第五章原子结构

Chapter5：AtomicStructure第五章原子结构与元素周期律第一节原子结构发展简史第二节核外电子的运动特征第三节原子结构和玻尔的原子模型第四节量子力学的原子模型第五节原子的电子层结构和元素周期系1．了解核外电子运动特征、Bohr原子模型、氢原子光谱。2．熟悉对核外电子运动状态的描述：Schrödinger方程、原子轨道和波函数、四个量子数、原子轨道和电子云的角度分布图、氢原子概率径向分布图。3．掌握多电子原子的原子轨道能级：Pauling近似能级图、Cotton能级图、屏蔽效应与钻穿效应。4．掌握原子核外电子排布：三个原则、电子排布实例。5．熟悉原子的电子层结构与元素周期系，元素性质(原子半径、电离能、电子亲和能和电负性)的周期性变化。

本章教学要求

自然界的物质种类繁多,性质各异,但它们都是由种类不同的原子组成，原子以不同的种类、数目和方式结合,形成了无数的物种。因此，原子结构的知识是了解物质结构和性质的基础。

化学变化包含着旧的化学键断裂和新的化学键的形成,化学变化一般只涉及核外电子运动状态的变化,所以研究原子结构时,主要研究核外电子的运动状态。前言前言第一节原子结构发展简史

古希腊哲学家Democritus(约460～370BC)提出，物质由原子构成，原子(atom)这个词源出希腊语，原意“不可再分的部分”。法国科学家Descartes(1596～1650)认为太阳周围有巨大的漩涡，物质质点处于运动的漩涡之中，在运动中分化出空气、土、火三种元素，……。第一节原子结构发展简史

爱尔兰科学家Boyle(1627～1691)提出科学元素的概念，元素是那些不能用化学方法再分解的简单物质。俄国学者Limonosov(1711～1765)提出在自然界，或是我们所见的一切物质，都是由被称为“原子”的不可见的微粒组成的……自然界发生的一切变化都可以认为：如果某种东西有所增加，另一种东西就会减少；某种物体增加了多少物质，则另一物体就会失去同样多的物质……第一节原子结构发展简史爱尔兰科学家Boyle(1627～法国化学家Laviosier(1743～1794)近代化学奠基人之一，他用试验验证并总结了质量守恒定律，定义元素“凡是简单的不能分离的物质，才可以称为元素”。瑞士科学家Euler明确提出，自然界存在多少种原子，就存在多少种物质……第一节原子结构发展简史

19世纪初，英国化学家Dalton把模糊的原子假说发展为科学的原子理论，他明确指出；虽然世界上原子的总数目相当之大，但是不同原子种类的数目却是非常之小，并编制了第一张原子量表(他的原著中列出20种元素即20种原子，今天所知道的元素有一百多种)。瑞典化学家Berzelius(1779～1848)通过大量实验确定了当时已知化学元素的原子量，纠正了Dalton原子量的错误，他用拉丁文表达元素符号，一直沿用至今。第一节原子结构发展简史

1897年英国科学家Thomson(1856～1940)发现了电子的存在。他把电子看成原子的组成部分，用原子内电子的数目和分布来解释元素的化学性质。提出了原子模型，把原子看成是一个带正电的球，电子在球内运动。

Rutherford(1871～1937)发现了质子，通过实验认定原子核的存在，并带正电，提出了“行星原子模型”，对原子结构的发展做出了重大贡献。

一、量子化特征

1900年，德国物理学家Planck为了解决黑体辐射实验数据和经典理论计算方法之间的矛盾，提出：辐射能的吸收或发射是以基本量一小份、一小份整数倍作跳跃式的增或减，是不连续的，这种过程叫做能量的量子化。

第二节

:

核外电子运动的特殊性

一、量子化特征：这个基本量的辐射能叫做量子，量子的能量E和频率ν的关系是：E=hν式中h称为Planck常数，为6.626×10-34J·s。研究表明能量及其他物理量的不连续是微观世界的重要特征，因此原子核外电子的能量也具有量子化特征。

第二节

:

核外电子运动的特殊性13连续光谱实验14真空管中含少量H2(g)，高压放电，发出紫外光和可见光→三棱镜→不连续的线状光谱氢原子光谱（原子发射光谱）二、波粒二象性

光电效应

第一节

:

核外电子运动的特殊性1.光电效应-----粒子性电子的实物反射、光电效应，证明了电子运动时应具有粒子性。二、波粒二象性2.电子衍射-----波动性三、测不准关系（海森堡.德国）

第一节

:

核外电子运动的特殊性（狭缝越窄，衍射图象散布得越宽）各种实验说明，把微粒的位置和动量同时确定是不可能的。△x·△p≥h/4π三、测不准关系（海森堡.德国）

第一节

:

核外电子运动的特殊性（狭缝越窄，衍射图象散布得越宽）各种实验说明，把微粒的位置和动量同时确定是不可能的。△x·△p≥h/4π三、测不准关系

第一节

:

核外电子运动的特殊性现在可以用测不准原理检验一下氢原子的基态电子，该电子的运动速度为2.18×107m/s，质量为9.1×10-31kg，假设我们对电子速度的测量偏差为1%，则而电子的运动坐标的测量偏差为三、测不准关系

第一节

:

核外电子运动的特殊性而氢原子的共价半径只有37pm，这个位置的不确定度已经比原子本身还大，说明高速运动的电子不可能确定它在某时刻的位置。这种测不准，并不是因为测量技术不精确，而是微粒运动的固有属性。所以测不准原理是区别宏观与微观物质的尺度。

一、氢原子光谱

在装有氢气放电管的两极上，通以高压电使之放电，将管中发出的光线通过棱镜分光，便得到氢原子的线状光谱。

（第三节原子结构和玻尔的原子模型

青

根据经典电力学,带负电的电子围绕原子核高速运动时,应当不断地以电磁波的形式放出能量,由于放出的能量是连续的,因而原子发射电磁波的频率是连续的，原子的发射光谱是连续光谱。Question为什么实验事实并非如此呢？

疑问原子就不复存在二、玻尔理论为了解释氢原子谱线规律性，1913年玻尔提出氢原子模型。1）原子模型：

核外电子不能沿任意轨道运动，只能沿某些特许的稳定轨道绕核旋转，电子在轨道上运动时,即不吸收也不放出能量。（定态的假设）

第一节

:

核外电子运动的特殊性既不辐射也不吸收能量

第一节

:

核外电子运动的特殊性2）轨道量子化：在一定轨道上运动的电子有一定的能量，它们只允许是不连续的分立值（能量量子化）。能量是不连续的二、玻尔理论n→∞，能量E→0。玻尔原子模型基本要点：(2)稳定轨道必须符合量子化条件，电子具有一定量子化的能量，能级。n→∞，能量E→0。3）光谱频率：当电子从一个能量状态跃迁到另一个能量状态时会吸收或释放出一定能量。氢原子光谱的一部分←波长青二、玻尔理论当电子分别从n2＝3,4,5,6,7，跃迁到n1＝2时，可见光区五根谱线：656.6nm，486.1nm，434.0nm，410.2nm，397.0nm。当电子跃迁到n＝1时，得到紫外光区的谱线。当电子跃迁到n≥3时，得到红外光区的谱线。

(1)说明了激发态原子发光的原因；(2)解释氢原子和类氢离子（He+、Li2+）光谱(3)指出了量子化特征，量子数n的概念。玻尔原子模型的优缺点优点：缺陷之处：（1）不能解释多电子原子、分子或固体的光谱。（2）不能解释氢原子光谱的精细结构。

课堂小结

玻尔理论最大贡献：建立微观粒子量子化特性，成功地解释了氢原子光谱是线状光谱，为化学键理论奠定了基础。

一、核外电子运动状态的描述

(一)原子轨道和波函数

1926年薛定谔（奥地利）从微观粒子的二象性出发，建立了有名的薛定谔方程，用来描述核外电子的运动状态。

E：电子总能量V：电子势能

m：电子质量h：普朗克常数

x.y.z：电子空间坐标ψ：波函数

第四节：量子力学的原子模型

薛定谔方程，是描述核外电子的运动状态的方程。它的解(波函数Ψ)是描述核外电子运动状态的函数．在量子力学中常把波函数称为原子轨道波函数，简称原子轨道。故原子轨道和波函数是同义词。注意：原子轨道与经典力学中固定轨道有不同含义。波函数和原子轨道

第四节：量子力学的原子模型(二)四个量子数

为得到合理的解，要求n、l、m（三个常数）要符合一定的取值。量子力学把这类特定的常数叫量子数。

当量子数n、l、m的取值一定，就有一个波函数的具体表达式，这相当于经典力学中确定了物体的运动轨道，量子力学借用“轨道”一词，把原子体系的每一个波函数叫做原子轨道。

第四节：量子力学的原子模型

一、核外电子运动状态的描述(二)四个量子数1.主量子数：n取值：正整数n=1、2、3……

它表示电子离核的远近，也是决定电子能量的主要因素，也叫电子层数。对氢原子来说，电子能量完全由n决定：n光谱符号12345···KLMNO···

第四节：量子力学的原子模型2.角量子数：l

取值：0、1，2，3，…，n-1

它表示原子轨道和电子云的形状，ｌ与能级或称电子亚层对应。(也是决定能量高低的因素)l01234···光谱符号spdfg···轨道形状球形哑铃形花瓣形纺锤形······

第四节：量子力学的原子模型三维立体图

第四节：量子力学的原子模型

dz2轨道的角度分布函数三维立体图

第四节：量子力学的原子模型四个量子数主量子数与角量子数的关系:n12345···l00、10、1、20、1、2、3gn-1亚层1s2s、2p3s、3p、3d4s、4p、4d、4f······

第四节：量子力学的原子模型

l=0,1,2,3…n-1，共n个值确定原子轨道和电子云在空间的角度分布情况；在多电子原子中，n与l一起决定的电子的能量；确定电子亚层：l

0

1

2

34

电子亚层：spdfg

角动量的大小：Ens<Enp<End<Enf

3.磁量子数：m取值：0、±1、±2….±l它表示原子轨道在空间的伸展方向，磁量子数与能量无关。四个量子数

第四节：量子力学的原子模型404.自旋量子数ms

取值：+1/2、-1/2

它表示电子自旋的两个方向，顺（逆）时针常用↓或↑表示。

在氢原子化学光谱的精细结构实验中，人们发现它的大多数谱线，其实是由靠得很近的两条谱线组成。

四个量子数n、l、m、ms可全面确定原子中每个电子的运动状态，它们的取值是相互制约的。←波长青

第四节：量子力学的原子模型4自旋量子数ms

ms=1/2,

↑和↓表示同一轨道(n,l,m（r,,）)中电子的二种自旋状态.在同一原子中，不能有四个量子数完全相同的电子存在，称为泡利不相容原理。根据四个量子数的取值规则，则每一电子层中可容纳的电子总数为2n

2.例：

原子轨道ψmsn=11s(1个)

1/2n=2l=0，m=02s(1个)

1/2

l=1，m=0,12p(3个)

1/2

n=3l=0，m=03s(1个)

1/2l=1，m=0,13p(3个)

1/2l=2，m=0,1，23d(5个)

1/2

n=4?nl(取值l<n)轨道符号(能级)m(取值m≤l)轨道数各电子层轨道数最多允许的运动状态数(电子数)（2n2）101s01122012s2p0+1,0,-1134830123s3p3d0+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2135918401234s4p4d4f0+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2+3,+2,+1,0,-1,-2,-313571632【例】已知基态Na原子的价电子处于最外层3s亚层，试用n、l、m、ms量子数来描述它的运动状态。解：最外层3s亚层的n=3、l＝0、m＝0，所必它的运动状态可表示为：3,0,0,+1/2(或-l/2)。1.指出下列各组轨道的n、l量子数：a）4fb）5dc）3p

2.根据下列各组量子数，写出对应轨道名称解：轨道名称（1）2pz

（2）3px

（3）6s课堂练习随堂练习：（1）2、1、0（2）3、1、+1（3）6、0、0轨道4f5d3pn453l321

3.下列各组量子数哪些不合理，为什么？

(1)n=1l=1m=0(2)n=2l=0m=±1(3)n=3l=3m=±3(4)n=2l=1m=0解:(1)n=1l=0m=0(2)n=2l=0m=0或n=2l=1m=0（或+1,-1）

(3)n=3l=2m=0,±1,±2(4)n=2l=1m=0±1课堂练习随堂练习：48二、波函数和原子轨道坐标变换(三)电子运动状态的图像表示波函数也可用球坐标表示：1．波函数(原子轨道)角度分布图

第四节：量子力学的原子模型R：径向分布函数由n、l决定Y：角度分布函数由l、m决定

为了便于阐明其物理意义，可分为两个部分

第四节：量子力学的原子模型(三)电子运动状态的图像表示1．波函数(原子轨道)角度分布图

使R（r）保持不变，只改变角度，将Y随(θφ)变化作图可得。常用图形有两种：A：原子轨道角度分布B：电子云角度分布图

将不同θ.φ值代入，可求得一系列Y值，从坐标原点出发，引出方向为(θφ)的直线，取其长度为Y值，将所有这些端点连接起看，在空间就形成了一个曲面图。(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型1．波函数(原子轨道)角度分布图如：氢原子的角度部分：【s轨道】(是量子力学处理薛定谔方程,求出的解)

Ys是一常数与(q,f)无关，故原子轨道的角度部分为一球面，半径为:xy+A：原子轨道角度分布(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型θ0153045607590Y0.4890.4720.4230.3450.2440.1260θ18016515013512010590Y-0.489-0.472-0.423-0.345-0.244-0.1260我们来试做一下函数在yz平面的图形：如：氢原子的角度部分：【pz轨道】(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型0.472+-yz15°节面：当cosθ=0时，Ｙ=0，θ=90°(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型同样的方法我们可以作出px、py轨道的角度分布函数图px+－xypz+－xzpy+－xy(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型同样的方法我们可以作出px、py、pz轨道的角度分布函数三维立体图(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型同样的方法我们可以作出：dxz、dyz、dxy、dx2-y2、dz2轨道的角度分布函数图++－dxz－+xz++－dyz－+zy++－dxy－+yx++－dx2－y2－xy－++dz2－xz(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型三维立体图(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型

dz2轨道的角度分布函数三维立体图(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型

由于Y(θ.φ)只与l、m有关，与n无关，因此只要是量子数l、m相同的状态，它们的原子轨道角度分布图都相同。

剖面图：“±”无电性意义，具相位类似意义，在讨论原子间成键时有一定用途。(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型B：电子云角度分布图电子云角度分布图表示出电子在空间不同角度所出现的几率密度大小。波函数Ψ实际上没有明确的、直观的物理意义，只是一个数学函数。

由经典的电磁波理论

|ψ|2∝波的强度∴|ψ|2∝电子的几率密度(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型︱Y(θ.φ)︱2→θ.φ作图，就得到电子云角度分布图zxsxyxzzpypxpzxxzs+xyxzx+---pypxpzz++B：电子云角度分布图(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型－++dz2－xz+－dxz－+xz+－dyz－+zy+－dxy－+yx++－dx2－y2－xydxzxzdyzzydxyyxdx2－y2xydz2xzB：电子云角度分布图(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型1.前者有正、负号之分，后者均为正值，因为Y(θ、φ)中的θ、φ为三角函数关系，但│Y│2后就没有正、负了。2.后者比前者瘦些，这是因为Y值小于1，│Y│2值就更小；3.前者是数学函数图，没有明确物理的意义。而后者表示在空间单位体积中出现的几率大小随角度θ、φ的变化。原子轨道角度分布函数图电子云角度分布图的区别主要区别有几点(三)电子运动状态的图像表示3．波函数径向分布函数R和概率径向分布函数D

以氢原子的1s电子云为例，在半径为r，球壳厚度为dr的球壳体积中，电子出现的概率为：D（r）=4πr2·∣R∣2drdrrD（r）→

r作图(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型3．波函数径向分布函数R和概率径向分布函数D

第四节：量子力学的原子模型3．波函数径向分布函数R和概率径向分布函数D从图中我们可以发现：①不同类型的轨道，D函数径向分布的极大值即峰数不同，峰数为(n-l)，如3s轨道的D函数有3个峰，3d轨道的D函数只有一个峰；②n相同，l不同，峰数不同，但l越小，最小峰离核越近，主峰(最大峰)离核越远；③n越大，主峰离核越远；④n不同，其电子活动区域不同，n相同，电子活动区域相近，所以从概率的径向分布图中可看出核外电子是分层分布的。

第四节：量子力学的原子模型R0=52.9pmn值越大，离核越远电子是分层分布的(三)电子运动状态的图像表示壳层概率径向分布函数图径向分布图可以看出(1)在基态氢原子中，电子出现概率的极大值在r＝52.9pm的球面上，玻尔半径(2)峰数有(n-l)个，(3)核外电子的分布可看作是分层的。角量子数l相同，主量子数n不同时，主峰距核位置不同，n越小，距核越近，n越大，距核越远，（4）钻穿能力的顺序是ns>np>nd>nf能级错位

电子云的整体图形(三)电子运动状态的图像表示

第四节：量子力学的原子模型(一)Pauling原子轨道近似能级图

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p能级交错美国化学家Pauling根据光谱实验的结果，总结出多电子原子中原子轨道能量高低顺序，并绘制成能级近似图

第四节：量子力学的原子模型二、多电子原子的原子轨道能级构造原理

徐光宪经验公式：n+0.7l

第四节：量子力学的原子模型徐光宪法则（一）

如：4s(n+0.7l)=4+0.7×0=4.0 3d (n+0.7l)=3+0.7×2=4.4 4p (n+0.7l)=4+0.7×1=4.7第四能级组(第四周期)

徐光宪经验公式：n+0.7l↑E↑徐光宪法则（二）

原子参加化学反应时，首先失去的是(n+0.4l)值大的电子。如：21Sc：3d14s24s (n+0.4l)=4+0.4×0=4.03d (n+0.4l)=3+0.4×2=3.8∴先失去4s电子

二、多电子原子的原子轨道能级

对氢原子来说，Z=1核外只有一个电子，只存在核对这个电子的引力，电子的能量同核电荷、主量子数的关系为：在多电子原子中，电子不仅受核的引力，还受其它电子的排斥力，这种排斥力实际上抵消（屏蔽）了一部份原子核的正电荷。有效核电荷：Z*=Z－σ

第四节：量子力学的原子模型

(二)屏蔽效应屏蔽效应示意图：排斥减弱核中心的吸引

屏蔽作用：由于其它电子对某一电子的排斥，使核对该电子吸引力减弱的作用。(二)屏蔽效应

第四节：量子力学的原子模型(三)钻穿效应

电子穿过内层电子钻到核附近回避了其它电子的屏蔽，这种效应为钻穿效应。结论：屏蔽效应使电子的能量升高，钻穿效应使电子的能量降低。

第四节：量子力学的原子模型(三)钻穿效应

从电子云的径向分布图可以看出，当n相同，而l不同，l较小时峰数较多，例如3s有三个峰，3p有两个峰，3d有l个峰，主峰位置相近，但3s在离核较近的区域有2个峰，3p在离核较近处有l个峰，这说明3s、3p电子不仅会出现在离核较远的区域，还有机会钻到内层空间而更靠近原子核。其钻穿作用依3s、3p、3d顺序减弱，因此l值越小，钻穿作用越大，受到的屏蔽作用就较小，能感受到更多的有效核电荷，能量随之降低。此为钻穿效应。

第四节：量子力学的原子模型①当l相同，n不同时，n越大，能量越高；如：E1s<E2s<E3s

分析:n越大，电子离核越远，内层电子也越多,内层电子对它的屏蔽作用越大，有效荷电荷越小,故能量E越高。(屏蔽效应突现)(三)钻穿效应

第四节：量子力学的原子模型②当n相同，l不同时，l越大，能量越高。如：E3s<E3p<E3d

分析：l越小，电子云越穿入内层，所受屏蔽作用越小，受核吸引越大，因此能量降低。(钻穿效应突现)

第四节：量子力学的原子模型(三)钻穿效应(三)钻穿效应(3)n不同，l不同的能级，原子轨道的能级顺序较为复杂。如：E4s＜E3d；E5s＜E4d

；E6s＜E4f＜E5d

等。这可用钻穿效应加以解释。例如4s的能级低于3d，因4s电子钻的较深，核对它的吸引力增强，使轨道能级降低的作用超过了主量子数增大使轨道能级升高的作用，故E4S＜E3d，使能级发生错位，也称能级交错。同样也能解释E5s＜E4d；E6s＜E4f＜E5d等。

第四节：量子力学的原子模型

分析：4s最大峰比3d离核远,但3d没有靠近核的小峰，而4s却有三个穿入内层，向原子核靠近核的小峰，从而使能量大大降低，导致E4s<E3d。三、多电子原子的能级图③当n、l都不同时，轨道能量的高低，就由屏蔽效应与钻穿效应共同来决定。如：E4S<E3d.

(钻穿效应>屏蔽效应)能级交错音频解说

第四节：量子力学的原子模型钻穿效应示意图：有效地回避了内层电子的屏蔽作用

第四节：量子力学的原子模型(三)钻穿效应

2s电子云径向分布曲线除主峰外，还有一个距核更近的小峰。这暗示,部分电子云钻至离核更近的空间,从而部分回避了其它电子的屏蔽。

为什么2s价电子比2p价电子受到较小的屏蔽?Question

第四节：量子力学的原子模型(四)科顿原子轨道能级图1962年美国无机结构化学家Cotton用最简洁的方法总结出周期表中元素原子轨道能量高低随原子序数增加的变化规律。

随原子序数的增加，核电荷的增加，核对电子的吸引力也增加，使得各种轨道的能量都降低。从图中又能清楚地看出原子序数为19(K)和20(Ca)附近发生的能级交错现象。从放大图中更加清楚看到从Sc开始3d的能量又低于4s。当d轨道和f轨道尚未填充电子时，可以发生能级交错，而一旦这些轨道上填充了电子后，由于电子的屏蔽作用，使外层轨道能量升高，不再发生能级交错了。

第四节：量子力学的原子模型三、原子核外电子的排布(电子结构)(一)能量最低原理体系能量越低越稳定,按原子轨道近似能级图由低向高排布。(二)Paoli不相容原理在同一个原子中，没有运动状态完全相同的电子，每层最多可容纳2n2电子。(三)Hund规则在填充能量相等的等价轨道时，电子尽可能分占不同等价轨道，且自旋平行。

第四节：量子力学的原子模型1s22s22p2应为不应为例如，基态碳原子的电子排布为简并轨道全充满（如p6，d10，f14)，半充满(如p3，d5，f7)或全空（如p0，d0，f0)能量较低。（二）原子的电子结构1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p…基态24号元素铬的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s129号元素铜的价层电子排布为3d104s1(全充满)而不是3d94s2。例7-3根据电子排布规则，写出原子序数7、18的元素原子的符号及电子结构和电子轨道式。解：原子符号电子结构电子轨道式7N1s22s22p3↑↓↑↓↑↑↑18Ar1s22s22p63s23p6

↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓例7-4根据核外电子排布原则，写出Cr原子和Cr3+离子的电子结构。并分别写出它们的价电子层电子轨道式Cr3+1s22s22p63s23p63d3↑↑↑↑↑↑解：24Cr1s22s22p63s23p63d54s1↑↑↑原子芯内层已达到稀有气体电子层结构的部分，用稀有气体的元素符号加方括号表示。例如26号元素铁[Ar]3d64s2，47号银[Kr]4d105s1。突出了价层电子构型。如铁原子的价层电子构型是3d64s2，银原子的价层电子构型是4d105s1。1S2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p

He Ne Ar Kr XeRn(2)(10)(18)(36)(54)(86)具体排法：

为了书写方便，常将内层已达稀有气体电子层结构的电子，用稀有气体元素符号加方括号表示。(原子实+外层电子构型)

21Sc:1s22s22p63s23p63d14s2[Ar]3d14s2例：Mn1s22s22p63s23p63d54s2[Ar]3d54s2

第四节：量子力学的原子模型三、原子核外电子的排布(电子结构)

一般是按（n+0.7l）次序去排，多数符合，超常的常见元素有：

Cr(3d54s1)Cu(3d104s1)Mo(4d55s1)Ag(4d105s1)目前对其它某些例外情况，尚无确切解释：（遵循实验事实）Nb:[Kr]4d45s1

而不是:[Kr]4d35s2

或[Kr]4d55s03d4s4p

Cr(3d54s1)洪特规则特例三、原子核外电子的排布(电子结构)光谱实验证明：试验证明洪特规则特例

当等价轨道中的电子处于半充满(p3,d

5,f

7)、全充满(p6,d10,f14)或全空(p0,d0,f0)时，具有额外的稳定性。1.写出下列元素核外电子结构:

2.某元素有6个电子处于n=3，l=2的能级上，推测该原子的原子序数，并根据Hund规则指出d轨道上有几个未成对电子？课堂练习随堂练习：

9F14Si24Cr29Cu26Fe解：∵3d轨道上有6个电子1s22s22p63s23p64s23d6

∴Z=26d轨道上有4个未成对电子第五节:原子的电子层结构和元素周期系1869年门捷列夫(俄)创立了元素周期表一、原子的电子层结构与周期系(一)原子电子层结构与周期的划分第五节:原子的电子层结构和元素周期系人们发现，随着原子序数(核电荷)的增加，不断有新的电子层出现，并且最外层的电子的填充始终是从ns1开始到ns2np6结束(除第一周期外)，即都是从碱金属开始到稀有气体结束，重复出现。元素性质呈现周期性的变化规律(周期律)是由于原子的电子层结构呈现周期性变化所造成的。

周期数=能级组数=电子层数由能级组和周期的关系可知，能级组的划分是导致周期表中各元素能划分为周期的本质原因。第七周期为未填满周期能级组的形成是元素划分为周期的本质原因。第五节:原子的电子层结构和元素周期系(一)原子电子层结构与周期的划分(二)原子的电子层结构与族的划分族：原子的电子层结构相似的元素落在同一列,称为族。

长周期表共分18列，其中铁、钴、镍三列合成为一族；称为第Ⅷ族。其余每一列为一族(共有16个族)。主族（A）：有长短周期元素的各列，ⅠA→ⅦA+零族共8个主族。副族（B）：仅有长周期元素的各列，ⅠB→ⅦB+Ⅷ族共8个副族。族的划分

A：族号数=ns电子数+np电子数B：族号数=ns电子数+(n-1)d电子数第五节:原子的电子层结构和元素周期系1869年门捷列夫(俄)创立了元素周期表主族（A）：ⅠA→ⅦA+零族共8个主族。副族（B）：ⅠB→ⅦB+Ⅷ族共8个副族。第五节:原子的电子层结构和元素周期系(三)原子的电子层结构与区的划分

根据各元素原子电子层结构的特点，把长式周期表划为s、p、d、ds、f五个区。sddspf第五节:原子的电子层结构和元素周期系

1.已知下列元素的价层电子构型分别为：课堂练习随堂练习：（1）3s23p5（2）3d54s2（3）3d104s2它们分别属于第几周期？第几族？哪个区？最高氧化数是多少？2.已知某元素的原子序数为28，试指出它属于哪一周期？哪一族？什么区？是什么元素？解：∵电子层构型为1s22s22p63s23p64s23d8∴第四周期Ⅷ族d区3d84s2Ni

(一)原子半径:指原子在分子或晶体中表现的大小。1.共价半径

同种元素共价单键键长的一半作为该元素的共价半径。2.范德华半径

不属于同一分子的两个最接近的原子核间距离的一半称为原子的范德华半径。3.金属半径

在金属晶体中,把相邻两个原子的核间距离的一半作为该元素的金属半径。··第五节:元素的基本性质的周期性二、元素某些性质的周期性

原子半径在元素周期表中的大致变化规律1869年门捷列夫(俄)创立了元素周期表大小大小(一)原子半径第五节:原子的电子层结构和元素周期系

镧系元素随着原子序数增加，原子半径在总的趋势上是逐渐缩小的，经过15号元素的半径减小的积累，使得其后面的元素的半径都变小，以致于和第五周期的相应的元素的半径相近，化学性质也极相似。Hf（144pm）与Zr（145pm）Ta（134pm）与Nb（134pm）W（130pm）与Mo（130pm）镧系收缩效应1869年门捷列夫(俄)创立了元素周期表一、原子半径原子半径的变化规律图第五节:原子的电子层结构和元素周期系(二)原子的电离能

电离能：一个基态气态原子失去电子形成气态正离子时所需要吸收的能量,叫该元素的电离能。

气态原子失去电子的难易,可用电离能来衡量。

I1:M-e=M+

单位:eV对同一原子，其各级电离能大小的顺序总是I1＜I2＜I3……第五节:原子的电子层结构和元素周期系

周期表中主族元素的第一电离能随原子序数的递增而呈现周期性的变化：

Be2S2N2S22P3Zn3d104s2电离能变化规律同一周期中，左→右：随着有效核电荷增加，电离能依次增大。同一主族中，上→下：随着有效核电荷降低，电离能依次减小。除上述规律外，在某些位置上出现转折。所有元素中,He的电离能最大,Cs的电离能最小(二)原子的电离能(三)原子的电子亲合能

电子亲合能：是指一个气态中性原子得到一个电子形成气态负离子时释放出的能量。在元素周期表中,电子亲合能的变化规律类似电离能。

A+e=A

-

释放(+)吸收(-)

(提示:并不是所有元素的原子都放出能量)第五节:原子的电子层结构和元素周期系(四)元素的电负性

电负性：元素的原子在分子中吸引成键电子能力的相对大小。

1932年鲍林提出了电负性的概念，用它作为衡量在化学键中原子吸引成键电子能力相对大小的尺度。人为规定F的电负性为4.0第五节:原子的电子层结构和元素周期系1、同一周期中，从左到右电负性逐渐增加，主族元素间的变化明显，副族元素间的变化幅度小些。2、同一族中，主族从上到下，电负性逐渐减小。副族元素从上到下的规律性不强。

注：元素的电