关。按照经典电磁波理论，光的能量由光的强度决定，光的频率只决定光的颜色，与光的能量无关。光电子是由金属电子吸收光能后逸出金属外表所产生的，可见，光电效应是和经典理论相矛盾的。10为了解释光电效应，1905年，爱因斯坦〔Einstein〕在普朗克量子化假定的启发下，提出了光子学说。爱因斯坦认为：a.一束光是由光子〔photon〕组成，光的能量是不连续的，光能的最小单位是光子，光子的能量为E0＝hυ，式中υ是光的频率，h是普朗克常数；b.虽然光的频率υ不同，光子的能量不同，但是光的能量只能是光子能量的整数倍，因此光能是不连续的。爱因斯坦用光量子概念轻而易举的解释了经典物理学无法解释的光电效应，推导出光电子的最大能量同入射光的频率之间的关系。这一关系10年后由密立根给予实验证实。1921年，爱因斯坦因为“光电效应定律的发现〞这一成就而获得了诺贝尔物理学奖。11电磁波谱：把各种电磁辐射〔如γ射线、Χ射线、光和无线电波〕按照波长〔或频率〕的顺序排列起来所组成的波谱叫电磁波谱。原子光谱：当原子被火焰、电弧、电花或其它方法所激发的时候，能够发出一系列具有一定频率的光谱线，这些光谱线总称为原子光谱。原子光谱各线的频率有一定的规律性：氢原子光谱是假设干条谱线组成的线状光谱。4.原子光谱

12如下图的是氢原子光谱的一局部，主要为可见光局部，波长在400～700nm范围内。13氢光谱的波长规律式中，λ是波长，n为正整数，且n2大于n1。141913年，玻尔〔N.Bohr〕在综合了卢瑟福的有核原子模型、普朗克的量子论和爱因斯坦的光子学说，对氢原子光谱的形成和氢原子的结构提出了一个有名的模型。

5.BohrN的氢原子模型15〔1〕定态假设：电子沿固定轨道绕核运动，不吸收也不辐射能量，称为定态。在一定的轨道上运动的电子具有一定的能量值E，称为能级〔energylevel〕。n=1时能量最低称为基态，其它能量较高的状态都称为激发态。16〔2〕定态间的跃迁：原子由一种定态〔能级E1〕跃迁到另一种定态〔能级E2〕，称为电子的跃迁。在跃迁过程中电子吸收或发射的能量以光的形势辐射，辐射频率由下式决定：ΔE=hν=|E２–E１|〔普朗克常量h=6.626×10-34J·s，ν是光子频率。〕E２>E１，产生吸收光谱；E2<E1，产生发射光谱。17〔3〕量子化条件假设：电子运动的角动量L必须等于h/2π的整数倍。L=nh/2πn=1，2，3……h是普朗克常数，n为主量子数。18根据以上假定，玻尔计算了氢原子各定态的能量：RH＝2.18×10-18J=13.6eV，n称为主量子数，取整数值。n=1时，电子能量最低，称为基态〔groundstate〕。n≥2时，电子能量较高，称为激发态〔excitedstate〕19当电子在定态n1和定态n2间跃迁时，放出或吸收辐射，其频率应满足：206.Bohr理论的局限性21二.电子的波粒二象性〔一〕光的波粒二象性光子既有波动性又有粒子性，称为波粒二象性〔particle-waveduality〕。光作为电磁波，有波长λ或频率ν，能量E=hν光子作为粒子，又有动量p=mc运用Einstein方程式E=mc2及ν=c/λ，得到λ=h/mc〔联系光的波动性和粒子性的关系式〕22〔二〕电子的波粒二象性1.物质波假设(matterwaves)：1924年德国物理学家德布罗意〔L.deBroglie〕提出了微观粒子也有波粒二象性的假设。他认为：二象性并非光所特有，一切运动着的实物粒子也都具有波粒二象性，波粒二象性是微观世界的普遍规律。并且预言，对于质量为m，运动速度为v

的实物粒子，具有相应的波长λ。23此式即为德布罗意方程式中，h为普朗克常数，mv是实物粒子的动量。mv和p都是粒子性的物理量，而λ是波动性的物理量。这种与运动着的实物粒子相关联的波就称为德布罗意波或物质波。1929年获诺贝尔物理奖.24电子衍射实验

1927年,和用电子束代替X射线，用镍晶体薄层作为光栅进行衍射实验，得到与X射线衍射类似的图像，证实了德布罗意的物质波假设。25电子波是统计性的。让电子穿越晶体，每次到达底片的位置是随机的，屡次重复以后，底片某个位置上电子到达的概率就显现出来。26

衍射强度大的地方出现的时机多，衍射强度小的地方出现的时机少。电子波动性的微观解释：大量电子行为的统计结果。电子波是概率波,反映了电子在空间区域出现的概率。27例1(1)电子在1V电压下的速度为5.9×105m·s-1,电子的质量m=9.1×10-31kg,h为6.626×10-34J·s,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的速度运动,波长是多少？解：(1)1J=1kg·m2·s-2,h=6.626×10-34kg·m2·s-1根据德布罗意关系式电子半径为10-10m与波长在同一数量级28(2)可见，宏观物体质量大,波长极小，波动性难以觉察,仅表现出粒子性；微观粒子质量小,其德布罗意波长不可忽略。29三.测不准原理(uncertaintyprinciple)微观粒子运动具有波动性，而这种波动又有统计性质，因此不可能同时准确测定它的空间位置和速度，当位置确定的越准确，那么速度就越不确定。30

Heisenberg指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量：△x·△px≥h/4π

△x为粒子在x方向的位置误差，△px为动量在x方向的误差。由于h、π是常量，所以△x越小，△px越大，反之亦然。

31例2.电子在原子核附近运动的速度约6×106m·s-1，原子半径约10-10m。假设速度误差为±1%，电子的位置误差△x有多大？解：△v=6×106m·s-1×0.01=6×104m·s-1，h=6.626×10-34kg·m2·s-1；根据测不准原理：32测不准原理的意义海森堡测不准原理是量子力学的根本原理之一，是粒子波动性的结果。它说明象电子这样具有波动性的微观粒子，并不存在象宏观物体那种确定的运动轨道。因此，描述电子等微粒的运动规律不能沿用经典的牛顿力学，而要用描述微粒运动的量子力学。331926年奥地利物理学家ErwinSchrodinger根据deBrogile的假设提出描述电子运动规律的波动方程：

－波函数；x,y,z－电子位置的空间坐标；m－电子质量；E－电子总能量；V－电子势能；h－Planck常数。一、量子数〔一〕波函数与原子轨道34

(1)波函数Ψ是Schrodinger方程的解，它不是一个数值而是一个空间坐标的函数解，即Ψ=Ψ(x,y,z)。(2)解Schrodinger方程可以获得一系列合理的解Ψ及其相应的能量E。波函数Ψ用以描述电子的不同状态。电子的能量是不连续的(量子化)，每一能量E称为“定态〞，能量最小的称为基态，其余的称为激发态。35(3)ψ本身物理意义并不明确，但|ψ|2却有明确的物理意义，表示在原子核外空间某点处电子出现的概率密度〔probabilitydensity〕，即在该点处单位体积中电子出现的概率。图形a是基态氢原子|ψ|2的立体图，b是剖面图。黑色深的地方概率密度大，浅的地方概率密度小。概率密度的几何图形俗称电子云。36③原子轨道仅仅是波函数的形象代名词，没有真正的轨道的含义。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。②描述原子中单个电子的运动状态的波函数称为原子轨道。

①波函数是描述原子核外电子运动状态的函数，每一个波函数代表电子的一种运动状态。波函数(Ψ)的根本特性：37x=rsinθcosφy=rsinθsinφz=rcosθr=坐标转换：Ψ(x,y,z)→Ψ(r,θ,φ)直角坐标球极坐标OzxyθφP(x,y,z)P’r38〔二〕四个量子数薛定谔方程在数学上有很多解，但并非每个解都是合理的，为了取得合理解，须使波函数中某些常数的取值受特定的限制。这些受特定限制的常数一共三个(n、l、m)，统称为量子数，当这三个量子数的取值和组合一定时，这个波函数才是合理解，Ψn,l,m(r,θ,φ)。39物理意义：决定电子在核外空间出现概率最大的区域离核的远近，n愈大，电子离核距离愈远，原子轨道也愈大；决定电子能量上下的主要因素，n越大轨道能量越高。1.主量子数〔principalquantumnumber〕----n

n=1,2,3…非零的正整数n又称为电子层〔shell〕光谱学上：K、L、M、N、O、P、Q…40对氢原子来说电子的能量完全由主量子数n决定412.轨道角动量量子数----l它决定原子轨道的形状。它只能取小于n的正整数和零l=0、1、2、3…(n–1)，共可取n个值。在多电子原子中l还和n共同决定电子能量的上下。当n给定，l愈大，原子轨道能量越高。l称为能级或电子亚层〔subshell或sublevel〕。能级符号spdf···l0123···多电子原子：Ens＜Enp＜End＜Enf

42原子轨道形状：

l=0（s），原子轨道呈球形分布；l=1（p），原子轨道呈双球形分布…433.磁量子数〔magneticquantumnumber〕---mm=0、±1、±2，…，±l它决定原子轨道的空间取向。l亚层共有2l+1个不同空间伸展方向的原子轨道。例如l=1时，m=0、±1，p轨道有三种取向，或l亚层有3个p轨道。相同能级的轨道能量相等，称为简并轨道或等价轨道〔equivalentorbital〕。44角量子数磁量子数取值轨道伸展方向l=1(p)m=0、+1、-1px、py、pz三种

l=2(d)m=0、±1、±2dz2、dxz、dyz、dx2-y2、dxy五种l=0(s)m=0一种不同磁量子数的原子轨道伸展方向见下表：454.自旋磁量子数〔spinmagneticquantumnumber〕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自旋平行，方向相反称自旋反平行。

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。46

n=1

l=0

0

1s球形1

ψ1,0,0

n

lm轨道形状轨道数(n2)波函数

l=0

0

3s球形ψ3,0,0n=3

l=1

0,±13p哑铃形9

ψ3,1,0、ψ3,1,-1

ψ3,1,+1、ψ3,2,0

l=2

0,±1,±23d梅花瓣形ψ3,2,-1

、

ψ3,2,+1ψ3,2,+2、

ψ3,2,-2

l=0

02s球形ψ2,0,0

n=2

4

ψ2,1,0、

l=1

0,±12p哑铃形ψ2,1,+1、ψ2,1,-1n、l、m的取值的一般规律：47例3(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。(1)当n=3，l=0，1，2；当l=0，m=0；当l=1，m=-1，0，+1；当l=2，m=-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〕。4849二、原子轨道的角度分布图Ψ(r，θ，φ)=Rn，l(r)

·Yl，m(θ，φ)为作图简单，将波函数分解成径向波函数和角度波函数，从两个不同侧面观察电子的运动状态。

处于一定能级上的电子，其概率密度在核周围的一定的空间内有规律的分布，构成一定形状的空间图形。绘出图形能直观了解电子的运动特征。50Rn，l(r)称为波函数的径向局部或径向波函数，它是r的函数，与n和l两个量子数有关。表示电子离核的距离。Yl，m(θ，φ)称为波函数的角度局部或角度波函数，它是方位角θ和φ的函数，与l和m两个量子数有关。表示电子在核外空间的形状和取向。Ψ(r，θ，φ)=Rn，l(r)

·Yl，m(θ，φ)51轨道Rn，l(r)

Yl,m(θ,φ)能量/J1sA1e-Br√1/4π-2.18×10-182sA2(2-Br)e-Br/2√1/4π-2.18×10-18/222pz2px2pyA3re-Br/2√3/4πcosθ√3/4πsinθcosφ√3/4πsinθsinφ氢原子的一些波函数52角度分布图是角度波函数的图形，描绘Y值随角度改变而变化的情况。绘制方法：画一个三维直角坐标，原子核放在原点，从原点向每一个方向〔θ，φ〕上引一条直线，取其长度等于︱Y︱，然后连接各端点，形成一个空间曲面，标上Y的正负号，就完成了原子轨道的角度分布图。类似的方法并使得线段长度等于︱Y︱2，这样的端点连成的曲面即为电子云的角度分布图。531.s轨道的角度分布图s轨道的角度波函数是常数。各方向上离原子核(原点)距离相等的点函数值处处相等，这些点形成球面，球面所在球体就是s轨道图形。概率密度的角度局部Y2l,m图形也是一个球形。5455

2.p轨道的角度分布图p轨道的角度波函数的值Y随θ和φ的改变而改变。如pz，Ypz=cosθ。计算出Y和θ的对应关系。从原点向每一个方向(θ,φ)上引一条直线，使其长度等于︱Ypz

︱，然后连接各线段的端点得到一双波瓣图形。每波瓣为一球体，沿z轴伸展，分别在xy平面上下，Y值相反，在xy平面上Y值为零，此平面称为节面。节面就是波函数位相正负号发生改变的地方。

56作图：引出角度分别为0º、30º、60º…的射线；截取0.489、0.423…；连接各截点；得Ypz局部图形；绕Z轴旋转360º；－－双球面立体图形〔哑铃形〕。节面θ0°30°60°90°120°150°180°Ypz0.4890.4230.2440-0.244-0.423-0.489变量θ和函数Ypz的对应值：57电子云图形比相应的角度波函数图形瘦；电子云图形两个波瓣不再有代数符号的区别。三个p轨道的角度分布图电子云的角度局部58593.d轨道的角度分布图

d轨道为橄榄形波瓣，有两个节面。dxy、dxz和dyz波瓣在坐标轴45o夹角上伸展，包含坐标轴的平面为其节面。dx2-y2分别在x轴和y轴方向上伸展，在x方向上为正，y方向上为负，在坐标轴45o方向有其节面。6061几点说明：②

Yl，m与n无关，只要l、m相同，它们的角度分布图是一样的。③正负号没有“电性〞的意思，表示曲面上Y值的正负(计算而来)。①图中各点只代表Y值随θ和φ改变而变化的情况，并不代表电子离核远近，Y与r无关。④电子云的角度分布图，简称Y2图，与原子轨道角度分布图类似，但有两点区别：Y2均为正值；Y2图形比Y更“瘦〞些。62原子轨道的径向分布图可用径向波函数Rn，l(r)~r作图，而电子云那么以径向密度函数R2n，l(r)~r作图。注意：概率密度和概率的区别。R2n，l(r)~r作图难以全面反映电子云在空间不同r处的分布状况。三、原子轨道的径向分布１s电子云的径向分布图63

D(r)的意义：电子在一个以原子核为球心，半径为r，微单位厚度为dr的球壳夹层内出现的概率。反映了核外电子出现的概率与距离r的关系。距核r处电子出现的概率为概率密度乘以该处的体积，这个体积等于以r为半径的球面的外表积与该处球面微厚度dr的乘积。概率=R2n,l(r)4πr2dr=D(r)dr那么D(r)=R2n,l(r)4πr2被称为径向分布函数D。以D~r作图得到径向分布函数图，又称电子云的径向分布图。64以D(r)对r作图,得氢原子各种状态的径向分布函数图。65从径向分布图可以得出以下结论：氢原子1s电子的径向分布函数图1.在氢原子1s轨道径向分布图中电子出现概率的极大值在r=a0(波尔半径，a0=52.9pm)的球面上。661个峰〔1-0〕2个峰〔2-0〕3个峰〔3-0〕1个峰〔2-1〕2个峰〔3-1〕1个峰〔3-2〕4个峰〔4-0〕径向分布函数图

2.径向分布函数图有(n-l)个峰。673.l相同,n越小,主峰离核越近;n越大,主峰离核越远。n=2l=0n=1l=0n=3l=0n=2l=1n=3l=1684.n相同,l越小,第一个峰离核越近;第一个峰与核的距离为:ns＜np＜nd＜nf钻穿效应：外层电子可能钻到内层出现在离核较近的地方，而能量降低。69第三节多电子原子的原子结构在多电子原子中，电子既受核的作用，又受其它电子的作用，比较复杂，薛定鄂方程不能得到精确解。但可把氢原子结构的某些结论做些修正，近似地应用到多电子原子结构中去。即：1.多电子原子中，每个电子各有其波函数Ψi，也取决于一组量子数n、l、m。电子在各电子层中可能占据的轨道数与氢原子的相等。2.多电子原子中，角度波函数Y(θ,φ)和氢原子的相近，故各原子轨道角度分布图与氢原子的相似。同理,两者的Y2图也相似。3.多电子原子的能量等于处于各能级的电子能量总和。70一、多电子原子的能级1.屏蔽作用〔screeningeffect〕：71定义：原子中电子i受其它电子排斥，抵消了局部核电荷的吸引，称为对电子i的屏蔽作用。用屏蔽常数σ表示抵消掉的局部核电荷。能吸引电子i的核电荷是有效核电荷Z′，它是核电荷Z和屏蔽常数σ的差：Z′=Z–σ。以Z′代替Z，近似计算电子i的能量。多电子原子的能量与n、Z、σ有关。n越小能量越低；Z越大能量越低。σ越大，受到的屏蔽作用越强，能量越高。722.σ值的估算------斯莱脱〔)经验规那么外层电子对内层电子不产生屏蔽作用，σ＝0；同一能级组的电子，相互的屏蔽常数σ＝0.35,对1s轨道电子，σ＝0.30；对于n层电子，〔n-1〕层电子对它的屏蔽作用σ=0.85；更内层电子电子对它的屏蔽作用σ＝1.00;对于nd或nf电子，所有内层对它的屏蔽常数σ=1.00;73例如：计算钪原子中一个3s电子和3d电子的屏蔽常数。解：钪原子的电子排布为：

1s22s22p63s23p63d14s2钻穿效应：外层电子钻到内层空间，靠近原子核，避开内层电子的屏蔽，使其能量降低的现象。74l相同，n越大，电子层数越多，外层电子受到的屏蔽作用越强，轨道能级愈高：E1s

＜E2s

＜E3s

＜…E2p

＜E3p

＜E4p

＜…n相同，l不同时，l愈小，D(r)的峰越多，电子钻穿能力愈强，在核附近出现的可能性越大，能量就愈低：Ens

＜Enp

＜End＜Enf＜…3.多电子原子轨道的能级75③n、l均不同，能量变化复杂。在一定情况下nd轨道的能量可能高于(n+1)s轨道的能量，nf轨道的能量可能高于(n+2)s轨道的能量，这种现象称为能级交错。例如E4s<E3dE5s<

E4d764.轨道近似能级顺序判断能量的上下，徐光宪根据光谱数据总结了一个经验规律：对原子的外层电子来说，原子轨道的〔n＋0.7l〕值越大，能级越高。例如3d轨道〔n＋0.7l〕值为4.4，而4s轨道为4，所以E4s<E3d77鲍林原子轨道的近似能级图78电子填入能级的先后次序：79二、原子的电子组态根据多电子原子轨道的能级，能给出原子核外的电子排布方式，称为电子组态。基态原子的电子排布遵守下面三条规律:〔一〕Pauli不相容原理在同一个原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子同时存在。一个原子轨道上最多能容纳两个自旋方向相反的电子。例如：Ca原子的两个4s电子，一个是〔4,0,0,1/2〕，另一个那么是〔4,0,0,-1/2〕。80由Pauli不相容原理可推出：①一种运动状态只能有一个电子。②每个原子轨道只能容纳两个电子，且自旋方向相反。③s、p、d、f亚层最多容纳的电子数分别为2、6、10、14。④各电子层最多可容纳2n2个电子。81(二)能量最低原理又称构造原理〔building-upprinciple或Aufbauprinciple〕基态原子电子排布时，总是先占据能量最低的轨道。当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。82碳原子核外有6个电子，第6个电子的排布可能方式为：究竟是哪一种？83〔三〕Hund规那么〔Hund’srule〕电子在能量相同的轨道〔简并轨道〕上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。所以，碳原子的2p电子的排布是84另外，当简并轨道中的电子处于半充满、全充满或全空的状态时具有额外的稳定性。半充满p3、d5、f7全充满p6、d10、f14全空p0、d0、f0例如Cr3d54s1

Cu3d104s1856C轨道式

7N轨道式

电子排布式：6C1s22s22p2

7N1s22s22p3

8O1s22s22p4

9F1s22s22p5

8O轨道式

注：复杂原子核外电子的排布要按照轨道能级顺序填入电子。〔四〕电子组态的书写86例如：22Ti1s22s22p63s23p63d24s2

26Fe1s22s22p63s23p63d64s2

24Cr1s22s22p63s23p63d44s2实验测定：1s22s22p63s23p63d54s1?填入按能级顺序书写按电子层顺序价电子29Cu1s22s22p63s23p63d94s2

实验测定：1s22s22p63s23p63d104s1

再如：87〔3)可用原子芯〔稀有气体元素符号〕简写电子排布式。(1)填充电子按近似能级顺序，书写要按电子层的顺序;(2)一般地按照三原理书写,个别例外，应以实验为依据;例：

47Ag1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1

47Ag[Kr]4d105s1

(4)离子的电子排布式，是在基态原子的电子排布式根底上加上得到或失去的电子。注意：88按电子排布的规律，写出22号元素钛的基态电子组态。根据能量最低原理，将钛的22个电子从能量最低的1s轨道排起，1s轨道只能排2个电子，第3、4个电子填入2s轨道，2p能级有三个轨道，填6个电子。再以后填入3s、3p。3p填满后是18个电子。因为4s能量比3d低，所以后4个电子应先填入4s轨道两个，剩下的2个电子填入3d。钛的基态电子排布式为：1s22s22p63s23p63d24s2。89价电子〔valenceelectron〕：化学反响中原子芯局部的电子结构不变化，改变的是价电子。价电子所处的电子层称为价电子层〔valenceshell〕。例：Fe价层电子组态是3d64s2Ag的价层电子组态是4d105s1原子芯写法的另一优点是指明了元素的价层电子结构。⊙90

表示原子的电子组态通常有三种形式：①轨道表示式〔或轨道图式〕②电子排布式〔或电子结构式〕氮原子7N1s22s22p3③价电子层结构式主族ns1~2np1~6副族(n-1)d1~10ns1~2

例如，磷为3s23p3，铁为3d64s2例如，12Mg1s22s22p63s2表示为[Ne]3s291写出47Ag、30Zn、26Fe、29Cu及Ag+、Zn2+、Fe3+、Cu+的电子排布式。92第四节原子的电子组态与元素周期表一.原子的电子组态与元素周期表当元素按照核电荷数递增的顺序排列时，电子排布(组态)呈周期性变化,元素性质呈现周期性变化。这一规律叫做元素周期律。原子核外电子组态的周期性变化是元素周期律的本质。元素周期表是周期律的表现形式。93

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p1.02.02.73.03.74.04.44.75.05.45.76.06.16.46.7ⅠⅡⅢⅣⅤⅥ288181832多电子原子能级组能级n+0.7l能级组组内电子数徐光宪的能级分组：(n+0.7l)整数相同者为一组〔一〕能级组和元素周期942.每个周期所含元素的数目与能级组最多能容纳的电子数相同。1.每个能级组对应一个周期。结论：95周期表中把性质相似的归为一族(竖行)；分主族和副族，是根据相似的电子组态划分的。(二)价层电子组态与族主族(A)：8个，ⅠA～ⅧA，ⅧA族又叫0族。它们的内层电子全充满，最后一个电子填入ns或np亚层。

价层电子数=族序数

=

最外层电子数96副族：IB~ⅧB8个副族。特征：(n-1)d或(n-2)f轨道填充电子，(n-2)f、(n-1)d和ns都是价层。第4、5周期各10个副族元素，(n-1)d轨道被填充；ⅢB~ⅦB族，族数等于(n-1)d及ns电子数的总和；ⅧB族有三列元素，(n-1)d及ns电子数和为8~10；IB、ⅡB族，完成(n-1)d10结构；ns电子数等于族数。97族与元素原子外电子层构型的关系①同族元素具有相同或相似的外电子层构型。②族序数与外电子层的电子数有关。结论：族序电子构型

主族

副族ⅠA～ⅡAⅢA～ⅧA

ⅢB～ⅧBⅠB～ⅡB

外电子层构型

ns1～2ns2np1～6(He为1s2)

(n-1)d1～9ns1～2

(n-1)d10ns1～2

La系

Ac系

(n-2)f1～14

(n-1)d0~1ns1~298主族元素的族序数等于最外层的ns和np轨道的电子数之和。

副族元素的族数等于最外层的ns和次外层的〔n-1〕d轨道的电子数之和〔假设电子数之和为8～10，那么为ⅧB族〕。外电子层构型族序数K4s1ⅠACl3s23p5ⅦACr3d54s1ⅥBFe3d64s2ⅧBHg5d106s2ⅡB99s区元素：ns1~2,IA、IIA。p区元素：ns2np1~6，IIIA~VIIA、0族〔He,s2〕。d区元素：(n-1)d1~9ns1~2(Pd,4d10)，IIIB~VIIIB族。性质特征：有多种氧化值，易形成配合物。