第二原子結(jié)構(gòu)第二原子結(jié)構(gòu)1（優(yōu)選）第二原子結(jié)構(gòu)（優(yōu)選）第二原子結(jié)構(gòu)22.1

原子中的電子1.

氫原子光譜將一只裝有氫氣的放電管，通過高壓電流，氫原子被激發(fā)后所發(fā)出的光經(jīng)過分光鏡，就得到氫原子光譜。氫原子光譜和波爾理論2.1原子中的電子1.氫原子光譜氫原子光譜和波爾理論3364.5397.0410.2434.1486.1656.5紫外光區(qū)紅外光區(qū)可見光區(qū)λ/nm氫原子光譜364.5397.0410.2434.1486.1656.54

氫原子光譜由五組線系組成，即紫外區(qū)的萊曼系，可見區(qū)的巴爾麥系，紅外區(qū)的帕邢系、布萊克特系和芬得系。氫原子光譜由五組線系組成，即紫外區(qū)的萊曼系，5λ為波長RH為里德伯常量n2>n1，都是不大的正整數(shù)λ為波長62.波爾理論（1）定態(tài)軌道概念（2）軌道能級概念（3）軌道能量量子化概念2.波爾理論（1）定態(tài)軌道概念7

氫原子中的電子只能在確定半徑和能量的特定軌道中運動。這些軌道的能量狀態(tài)不隨時間而改變，因而被稱為定態(tài)軌道。氫原子中的電子只能在確定半徑和能量的特定軌道8[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。一般金屬元素（Au和Pt等除外）的電負性小于2.n2>n1，都是不大的正整數(shù)電子運動的能級由下式?jīng)Q定：KLMNOPQ[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。ns＜np＜nd＜nf價電子構(gòu)型為(n1)d110ns12的原子屬于周期表中（）自上而下逐次增加一個電子層使有效核電荷對原子半徑的影響成為次要因素。原子實是指原子中除去最高能級組以外的原子實體，也就是達到了稀有氣體原子閉合殼層的那一部分內(nèi)層電子構(gòu)型。光子能量的大小決定于躍遷所涉及的兩條軌道間的能量差。接受外界能量而在高能級軌道中運動時，稱為激發(fā)態(tài)；（1）電子云角度分布圖0，然后通過計算得到其它元素原子的電負性值。（a）↑↑↑電子親和能也有第一、第二、…之分。Z*和σ分別叫有效核電荷和屏蔽參數(shù)表示原子中電子出現(xiàn)概率最大的區(qū)域離核的遠近，是決定電子能級的主要量子數(shù)。

能級在正常狀態(tài)下，電子在低能級軌道中運動時，稱為基態(tài)；接受外界能量而在高能級軌道中運動時，稱為激發(fā)態(tài)；離核越近的軌道，能級越低，勢能值越負。[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實9

當電子從較高能態(tài)（E2）向較低能態(tài)（E1）躍遷時原子以光子的形式放出能量，光子能量的大小決定于躍遷所涉及的兩條軌道間的能量差?！鱁=E2-E1=hν

如果電子由能量E1的軌道躍遷至能量為E2的軌道，應(yīng)從外部吸收同樣的能量。該能量值是不連續(xù)的，稱為軌道能量量子化。當電子從較高能態(tài)（E2）向較低能態(tài)（E1）躍遷10電子的波粒二象性1.物質(zhì)波光既具有微粒性，又具有波動性電子的波粒二象性1.物質(zhì)波光既具有微粒性，又具有波動性11德布羅意公式：h為普朗克常量德布羅意公式：h為普朗克常量12電子射線發(fā)生器A金屬箔電子衍射裝置示意圖電子射線發(fā)生器A金屬箔電子衍射裝置示意圖13

實驗結(jié)果說明電子運動時確有波動性，而且由衍射環(huán)算得的電子束波長與德布羅意公式算得的波長之間的誤差不超過1%。實驗結(jié)果說明電子運動時確有波動性，而且由14

由實物微粒產(chǎn)生的德布羅意波叫作物質(zhì)波。討論微粒波動性的科學叫作波動力學。由實物微粒產(chǎn)生的德布羅意波叫作物質(zhì)波。151s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1鈰Ce（Z=58）的外層構(gòu)型為4f15d16s2不是4f26s2除s軌道外，其他軌道的角度分布圖的波瓣都有“+”“”之分，分別表示各該區(qū)域內(nèi)Y值的正和負。2．角量子數(shù)l—電子亞層s、p、d、f亞層中未成對電子的最大數(shù)目為1、3、5、7，即等于相應(yīng)的軌道數(shù)?！鶕?jù)元素電負性值的大小，可以衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱。[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。磁量子數(shù)m=+i，…，0，…，-i波動力學將由薛定鍔方程解得的波函數(shù)ψ叫原子軌道。A、BB、CC、ND、O內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大，而外層電子對內(nèi)層電子屏蔽作用很小。第4，5，6周期的過渡元素分別又叫第一、二、三過渡系元素。1s，2s，3s氫原子軌道徑向分布示意圖（2）電子云徑向分布圖角量子數(shù)l=0，1，2，…，(n-1)p區(qū)ns2np16電子在原子核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率，稱為幾率密度。相當于核電荷從Z減小到Z*[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。2.測不準原理不可能同時測得電子的精確位置和精確動量。測不準關(guān)系式：1s22s22p63s23p63d104s24p64d10516

粒子位置的測定準確度愈大（△X越?。瑒t相應(yīng)的動量準確度就會愈?。ā鱌就越大）。反之亦然。粒子位置的測定準確度愈大（△X越?。?，17波函數(shù)

通過對一個電子億萬次重復性研究表明，電子在核外空間某些區(qū)域出現(xiàn)的幾率較大，另一些區(qū)域出現(xiàn)的幾率較小。

原子中核外電子的運動具有按幾率分布的統(tǒng)計規(guī)律。

描述核外電子運動的幾率要用描述其波動性的波動方程。波函數(shù)通過對一個電子億萬次重復性研究表明，181.薛定鍔方程1.薛定鍔方程19解這個偏微分方程就是要解出其中的E和Ψ。為了得到描述電子運動狀態(tài)的合理解，必須引入只能取某些整數(shù)值的三個參數(shù)，稱它們?yōu)榱孔訑?shù)。這三個量子數(shù)可取的數(shù)值及它們的關(guān)系如下解這個偏微分方程就是要解出其中的E和Ψ。20自旋量子數(shù)ms主量子數(shù)n=1，2，3，4…角量子數(shù)l=0，1，2，…，(n-1)磁量子數(shù)m=+i，…，0，…，-i自旋量子數(shù)ms主量子數(shù)n=1，2，3，4…211．主量子數(shù)n—電子層數(shù)

表示原子中電子出現(xiàn)概率最大的區(qū)域離核的遠近，是決定電子能級的主要量子數(shù)。n為1，2，3…正整數(shù)，迄今已知的最大值為7。n值越大，軌道能量越高。1．主量子數(shù)n—電子層數(shù)表示原子中電子出22一個n值表示一個電子層，與各n值對應(yīng)的電子層符號如下一個n值表示一個電子層，與各n值對應(yīng)的電子層符號232．角量子數(shù)l—電子亞層

軌道角動量量子數(shù)，確定原子軌道（或電子云）的形狀，并影響原子軌道的能級。

l=0，1，2，3，4…（n-1）

l的取值受制于n，l不同，形狀不同。2．角量子數(shù)l—電子亞層軌道角動量量子數(shù)24一個取值對應(yīng)一個亞層spdfg同一層中各亞層的能級稍有差別，并按s，p，d，f的順序增高。原子中電子的能態(tài)是由n和l兩個量子數(shù)共同決定的。一個取值對應(yīng)一個亞層spdfg253．磁量子數(shù)m確定軌道在空間的伸展方向（同一亞層的幾條軌道對原子核的取向不同）m的允許取值為+l→0→l3．磁量子數(shù)m確定軌道在空間的伸展方向（26

磁量子數(shù)的取值和亞層軌道數(shù)磁量子數(shù)的取值和亞層軌道數(shù)27n和l值相同僅m值不同的能級，這種能級相同的軌道互為等價軌道或簡并軌道。

n和l值相同僅m值不同的能級，這種能級相28按鮑林給出的能級順序填充電子，所得結(jié)果與光譜實驗得到的各元素原子中電子排布情況大體符合，故也將這種能級圖叫做電子填充順序圖。構(gòu)造原理是指原子建立核外電子層時遵循的次序和規(guī)則。一般金屬元素（Au和Pt等除外）的電負性小于2.原子實是指原子中除去最高能級組以外的原子實體，也就是達到了稀有氣體原子閉合殼層的那一部分內(nèi)層電子構(gòu)型。元素周期表中，電負性最大的元素是（）電子在原子核外距離為r的一薄層球殼中出現(xiàn)的幾率隨半徑r變化時的分布情況。根據(jù)原子光譜實驗和量子力學理論，基態(tài)原子的核外電子排布服從構(gòu)造原理。該圖反映了r一定時波函數(shù)ψ隨θ,φ變化的情況。f區(qū)元素的最后一個電子填在外數(shù)第3層，又叫內(nèi)過渡元素。3．價電子構(gòu)型相似的元素在周期表中分別集中在4個區(qū)：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)和f區(qū)。過渡元素最后一個電子填入(n1)d，內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用大于同層之間的相互屏蔽力，將ψ2的角度分布部分Y2隨θ、φ變化作圖，所得的圖像就稱為電子云角度分布圖。根據(jù)原子光譜實驗和量子力學理論，基態(tài)原子的核外電子排布服從構(gòu)造原理。B、C、N、O三元素中第一電離能（I1）最大的是（）粒子位置的測定準確度愈大（△X越?。瑒t相應(yīng)的動量準確度就會愈?。ā鱌就越大）。對于單電子體系中的能級僅決定于n值，n值相同的軌道其能量都相同，n不同的軌道其能級不同。4s主峰比3d的離核遠得多，但由于4s的小峰鉆到離核近的地方，鉆穿效應(yīng)大，回避了內(nèi)層電子對它的屏蔽，因而E4s＜E3d。3d↑↓↑↑↑↑同族內(nèi)的變化趨勢主要決定于層數(shù)。同族元素具有相似的電子構(gòu)型，從而導致相似的化學性質(zhì)。對多電子原子中任一指定電子而言，除受核的正電荷（數(shù)值為Z）吸引外同時還受到其他（Z1）個電子的排斥。4．自旋量子數(shù)msms取值和，表示兩種相反方向的自旋電子，分別用↑和↓表示。按鮑林給出的能級順序填充電子，所得結(jié)果與光譜實驗得到的各元素29

波函數(shù)的空間圖象2.波函數(shù)圖象

波動力學將由薛定鍔方程解得的波函數(shù)ψ叫原子軌道。波函數(shù)的空間圖象2.波函數(shù)圖象波動力學將由30ψn,l,m(r,θ,φ)=Rn,l(r)·Yl,m(θ,φ)↓↓

徑向波函數(shù)角度波函數(shù)ψn,l,m(r,θ,φ)=Rn,l(r)·Yl,m(θ311．波函數(shù)角度分布圖

原子軌道的角度分布圖。在三維空間伸展。

用波函數(shù)的角度部分Yl,m(θ,φ)對θ,φ作圖就得波函數(shù)的角度分布圖。該圖反映了r一定時波函數(shù)ψ隨θ,φ變化的情況。1．波函數(shù)角度分布圖原子軌道的角度分布圖。在32第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件33第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件34角度波函數(shù)與主量子數(shù)n無關(guān)。除s軌道外，其他軌道的角度分布圖的波瓣都有“+”“”之分，分別表示各該區(qū)域內(nèi)Y值的正和負。角度波函數(shù)與主量子數(shù)n無關(guān)。351．波函數(shù)徑向分布圖

反映R在任意角度隨r變化的情形。

用波函數(shù)的徑向部分R(r)對r作圖就得波函數(shù)的徑向分布圖。1．波函數(shù)徑向分布圖反映R在任意角度隨r變361s，2s，3s氫原子軌道徑向分布示意圖1s，2s，3s氫原子軌道徑向分布示意圖373.電子云圖象

電子在原子核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率，稱為幾率密度。幾率密度用ψ2來表示。所得的空間圖像形象地稱為電子云。3.電子云圖象電子在原子核外空間某處單位體積38（1）電子云角度分布圖

將ψ2的角度分布部分Y2隨θ、φ變化作圖，所得的圖像就稱為電子云角度分布圖。（1）電子云角度分布圖將ψ2的角度分布部分Y2隨θ39例如稀有氣體晶體，相鄰分子核間距的一半，稱為該原子的范德華半徑。多電子原子軌道的能級例如稀有氣體晶體，相鄰分子核間距的一半，稱為該原子的范德華半徑。電子在原子核外距離為r的一薄層球殼中出現(xiàn)的幾率隨半徑r變化時的分布情況。[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。不同原子同名能級之間的關(guān)系（即能級與原子序數(shù)的關(guān)系）一般金屬元素（Au和Pt等除外）的電負性小于2.角量子數(shù)l=0，1，2，…，(n-1)（a）↑↑↑角量子數(shù)l=0，1，2，…，(n-1)除s軌道外，其他軌道的角度分布圖的波瓣都有“+”“”之分，分別表示各該區(qū)域內(nèi)Y值的正和負。各級電離能符號分別用I1，I2，I3，…表示。o核外電子的層數(shù)和電子間的屏蔽作用鑭La（Z=57）4f05d16s2全空周期表右上角非金屬元素的電子親和能都是最大的。內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大，而外層電子對內(nèi)層電子屏蔽作用很小。例如稀有氣體晶體，相鄰分子核間距的一半，稱為該原子的范德華半40第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件41

（1）原子軌道角度分布圖帶有正、負號，而電子云角度分布圖均為正值；（2）電子云角度分布圖比原子軌道角度分布圖要“瘦”些，這是因為Y值一般是小于1的，所以Y2值就更小些。（1）原子軌道角度分布圖帶有正、負號，而電子云角度42（2）電子云徑向分布圖

電子在原子核外距離為r的一薄層球殼中出現(xiàn)的幾率隨半徑r變化時的分布情況。（2）電子云徑向分布圖電子在原子核外距43氫原子電子云徑向分布示意圖氫原子電子云徑向分布示意圖44（1）電子具有按幾率分布的統(tǒng)計規(guī)律。（2）可用薛定諤方程描述核外電子的運動。（3）原子軌道為波函數(shù)（ψ）的空間圖像。（4）以ψ2的空間圖像—電子云來表示電子在核外空間出現(xiàn)的幾率密度。（5）以四個量子數(shù)來確定核外每一個電子的運動狀態(tài)。量子力學原子模型（波動力學模型）的要點歸納：（1）電子具有按幾率分布的統(tǒng)計規(guī)律。量子力學原子模型（波動力452.2元素周期系多電子原子軌道的能級1.能級圖（1）鮑林近似能級圖1939年，鮑林從大量光譜實驗資料出發(fā)通過理論計算得出多電子原子中軌道能量的高低順序，這一順序見下圖：2.2元素周期系多電子原子軌道的能級1.能級圖（46ooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooo能量7p6d5f7s6p5d4f6s5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1sn=1n=2n=3n=4n=5n=6n=7KLMNOPQoooooooooo47

鮑林將能量接近的能級歸為一組，這樣的能級組共七個，各能級組均以s軌道開始并以p軌道告終（第一能級組例外）。鮑林將能量接近的能級歸為一組，這樣的48

按鮑林給出的能級順序填充電子，所得結(jié)果與光譜實驗得到的各元素原子中電子排布情況大體符合，故也將這種能級圖叫做電子填充順序圖。

鮑林圖只適用于多電子原子，即至少含有兩個電子的原子。按鮑林給出的能級順序填充電子，所得結(jié)果與光譜49

對氫原子及類氫原子來說核電荷Z=1，原子核外僅有1個電子，這個電子只受到原子核的作用而沒有別的電子之間的相互作用。電子運動的能級由下式?jīng)Q定：對氫原子及類氫原子來說核電荷Z=1，原子核外50

對于單電子體系中的能級僅決定于n值，n值相同的軌道其能量都相同，n不同的軌道其能級不同。n值越大能級越高。E(n=1)<E(n=2)<E(n=3)<E(n=4)<…

Ens=Enp(=End)(=Enf)對于單電子體系中的能級僅決定于n值，n51（1）n，l都相同時，即同一電子亞層內(nèi)，各原子軌道能級相同。Enpx=Enpy=Enpz（1）n，l都相同時，即同一電子亞層內(nèi)，各原子軌道能級相同。52（2）l值相同時，軌道的能級只由n值決定，n值越大能級越高。E1s<E2s<E3s<E4s<…E2p<E3p<E4p<…（2）l值相同時，軌道的能級只由n值決定，n值越大能級越高。53對多電子原子中任一指定電子而言，除受核的正電荷（數(shù)值為Z）吸引外同時還受到其他（Z1）個電子的排斥。這種排斥作用相當于抵消或削弱核對指定電子的吸引。相當于核電荷從Z減小到Z*

對多電子原子中任一指定電子而言，除受核54

其他電子對某個選定電子的排斥作用，相當于降低部分核電荷對指定電子的吸引力，稱為屏蔽作用。其他電子對某個選定電子的排斥作用，相當55Z*和σ分別叫有效核電荷和屏蔽參數(shù)Z*=Zσ屏蔽效應(yīng)的程度用屏蔽常數(shù)σ來衡量。

Z*和σ分別叫有效核電荷和屏蔽參數(shù)屏蔽效應(yīng)的程度用屏蔽常數(shù)σ56多電子原子中軌道的能量表達式為：軌道能量由n和l共同決定。

內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大，而外層電子對內(nèi)層電子屏蔽作用很小。多電子原子中軌道的能量表達式為：軌道能量由n和l共同決定。57（3）n相同時軌道的能級由l決定，l值越大，能級越高，這種現(xiàn)象叫能級分裂。E4s<E4p<E4d<E4f（3）n相同時軌道的能級由l決定，l值越大，能級越高，這種現(xiàn)58

外層電子穿過內(nèi)層空間鉆入原子核附近時使屏蔽作用減弱的效應(yīng)叫鉆穿效應(yīng)。外層電子穿過內(nèi)層空間鉆入原子核附近時使屏蔽作59

越靠近核的電子被其余電子屏蔽得越少，也就是鉆穿得越深，能級就越低。能級的順序為ns＜np＜nd＜nf越靠近核的電子被其余電子屏蔽得越少，也就是60（4）n和l值都不同時，主量子數(shù)小的能級可能高于主量子數(shù)大的能級，即所謂的能級交錯。E4s<E3dE6s<E4f<E5d（4）n和l值都不同時，主量子數(shù)小的能級可能高于主量子數(shù)大的614s主峰比3d的離核遠得多，但由于4s的小峰鉆到離核近的地方，鉆穿效應(yīng)大，回避了內(nèi)層電子對它的屏蔽，因而E4s＜E3d。4s主峰比3d的離核遠得多，但由于4s的小峰鉆62（2）科頓原子軌道能級圖

不同原子同名能級之間的關(guān)系（即能級與原子序數(shù)的關(guān)系）（2）科頓原子軌道能級圖不同原子同名能63

隨著原子序數(shù)的增加，核對電子的吸引力增加，原子軌道的能量一般會逐漸下降。而且不同元素原子軌道能量下降的多少各不相同，各軌道能級之間的相對位置也會隨之改變。隨著原子序數(shù)的增加，核對電子的吸引力增64

原子序數(shù)Z=1~14，E3d<E4s

Z=15~20，E3d>E4s

Z=21~，E3d<E4s原子序數(shù)Z=1~14，E3d<E4s65核外電子排布

根據(jù)原子光譜實驗和量子力學理論，基態(tài)原子的核外電子排布服從構(gòu)造原理。構(gòu)造原理是指原子建立核外電子層時遵循的次序和規(guī)則。核外電子排布根據(jù)原子光譜實驗和量子力學661．能量最低原理

電子總是優(yōu)先占據(jù)可供占據(jù)的能量最低的軌道，占滿能量較低的軌道后才進入能量較高的軌道。1．能量最低原理電子總是優(yōu)先占據(jù)可供占671s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p電子填入軌道的順序如下：1s2s2p3s3p4s3d682．泡利不相容原理

同一原子軌道上最多只能容納兩個電子，并且這兩個電子自旋方向必須相反。同一原子中不可能有兩個電子處于完全相同的狀態(tài)。同一原子中兩個電子的四個量子數(shù)（n，l，m，ms）不可能完全相同。2．泡利不相容原理同一原子軌道上最多只能69第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件70各層最大容量與主量子數(shù)之間的關(guān)系最大容量=2n2各層最大容量與主量子數(shù)之間的關(guān)系713．洪德規(guī)則

在等價軌道上，電子總是盡先以自旋方向相同的方式分占不同的軌道，使原子的能量最低。3．洪德規(guī)則在等價軌道上，電子總是盡先以自72p原子3p軌道中的3個電子按下面哪種方式排布（a）↑

↑

↑

（b）↑↓

↑p原子3p軌道中的3個電子按下面哪種方式排布73Mn原子3d軌道5個電子

3d↑

↑

↑

↑

↑Fe原子3d軌道6個電子

3d↑↓

↑

↑

↑

↑Mn原子3d軌道5個電子74s、p、d、f亞層中未成對電子的最大數(shù)目為1、3、5、7，即等于相應(yīng)的軌道數(shù)。s、p、d、f亞層中未成對電子的最大75例如基態(tài)Cs原子（Z=55）電子結(jié)構(gòu)式1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1例如基態(tài)Cs原子（Z=55）76表示電子結(jié)構(gòu)式的排序優(yōu)先考慮主量子數(shù)。注意電子結(jié)構(gòu)式與能級序列之間的區(qū)別能級序列中4s<3d電子結(jié)構(gòu)式中3d在4s前面表示電子結(jié)構(gòu)式的排序優(yōu)先考慮主量子數(shù)。77原子實是指原子中除去最高能級組以外的原子實體，也就是達到了稀有氣體原子閉合殼層的那一部分內(nèi)層電子構(gòu)型。Cs原子的電子結(jié)構(gòu)式可以簡潔地表示為[Xe]6s1[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。原子實是指原子中除去最高能級組以外的原781．亞層軌道之間的能量差太小，特別是n值較大的情況下。例如鈰Ce（Z=58）的外層構(gòu)型為4f15d16s2不是4f26s2鐠Pr（Z=59）的外層構(gòu)型為4f36s21．亞層軌道之間的能量差太小，特別是n值較大的情況下。792．亞層軌道全空、半滿和全滿狀態(tài)的相對穩(wěn)定性鉻Cr（Z=24）3d54s1而不是3d44s2

半滿銅Cu（Z=29）3d104s1而不是3d94s2

全滿鑭La（Z=57）4f05d16s2

全空2．亞層軌道全空、半滿和全滿狀態(tài)的相對穩(wěn)定性80周期表與原子結(jié)構(gòu)1.周期

表中的橫行叫周期，七個周期分別對應(yīng)于七個能級組。周期表與原子結(jié)構(gòu)1.周期表中的橫行叫周期，七81第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件82

各周期起始于s區(qū)元素，終止于p區(qū)元素，對應(yīng)于各能級組電子填入的起始軌道（s軌道）和終止軌道（p軌道）；各周期中化學元素的個數(shù)（2，8，8，18，18，32，32）對應(yīng)于各能級組中電子的最大容量。各周期起始于s區(qū)元素，終止于p區(qū)元素，83只有兩種元素的周期叫特短周期。含8，18，32種元素的周期分別叫短周期、長周期和特長周期。迄今為止屬于特長周期的第七周期仍為未完成周期。只有兩種元素的周期叫特短周期。842．表中的直列叫族。同族元素具有相似的電子構(gòu)型，從而導致相似的化學性質(zhì)。去除鑭系、錒系后，共18列。2．表中的直列叫族。85

凡含有短周期元素的各列稱主族，有ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、ⅧA（有的稱0族）；凡含有長周期元素的各列稱為副族，有ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB（鐵、釕、鋨和鈷、銠、銥及鎳、鈀、鉑三列合成一族，有的稱為Ⅷ族）。凡含有短周期元素的各列稱主族，有ⅠA、ⅡA、86各區(qū)的價電子構(gòu)型分別為s區(qū)ns12p區(qū)ns2np16d區(qū)(n1)d110ns12f區(qū)(n2)f114(n1)d01ns23．價電子構(gòu)型相似的元素在周期表中分別集中在4個區(qū)：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)和f區(qū)。各區(qū)的價電子構(gòu)型分別為3．價電子構(gòu)型相似的元素87

有時也將第ⅠB、ⅡB元素從d區(qū)分出叫做ds區(qū)。s區(qū)和p區(qū)元素合稱為主族元素。d區(qū)元素叫過渡元素，是因為最后一個電子不填入最外層而填入次外層。有時也將第ⅠB、ⅡB元素從d區(qū)分出叫做ds區(qū)。88第4，5，6周期的過渡元素分別又叫第一、二、三過渡系元素。f區(qū)元素的最后一個電子填在外數(shù)第3層，又叫內(nèi)過渡元素。填入4f亞層和5f亞層的內(nèi)過渡元素分別又叫鑭系元素和錒系元素。第4，5，6周期的過渡元素分別又叫第一、二、三過渡系元素。892.3元素的某些性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系原子半徑

通常所說的原子半徑是根據(jù)該原子存在的不同形式來定義。直接測得的是兩個相鄰原子的核間距，取核間距的1/2為半徑。2.3元素的某些性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系原子半徑90（1）金屬半徑指原子間以金屬鍵結(jié)合的金屬晶體中，兩個相鄰金屬原子核間距離的一半。（1）金屬半徑91（2）共價半徑兩個相同原子形成共價鍵時,其核間距的一半，通常指的是形成共價單鍵時的共價半徑。（2）共價半徑92（3）范德華半徑在分子晶體中，分子間是以范德華力（即分子間力）結(jié)合的。例如稀有氣體晶體，相鄰分子核間距的一半，稱為該原子的范德華半徑。（3）范德華半徑93

同周期內(nèi)（層數(shù)不增加）的變化趨勢決定于屏蔽作用；同族內(nèi)的變化趨勢主要決定于層數(shù)。核外電子的層數(shù)和電子間的屏蔽作用同周期內(nèi)（層數(shù)不增加）的變化趨勢決定于屏蔽作用；核外電子的941．同周期元素隨著核電荷增加不增加電子層，半徑變化的總趨勢是自左向右減小，但減小幅度與電子構(gòu)型有關(guān)。

主族元素減小幅度最大，過渡元素次之，內(nèi)過渡元素最小。1．同周期元素隨著核電荷增加不增加電子層，半徑變化的總趨勢是95原因a.主族元素新增加的電子依次排布于最外電子層上，而同層電子屏蔽作用較小，核對外層電子吸引力增強，所以半徑從左向右減小。b.過渡元素最后一個電子填入(n1)d，內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用大于同層之間的相互屏蔽力，c.內(nèi)過渡元素最后一個電子填入(n2)f。原因a.主族元素新增加的電子依次排布于最外電子層上，而同層電962．同族元素的原子半徑自上而下增大，只極少數(shù)例外。

自上而下逐次增加一個電子層使有效核電荷對原子半徑的影響成為次要因素。2．同族元素的原子半徑自上而下增大，只極少數(shù)例外。97電離能

基態(tài)氣體原子失去最外層一個電子成為氣態(tài)+1價離子，所需的最小能量叫第一電離能，再從正離子相繼逐個失去電子所需的最小能量則叫第二、第三、…電離能。電離能基態(tài)氣體原子失去最外層一個電子成98

各級電離能符號分別用I1，I2，I3，…表示。它們的數(shù)值關(guān)系為I1<I2<I3…。各級電離能符號分別用I1，I2，I3，…99要點同周期自左向右，電離能逐漸增大。同族自上向下，電離能逐漸減小。電子達到相關(guān)亞層全滿或半滿狀態(tài)，電離能較高。要點100電子親和能

指一個氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)負離子所放出的能量，常以符號A1表示。電子親和能也有第一、第二、…之分。電子親和能指一個氣態(tài)原子得到一個電子101元素的電子親和能越大，原子獲取電子的能力就越強（即非金屬性越強）。周期表右上角非金屬元素的電子親和能都是最大的。元素的電子親和能越大，原子獲取電子的能力就越強（即非金屬性越102電負性

分子中元素原子吸引電子的能力。指定最活潑的非金屬元素原子的電負性值為4.0，然后通過計算得到其它元素原子的電負性值。電負性分子中元素原子吸引電子的能力。103同一族中元素的電負性由上而下減小。同一周期中元素的電負性由左向右增大。所有元素中以F的電負性為最大。同一族中元素的電負性由上而下減小。104

根據(jù)元素電負性值的大小，可以衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱。一般金屬元素（Au和Pt等除外）的電負性小于2.0，而非金屬元素（Si除外）大于2.0。根據(jù)元素電負性值的大小，可以衡量元素的金屬性105B、C、N、O三元素中第一電離能（I1）最大的是（）

A、BB、CC、ND、OB、C、N、O三元素中第一電離能（I1）最大的是（106價電子構(gòu)型為(n1)d110ns12的原子屬于周期表中（）A、s區(qū)B、p區(qū)C、d區(qū)D、f區(qū)價電子構(gòu)型為(n1)d110ns12的原子屬于周期表中（107元素周期表中，電負性最大的元素是（）

A、HB、FC、OD、Ba元素周期表中，電負性最大的元素是（）108第二原子結(jié)構(gòu)第二原子結(jié)構(gòu)109（優(yōu)選）第二原子結(jié)構(gòu)（優(yōu)選）第二原子結(jié)構(gòu)1102.1

原子中的電子1.

氫原子光譜將一只裝有氫氣的放電管，通過高壓電流，氫原子被激發(fā)后所發(fā)出的光經(jīng)過分光鏡，就得到氫原子光譜。氫原子光譜和波爾理論2.1原子中的電子1.氫原子光譜氫原子光譜和波爾理論111364.5397.0410.2434.1486.1656.5紫外光區(qū)紅外光區(qū)可見光區(qū)λ/nm氫原子光譜364.5397.0410.2434.1486.1656.5112

氫原子光譜由五組線系組成，即紫外區(qū)的萊曼系，可見區(qū)的巴爾麥系，紅外區(qū)的帕邢系、布萊克特系和芬得系。氫原子光譜由五組線系組成，即紫外區(qū)的萊曼系，113λ為波長RH為里德伯常量n2>n1，都是不大的正整數(shù)λ為波長1142.波爾理論（1）定態(tài)軌道概念（2）軌道能級概念（3）軌道能量量子化概念2.波爾理論（1）定態(tài)軌道概念115

氫原子中的電子只能在確定半徑和能量的特定軌道中運動。這些軌道的能量狀態(tài)不隨時間而改變，因而被稱為定態(tài)軌道。氫原子中的電子只能在確定半徑和能量的特定軌道116[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。一般金屬元素（Au和Pt等除外）的電負性小于2.n2>n1，都是不大的正整數(shù)電子運動的能級由下式?jīng)Q定：KLMNOPQ[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。ns＜np＜nd＜nf價電子構(gòu)型為(n1)d110ns12的原子屬于周期表中（）自上而下逐次增加一個電子層使有效核電荷對原子半徑的影響成為次要因素。原子實是指原子中除去最高能級組以外的原子實體，也就是達到了稀有氣體原子閉合殼層的那一部分內(nèi)層電子構(gòu)型。光子能量的大小決定于躍遷所涉及的兩條軌道間的能量差。接受外界能量而在高能級軌道中運動時，稱為激發(fā)態(tài)；（1）電子云角度分布圖0，然后通過計算得到其它元素原子的電負性值。（a）↑↑↑電子親和能也有第一、第二、…之分。Z*和σ分別叫有效核電荷和屏蔽參數(shù)表示原子中電子出現(xiàn)概率最大的區(qū)域離核的遠近，是決定電子能級的主要量子數(shù)。

能級在正常狀態(tài)下，電子在低能級軌道中運動時，稱為基態(tài)；接受外界能量而在高能級軌道中運動時，稱為激發(fā)態(tài)；離核越近的軌道，能級越低，勢能值越負。[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實117

當電子從較高能態(tài)（E2）向較低能態(tài)（E1）躍遷時原子以光子的形式放出能量，光子能量的大小決定于躍遷所涉及的兩條軌道間的能量差?！鱁=E2-E1=hν

如果電子由能量E1的軌道躍遷至能量為E2的軌道，應(yīng)從外部吸收同樣的能量。該能量值是不連續(xù)的，稱為軌道能量量子化。當電子從較高能態(tài)（E2）向較低能態(tài)（E1）躍遷118電子的波粒二象性1.物質(zhì)波光既具有微粒性，又具有波動性電子的波粒二象性1.物質(zhì)波光既具有微粒性，又具有波動性119德布羅意公式：h為普朗克常量德布羅意公式：h為普朗克常量120電子射線發(fā)生器A金屬箔電子衍射裝置示意圖電子射線發(fā)生器A金屬箔電子衍射裝置示意圖121

實驗結(jié)果說明電子運動時確有波動性，而且由衍射環(huán)算得的電子束波長與德布羅意公式算得的波長之間的誤差不超過1%。實驗結(jié)果說明電子運動時確有波動性，而且由122

由實物微粒產(chǎn)生的德布羅意波叫作物質(zhì)波。討論微粒波動性的科學叫作波動力學。由實物微粒產(chǎn)生的德布羅意波叫作物質(zhì)波。1231s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1鈰Ce（Z=58）的外層構(gòu)型為4f15d16s2不是4f26s2除s軌道外，其他軌道的角度分布圖的波瓣都有“+”“”之分，分別表示各該區(qū)域內(nèi)Y值的正和負。2．角量子數(shù)l—電子亞層s、p、d、f亞層中未成對電子的最大數(shù)目為1、3、5、7，即等于相應(yīng)的軌道數(shù)。↓↓根據(jù)元素電負性值的大小，可以衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱。[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。磁量子數(shù)m=+i，…，0，…，-i波動力學將由薛定鍔方程解得的波函數(shù)ψ叫原子軌道。A、BB、CC、ND、O內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大，而外層電子對內(nèi)層電子屏蔽作用很小。第4，5，6周期的過渡元素分別又叫第一、二、三過渡系元素。1s，2s，3s氫原子軌道徑向分布示意圖（2）電子云徑向分布圖角量子數(shù)l=0，1，2，…，(n-1)p區(qū)ns2np16電子在原子核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率，稱為幾率密度。相當于核電荷從Z減小到Z*[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。2.測不準原理不可能同時測得電子的精確位置和精確動量。測不準關(guān)系式：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105124

粒子位置的測定準確度愈大（△X越小），則相應(yīng)的動量準確度就會愈小（△P就越大）。反之亦然。粒子位置的測定準確度愈大（△X越?。?，125波函數(shù)

通過對一個電子億萬次重復性研究表明，電子在核外空間某些區(qū)域出現(xiàn)的幾率較大，另一些區(qū)域出現(xiàn)的幾率較小。

原子中核外電子的運動具有按幾率分布的統(tǒng)計規(guī)律。

描述核外電子運動的幾率要用描述其波動性的波動方程。波函數(shù)通過對一個電子億萬次重復性研究表明，1261.薛定鍔方程1.薛定鍔方程127解這個偏微分方程就是要解出其中的E和Ψ。為了得到描述電子運動狀態(tài)的合理解，必須引入只能取某些整數(shù)值的三個參數(shù)，稱它們?yōu)榱孔訑?shù)。這三個量子數(shù)可取的數(shù)值及它們的關(guān)系如下解這個偏微分方程就是要解出其中的E和Ψ。128自旋量子數(shù)ms主量子數(shù)n=1，2，3，4…角量子數(shù)l=0，1，2，…，(n-1)磁量子數(shù)m=+i，…，0，…，-i自旋量子數(shù)ms主量子數(shù)n=1，2，3，4…1291．主量子數(shù)n—電子層數(shù)

表示原子中電子出現(xiàn)概率最大的區(qū)域離核的遠近，是決定電子能級的主要量子數(shù)。n為1，2，3…正整數(shù)，迄今已知的最大值為7。n值越大，軌道能量越高。1．主量子數(shù)n—電子層數(shù)表示原子中電子出130一個n值表示一個電子層，與各n值對應(yīng)的電子層符號如下一個n值表示一個電子層，與各n值對應(yīng)的電子層符號1312．角量子數(shù)l—電子亞層

軌道角動量量子數(shù)，確定原子軌道（或電子云）的形狀，并影響原子軌道的能級。

l=0，1，2，3，4…（n-1）

l的取值受制于n，l不同，形狀不同。2．角量子數(shù)l—電子亞層軌道角動量量子數(shù)132一個取值對應(yīng)一個亞層spdfg同一層中各亞層的能級稍有差別，并按s，p，d，f的順序增高。原子中電子的能態(tài)是由n和l兩個量子數(shù)共同決定的。一個取值對應(yīng)一個亞層spdfg1333．磁量子數(shù)m確定軌道在空間的伸展方向（同一亞層的幾條軌道對原子核的取向不同）m的允許取值為+l→0→l3．磁量子數(shù)m確定軌道在空間的伸展方向（134

磁量子數(shù)的取值和亞層軌道數(shù)磁量子數(shù)的取值和亞層軌道數(shù)135n和l值相同僅m值不同的能級，這種能級相同的軌道互為等價軌道或簡并軌道。

n和l值相同僅m值不同的能級，這種能級相136按鮑林給出的能級順序填充電子，所得結(jié)果與光譜實驗得到的各元素原子中電子排布情況大體符合，故也將這種能級圖叫做電子填充順序圖。構(gòu)造原理是指原子建立核外電子層時遵循的次序和規(guī)則。一般金屬元素（Au和Pt等除外）的電負性小于2.原子實是指原子中除去最高能級組以外的原子實體，也就是達到了稀有氣體原子閉合殼層的那一部分內(nèi)層電子構(gòu)型。元素周期表中，電負性最大的元素是（）電子在原子核外距離為r的一薄層球殼中出現(xiàn)的幾率隨半徑r變化時的分布情況。根據(jù)原子光譜實驗和量子力學理論，基態(tài)原子的核外電子排布服從構(gòu)造原理。該圖反映了r一定時波函數(shù)ψ隨θ,φ變化的情況。f區(qū)元素的最后一個電子填在外數(shù)第3層，又叫內(nèi)過渡元素。3．價電子構(gòu)型相似的元素在周期表中分別集中在4個區(qū)：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)和f區(qū)。過渡元素最后一個電子填入(n1)d，內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用大于同層之間的相互屏蔽力，將ψ2的角度分布部分Y2隨θ、φ變化作圖，所得的圖像就稱為電子云角度分布圖。根據(jù)原子光譜實驗和量子力學理論，基態(tài)原子的核外電子排布服從構(gòu)造原理。B、C、N、O三元素中第一電離能（I1）最大的是（）粒子位置的測定準確度愈大（△X越?。瑒t相應(yīng)的動量準確度就會愈?。ā鱌就越大）。對于單電子體系中的能級僅決定于n值，n值相同的軌道其能量都相同，n不同的軌道其能級不同。4s主峰比3d的離核遠得多，但由于4s的小峰鉆到離核近的地方，鉆穿效應(yīng)大，回避了內(nèi)層電子對它的屏蔽，因而E4s＜E3d。3d↑↓↑↑↑↑同族內(nèi)的變化趨勢主要決定于層數(shù)。同族元素具有相似的電子構(gòu)型，從而導致相似的化學性質(zhì)。對多電子原子中任一指定電子而言，除受核的正電荷（數(shù)值為Z）吸引外同時還受到其他（Z1）個電子的排斥。4．自旋量子數(shù)msms取值和，表示兩種相反方向的自旋電子，分別用↑和↓表示。按鮑林給出的能級順序填充電子，所得結(jié)果與光譜實驗得到的各元素137

波函數(shù)的空間圖象2.波函數(shù)圖象

波動力學將由薛定鍔方程解得的波函數(shù)ψ叫原子軌道。波函數(shù)的空間圖象2.波函數(shù)圖象波動力學將由138ψn,l,m(r,θ,φ)=Rn,l(r)·Yl,m(θ,φ)↓↓

徑向波函數(shù)角度波函數(shù)ψn,l,m(r,θ,φ)=Rn,l(r)·Yl,m(θ1391．波函數(shù)角度分布圖

原子軌道的角度分布圖。在三維空間伸展。

用波函數(shù)的角度部分Yl,m(θ,φ)對θ,φ作圖就得波函數(shù)的角度分布圖。該圖反映了r一定時波函數(shù)ψ隨θ,φ變化的情況。1．波函數(shù)角度分布圖原子軌道的角度分布圖。在140第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件141第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件142角度波函數(shù)與主量子數(shù)n無關(guān)。除s軌道外，其他軌道的角度分布圖的波瓣都有“+”“”之分，分別表示各該區(qū)域內(nèi)Y值的正和負。角度波函數(shù)與主量子數(shù)n無關(guān)。1431．波函數(shù)徑向分布圖

反映R在任意角度隨r變化的情形。

用波函數(shù)的徑向部分R(r)對r作圖就得波函數(shù)的徑向分布圖。1．波函數(shù)徑向分布圖反映R在任意角度隨r變1441s，2s，3s氫原子軌道徑向分布示意圖1s，2s，3s氫原子軌道徑向分布示意圖1453.電子云圖象

電子在原子核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率，稱為幾率密度。幾率密度用ψ2來表示。所得的空間圖像形象地稱為電子云。3.電子云圖象電子在原子核外空間某處單位體積146（1）電子云角度分布圖

將ψ2的角度分布部分Y2隨θ、φ變化作圖，所得的圖像就稱為電子云角度分布圖。（1）電子云角度分布圖將ψ2的角度分布部分Y2隨θ147例如稀有氣體晶體，相鄰分子核間距的一半，稱為該原子的范德華半徑。多電子原子軌道的能級例如稀有氣體晶體，相鄰分子核間距的一半，稱為該原子的范德華半徑。電子在原子核外距離為r的一薄層球殼中出現(xiàn)的幾率隨半徑r變化時的分布情況。[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。不同原子同名能級之間的關(guān)系（即能級與原子序數(shù)的關(guān)系）一般金屬元素（Au和Pt等除外）的電負性小于2.角量子數(shù)l=0，1，2，…，(n-1)（a）↑↑↑角量子數(shù)l=0，1，2，…，(n-1)除s軌道外，其他軌道的角度分布圖的波瓣都有“+”“”之分，分別表示各該區(qū)域內(nèi)Y值的正和負。各級電離能符號分別用I1，I2，I3，…表示。o核外電子的層數(shù)和電子間的屏蔽作用鑭La（Z=57）4f05d16s2全空周期表右上角非金屬元素的電子親和能都是最大的。內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大，而外層電子對內(nèi)層電子屏蔽作用很小。例如稀有氣體晶體，相鄰分子核間距的一半，稱為該原子的范德華半148第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件149

（1）原子軌道角度分布圖帶有正、負號，而電子云角度分布圖均為正值；（2）電子云角度分布圖比原子軌道角度分布圖要“瘦”些，這是因為Y值一般是小于1的，所以Y2值就更小些。（1）原子軌道角度分布圖帶有正、負號，而電子云角度150（2）電子云徑向分布圖

電子在原子核外距離為r的一薄層球殼中出現(xiàn)的幾率隨半徑r變化時的分布情況。（2）電子云徑向分布圖電子在原子核外距151氫原子電子云徑向分布示意圖氫原子電子云徑向分布示意圖152（1）電子具有按幾率分布的統(tǒng)計規(guī)律。（2）可用薛定諤方程描述核外電子的運動。（3）原子軌道為波函數(shù)（ψ）的空間圖像。（4）以ψ2的空間圖像—電子云來表示電子在核外空間出現(xiàn)的幾率密度。（5）以四個量子數(shù)來確定核外每一個電子的運動狀態(tài)。量子力學原子模型（波動力學模型）的要點歸納：（1）電子具有按幾率分布的統(tǒng)計規(guī)律。量子力學原子模型（波動力1532.2元素周期系多電子原子軌道的能級1.能級圖（1）鮑林近似能級圖1939年，鮑林從大量光譜實驗資料出發(fā)通過理論計算得出多電子原子中軌道能量的高低順序，這一順序見下圖：2.2元素周期系多電子原子軌道的能級1.能級圖（154ooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooooo能量7p6d5f7s6p5d4f6s5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1sn=1n=2n=3n=4n=5n=6n=7KLMNOPQoooooooooo155

鮑林將能量接近的能級歸為一組，這樣的能級組共七個，各能級組均以s軌道開始并以p軌道告終（第一能級組例外）。鮑林將能量接近的能級歸為一組，這樣的156

按鮑林給出的能級順序填充電子，所得結(jié)果與光譜實驗得到的各元素原子中電子排布情況大體符合，故也將這種能級圖叫做電子填充順序圖。

鮑林圖只適用于多電子原子，即至少含有兩個電子的原子。按鮑林給出的能級順序填充電子，所得結(jié)果與光譜157

對氫原子及類氫原子來說核電荷Z=1，原子核外僅有1個電子，這個電子只受到原子核的作用而沒有別的電子之間的相互作用。電子運動的能級由下式?jīng)Q定：對氫原子及類氫原子來說核電荷Z=1，原子核外158

對于單電子體系中的能級僅決定于n值，n值相同的軌道其能量都相同，n不同的軌道其能級不同。n值越大能級越高。E(n=1)<E(n=2)<E(n=3)<E(n=4)<…

Ens=Enp(=End)(=Enf)對于單電子體系中的能級僅決定于n值，n159（1）n，l都相同時，即同一電子亞層內(nèi)，各原子軌道能級相同。Enpx=Enpy=Enpz（1）n，l都相同時，即同一電子亞層內(nèi)，各原子軌道能級相同。160（2）l值相同時，軌道的能級只由n值決定，n值越大能級越高。E1s<E2s<E3s<E4s<…E2p<E3p<E4p<…（2）l值相同時，軌道的能級只由n值決定，n值越大能級越高。161對多電子原子中任一指定電子而言，除受核的正電荷（數(shù)值為Z）吸引外同時還受到其他（Z1）個電子的排斥。這種排斥作用相當于抵消或削弱核對指定電子的吸引。相當于核電荷從Z減小到Z*

對多電子原子中任一指定電子而言，除受核162

其他電子對某個選定電子的排斥作用，相當于降低部分核電荷對指定電子的吸引力，稱為屏蔽作用。其他電子對某個選定電子的排斥作用，相當163Z*和σ分別叫有效核電荷和屏蔽參數(shù)Z*=Zσ屏蔽效應(yīng)的程度用屏蔽常數(shù)σ來衡量。

Z*和σ分別叫有效核電荷和屏蔽參數(shù)屏蔽效應(yīng)的程度用屏蔽常數(shù)σ164多電子原子中軌道的能量表達式為：軌道能量由n和l共同決定。

內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大，而外層電子對內(nèi)層電子屏蔽作用很小。多電子原子中軌道的能量表達式為：軌道能量由n和l共同決定。165（3）n相同時軌道的能級由l決定，l值越大，能級越高，這種現(xiàn)象叫能級分裂。E4s<E4p<E4d<E4f（3）n相同時軌道的能級由l決定，l值越大，能級越高，這種現(xiàn)166

外層電子穿過內(nèi)層空間鉆入原子核附近時使屏蔽作用減弱的效應(yīng)叫鉆穿效應(yīng)。外層電子穿過內(nèi)層空間鉆入原子核附近時使屏蔽作167

越靠近核的電子被其余電子屏蔽得越少，也就是鉆穿得越深，能級就越低。能級的順序為ns＜np＜nd＜nf越靠近核的電子被其余電子屏蔽得越少，也就是168（4）n和l值都不同時，主量子數(shù)小的能級可能高于主量子數(shù)大的能級，即所謂的能級交錯。E4s<E3dE6s<E4f<E5d（4）n和l值都不同時，主量子數(shù)小的能級可能高于主量子數(shù)大的1694s主峰比3d的離核遠得多，但由于4s的小峰鉆到離核近的地方，鉆穿效應(yīng)大，回避了內(nèi)層電子對它的屏蔽，因而E4s＜E3d。4s主峰比3d的離核遠得多，但由于4s的小峰鉆170（2）科頓原子軌道能級圖

不同原子同名能級之間的關(guān)系（即能級與原子序數(shù)的關(guān)系）（2）科頓原子軌道能級圖不同原子同名能171

隨著原子序數(shù)的增加，核對電子的吸引力增加，原子軌道的能量一般會逐漸下降。而且不同元素原子軌道能量下降的多少各不相同，各軌道能級之間的相對位置也會隨之改變。隨著原子序數(shù)的增加，核對電子的吸引力增172

原子序數(shù)Z=1~14，E3d<E4s

Z=15~20，E3d>E4s

Z=21~，E3d<E4s原子序數(shù)Z=1~14，E3d<E4s173核外電子排布

根據(jù)原子光譜實驗和量子力學理論，基態(tài)原子的核外電子排布服從構(gòu)造原理。構(gòu)造原理是指原子建立核外電子層時遵循的次序和規(guī)則。核外電子排布根據(jù)原子光譜實驗和量子力學1741．能量最低原理

電子總是優(yōu)先占據(jù)可供占據(jù)的能量最低的軌道，占滿能量較低的軌道后才進入能量較高的軌道。1．能量最低原理電子總是優(yōu)先占據(jù)可供占1751s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p電子填入軌道的順序如下：1s2s2p3s3p4s3d1762．泡利不相容原理

同一原子軌道上最多只能容納兩個電子，并且這兩個電子自旋方向必須相反。同一原子中不可能有兩個電子處于完全相同的狀態(tài)。同一原子中兩個電子的四個量子數(shù)（n，l，m，ms）不可能完全相同。2．泡利不相容原理同一原子軌道上最多只能177第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件178各層最大容量與主量子數(shù)之間的關(guān)系最大容量=2n2各層最大容量與主量子數(shù)之間的關(guān)系1793．洪德規(guī)則

在等價軌道上，電子總是盡先以自旋方向相同的方式分占不同的軌道，使原子的能量最低。3．洪德規(guī)則在等價軌道上，電子總是盡先以自180p原子3p軌道中的3個電子按下面哪種方式排布（a）↑

↑

↑

（b）↑↓

↑p原子3p軌道中的3個電子按下面哪種方式排布181Mn原子3d軌道5個電子

3d↑

↑

↑

↑

↑Fe原子3d軌道6個電子

3d↑↓

↑

↑

↑

↑Mn原子3d軌道5個電子182s、p、d、f亞層中未成對電子的最大數(shù)目為1、3、5、7，即等于相應(yīng)的軌道數(shù)。s、p、d、f亞層中未成對電子的最大183例如基態(tài)Cs原子（Z=55）電子結(jié)構(gòu)式1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1例如基態(tài)Cs原子（Z=55）184表示電子結(jié)構(gòu)式的排序優(yōu)先考慮主量子數(shù)。注意電子結(jié)構(gòu)式與能級序列之間的區(qū)別能級序列中4s<3d電子結(jié)構(gòu)式中3d在4s前面表示電子結(jié)構(gòu)式的排序優(yōu)先考慮主量子數(shù)。185原子實是指原子中除去最高能級組以外的原子實體，也就是達到了稀有氣體原子閉合殼層的那一部分內(nèi)層電子構(gòu)型。Cs原子的電子結(jié)構(gòu)式可以簡潔地表示為[Xe]6s1[He]、[Ne]、[Ar]等分別代表類氦原子實、類氖原子實等。原子實是指原子中除去最高能級組以外的原1861．亞層軌道之間的能量差太小，特別是n值較大的情況下。例如鈰Ce（Z=58）的外層構(gòu)型為4f15d16s2不是4f26s2鐠Pr（Z=59）的外層構(gòu)型為4f36s21．亞層軌道之間的能量差太小，特別是n值較大的情況下。1872．亞層軌道全空、半滿和全滿狀態(tài)的相對穩(wěn)定性鉻Cr（Z=24）3d54s1而不是3d44s2

半滿銅Cu（Z=29）3d104s1而不是3d94s2

全滿鑭La（Z=57）4f05d16s2

全空2．亞層軌道全空、半滿和全滿狀態(tài)的相對穩(wěn)定性188周期表與原子結(jié)構(gòu)1.周期

表中的橫行叫周期，七個周期分別對應(yīng)于七個能級組。周期表與原子結(jié)構(gòu)1.周期表中的橫行叫周期，七189第二原子結(jié)構(gòu)優(yōu)質(zhì)課件190

各周期起始于s區(qū)元素，終止于p區(qū)元素，對應(yīng)于各能級組電子填入的起始軌道（s軌道）和終止軌道（p軌道）；各周期中化學元素的個數(shù)（2，8，8，18，18，32，32）對應(yīng)于各能級組中電子的最大容量。各周期起始于s區(qū)元素，終止于p區(qū)元素，191只有兩種元素的周期叫特短周期。含8，18，32種元素的周期分別叫短周期、長周期和特長周期。迄今為止屬于特長周期的第七周期仍為未完成周期。只有兩種元素的周期叫特短周期。1922．表中的直列叫族。