原子结构100教学课件

1、,第一节原子与元素,无机化学,第一章 原子结构,原子结构,只有充分了解药物的结构与性质，才能合理地使用药物及从事药物的研制、生产、分析、贮存及管理等工作。物质的性质由分子结构决定，而分子结构又取决于构成药物分子的原子的种类、数目和结合（连接）方式。只有充分了解原子结构，才能更好地认识分子结构，从而认识物质的性质。,化学反应一般只涉及原子核外的电子，特别是价层电子。微观粒子的运动与宏观物体完全不同： A、核外电子的直径仅为10-15m 电子质量很小 9.110-31Kg B、运动范围小：10-10m C、运动速度大：106m/s 电子在原子中的运动状态已经不能用牛顿力学来解释，而需要用量子力学来

2、处理。在本章不去深究量子力学本身，而只需对量子力学处理原子结构问题所得到的结论有所认识，从而理解原子构结的一些基本概念,5-1-3 原子轨道能级,1-1 氢原子结构的Bohr模型,aa,为连续光谱,当气体原子被电火花、电弧或其它方法所激发而产生的光，经过三棱镜分光后，得到的是分立的、有明显分界的谱线，叫做不连续光谱或线状光谱。 装有低压高纯H2(g)的放电管所发出的光,通过棱镜分光后，在可见光区波长范围内，可以观察到不连续的四条谱线,氢原子光谱：四条谱线的线状光谱。波长大谱线间隔宽，波长小谱线间隔小,其它元素的原子也能发出线状光谱，不同元素的原子发出的谱线频率各不相同。利用元素的这些特征谱线可

3、以进行元素鉴别和含量测定。原子发射光谱法和原子吸收光谱法。 玻尔在“电子绕核运动”的基础上，结合普朗克的量子理论和爱因斯坦的光子学说，提出了“量子轨道”模型，成功地解释了氢原子的线状光谱,二、能量量子化和光的波粒二象性,被加热的固体会发生辐射，如灯泡的灯丝通电时会发出白光，（俗话说，有份热发份光）物体所辐射的光的波长取决于该物体的温度。物体既能反射也能吸收来自其它物体的辐射。如果一个物体对投射到它上面的辐射能够全部吸收而不反射，这样的物体被称为黑体。黑体是理想的辐射吸收体，同时也是理想的辐射体。 普朗克研究提出了黑体温度与辐射光波长及强度的关系提出了能量量子化的假设：能量象物质粒子一样是不连续

4、的，他只能取最小能量单元（能量子）的能量0（ 0 =h）的整数倍，即 =n 0 =n h (n为正整数、 h普朗克常数、 辐射光频率) 黑体辐射的能量是不连续的，即量子化。,普朗克Planck提出的能量量子化的概念包含了微观粒子的特性：波粒二象性， 0为最小能量单元（能量子）的能量，最小能量单元（能量子）为粒子性； 波长为波的性质。 光是一种电磁波，具有波粒二象性，光电效应说明光具有粒子性，光的衍射和干涉现象说明光有波动性。 E=mc2 E=h mc2 = h两边同除c得mc=h/c 而动量度p=mc p=hv/c 而=c/v p=h/ =h/p 而p=mc =h/mc,二、玻尔模型,玻尔将量

5、子概念由光子推广至电子，提出了氢原子结构的量子模型： 1、定态假设：氢原子具有一系列不连续的能量状态，在这些状态中，电子绕核作圆形轨道运动时不辐射也不吸收能量，电子在这些轨道上运动时，原子所处的状态称为原子的定态，每一轨道上的电子有特定的能量值，称为能级。氢原子核外电子能量计算公式： En= RH/n2 1，2，3. ，正整数 其中 RH = 13.6 eV = 2.17910-18 J 称为量子数，对应轨道大小及能量。每一轨道对应不同的值，n 大轨道半径大，能量也大。这些轨道能量不连续，n=1时能量最低，称为原子的基态，E=- 2.1810-18 J 能量较高的状态为激发态.,2、量子化条件

6、假设：电子运动的角动量L（L=mvr）必须等于h/2的整数倍即： mvr=nh/2 n正整数,m为电子质量，v为电子运动速度，r电子运动轨道的半径。 玻尔计算出氢基态核外电子离核的距离是52.9pm,称为玻尔氢原子半径 3、频率假设：通常原子中的电子尽可能在离核最近、能量最低的轨道上运动(基态)，当原子通过光照、受热或受到辐射时，核外电子获得能量可以跃迁到离核较远（能量较高）的轨道上去，这时原子处于能量较高的状态称为激发态。激发态的电子不稳定，它会发生辐射放出特定频率的光子，直接或逐级回到能量最低的的基态。电子由一个能级改变到另一个能级时称为跃迁，电子跃迁所吸收或辐射的光子能量等于跃迁后的能级

7、E2与跃迁前能级E1的差值， E2-E1=h=hc/= -RH (1/n221/n12) h Planck常数, 光的频率, 光波波长 RH = 13.6 eV = 2.1810-18 J,玻尔模型贡献：成功解释了原子的稳定性和氢原子的线状光谱。原子在正常状态下，核外电子运动处于能量最低的基态，此时电子既不吸收能量，也不释放能量，因而不会落到原子核上，而导致原子湮灭，所以原子可以稳定存在。当氢原子受到激发而跃迁时，电子跃迁所吸收或辐的的能量光子的能量等于电子跃迁前后两轨道的能级差，轨道的能量是不连续的，能级差与光子特定频率相对应，所发出或吸收的光也是不连续的特定频率。 玻尔模型的不足：该模型是

8、建立在“量子化假设加经典物理学”基础上，将电子看成经典力学中的粒子，认为电子是在一些固定的轨道上运动，因而没有完全脱离宏观物体运动规律的框架，没能充分反映微观粒子的特性和运动规律。不能圆满解释除氢原子以外的多电子原子线状光谱的规律性，无法解释原子光谱的精细结构（用更精密的分光仪来研究氢原子的线状光谱时，发现原来的每条谱线是由几条更细的谱线组成）,第二节 氢原子结构的量子力学模型 氢原子是最简单的原子，从氢原子入手来研究核外电子运动规律，要认识原子的结构，必须先了解微观粒子的运动特征。,一、微观粒子运动的基本特征,电子等微观粒子的运动除了具有量子化特征外，还具有波粒二象性，必须用量子力学来描述。

9、,（一）、微观粒子的波粒二象性 德布罗意提出假设：波粒二象性并非光所特有，一切运动着的实物粒子都具有波粒二象性。对质量为m、运动速率为v的实物粒子,具有相应的波长 =h/p=h/mv p为粒子动量，如果是光速率用c 这种波为物质波，物质波可以在真空中传播，它能产生于所有物体的运动中。 德布罗意还推断电子束如果通过非常小的狭缝时可能出现衍射现象。,例:计算电子在1V电压下的速率为5.9105m/s,电子质量m=9.110-31kg,求电子波的波长是多少? 解:1J=1(kgm2)/s2, h=6.62610-34(kgm2)/s 由德布罗意关系式 电子波波长在X射线范围,如果能在实验中观察到象光

10、那样的衍射,就证明了德布罗意的推断(电子束如果通过非常小的狭缝时可能出现衍射现象)是正确的.戴维逊得到了电子衍射图,证实了德布罗意的观点是正确的,例:计算质量为1.010-8kg粉尘以1.010-2m/s速度运动,其波长是多少? 解:,电子衍射实验完全证实了电子具有波动性,电子衍射图,从=h/p=h/mv知，粒子直径、质量和运动速度愈大相应的波长就愈小。当波长远小于粒子直径时，波动性就不显著，主要表现粒子性，因而可以用经典力学处理。当粒子质量和直径都很小时，粒子称微观粒子，其波动性就显著。波粒二象性只有在微观粒子中才有意义，这也体现了物质的“尺寸效应”当物质细分到纳米大小时，其物理性质就发生了

11、突变。如银的熔点为962，而纳米级的银粉熔点只有100 ，纳米技术在制药(药物制剂)中应用越来越广。,（二）不确定原理（测不准关系） 海森堡提出不确定原理： 为粒子在坐标x方向的位置误差； 为动量在x方向的误差。h为普朗克常数，很小。 越小， 越大，反之也然。 书10页,测不准原理说明了微观粒子运动有其特殊的规律，不是因为测量技术不够精确 对于微观粒子的运动，虽然不能同时准确地测出单个粒子的位置和动量，但它在空间某个区域内出现的机会的多少，却是符合统计性规律的。 从电子衍射的环纹看，明纹就是电子出现机会多的区域，而暗纹就是电子出现机会少的区域。所以说电子的运动可以用统计性的规律去进行研究。,二

12、、波函数与量子数 （一）薛定谔Schrdinger方程 电子等微观粒子具有波粒二象性，是物质波，受不确定关系的限制，微观粒子的运动不能用经典力学，而应该用量子力学的方法进行处理。奥地利物理学家Schrdinger（薛定谔）根据de Broglie（德布罗意）关于物质波的观点，将经典光波方程改造后提出薛定谔Schrdinger方程。是量子力学基本方程。,薛定谔方程是一个二阶偏微分方程，其形式如下： 为波函数，E是系统中电子的总能量，它等于势能与动能之和；V是系统的总势能，表示原子核对电子的吸引能；m是电子的质量 求解薛定谔方程需要很深数学知识，我们只需了解方程涵义和一些重要结论。 波函数是空间坐

13、标的函数 将直角坐标转化为球坐标（x,y,z）转化为,直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,)的转换,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就是原子轨道,原子轨道的数学表达式就是波函数.,原子轨道： 波函数的空间图像。 原子轨道的数学表达式就是波函数,薛定谔方程有无穷个解，只有符合某些条件的才是合理的解，每个合理的解都要受到三个常

14、数n、l、m的限定， n、l、m称为量子数。 的每个解（原子轨道）都有一定的能量E与之相对应。 的每个解都可表示成两部分函数的乘积，即： 仅与距离r有关，称作径向波函数，由n和l决定； 仅与方位角和 有关，称作角度波函数，由l和m决定。,（二）量子数 薛定谔方程合理的解受到三个量子数n、l、m的限制，当n、l、 m三个量子数取一定的值时，就确定了一个波函数 ，即确定了一个原子轨道。 三个量子数的取值限制和它们的物理意义 1、主量子数n：表示电子出现最大概率区域离核的远近和原子轨道能量的高低。 n越小，表示电子出现概率最大的区域离核越近，原子轨道的能量越低； n越大，表示电子出现概率最大的区域离

15、核越远，原子轨道的能量高。 n为1到无穷大中的任何正整数， n也表示电子层。同一电子层有时会有几个原子轨道，这些轨道的空间范围相近。,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，该电子层离核越近，其能级越低。 n值越大，该电子层离核越远，其能级越高。,2、轨道角动量量子数l，简称角量子数，表示轨道的形状，是影响轨道能量的次要因素。 l取值受n的限制，对给定的n ，l取0到（ n 1）的正整数共有n个值，即l=0，1， （ n 1） n=1，l=0 n=2，l=0、1 n=3，l=0、1、2 n=4，l=0、1、

16、2、3 对应的光谱符号分别为：s,p,d,f 每一个l值代表一个电子亚层，也代表原子轨道的一种形状，同一电子层中具有不同形状的电子亚层。多电子原子轨道的能量与n、l有关，同一电子层， l值越小，该电子亚层的能级越低。 l越大，轨道能量越高， EnsEnp End Enf,3、磁量子数m:表示轨道在空间的伸展方向。M的值受l的限制，对给定的l, m=0，1， 2， l，共有（2 l +1）个，每一个m值代表一个具有某种空间取向的原子轨道。 l相同时，m不同的轨道在能量上完全相同，这些轨道称为简并轨道或等价轨道。 l =0， m=0 只有一个取向； l =1， m=0、1 有三种取向； l =2，

17、 m=0、1、 2 有五种取向 l =3， m=0、1、 2、 3 有七种取向,主量子数、角量子数、磁量子数决定了一个原子轨道，是解薛定谔方程需要引入的。人们在用高分辨率的光谱仪研究光谱时发现，每一条光谱都是由两条非常接近的光谱线组成，为了解释这一现象，人们提出了：电子除绕核运动外，还有自旋运动， 4、自旋量子数 电子在空间的自旋状态用自旋量子数ms=+1/2和ms= -1/2 这两个数值表示，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）。,由以上四个量子数来描述电子在原子核外的运动状态，一组量子数（n,l,m,ms）可分别表示一个电子所处的电子层、电子亚层、空间伸展方向和自旋方

18、向： n：决定电子及它所处轨道的能量和离核的远近 l:决定原子轨道的形状（电子亚层）；也与轨道能量有关。 n与l共同决定多电子原子轨道的能量。 m决定原子轨道在空间的伸展方向。 n,l,m共同决定一个原子轨道，即轨道所处的电子层、亚层和空间伸展方向。 ms表示电子自旋方向。 n,l,m,ms决定电子的运动状态，即电子所在的原子轨道及电子的自旋方向,由于一个原子轨道最多只能容纳自旋方向相反的两个电子，所以每个电子层最多容纳的电子总数为2n2个。,（三）概率密度与电子云,1. 概率密度,在光的波动方程中，代表光（电磁波）的强度。从光的粒子性： 光的强度光子数目/V（体积）=光子密度 而光的强度又与

19、电磁场强度（）的绝对值成正比： |2光的强度,所以，光子密度是与|2成正比的。同理，在原子核外某处空间，某点电子波波函数（）的绝对值平方与该点电子出现的概率密度（）成正比的： |2 ,在电子衍射图中，有明暗交替的条纹，说明有些地方电子出现的概率密度大；有的地方电子出现的概率密度小，因此|2可代表电子在空间单位体积的空间内出现的概率多少 ，即电子在空间出现的概率密度 。,2. 电子云,为了形象地表示核外电子运动的概率分布情况，化学上惯用小黑点分布的疏密表示电子出现概率密度的相对大小。 |2大的地方，小黑点较密，表示概率密度较大，单位体积内电子出现的机会多。用这种方法来描述电子在核外出现的概率密度

20、分布所得的空间图象称为电子云。,电子云是电子出现的概率密度的形象化描述。或者说：电子云是|2的图象。,氢原子径向密度函数,电子云界面图是一个等密度面，电子在此界面之外的概率很小(99%),通常认为在界面外发现电子的概率可忽略不计。8周讲到此,处于不同运动状态的电子，它们的波函数各不相同，其|2 也各不相同，表示|2 的图像，即电子云图当然也不相同。,波函数（原子轨道）的角度分布图,电子云的角度分布图,l =0， s 亚层， 球形,l =1， p 亚层， 亚铃型,l =2， d 亚层， 花瓣型,电子云,原子轨道,径向分布函数图对r作图,从图1-11 （1）曲线的极大值（峰）数为（n-l）.如3s

21、轨道，n=3、l=0即有3个极大值，3个峰。,（2）n相同、l不同时，峰数目不同。l越小，主峰（最大值）离核越远，但最小峰离核越近，即第一个峰钻得越深，这就是轨道的钻穿效应，其钻入内层的能力：nsnp nd nf，而能量高低：Enf End Enp Ens。 n相同的轨道，其主峰相近，表明电子在同一电子层的活动区域相近，n是决定能量的主要因素。,（3） n越大，主峰离核越远，说明不同电子层的电子，其活动区域不同，量子力学认为轨道有内外之分，即电子是分层排布的 （4）在基态氢原子中，1s电子出现概率的极大值在r=a0 (a0=52.9pm)处，与玻尔理论计算相吻合， （5）n、l都不同时，情况复

22、杂，4s第一个小峰钻到比3d的主峰更接近原子核了，外层电子可在内层出现,第三节多电子原子结构,一、多电子原子轨道能级 在多电子原子中，每个电子除受到原子核吸引外，还要受到其它电子的排斥。由于速度大，其位置瞬息万变，电子与原子核间，电子与电子间，相互作用相当复杂，给精确求解多电子原子薛定谔带来极大困难所以化学上采用单电子的方法来近似处理多电子原子中电子的运动状态，得到多电子原子的近似能级,（一）屏蔽效应 在多电子原子中，电子间的排斥作用与原子核对电子的吸引作用相反，相当于其它电子屏蔽了原子核，从而抵消了核的部分正电荷对电子的吸引力。对某个电子i来说，它既受到核的吸引，又受到其余电子的排斥，这种排

23、斥作用称为屏蔽效应。 其它电子抵消核电荷越多，对电子i的屏蔽作用越强。 抵消了的核电荷称为屏蔽常数，它反映了电子间的排斥作用。余下的能吸引电子i的核电荷称为有效电荷 ，以Z表示， Z=Z- ,以Z代替Z，近似计算多电子原子中电子i的能量： 电子原子中电子i的能量与n、Z、有关，屏蔽常数的大小既与电子i所处的状态有关，也与原子中其它电子的数目和状态有关。 先将原子中电子按下列顺序分成若干组，（1s）(2s2p)(3s3p) (3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)(5d) 规定： （1）外层的各轨道中的电子对被屏蔽的电子不产生屏蔽作用，（外层电子对内层电子） =0 (2)同一轨道组的每个

24、电子对被屏蔽的电子的=0.35;1s轨道中一个电子受到另一个1s电子的=0.30 (3)若被屏蔽电子在n电子层上,则(n-1)电子层中的每个电子对被屏蔽的电子的=0.85,而(n-2)层以及更内层的每个电子对被屏蔽电子的=1.00. (4)若被屏蔽的电子处于nd或nf轨道时,所有的内层电子对被屏蔽电子均为=1.00,上述规则换种说法,外层电子对内层电子，=0； n-1层电子对 n层电子，=0.85； 更内层的电子对外层电子，=1.00； 同层电子之间，=0.35； 1s电子之间，=0.30。,例3:计算铜原子中4s电子的及电子能级 解:铜核外29个电子 1s2、2S2、2p6、3s2、3p6、

25、4s2、3d9变为 1s2、2S2、2p6、3s2、3p6、4s1、3d10 1s2、2S2、2p6、3s2、3p6、 3d10、4s1 =0.8518+1.0010=25.30 若被屏蔽电子在n电子层上,则(n-1)电子层中的每个电子对被屏蔽的电子的=0.85,而(n-2)层以及更内层的每个电子对被屏蔽电子的=1.00.,(二)多电子原子的原子轨道近似能级,多电子原子的原子轨道能级大小要考虑以下几个方面: 1、n不同，l相同：n越大，径向分布函数图的主峰离核越远，见P18图1-11轨道能量越高；n越大，已填入的内层轨道上的电子数就越多，外层电子受到屏蔽效应越大，有效核电荷 越小，轨道能量越高

26、 E1s E2s E3s E2p E3p E4p 2、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、能级交错 n 、l 都不同，一般n越大，能级愈高。但有反常现象，如E4sE3d，这一现象称为能级交错。 EnsE（n-1）d， EnsE(n-2)f,鲍林根据光谱实验结果，总结出多电子原子原子轨道近似能级顺序，如书上图1-12,徐光宪根据光谱实验数据得出：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，得到了与鲍林相似的能级顺序。 第一位数n相同的能级为一个能级组，同一能级组内能级间能量

27、相差小，组与组之间能量相差大,二、核外电子排布,原子核外电子排布方式称为电子组态。基态原子的电子排布遵守下列三条规律： 1、 Pauli不相容原理 同一原子中不可能有2个电子具有四个完全相同的量子数。 在同一轨道n、l、m相同，ms必然不同 即：同一原子中不可能有运动状态完全相同的2个电子。一个原子轨道最多排自旋方向相反的2个电子 例如：Ca原子的两个4s电子，一个是（4,0,0,1/2）， 另一 个则是（4,0,0,-1/2）。,能量最低原理（building-up principle或Aufbau principle） 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

28、入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。 例1：H ：1s1； He ：1s2； Li ：1s22s1。 例2： 19K：1s22s22p63s23p64s1 (K、L、M电子层填充了18个电子以后，其后的电子不是填充3d轨道，而是占据4s轨道，因为E4sE3d) 。,Hund规则（Hunds rule） 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。 例：7N：1s22s22p3，三个2p电子的运动状态： （2,1,0, 1/2 ） ；（2,1,1, 1/2 ） ；（2,1,-1 , 1/2 ） 用原子轨道方框图表示： 7N

29、,Hund规则（Hunds rule） 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。 例：7N：1s22s22p3，三个2p电子的运动状态： （2,1,0, 1/2 ） ；（2,1,1, 1/2 ） ；（2,1,-1 , 1/2 ） 用原子轨道方框图表示： 7N,1s 2s 2p,Hund规则的补充规定： n、l相同m不同的轨道能量完全相同，称简并轨道（等价轨道）全充满、半充满、或全空，是能量较低的稳定状态。 例： 24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

30、 不能写做：24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2,电子组态(核外电子排布方式)的写法 原子的电子组态： 书写20号元素以后基态原子的电子组态时要注意，虽然电子填充按近似能级顺序进行，但电子组态必须按电子层排列。 例： 21Sc的电子组态1s22s22p63s23p63d14s2 填充电子时4s比3d能量低，先填4s，后填3d，但形成离子时，先失去4s电子，3d仍然是内层轨道。电离时Sc失去1个4s电子而不是3d电子。,把内层达稀有气体电子层结构部分用稀有气体的元素符号加方括号表示为原子芯(atomic kernel)。 例：

31、20Ca：1s22s22p63s23p64s2 写作Ar 4s2， 26Fe： Ar3d64s2； 47Ag：Kr4d105s1 第九周讲到此,特例：Pt应是Xe5d96s1而不是Xe5d86s2 Nb应是Kr 4d45s1而不是Kr 4d35s2,例：按电子排布的规律，写出22号元素钛的基态电子组态。 解：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

32、布式为： 1s22s22p63s23p63d24s2 。,第四节 原子的电子组态与元素周期表,元素性质随核电荷数的递增而呈现周期性变化这个规律称作元素周期律 元素周期律正是原子的电子组态（电子排布）呈现周期性变化的反映。,一、能级组与周期,徐光宪根据光谱实验数据 得出：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，3d轨道（n+0.7l） 为4.4，而4S轨道为4.0所 以E4sE3d。 （n+0.7l）第 一位数值相同的并为一个 能级组，同一能级组内， 能级间能量间隔小，组与 组之间能量间隔大。,S 的l=0; p的l=1; d的l=2； f的l=3 第4能级组：4

33、s n+0.7l=4 3d n+0.7l=4.4 4p n+0.7l=4.7 第5能级组 ： 5s n+0.7l=5 4d n+0.7l=5.4 5p n+0.7l=5.7 第6能级组： 6s n+0.7l=6 4f n+0.7l=6.1 5d n+0.7l=6.4 6p n+0.7l=6.7 第7能级组： 7s n+0.7l=7 5f n+0.7l=7.1 6d n+0.7l=7.4 7p n+0.7l=7.7,能级组与周期,能级组的形成是元素划分为周期的根本原因。共有7个能级组，周期表7中个横行，一个能级组对应周期表中一个横行，周期表中一个横行为一个周期， 18号元素氩Ar,电子组态:1s

34、22s22p63s23p6，3个能级组，有3个电子层，属第3周期。 19号元素钾K,增加的电子进入第四能级组的4S，电子组态:1s22s22p63s23p64S1，4个能级组，有4个电子层，属第4周期。 每当一个新的能级组开始填充电子，标志着核外电子组态中增添了一个新的电子层，周期表中开始了一个新的周期。,元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数，也等于该元素基态原子最外层电子的主量子数。 各能级组中轨道所容纳的电子总数与相应周期包含的元素的数目相等。2，8，8，18，18，32，。 第7周期为不完全周期,二、价层电子组态与族 原子的价层电子组态（电子排布）相似的元素排在同一列，称为族。分为主

35、族和副族周期表共18纵行，除8、9、10三个纵行为第B外，其余每一列为一族。,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,ns12 (n-1)d19ns12 ns2np16,(n-1)d10ns12,1、主族：族号用罗马数字表示，在族号后加A，共有8个主族。凡是最后一个电子填入ns或np亚层上的都是主族元素。主族元素除最外层外，里面各层均是充满的，最外层的电子为价电子。元素的最高可能氧化数决定于最外层电子数。最外层电子数等于族序数，等于最高可能氧化数 16S：1s22s22p63s23p4第三周期第A最高氧化数+6 第A元素是惰性气体各层电子都是充满的，稳定结

36、构,2、副族：族号的罗马数字后加B，周期表中共8个副族，凡最后一个电子填入（n-1）d或（n-2）f亚层的元素都属于副族。副族元素除最外层电子外，次外层d电子及外数第三层f电子也可以部分或全部参加化学反应，它们都称为价电子。所以氧化数由ns 、（n-1）d、（n-2）f电子数目决定。 B-B族元素价电子数等于族序数。 25Mn：1s22s22p63s23p63d54s2价层电子组态为3d54s2 价电子数为7是B族，最外层主量子数为4，第四周期，最高正价为+7。 B-B 族（n-1）d亚层已经充满，最外层电子数等于族序数 B族最后1个电子填在（n-1）d亚层上，价层电子组态为 （n-1）d6-

37、10 ns0-2价层电子为810，其氧化数不等于族数。,三、元素分区,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,ns12 (n-1)d19ns12 ns2np16,(n-1)d10ns12,镧系6s24f0-145d0-1 锕系7s25f2-146d0-2 (n-2)f014(n-1)d02ns2,区,根据最后一个电子填入的亚层确定,族,根据区和最外层、次外层电子数确定,5-3-元素周期表,例 20Ca,写出电子排布式 1s22s22p63s23p64s2,Ca 为第四周期、A族元素,例 24Cr,写出电子排布式 1s22s22p63s23p63d54s1,Cr 为第四周期、 B族元素,例 47Ag,写出电子排布式 Kr4d105s1,Ag 为第五周期、 IB族元素,例 已知某副族元素A原子，最后一个电子 填入3d轨道，族号3,电子排布式 1s22s22p63s23p63d14s2,原子的电子层结构随核电荷的递增呈周期性变化，促使原子的某些性质呈周期性变化 如 原子半径、电离能、 电子亲合能、 电负性,原子半径：一个孤立自由原子没有固定半径，因为核外