第六章 原子结构和元素周期系 原子结构与 元素周期律

第六章 原子结构和元素周期系 本 章 目 录 6.1 人类对原子的认识 6.2 核外电子的运动状态 6.3 原子电子层结构和元素周期律

学习要求： 1.了解原子结构的近代理论 1.掌握四个量子数的符号和表示的意义 2.掌握电子排布原则及方法 3.了解元素周期表 第六章 原子结构和元素周期系 学习要求： 1.了解原子结构的近代理论 1.掌握四个量子数的符号和表示的意义 2.掌握电子排布原则及方法 3.了解元素周期表

6.1 人类对原子的认识 第六章 原子结构和元素周期系 一、人类对原子认识的基本过程 第六章 原子结构和元素周期系 6.1 人类对原子的认识 一、人类对原子认识的基本过程 19世纪初，道尔顿和阿佛加德罗建立了原子----分子论。 19世纪末，英 J. J. Thomson, 通过阴极射线研究发现 电子（人类发现的第一个基本粒子）。 1910年，美 Robert A. Millikan，油滴实验，证实电子的 质量m、电荷e。 1911年，英 Rutherford α粒子散射实验发现进一步证实原子内部的基本结构，并提出了著名的原子核型结构，其基本观点如下：

第六章 原子结构和元素周期系 粒子散射实验示意图 2页

二、近代原子结构理论的简介 第六章 原子结构和元素周期系 a) 原子由原子核（体积小、质量较大）和电子组成； 第六章 原子结构和元素周期系 a) 原子由原子核（体积小、质量较大）和电子组成； b) 核内外电荷相等，原子电中性； c) 原子质量主要是原子核提供的。 20世纪30年代人们发现原子核由带正电荷的质子和 不带电的中子组成。 20世纪60年代发现了物质的更深层结构：质子和 中子等所谓基本粒子是由更微小的叫做夸克的粒子 组成。 二、近代原子结构理论的简介

物质吸收或发射能量是不连续的，即量子化的。 第六章 原子结构和元素周期系 1. 普郎克（M. Planck)的量子化理论 物质吸收或发射能量是不连续的，即量子化的。 2. 玻尔理论 电子绕核运动时，只能在某些特定的轨道上运动。 在这些轨道上既不吸收能量也不释放能量。这些稳定的 状态成为定态。能量最低的定态称为基态；其余的则称 为激发态。 b) 电子由一个定态跃迁到另一个定态时，一定会放出或吸收 能量，其大小取决于两个定态能量差

3. 微观粒子的波粒二象性 第六章 原子结构和元素周期系 人们对光的认识—光运动的波粒二象性； 1）德布罗依关系式法 第六章 原子结构和元素周期系 3. 微观粒子的波粒二象性 人们对光的认识—光运动的波粒二象性； 1）德布罗依关系式法 De Broglie 提出实物粒子也具有 波粒二象性，并计算出电子的波长； 两年后，英 Thomson等和美 Davisson 等分别证实了 De Broglie 的假设。

2）测不准原理 1927年，德 Hesenberg根据微粒的波粒 二象性，提出 海森堡测不准原理；即电子运动的 位移与速度不可能同时 第六章 原子结构和元素周期系 2）测不准原理 1927年，德 Hesenberg根据微粒的波粒 二象性，提出 海森堡测不准原理；即电子运动的 位移与速度不可能同时 测定准确。 图： 海森堡

第六章 原子结构和元素周期系 根据量子力学理论，对微粒的运动只能采取统计的 方法，作出几率性的判断。 4 . 薛定锷方程 提出了描述氢原子核外电子运动状态的数学表达式， 建立了氢原子的波动方程—亦称薛定锷方程。此方程是量 子力学的基本方程，其具体表达式为： 描述核外电子运动状态的一种数学表达式。

6.2 核外电子的运动状态 第六章 原子结构和元素周期系 一、 电子云 在核外空间这些地方出现机会较多。 带负电的云，把整个原子核包围 第六章 原子结构和元素周期系 6.2 核外电子的运动状态 小黑点较密的地方表示电子 在核外空间这些地方出现机会较多。 一、 电子云 小黑点较稀疏的地方，即电子在核外空间某处出现机会较小 这些密密麻麻的小黑点象一团 带负电的云，把整个原子核包围 起来，如同天空的云雾一样，人 们就形象的称它为电子云 图6-2 氢原子1s电子云图

二、 四个量子数 1. 主量子数 n 第六章 原子结构和元素周期系 取值： 1，2，3，4，5 …… 等正整数 第六章 原子结构和元素周期系 二、 四个量子数 1. 主量子数 n 取值： 1，2，3，4，5 …… 等正整数 意义：① 代表电子出现几率最大区域离核的远近， 或者说它代表电子层数。 例如n=1，代表第一电子层，n=2代表第二电子层。 光谱符号：K，L，M，N，O，P n是决定原子内电子能量高低的主要因素。

第六章 原子结构和元素周期系 2. 角量子数 l 取值：0，1，2，3，4，… … n-1； 取值数：n 个 n 取值数 l 光谱符号 第六章 原子结构和元素周期系 2. 角量子数 l 取值：0，1，2，3，4，… … n-1； 取值数：n 个 n 取值数 l 光谱符号 轨道符号 1 s 1s 2 2s p 2p 3 3s 3p d 3d

意义： 第六章 原子结构和元素周期系 ① 表示原子轨道（或电子云）形状； 例如： l =0 时，原子轨道呈球状； 第六章 原子结构和元素周期系 意义： ① 表示原子轨道（或电子云）形状； 例如： l =0 时，原子轨道呈球状； l =1 时，原子轨道呈哑铃状； l=2 时，原子轨道呈花瓣状； ② 表示同一电子层具有不同的亚层； 例如，当n =1时，l ＝0，只有一个数值，即第一电子层 只有一个1s 亚层； 当n =2 时，l 可有两个数值0和1，即第二电子层有 两个电子亚层(2s, 2p)

当n不同时，其能量次序为 E1S＜ E2S＜E3S＜ E4S ； 当 n 相同，l 不同时，其能量次序为 第六章 原子结构和元素周期系 ③ 它是决定电子能量的一个次要因素； 单电子体系：各种状态电子能量只与n有关。例如 当n不同时，其能量次序为 E1S＜ E2S＜E3S＜ E4S ； 当 n 相同，l 不同时，其能量次序为 E4 s= E4p=E4d= E4 f 多电子体系：当n 相同，l 不同时，各种状态的电子 能量也不同。一般来说，对于相同的电子层，l 值越大的 电子能量越高，例如 E4S＜ E4p＜E4d ＜ E4 f

3 .磁量子数 m 取值：0，±1，±2，±3，±4，… … ± l ； 取值数：2l + 1 个 第六章 原子结构和元素周期系 第六章 原子结构和元素周期系 3 .磁量子数 m 取值：0，±1，±2，±3，±4，… … ± l ； 取值数：2l + 1 个 例如：l = 0 m = 0； l =1 m = 0， ±1 常把n、l和m都确定的电子运动状态称为原子轨道 意义： 表示 原子轨道（或电子云）的伸展方向。 S亚层只有一个原子轨道， p亚层可有三个原子轨道 d亚层可有五个原子轨道， f亚层可有七个原子轨道 l相同的几个原子轨道能量是相同的，叫等价轨道。

范围（离核远近）→ 形状→伸张方向→自旋方向 第六章 原子结构和元素周期系  4.自旋量子数ms 取值: , ( 独立量) （ n, l, m,ms）代表每一个电子； 范围（离核远近）→ 形状→伸张方向→自旋方向

存在。根据保里原理，每条轨道上最多只能容纳2个电子， 而每个电子层所容纳的电子数最多为2n2 ； 第六章 原子结构和元素周期系 三、 核外电子排布规律 1. 保里（W.Paulin）不相容原理 在一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子 存在。根据保里原理，每条轨道上最多只能容纳2个电子， 而每个电子层所容纳的电子数最多为2n2 ； 2. 能量最低原理 电子在原子轨道上的排布，总是尽先排在能量最低 的轨道上，然后依次排在能级较高的轨道。

（p6或d10或f 14）以及半充满（p 3或d 5或f 7）时，体系能 量最低，原子较为稳定。 第六章 原子结构和元素周期系 3. 洪特（Hund）规则 （1）在等价轨道上排布电子，将尽可能分占不同 轨道，且取自旋平行态。 （2）当等价轨道处于全空（p0或d0或f 0）、全充满 （p6或d10或f 14）以及半充满（p 3或d 5或f 7）时，体系能 量最低，原子较为稳定。 四、 多电子原子轨道近似能级图 对于单电子体系，电子的能量只取决于主量子数n与角 量子数l无关。但对于多电子体系，电子的能量除由主量子 数n决定外，角量子数l也是一个重要影响因素。

第六章 原子结构和元素周期系 一、鲍林（L.Pauling)近似能级图 Ⅳ： 4s 3d 4p Ⅲ： 3s 3p Ⅱ： 2s 2p Ⅰ： 1s 能级图p21 能级顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p 注意：① n 相同，l不同，能量不等； ② 3d的能量高于4s；

第六章 原子结构和元素周期系 例如： He：2个电子 1s2 (1,0,0,+1/2)； (1,0,0,-1/2) C: 6个电子 第六章 原子结构和元素周期系 例如： He：2个电子 1s2 (1,0,0,+1/2)； (1,0,0,-1/2) C: 6个电子 1s22s22p2 p2: ↑ N: 7个电子 1s22s22p3 p3: ↑ Cr:24个电子 1s22s22p63s23p63d54s1 （对） 1s22s22p63s23p63d44s2 （错） 1s22s22p63s23p64s13d5 （错） 可简写为：[Ar] 3d54s1 [Ar]：原子实； 3d54s1：价电子层构型

4s1这个电子用四个量子数表示为： 4，0，0，+1/2或-1/2 3d5这五个电子用四个量子数表示为： 第六章 原子结构和元素周期系 4s1这个电子用四个量子数表示为： 4，0，0，+1/2或-1/2 3d5这五个电子用四个量子数表示为： 3，2，2，+1/2或-1/2 3，2，1，+1/2或-1/2 3，2，0，+1/2或-1/2 3，2，-1，+1/2或-1/2 3，2，-2，+1/2或-1/2

第六章 原子结构和元素周期系 6.3 原子电子层结构和元素周期律 一、 原子的电子层结构与周期表 元素的性质随着核电荷的递增呈现周期性变化的规律 就称为元素周期律。 依照这个规律把众多化学元素组织在一起形成的 系统叫化学元素周期系。周期系的具体表现形式是 各种各样的元素周期表。 周期表分为周期（横行）和 族（竖行）；

第六章 原子结构和元素周期系 周期表

例如，第一周期，n=1；第二周期，n=2；余此类推。 第六章 原子结构和元素周期系 周期表中的元素共划分为7个横行，每个横行称为一个周期。其中第一、二、三周期为短周期；第四、五、六周期为长周期；第七周期为不完全周期。元素所在的周期数等于其基态原子中含有电子的最高能级组的序号数，等于原子最外层主量子数n。 例如，第一周期，n=1；第二周期，n=2；余此类推。 第一周期：（2个） H、He 第二周期： （8个）Li 、Be 、B 、C 、N 、O 、F 、 Ne 第三周期： （8个）Na 、Mg 、Al 、Si 、P 、S 、Cl 、Ar 第四周期： （18个）K 、 Ca 、Sc 、Ti 、V 、Cr 、Mn 、Fe 、 Co 、Ni 、 Cu 、Zn 、Ga 、 Ge 、As 、Se 、Br 、Kr

2. 族 第六章 原子结构和元素周期系 周期表中竖行称为族；周期表共有18个竖行，16个族； 第六章 原子结构和元素周期系 2. 族 周期表中竖行称为族；周期表共有18个竖行，16个族； 包括：7 个主族（用ⅠA ~ Ⅶ A表示）； 0族； 7个副族（用ⅠA ~ Ⅶ A表示）； Ⅷ族； ⑴ 主族 凡是最后一个电子填入ns或np轨道的元素称 为主族元素。各主族的族数等于该元原子的最外层电子 数（即ns+np） ⑵ 副族 凡是最后一个电子填入次外层(n-1)d轨道或倒数第三层(n-2)f轨道上的元素称为副族元素。

d 区: Ⅲ B ～ ⅦB，Ⅷ族 (n-1)d1~9ns1~2 ds区: ⅠB ～ Ⅱ B (n-1)d10ns1~2 第六章 原子结构和元素周期系 3. 电子层结构与区 根据价电子结构的不同，可将元素周期表分为s,p,d,ds,f 五个区。 s区： ⅠA ～ Ⅱ A ns1～ns2 p区：ⅢA～ⅦA，0族 ns2np1～ns2np6 d 区: Ⅲ B ～ ⅦB，Ⅷ族 (n-1)d1~9ns1~2 ds区: ⅠB ～ Ⅱ B (n-1)d10ns1~2 f 区: 镧系和锕系， 排在ⅢB中 CAI课件

第六章 原子结构和元素周期系 【例6-3】某元素的价电子层构型为3d 54s1，指出⑴ 元素的原子 第六章 原子结构和元素周期系 【例6-3】某元素的价电子层构型为3d 54s1，指出⑴ 元素的原子 序数；⑵ 该元素属于哪一周期？哪一族？哪一区？⑶ 用四个 量子数描述全部价电子的运动状态？ 答：⑴ 核外电子排布为：1s22s22p63s23p63d 54s1；共计24个电子； 原子序数为24（铬，Cr） ⑵ 该元素位于第四周期，第ⅥB族，d 区； ⑶ （3，2，0，+1/2）（3，2，+2，+1/2） （3，2，+1，+1/2） （3，2，-1，+1/2） （3，2，-2，+1/2）或-1/2 （4，0，0，+1/2）或 -1/2

元素周期律揭示了元素性质相互联系的规律，这种 规律的内在因素就是元素的原子结构。 第六章 原子结构和元素周期系 三、 元素的周期性 元素周期律揭示了元素性质相互联系的规律，这种 规律的内在因素就是元素的原子结构。 1. 原子半径 原子半径分为共价半径、金属半径和范德华半径三类。 ⑴ 共价半径 同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们 核间距离的一半。 ⑵ 金属半径 金属晶格中，相邻金属原子核间距离的一半。 ⑶ 范德华半径 在单质中，两个相邻原子在没有键合的情况下 仅借范德华力联系在一起时核间距离的一半。

第六章 原子结构和元素周期系 原子半径在周期表中的变化规律为： 见图 2. 电离能 （1）同周期主族元素中，从左到右原子半径减小。 第六章 原子结构和元素周期系 原子半径在周期表中的变化规律为： （1）同周期主族元素中，从左到右原子半径减小。 （2）同周期过渡元素中，从左到右随着原子序数的递增， 原子半径减小较为缓慢，不如主族元素变化明显。 （3）同一主族元素中，从上到下，原子半径依次增大。 （4）同一副族元素中，原子半径变化规律性不明显。 见图 2. 电离能 在定温定压下，基态的气态原子失去电子所需要的能量 称为元素的电离能，用I表示，单位为kJ·mol-1。

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第六章 原子结构和元素周期系 意义：I 越小，代表失电子越容易。 电离能变化规律: 对于多电子原子，处于基态的气态原子失去一个电子变成 第六章 原子结构和元素周期系 对于多电子原子，处于基态的气态原子失去一个电子变成 +1价气态阳离子所需的能量称为元素的第一电离能I1。由+1价 阳离子再失去一个电子变成+2价阳离子所需的能量，称为元素 的第二电离能I2，余此类推。 意义：I 越小，代表失电子越容易。 电离能变化规律: ⑴ 同一周期元素原子的第一电离能自左至右总的趋势是逐渐 增大，某些元素具有全充满或半充满的电子结构，稳定性高，其 第一电离能比左右相邻元素都高 。 ⑵ 同一主族：从上到下，电子层结构相同，半径增大，电离能 降低。

第六章 原子结构和元素周期系 见表

第六章 原子结构和元素周期系 3.电子亲合能（Y） 在定温定压下，基态气态原子得到电子形成气态负离子 第六章 原子结构和元素周期系 3.电子亲合能（Y） 在定温定压下，基态气态原子得到电子形成气态负离子 所放出的能量叫元素的电子亲合能。用Y表示，单位为kJ·mol-1。 电子亲合能表示元素的原子获得电子的难易程度，电子亲合能 越大，原子变成负离子的倾向越大。 电子亲合能变化规律： ① 同周期中，从左到右，电子亲合能增大； ② 同族中，从上到下，电子亲合能减小；

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第六章 原子结构和元素周期系 4 . 电负性 电负性越小，金属性越强，非金属性越弱。 电负性明显的呈周期性变化： 第六章 原子结构和元素周期系 4 . 电负性 元素的电负性是指元素的原子在分子中对电子吸引能力 （或本领）的大小。 电负性越小，金属性越强，非金属性越弱。 电负性明显的呈周期性变化： ⑴ 同一周期自左至右，电负性增加（副族元素有些例外）； ⑵ 同族自上至下，电负性依次减小，但副族元素后半部，从 上至下电负性略有增加。

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第六章 原子结构和元素周期系 返回 H 32 1312 原子半径：单位pm 第一电离能：单位kJ · mol-1 He 93 2372 Li 第六章 原子结构和元素周期系 H 32 1312 原子半径：单位pm 第一电离能：单位kJ · mol-1 He 93 2372 Li 123 520 Be 89 900 B 82 801 C 77 1086 N 70 1402 O 66 1314 F 64 1681 Ne 112 2081 Na 154 496 Mg 136 738 Al 118 578 Si 117 787 P 110 1012 S 104 1000 Cl 99 1251 Ar 1521 返回

第六章 原子结构和元素周期系 卢瑟福是一位出生于新西兰的 英国物理学家。 在剑桥，他发现了α和β射线。 1899年卢瑟福移居加拿大，在MCGill大学进一步做射线研究实验，而且证明了a射线实际上是由氦核组成，而β射线则由电子组成（由于这一工作卢瑟福获得1908年诺贝尔化学奖）。

第六章 原子结构和元素周期系 他和学生索迪一起研究了来自放射性元素钍的气体， 且由实验证明该气体是氩，这是首次发现的放射性元素 自发蜕变现象，也是20世纪物理学上的重大发现之一。 1909年卢瑟福在指导学生盖革（H．Geiger）和马斯顿 （E．Marstofl）进行α粒子轰击原子的放射性实验时， 发现α粒子散射现象。 卢瑟福为人谦虚，科学上不墨守成规、尊重实验事实、追求真理，从不把自己的意志强加给学生，且1913年玻尔提出原子的玻尔模型论文还是经过卢瑟福的审阅并推荐发表的。

第六章 原子结构和元素周期系 在原子结构理论的早期研究中，卢瑟福起到了 承上启下的关键作用。 卢瑟福本人是汤姆生的六位获诺贝尔奖学生之一， 而他本人又指导过11位诺贝尔奖获得者这些获奖者分 别是：E．索迪、N．玻尔、J．查德威克、G．赫维西、O．哈恩、V．阿普顿、F．鲍威尔、D．科克劳夫、E．沃尔顿、A贝斯和S．布莱克。另外还有许多虽未获诺贝尔奖，但也为科学作出了杰出的贡献，如著名的物理学家盖革等。

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