1、第九章履旨穡構(gòu)和無素周期律首頁基本要求重點難點講授學(xué)時內(nèi)容提要1基本要求TOP1.1了解原子結(jié)構(gòu)的有核模型和Eohr模型；電子的波粒二彖性、測不準(zhǔn)原理；了解了解元素和健康的關(guān)系。1.2熟悉原子軌道和概率密度的觀念；熟悉原子軌道的角度分布圖、徑向分布函數(shù)圖的意義和特征；熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系，有效核電荷、原子半徑及電負(fù)性變化規(guī)律。1.3掌握11、1、m、s4個量子數(shù)的意義、取值規(guī)律及其與電子運動狀態(tài)的關(guān)系；掌握基態(tài)原子電子組態(tài)書寫的三條原則，正確書寫基態(tài)原子電子組態(tài)和價層電子組態(tài)。2重點難點TOP2.1重點2.1.1原子軌道、概率密度的觀念；小/、加、s4個量子數(shù)；電子組態(tài)和價層電子組態(tài)

2、。熟悉的意義和特征；熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系，有效核電荷、原子半徑及電負(fù)性變化規(guī)律。2.1.2原子軌道的角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖；了解原子結(jié)構(gòu)的有核模型和Bolu-模型；了解了解元素和健康的關(guān)系。2.1.3電子組態(tài)的書寫、與元素周期表的關(guān)系；元素性質(zhì)的變化規(guī)律。2.2難點2.2.1電子的波粒二彖性、測不準(zhǔn)原理；波函數(shù)和原子軌道。2.2.2原子軌道的角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖。2.2.3熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系。3講授學(xué)時TOP建議46學(xué)時4內(nèi)容提要TOP第一節(jié)第二節(jié)第三節(jié)第四節(jié)第五節(jié)4.1第一節(jié)氫原子的結(jié)構(gòu)4.1.1氫光譜和氫原子的玻爾模型a粒子散射實驗提供了原子結(jié)構(gòu)的有核模型，

3、但盧瑟福模型沒有解決原子核外的空間如何被電子所占有問題。量子力學(xué)基于兩點認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)：一是量子化現(xiàn)象，二是測不準(zhǔn)原理。普朗克提出，熱物體吸收或釋放能量不連續(xù)，稱量子化的。氫原子的線狀光譜也表現(xiàn)了原子輻射能量的屋子化。玻爾假定：電子沿著固定軌道繞核旋轉(zhuǎn)；當(dāng)電子在這些軌道上躍遷時就吸收或輻射一定能量的光子。軌道能量為LAHE=,"=1,2,3,4,4.1.2電子的波粒二彖性波粒二象性是指物質(zhì)既有波動性又有粒子性的特性。光子的波粒二彖性關(guān)系式A=h/nic=h/p德布羅意的微觀粒子波粒二彖性關(guān)系式微觀粒子的波動性和粒子性通過普朗克常量/2聯(lián)系和統(tǒng)一起來。微觀粒子的波動性被電子衍射實驗證實。

4、電子束的衍射現(xiàn)象必須用統(tǒng)計性來理解。衍射中電子穿越晶體投射到照相底片上，圖像上亮斑強度人的地方電子出現(xiàn)的概率大：電子出現(xiàn)少的地方亮斑強度就弱。所以，電子波是概率波，反映電子在空間某區(qū)域出現(xiàn)的概率。4.1.3測不準(zhǔn)原理海森堡指出，無法同時確定微觀粒子的位置和動屋，它的位置越準(zhǔn)確，動量（或速度）就越不準(zhǔn)確；反之，它的動量越準(zhǔn)確，位置就越不準(zhǔn)確：Ax-A/?x>/7/47I式中為坐標(biāo)上粒子在X方向的位置誤差，心為動量在X方向的誤差。測不準(zhǔn)原理表明微觀粒子不存在確定的運動軌跡，可以用量子力學(xué)來描述它在空間出現(xiàn)的概率及其它全部特征。4.1.4氫原子的波函數(shù)電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率可以用波函數(shù)p

5、來描述。表示在原子核外空間某處電子出現(xiàn)的概率密度，即在該處單位體積中電子出現(xiàn)的概率。的幾何圖形表現(xiàn)電子概率密的度人小，俗稱電子云。4.2第二節(jié)量子數(shù)和原子軌道TOP4.2.1量子數(shù)原子中電子的波函數(shù)（原子軌道）是空間坐標(biāo)的函數(shù)，由一套量子數(shù)小/、加來確定，記作.5。量子數(shù)的取值限制和它們的物理意義如下：（1）主量子數(shù)"是決定電子能量的主要因素，可以取任意正整數(shù)值：1,2,3,越小，能量越低。=1時能屋最低。氫原子的能量只由主量子數(shù)決定。多電子原子由于存在電子間的靜電排斥，能量在一定程度上還取決于量子數(shù)仁主量子數(shù)也稱為電子層，決定原子軌道的人小。愈大，原子軌道也愈人。電子層用卞列符號表

6、示:電子層符號KLMNn1234-（2）軌道角動屋屋子數(shù)/決定原子軌道的形狀，取值受主量子數(shù)限制，只能取小于"的正整數(shù)和零:0、1、2、3（“-1）,共可取個值，給出種不同形狀的軌道。軌道角動量量子數(shù)還決定多電子原子電子能量高低。當(dāng)"給定，/愈犬，原子軌道能量越高。/又稱為能級或電子亞層。電子亞層用下列符號表示：能級符號spdfg-/01234（3）磁量子數(shù)川決定原子軌道的空間取向，取值受軌道角動屋量子數(shù)的限制，可以取-/到+/的2/+1個值：0、±1、±2,，±/。所以，/亞層共有2/+1個不同空間伸展方向的原子軌道。磁量子數(shù)與電子能量無關(guān)。

7、/亞層的2/+1個原子軌道能量相等，稱為簡并軌道或等價軌道。每個電子層的軌道總數(shù)為加。（4）自旋角動量量子數(shù)s表示電子自旋的兩種相反方向，可以取+丄和-丄兩個值。一個原子軌道22由”、/和加三個量子數(shù)決定，但電子的運動狀態(tài)由”、/、加、S四個量子數(shù)確定。電子自旋也可用箭頭符號f和J表示，自旋方向相同稱為平行自旋，方向相反稱反平行自旋。一個原子軌道最多容納自旋相反的兩個電子，每電子層最多容納的電子總數(shù)應(yīng)為力卩。表9-1量子數(shù)和軌道數(shù)軌道角動主量子數(shù)n量量子數(shù)/磁量子數(shù)m波函數(shù)屮同一電子層的軌道數(shù)（/-）同一電子層容納電子數(shù)（2洶）100%120020%481±1，Spy00必：0%1&

8、#177;1%，V3Py39180仏壇2±1V3dx=這些實波函數(shù)是經(jīng)過組合以后得到的。4.2.2原子軌道的角度分布原子軌道有其圖形和空間方向。把波函數(shù)畑，皿（/，&，卩）寫成：燦”“,）=心"）丫加（）凡.心）稱為波函數(shù)的徑向部分或徑向波函數(shù)，它是電子與核距離廠的函數(shù)，與”和/有關(guān)。丫加（呦稱為波函數(shù)的角度部分或角度波函數(shù)，它是方位角&和卩的函數(shù)，與/和加有關(guān)，表達電子在核外空間的取向。角度波函數(shù)丫朋，®的圖形隨方位角改變而變化。1. s軌道角度分布圖是一個球形。2. p軌道角度分布圖是雙波瓣圖形，俗稱“啞鈴”形，每一波瓣是一個球體。三個p軌道分

9、別在x軸、y軸和z軸方向上伸展。坐標(biāo)平面上波函數(shù)值為零，稱為節(jié)面。p軌道的電子云圖形比相應(yīng)的角度波函數(shù)圖形瘦，而且兩個波瓣沒有代數(shù)符號的區(qū)別。3. d軌道的角度分布圖一般各有兩個節(jié)面，四個橄欖形波瓣。的圖形很特殊，負(fù)波瓣呈環(huán)狀。dxy、V3dyz±2»03如0曲TcU和d”的波瓣在坐標(biāo)軸夾角45。處伸展，dx；y；和d丁在坐標(biāo)軸上伸展。共軸線的波瓣代數(shù)符號相同。電子云圖形相應(yīng)比較瘦且沒有符號的區(qū)別。4.2.3原子軌道的徑向分布原子軌道的徑向分布可以用徑向徑向分布函數(shù)作圖，表現(xiàn)電子離核的遠(yuǎn)近。徑向分布函數(shù)D()定義為概率密度與，為半徑的球形薄殼夾層面積的乘積：D(r)=R2n

10、.i(r)47n2它的反映了電子出現(xiàn)的概率與電子離核的距離r的關(guān)系。(1)在基態(tài)氫原子的玻爾半徑是電子出現(xiàn)的最人概率離核的距離。徑向分布函數(shù)有(小/)個峰，每一個峰表現(xiàn)電子在距核r處出現(xiàn)的概率的一個極大值。越人，主峰距核越遠(yuǎn)。平均概率離核也越遠(yuǎn)，原子半徑也越人。"一定時，/越小，峰越多，電子在核附近出現(xiàn)的概率越人。兩個原子軌道的”和/都不相同時，外層電子也可能在內(nèi)層出現(xiàn)。4.3第三節(jié)電子組態(tài)和元素周期表TOP4.3.1多電子原子的能級多電子原子中某電子受其它電子的排斥，抵消了部分核電荷它的吸引，稱為屏蔽作用，屏蔽常數(shù)。表示抵消掉的部分核電荷。有效核電荷Z，是核電荷Z和屏蔽常數(shù)。的差：

11、Z，=Zy電子能量的計算：z，2E=一一tr電子的能量與"、Z、。有關(guān)。"越小，能量越低；Z愈人，能量愈低：o愈人，能量越高。屏蔽作用主要來自內(nèi)層電子。當(dāng)/相同時，越人，電子層數(shù)越多，外層電子受到的屏蔽作用越強,軌道能級愈高：氏<E2z<e兗<.EzpVEdp<"相同時，/愈小，徑向分布函數(shù)D()的峰越多，電子在核附近出現(xiàn)的可能性越人，受到的屏蔽就越弱，能量就愈低：Em<EnpVE“d<E”fVn、/都不同時，一般"越犬，軌道能級愈高。但有時會出現(xiàn)反常現(xiàn)彖，比如£4：<E3d，稱為能級交錯。鮑林的近似能

12、級順序是：Ei：VEx<E：p<E3：<£*<.徐光憲用5+0.7/）估算原子軌道的能級。4.3.2原子的電子組態(tài)原子核外的電子排布又稱為電子組態(tài)?；鶓B(tài)原子的電子排布遵守三條規(guī)律。33.2.1Pauli不相容原理在同一原子中不可能有2個電子具有四個完全相同的量子數(shù)?；蛘哒f一個原子軌道最多只能容納自旋相反的兩個電子。據(jù)此，一個電子層最多可以容納2加個電子。43.2.2能量最低原理基態(tài)原子的電子排布時，總是依據(jù)近似能級順序，先占據(jù)低能量軌道，然后才排入高能量的軌道，以使整個原子能屋最低。43.2.3Hund規(guī)貝lj電子在能量相同的軌道（簡并軌道）上排布時，總是盡可

13、能以自旋相同的方向，分占不同的軌道，因為這樣的排布方式總能量最低。有些副族元素，簡并軌道全充滿、半充滿或全空才是能量最低的穩(wěn)定狀態(tài)。這個規(guī)律稱為洪特規(guī)則的補充規(guī)定。例如氮原子組態(tài)是ls-2s-2p三個2p電子的運動狀態(tài)是：1112,190,H:2,1919H；2919-1H222在書寫20號元素以后基態(tài)原子的電子組態(tài)時，雖然電子填充按近似能級順序進行，但電子組態(tài)必須按電子層排列。為簡化電子組態(tài)的書寫，把內(nèi)層達到橋有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分稱為原子芯，用橋有氣體元素符號加方括號表示。原子芯寫法還指明了元素的價層電子結(jié)構(gòu)?；瘜W(xué)反應(yīng)中價電子的結(jié)構(gòu)發(fā)生改變，引起元素化合價的變化：原子芯部分的電子結(jié)構(gòu)一般不

14、改變。價電子所處的電子層稱為價層。離子的電子組態(tài)仿照原子電子組態(tài)的方式書寫。4.3.3元素周期表43.3.1能級組和元素周期按能級的高低把原子軌道劃分為若干能級組，不同能級組的原子軌道之間能量差別大，同一能級組內(nèi)各能級之河能屋差別小。能級組與近似能級順序一致。（滬0.7/）計算法同樣能預(yù)測能級組。每一個能級組對應(yīng)元素周期表的一個周期。第1能級組只有Is能級，容納2個電子，對應(yīng)的第1周期只有2個元素。其后第n能級組從ns能級開始到“p能級結(jié)束，形成第“周期。根據(jù)電子排布規(guī)律,各周期元素的數(shù)目按2、8、8、18、18、32、32的順序增加。43.3.2價層電子組態(tài)與族原子價層電子組態(tài)相似的元素為一

15、族。元素的性質(zhì)也與價層電子組態(tài)相關(guān)。(1) 周期表中有8個主族：IAVIHA。主族元素的內(nèi)層軌道全充滿，外層電子組態(tài)是ns1到ns-np6,外電子層同時又是價層。外層電子的總數(shù)等于族數(shù)。周期表中有8個副族：IEV1IIE。副族元素一般是或(/?-2)f軌道依次填充電子，(-2)f、和“s電子都是副族元素的價層電子。第1、2、3周期沒有副族元素。第4、5周期副族各有10個元素：II1EV1IB,族數(shù)等于(n-l)d及“s電子數(shù)的總和：訓(xùn)E族有三列元素，(n-l)d及”s電子數(shù)的和達到8-10：IB.IIB族元素完成了"100電子結(jié)構(gòu)，“s電子數(shù)等于族數(shù)。第6、7周期，IIIE族是鋤系和

16、鋼系元素，它們各有14個，(n-2)f軌道被填充，軌道電子數(shù)為1或0。IVE族到IIE族元素的(/?-2)f軌道全充滿，(n-l)d和“s軌道的電子結(jié)構(gòu)與第4、5周期相應(yīng)的副族元素類似。43.3.3元素分區(qū)(l)s區(qū)元素的價層電子組態(tài)是和“sb包IA和I【A族元素。除H外都是活潑金屬。p區(qū)元素的價層電子組態(tài)是包括ATIIIA族。人部分是非金屬元素。V1I1A族是稀有氣體。第1周期的H亡在p區(qū)，電子組態(tài)是1Q,屬桶有氣體。p區(qū)元素多有可變的氧化值。(3) d區(qū)元素的價層電子組態(tài)一般為(“一l)d"”s2,包括川B-WIB族。它們都是金屬，每種元素都有多種氧化值。(4) ds區(qū)元素的價層

17、電子組態(tài)為(“一l)d%sz,包ISIB和IIE族。它們(n-l)d軌道是充滿的。它們都是金屬，一般有可變氧化值。(5) f區(qū)元素的價層電子組態(tài)一般為(”-2)f"(“一1)少恤2,包括制系和鋼系元素。它們的最外層電子數(shù)目、次外層電子數(shù)目大都相同，只有(“-2)層電子數(shù)目不同，每個系內(nèi)各元素化學(xué)性質(zhì)相似。它們都是金屬，也有町變氧化值。43.3.4過渡元素概念過渡元素包括d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)的元素，其中潤系和鋼系稱為內(nèi)過渡元素。4.4第四節(jié)元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律TOP4.4.1有效核電荷周期表從上到下每增加一個周期，就增加一個電子層，也就增加了一層屏蔽作用人的內(nèi)層電子，所以有效核電荷增

18、加緩慢。同一周期中從左到右，增加的幾乎都是同層電子，屏蔽常數(shù)較小，有效核電荷增加迅速。短周期增加較快，長周期增加較慢，f區(qū)元素幾乎不增加。4.4.2原子半徑共價半徑是指以共價單鍵結(jié)合的兩原子核間距離的一半。同一周期從左到右，有效核電荷愈犬，主族元素的原子半徑逐漸減少，過渡元素原子半徑縮小緩慢，內(nèi)過渡元素有效核電荷變化不人，原子半徑幾乎不變。同一主族從上到卞，有效核電荷增加緩慢，而電子層數(shù)增加使得原子半徑遞增。4.4.3元素的電負(fù)性元素的第一電離能是氣態(tài)的基態(tài)原子失去一個電子，變成氣態(tài)的正一價離子所需要的最低能量。同一周期中，第一電離能從左到右逐漸增加，同一主族中，第一電離能從上到下逐漸減小。氣

19、態(tài)的基態(tài)原子結(jié)合一個電子形成負(fù)一價氣態(tài)離子所放出的能量，稱為電子親合勢。鹵族元素的原子結(jié)合電子放出能量較多，金屬元素放出能量較少甚至吸收能量。元素電負(fù)性X表示原子吸引成鍵電子的相對能力，電負(fù)性人者，原子在分子中吸引成鍵電子的能力強，反之就弱。同一周期中，從左到右元素電負(fù)性遞增；同一主族中，從上到下元素電負(fù)性遞減。副族元素的電負(fù)性沒有明顯的變化規(guī)律。金屬元素的電負(fù)性一般小于2,非金屬元素的電負(fù)性一般犬于2。4.5第五節(jié)元素和人體健康TOP（略）第九章原&穡構(gòu)和無素周期律首頁基本要求重點難點講授學(xué)時內(nèi)容提要1基本要求TOP1.1了解原子結(jié)構(gòu)的有核模型和Bolu-模型；電子的波粒二彖性、測不

20、準(zhǔn)原理；了解了解元素和健康的關(guān)系。1.2熟悉原子軌道和概率密度的觀念；熟悉原子軌道的角度分布圖、徑向分布函數(shù)圖的意義和特征；熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系，有效核電荷、原子半徑及電負(fù)性變化規(guī)律。1.3掌握11、1、m、s4個量子數(shù)的意義、取值規(guī)律及其與電子運動狀態(tài)的關(guān)系；掌握基態(tài)原子電子組態(tài)書寫的三條原則，正確書寫基態(tài)原子電子組態(tài)和價層電子組態(tài)。2重點難點TOP2.1重點2.1.1原子軌道、概率密度的觀念；小/、加、s4個量子數(shù)；電子組態(tài)和價層電子組態(tài)。熟悉的意義和特征；熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系，有效核電荷、原子半徑及電負(fù)性變化規(guī)律。2.1.2原子軌道的角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖；了解原

21、子結(jié)構(gòu)的有核模型和Bolu-模型；了解了解元素和健康的關(guān)系。2.1.3電子組態(tài)的書寫、與元素周期表的關(guān)系；元素性質(zhì)的變化規(guī)律。2.2難點2.2.1電子的波粒二彖性、測不準(zhǔn)原理；波函數(shù)和原子軌道。2.2.2原子軌道的角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖。2.2.3熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系。3講授學(xué)時TOP建議46學(xué)時4內(nèi)容提要TOP第一節(jié)第二節(jié)第三節(jié)第四節(jié)第五節(jié)4.1第一節(jié)氫原子的結(jié)構(gòu)4.1.1氫光譜和氫原子的玻爾模型a粒子散射實驗提供了原子結(jié)構(gòu)的有核模型，但盧瑟福模型沒有解決原子核外的空間如何被電子所占有問題。量子力學(xué)基于兩點認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)：一是量子化現(xiàn)象，二是測不準(zhǔn)原理。普朗克提出，熱物體吸收或釋

22、放能量不連續(xù)，稱量子化的。氫原子的線狀光譜也表現(xiàn)了原子輻射能量的屋子化。玻爾假定：電子沿著固定軌道繞核旋轉(zhuǎn)；當(dāng)電子在這些軌道上躍遷時就吸收或輻射一定能量的光子。10軌道能量為E*>»"=1>2,3,4”.n4.1.2電子的波粒二彖性波粒二象性是指物質(zhì)既有波動性又有粒子性的特性。光子的波粒二彖性關(guān)系式A=hhnc=hip德布羅意的微觀粒子波粒二彖性關(guān)系式pmv微觀粒子的波動性和粒子性通過普朗克常量h聯(lián)系和統(tǒng)一起來。微觀粒子的波動性被電子衍射實驗證實。電子束的衍射現(xiàn)象必須用統(tǒng)計性來理解。衍射中電子穿越晶體投射到照相底片上，圖像上亮斑強度人的地方電子出現(xiàn)的概率大：電子

23、出現(xiàn)少的地方亮斑強度就弱。所以，電子波是概率波，反映電子在空間某區(qū)域出現(xiàn)的概率。4.1.3測不準(zhǔn)原理海森堡指出，無法同時確定微觀粒子的位置和動量，它的位置越準(zhǔn)確，動量（或速度）就越不準(zhǔn)確;反之，它的動量越準(zhǔn)確，位置就越不準(zhǔn)確：Ax-卩2加4兀式中為坐標(biāo)上粒子在x方向的位置誤差，/人為動量在x方向的誤差。測不準(zhǔn)原理表明微觀粒子不存在確定的運動軌跡，可以用量子力學(xué)來描述它在空間出現(xiàn)的概率及其它全部特征。4.1.4氫原子的波函數(shù)電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率可以用波函數(shù)p來描述。表示在原子核外空間某處電子出現(xiàn)的概率密度，即在該處單位體積中電子出現(xiàn)的概率。的幾何圖形表現(xiàn)電子概率密的度人小，俗稱電子云。4

24、.2第二節(jié)量子數(shù)和原子軌道TOP4.2.1量子數(shù)原子中電子的波函數(shù)（原子軌道）是空間坐標(biāo)的函數(shù)，由一套量子數(shù)小/、加來確定，記作量子數(shù)的取值限制和它們的物理意義如下：（1）主量子數(shù)“是決定電子能量的主要因素，可以取任意正整數(shù)值：1,2,3,。"越小，能量越低。=1時能量最低。氫原子的能量只由主量子數(shù)決定。多電子原子由于存在電子間的靜電排斥，能量在一定程度上還取決于量子數(shù)/o主量子數(shù)也稱為電子層，決定原子軌道的人小。愈人，原子軌道也愈人。電子層用下列符號表示:電子層符號KLMNn1234(2) 軌道角動量量子數(shù)/決定原子軌道的形狀，取值受主量子數(shù)限制，只能取小于“的正整數(shù)和零:0、1、

25、2、3(“-1),共可取兀個值，給出”種不同形狀的軌道。軌道角動量量子數(shù)還決定多電子原子電子能量高低。當(dāng)"給定，/愈人，原子軌道能量越高。/又稱為能級或電子亞層。電子亞層用下列符號表示：能級符號spdfg-/01234(3) 磁量子數(shù)川決定原子軌道的空間取向，取值受軌道角動量量子數(shù)的限制，可以取-/到+/的2/+1個值：0、±1、±2,，±1。所以，/亞層共有2/+1個不同空間伸展方向的原子軌道。磁量子數(shù)與電子能量無關(guān)。/亞層的2/+1個原子軌道能量相等，稱為簡并軌道或等價軌道。每個電子層的軌道總數(shù)為，。(4) 自旋角動量量子數(shù)s表示電子自旋的兩種相反方

26、向，可以取+丄和-丄兩個值。一個原子軌道22由小/和加三個量子數(shù)決定，但電子的運動狀態(tài)由”、/、加、S四個量子數(shù)確定。電子自旋也可用箭頭符號T和!表示，自旋方向相同稱為平行自旋，方向相反稱反平行自旋。一個原子軌道最多容納自旋相反的兩個電子，每電子層最多容納的電子總數(shù)應(yīng)為2滬。表9-1量子數(shù)和軌道數(shù)軌道角動主量子數(shù)n量量子數(shù)/磁量子數(shù)m波函數(shù)屮同一電子層的軌道數(shù)(/r)同一電子層容納電子數(shù)(2滬)100%120020%481±1%，V=py000乂0%1±1%,%39180仏壇±1*這些實波函數(shù)是經(jīng)過組合以后得到的。4.2.2原子軌道的角度分布原子軌道有其圖形和空間

27、方向。把波函數(shù)%切(7，&，卩)寫成：燦”“,)=心“)%(%)稱為波函數(shù)的徑向部分或徑向波函數(shù)，它是電子與核距離廠的函數(shù)，與”和/有關(guān)。丫加(呦稱為波函數(shù)的角度部分或角度波函數(shù)，它是方位角&和卩的函數(shù)，與/和加有關(guān)，表達電子在核外空間的取向。角度波函數(shù)丫朋，®的圖形隨方位角改變而變化。1.S軌道角度分布圖是一個球形。2p軌道角度分布圖是雙波瓣圖形，俗稱“啞鈴”形，每一波瓣是一個球體。三個p軌道分別在x軸、y軸和z軸方向上伸展。坐標(biāo)平面上波函數(shù)值為零，稱為節(jié)面。p軌道的電子云圖形比相應(yīng)的角度波函數(shù)圖形瘦，而且兩個波瓣沒有代數(shù)符號的區(qū)別。3d軌道的角度分布圖一般各有兩個

28、節(jié)面，四個橄欖形波瓣。dj的圖形很特殊，負(fù)波瓣呈環(huán)狀。dxy、CU和dy=的波瓣在坐標(biāo)軸夾角45。處伸展，d芒寸和在坐標(biāo)軸上伸展。共軸線的波瓣代數(shù)符號相同。電子云圖形相應(yīng)比較瘦且沒有符號的區(qū)別。4.2.3原子軌道的徑向分布原子軌道的徑向分布可以用徑向徑向分布函數(shù)作圖，表現(xiàn)電子離核的遠(yuǎn)近。徑向分布函數(shù)D()定義為概率密度與，為半徑的球形薄殼夾層面積的乘積：D(r)=R2j(r)4jn2它的反映了電子出現(xiàn)的概率與電子離核的距離r的關(guān)系。(1) 在基態(tài)氫原子的玻爾半徑是電子出現(xiàn)的最人概率離核的距離。徑向分布函數(shù)有(小/)個峰，每一個峰表現(xiàn)電子在距核r處出現(xiàn)的概率的一個極大值。越人，主峰距核越遠(yuǎn)。平均

29、概率離核也越遠(yuǎn)，原子半徑也越人。一定時越小，峰越多，電子在核附近出現(xiàn)的14概率越人。兩個原子軌道的”和/都不相同時，外層電子也可能在內(nèi)層出現(xiàn)。4.3第三節(jié)電子組態(tài)和元素周期表TOP43.1多電子原子的能級多電子原子中某電子受其它電子的排斥，抵消了部分核電荷它的吸引，稱為屏蔽作用，屏蔽常數(shù)。表示抵消掉的部分核電荷。有效核電荷Z，是核電荷Z和屏蔽常數(shù)。的差：Z，=Zy電子能量的計算：Z'2E=-x心n電子的能量與"、Z、。有關(guān)。越小，能量越低；Z愈人，能量愈低：o愈人，能量越高。屏蔽作用主要來自內(nèi)層電子。當(dāng)/相同時，越人，電子層數(shù)越多，外層電子受到的屏蔽作用越強,軌道能級愈高：&

30、lt;E2z<Eiz<.E2p<E3p<E4p<."相同時，/愈小，徑向分布函數(shù)D（）的峰越多，電子在核附近出現(xiàn)的可能性越人，受到的屏蔽就越弱，能量就愈低：EHZ<£np<£d<Ef<.n、/都不同時，一般"越人，軌道能級愈高。但有時會出現(xiàn)反?，F(xiàn)彖，比如ECEsd,稱為能級交錯。鮑林的近似能級順序是：EizVEx<£zp<E3=<£切<徐光憲用5+0.7/）估算原子軌道的能級。4.3.2原子的電子組態(tài)原子核外的電子排布又稱為電子組態(tài)?；鶓B(tài)原子的電子排布遵守三

31、條規(guī)律。33.2.1Pauli不相容原理在同一原子中不可能有2個電子具有四個完全相同的量子數(shù)。或者說一個原子軌道最多只能容納自旋相反的兩個電子。據(jù)此，一個電子層最多可以容納力卩個電子。43.2.2能量最低原理基態(tài)原子的電子排布時，總是依據(jù)近似能級順序，先占據(jù)低能量軌道，然后才排入高能量的軌道，以使整個原子能量最低。43.2.3Hund規(guī)貝lj電子在能量相同的軌道(簡并軌道)上排布時，總是盡可能以自旋相同的方向，分占不同的軌道，因為這樣的排布方式總能量最低。有些副族元素，簡并軌道全充滿、半充滿或全空才是能量最低的穩(wěn)定狀態(tài)。這個規(guī)律稱為洪特規(guī)則的補充規(guī)定。例如氮原子組態(tài)是ls)2s)2p3,三個2

32、p電子的運動狀態(tài)是：1112,190,H；2,1,19H；2919-1H222在書寫20號元素以后基態(tài)原子的電子組態(tài)時，雖然電子填充按近似能級順序進行，但電子組態(tài)必須按電子層排列。為簡化電子組態(tài)的書寫，把內(nèi)層達到橋有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分稱為原子芯，用橋有氣體元素符號加方括號表示。原子芯寫法還指明了元素的價層電子結(jié)構(gòu)?；瘜W(xué)反應(yīng)中價電子的結(jié)構(gòu)發(fā)生改變，引起元素化合價的變化：原子芯部分的電子結(jié)構(gòu)一般不改變。價電子所處的電子層稱為價層。離子的電子組態(tài)仿照原子電子組態(tài)的方式書寫。4.3.3元素周期表43.3.1能級組和元素周期按能級的高低把原子軌道劃分為若干能級組，不同能級組的原子軌道之間能量差別人，同

33、一能級組內(nèi)各能級之間能量差別小。能級組與近似能級順序一致。(滬0.7/)計算法同樣能預(yù)測能級組。每一個能級組對應(yīng)元素周期表的一個周期。第1能級組只有Is能級，容納2個電子，對應(yīng)的第1周期只有2個元素。其后第/?能級組從”s能級開始到“p能級結(jié)束，形成第“周期。根據(jù)電子排布規(guī)律,各周期元素的數(shù)目按2、8、8、18、18、32、32的順序增加。43.3.2價層電子組態(tài)與族原子價層電子組態(tài)相似的元素為一族。元素的性質(zhì)也與價層電子組態(tài)相關(guān)。(1)周期表中有8個主族：IAVIHA。主族元素的內(nèi)層軌道全充滿，外層電子組態(tài)是歸到ns-np6,外電子層同時又是價層。外層電子的總數(shù)等于族數(shù)。周期表中有8個副族：IEVIIIE°副族元素一般是或(/?-2)f軌道依次填充電子，"2)f、和“s電子都是副族元素的價層電子。第1、2、3周期沒有副族元素。第4、5周期副族各有10個元素：II1EV1IE,族數(shù)等于(n-l)d及“s電子數(shù)的總和：訓(xùn)E族有三列元素，(n-l)d及”s電子數(shù)的和達到8-10：IB.1IB族元素完成了"1)護電子結(jié)構(gòu)，“s電子數(shù)等于族數(shù)。第6、7周期，IIIE族是鋤系和鋼系元素，它們各有14個，(n