第一篇 物质结构基础 第1章 原子结构与元素周期系 主讲：燕翔（讲师） 单位：科学教育系.

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1 第一篇 物质结构基础 第1章 原子结构与元素周期系 主讲：燕翔（讲师） 单位：科学教育系

2 本章教学要求 1.了解核外电子运动的特殊性。理解四个量子数的物理意义，掌握四个量子数的取值及其和原子核外电子运动状态的关系，理解电子云、能层、能级、轨道的物理意义。 2.能够运用轨道填充顺序图，按照核外电子排布原理，写出若干常见元素的电子构型 3.掌握各类元素电子构型的特征 4.理解电离势、电负性等概念的意义，掌据它们与原子结构的关系

3 1.1 相对原子质量(原子量) 1.2 原子结构理论的发展简史 1.3 原子的起源和演化（自学） 1.4 氢原子结构的量子力学模型 — 玻尔行星模型 1.5 核外电子运动的量子力学模型 1.6 基态原子的核外电子排布 1.7 元素周期表 1.8 元素周期性

4 1.1 相对原子质量（原子量） 1.1.1 元素 原子序数和元素符号 1.1.2 核素、同位素和同位素丰度 1.1.3 原子的质量
1.1.4 元素的相对原子质量（原子量）

5 1.1.1 元素 原子序数和元素符号 元素是原子核里质子数(即核电荷数)相同的一类原子的总称。 1、元素 如何正确理解元素？
1、元素以原子核的核电荷数为标准对原子进行分类。 2.表示元素的符号与表示原子的符号相同,如H,既表示氢元素,也表示氢原子。 3.原子是微观概念,元素是宏观概念。原子有量的涵义,元素没有。如 H —— 表示氢元素,也表示一个氢原子; 2H ——只表示两个氢原子,不能说成两个氢元素, 也不能说成两种氢元素。

6  2.莫斯莱定律 原子序数 莫斯莱定律 1913年莫斯莱的实验结果：
2.莫斯莱定律 原子序数 莫斯莱定律 1913年莫斯莱的实验结果： 每种元素都有特征的X射线波长(λ),λ的倒数的平方根与原子序数(Z)呈直线关系。这种关系称莫斯莱定律 a,b在同组谱线中为常数。它表明原子序数代表着原子的某种特征(如核电荷数)。 —— = a(Z-b) 1  

7 Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 图1-1 由元素钛至锌的X射线的波长
| | | | | | | | | 图1-1 由元素钛至锌的X射线的波长

8 2.莫斯莱定律 原子序数 原子序数：在周表中,元素按核电荷由小到大的排列次序称为原子序数。 意义： ①代表元素在周期表中的位置 ②原子核的电荷在元素的的数值上等于原子序数 原子序数=核电荷数=质子数

9 1.1.2核素 同位素和同位素丰度 核素 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。 1.核素也是指原子的种类
质子数不同,或者是中子数不同的原子,都是不同种类的核素。 2.表示核素的符号 氧元素的三种核素:16O,17O,18O。 3.核素符号的意义 16O,表示氧-16核素,也表示氧-16核素的一个原子。 22H表示氘核素的2个原子。

10 16O,17O,18O C C Na C 核素 已知的核素品种超过2000种。 自然界的元素 核素 稳定核素 放射性核素 单核素元素
多核素元素 16O,17O,18O C 12 6 C 14 6 Na 23 11 C 13 6

11 同位素 多核元素中的不同核素互称同位素 1.同位素具有相同的化学性质。 2.同位素的稳定性 3.注意与同量素的区别：
质子数和中子数总和相等(质量数相等)的不同核素互称同量素。 同量素必然是不同的元素,化学性质也必不同。

12 同位素丰度 某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）称为同位素丰度。 例如，氧的同位素丰度为：
f(16O)=99.76%, f(17O)=0.04% f(18O)=0.20%； 单核素元素，如氟，同位素丰度为 f(19F)=100%。 有些元素的同位素丰度随取样样本不同而涨落，通常所说的同位素丰度是指从地壳（包括岩石、水和大气）为取样范围的多样本平均值。若取样范围扩大，需特别注明。

13 1.1.3原子的质量 1、原子质量 某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量。常用A表示。
2、原子质量单位:一个12C核素原子质量的十二分之一定义为“统一的原子质量单位”,用“u”表示。 1u= A(12C)×—— 1 12 碳—12原子的原子质量是： A(12C)=12 u 1u等于多少?取决于对核素12C的一个原子的质量的测定。最近的数据是： 1u= （9）x10-24 g

14 原子质量：表示某核素原子的质量 质量数：表示某核素原子核中质子 数与中子数之和
同理：A(16O) = 16 u A(17O) = 17 u A(18O) = 18 u 某一核素的原子质量,以u为单位时,数值上等于它的质量数（质子数 + 中子数）。 原子质量：表示某核素原子的质量 质量数：表示某核素原子核中质子 数与中子数之和 质子和中子的质量接近于 1u ，但不等于 1 ，再加上静质量亏损的原因，除 12 C 核素的原子质量是整数，其数值恰好等于质量数之外，其余核素的原子质量都有小数 质量数则全是整数

15 3.平均原子质量 某元素的平均原子质量等于各同位素的原子质量与其丰度的积之和。
3.平均原子质量 某元素的平均原子质量等于各同位素的原子质量与其丰度的积之和。 A平均(E)=ΣA(同位素)×丰度 例:汞的各同位素及其丰度如下表: 同位素 204Hg 202Hg 201Hg 200Hg 199Hg 198Hg 196Hg A(u) 丰度(%) 汞的平均原子质量: A平均(Hg) = 204u×6.85%+202u×29.80%+201u×13.22%+200u×26.13% + 199u×16.84%+198u×10.02%+196u×0.146% =200.6u

16 1.1.4元素的相对原子质量（原子量） 核素的相对原子质量 核素的质量与12C的原子质量1/12之比称为核素的相对原子质量。
核素的相对原子质量在数值上等于核素的平均原子质量，量纲为一。

17 1.1.4元素的相对原子质量（原子量） 相对原子质量(简称原子量)： 一种元素的相对原子质量就是该元素的1摩尔质量与1摩尔12C核素质量的1/12的比值，用Ar(E)表示 Ar(E) = —————————— E元素的平均原子质量(u) A(12C) ——— 12 (u) A(12C) ——— 12 = 1u 例如：Ar(Cl)=35.453

18 A平均(Hg) = 204u×6.85%+202u×29.80%+201u×13.22%+200u×26.13% + 199u×16.84%+198u×10.02%+196u×0.146% =200.6u 元素的相对原子质量的数值与平均原子质量的数值是相等的，其不同仅是前者无单位，后者有单位。就如相对密度和密度的关系一样。

19 元素的 “ 相对原子质量 ” 和核素的 “ 原子质量 ” ，虽然都是以 12 C 为基准，但是它们是两个不同的概念。     1 ．相对原子质量是某元素一个原于的平均质量对 12C 核素一个原子的质量的 1 ／12 之比，而原子质量是某核素一个原子的质量，前者是讨论某元素天然存在的所有核素原子的平均质量，后者只讨论某元素一种核素原子的质量。     2 ．从数值看，一种元素只有一个原子量；除单一核素元素外，同种元素各核素原子质量不同。    

20 3 ．相对原子质量没有单位，而原子质量有单位 ( 常用 u 表示 ) 。因比对单一核素元素来说，它的相对原子质量和原子质量数值相等但是前者无单位，后者有单位。如钠元素的相对原子质量等于 ， 23 Na 核素的原子质量等于 u 。 4 ．某些元素的相对原于质量与核素的丰度有关；原于质量与核素的丰度无关。

21 举例：

22 1-2 原子结构理论的发展简史 Dalton原子学说 (1803年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年)
Rutherford核式模型 (1911年) Bohr行星模型 (1913年) 量子力学模型(1926年)

23 1.道尔顿原子论 19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说
原子是组成物质的最小结构的单元。每一种化学元素有一种原子；同种原子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分，一种原子不会转变为另一种原子。 提出原子量的概念

24 2.“西瓜式”模型 1897年，英国科学家汤姆生发现了电子。 阴极射线在磁场中偏转 1904年汤姆生提出“西瓜式”模型

25 卢瑟福原子模型 α粒子散射实验证实了原子中除了有带负电的电子，还有带正电、质量大的原子核，卢瑟福提出原子的有核模型 。
1911年，英国物理学家卢瑟福 进行α粒子散射实验：用一束平行的α射线撞击金箔， 观察α粒子的行踪，发现α粒子穿过金箔后，大多数粒子仍继续向前，没有改变方向；少数α粒子改变它原来的途径而发生偏转，但偏转的角度不大；仅有极少数（约1/万）偏转的角度很大，甚至被反弹回去。 α粒子散射实验证实了原子中除了有带负电的电子，还有带正电、质量大的原子核，卢瑟福提出原子的有核模型 。

26 4. 玻尔行星模型(1913年) 为解释原子可以稳定存在的问题和氢原子的线状光谱，1913年，丹麦物理学家玻尔总结普朗克的量子论、爱因斯坦的光子论和卢瑟福的原子模型结构，提出了行星模型。

27 量子力学模型(1926年) 为了解原子核外电子的运动状态，人们通过对原子线状光谱的研究，发现电子等微观粒子的运动是量子化的； 通过对光、电子的衍射实验，发现电子等微观粒子的运动特征除了“量子化”，还具有“波粒二象性”；从而得出微观粒子的运动特征——“量子化”和“波粒二象性”，建立了量子力学模型(1926年)

28 氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单的原子
氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单的原子.在氢原子内，这个电子核外是怎样运动的？这个问题表面看来似乎不太复杂，但却长期使许多科学家既神往又困扰，经历了一个生动而又曲折的探索过程. 为了解原子核外电子的运动状态，人们对氢原子线状光谱的进行研究。

29 1.4 原子结构的玻尔行星模型 1.4.1 氢原子光谱 1. 连续光谱      一束白光通过三棱镜折射后，可以分解成赤橙黄绿青蓝紫等不同波长的光谱，称之为连续光谱。例如：自然界中，雨后天空的彩虹是连续光谱。一般白炽的固体、液体、高压下的气体都能给出连续关谱。 自然界的连续光谱 实验室的连续光谱 氢气高压放电产生的连续光谱 （实验室）

30 （从上到下）氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱
2. 线状光谱 ( 原子光谱 )：     以火焰、电弧、电火花等方法灼烧化合物时，化合物发出不同频率的光线，光线通过三棱镜折射，由于折射率不同，再屏幕上得到一系列不连续的明暗相间谱线组成的光谱，称之为线状光谱。所有的原子光谱都是线性光谱。 每种原子都有自己的特征谱线，利用原子的特征谱线来鉴定原子的存在 （从上到下）氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱

31 　3. 氢原子光谱（原子发射光谱） 在真空管中充入少量 H2 (g)，通过高压放电，氢气可以产生可见光、紫外光和红外光，这些光经过三棱镜分成一系列按波长大小排列的线状光谱。在可见光区得到四条颜色不用的谱线：

32 1.4.1 氢原子光谱 氢原子的可见区的线状光谱图 氢原子光谱特征: ①不连续的、线状的， ②从红到紫, Hα、Hβ等谱线间的距离越来越小

33 1.4.1 氢原子光谱 1883年，瑞士巴尔麦发现，谱线波长(λ)与编号(n)之间存在如下经验方程：
1913年，瑞典物理学家里德堡提出适合所有氢光谱的通式：  : 波数(波长的倒数 = 1/ , cm-1). n : 大于2的正整数. RH ： Rydberg常数, RH= R / c RH = 107 m-1 在可见光区： 当n1＝2, n2＝3 为Hα谱线的频率 n2＝4 为Hβ谱线的频率 n2＝5 为Hγ谱线的频率 n2＝6 为Hδ谱线的频率

34 原子结构理论的发展简史 经典物理学概念面临的窘境1 根据当时的物理学概念, 带电微粒在力场中运动时总要产生电磁辐射并逐渐失去能量, 运动着的电子轨道会越来越小, 最终将与原子核相撞并导致原子毁灭.

35 1.4 原子结构的波尔行星模型 经典物理学概念面临的窘境2 按照经典电动力学,作加速运动的电子所辐射的原子光谱应该是连续分布的。这与氢原子光谱的线状分布完全不符,经典理论无法解释原子光谱的上述定量的实验规律。 矛盾： 1） 原子不会毁灭。 2） 原子光谱是不连续的，是线 状的。

36 为解释原子可以稳定存在的问题和氢原子的线状光谱， 1913年，丹麦物理学家玻尔总结普朗克的量子论、爱因斯坦的光子论和卢瑟福的原子模型结构，把量子论的基本观点应用于原子核外电子的运动，提出了玻尔理论。

37 什么是量子化 ? 普朗克的量子论认为,电磁波辐射能的发射或吸收不是连续的,而是量子化的,一份一份的。每份不连续能量有一个最小的单位——量子，辐射能就以这个能量单位一份一份地,或按照这个能量单位的整倍数辐射或吸收,因而是不连续的。 微观领域能量不连续 物理量不连续地变化称为量子化。 如：电子的最小单位为一个电子的电量： 1.602×10－19c，电量不可能取任意数值连续地变化，只能以电子电量的整倍数，一个电子一个电子呈跳跃式地相应增加或减少。

38 hc Ε＝hν= — h──称为普朗克常数，等于6.6256×10-34J·s  ● 光电效应
1905年, 爱因斯坦(Einstein A)成功地将能量量子化概念扩展到光本身,解释了光电效应 爱因斯坦认为, 入射光本身的能量也按普朗克方程量子化, 并将这一份份数值为1hv的能量叫光子, 一束光线就是一束光子流. 1个光子能量约与光的频率v成正比： Ε＝hν= — h──称为普朗克常数，等于6.6256×10-34J·s hc  光量子的能量与光的波长成反比，波长越短，能量越大。

39 1.4.2 玻尔理论 1913年玻尔提出的氢原子结构的行星模型要点： ⑴轨道假设
玻尔理论 1913年玻尔提出的氢原子结构的行星模型要点： ⑴轨道假设 　　假定氢原子核外电子只能在确定半径和能量的轨道上运动，且不辐射能量。 轨道的半径为： 从距核最近的一条轨道算起, n值分别等于1,2,3,4,5,6,7. 根据假定条件算得 n = 1 时允许轨道的半径为 53 pm, 这就是著名的玻尔半径.

40 ⑵定态假设： 定态：氢原子的核外电子在轨道上运行时具有一定的、不变的能量,不会释放能量,这种状态被称为定态（即不随时间而改变）。在定态轨道上运动的电子既不吸收能量也不放出能量。 通常电子处于离核最近的轨道上，能量最低的定态叫做基态； 原子获得能量后，电子被激发到高能量的轨道上，原子处于激发态。 对于氢原子，核外电子的能量为：

41 可见，氢原子轨道能量不是任意的，而是随着n值的改变被一级级地分开，即轨道能量变化是量子化的。
定态假设解释了原子能够稳定存在的问题。玻尔从核外电子的能量的角度提出的定态、基态、激发态的概念至今仍然是说明核外电子运动状态的基础。

42 （3）量子化条件 在定态轨道上运动的电子有一定的能量，这能量只能取某些由量子化条件决定的分立数值，这个条件是, 电子的轨道角动量L只能等于h/(2π)的整数倍：
n 叫做量子数, 取1,2,3,…等正整数。轨道角动量的量子化意味着轨道半径受量子化条件的制约。

43 ⑷跃迁规则 　　电子吸收能量就会跃迁到能量较高的激发态，反过来，激发态的电子返回基态或能量较低的激发态而以光子的形式释放能量，这就是跃迁规则。 光子的能量为跃迁前后两个能级的能量之差，光的频率取决于轨道间的能量差。 ΔE = E2 － E1 = hν 由于各轨道能量是确定的,跃迁是量子化的，不连续的，因而能量的释放也是不连续的。两个轨道能量一定，其差△E也一定,所以辐射出的射线频率和波长也就一定,并且是不连续的,形成线状光谱。

44 当氢原子中的电子是从n= 3，4，5，6……等轨道跃迁回到n=2的轨道上时，就产生了氢原子的可见光谱线。
在可见光区： 当n1＝2, n2＝3 为Hα谱线 n2＝4 为Hβ谱线 n2＝5 为Hγ谱线 n2＝6 为Hδ谱线 原子吸收和辐射的能量是不连续的(即量子化的),玻尔出色地解释了氢原子光谱中谱线频率(或波长)不连续的原因,成功的解释了氢原子光谱。

45 (1)核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量;
玻尔理论小结 (1)核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动,且不辐射能量; (2)通常保持能量最低----基态 (3)获能量激发----激发态 (4)从激发态回到基态释放光能 E: 轨道的能量 ν：光的频率 h: Planck常数 6.626x10-34J.S

46 ● 解释了 H 及 He+、Li2+、B3+ 的原子光谱
（3）玻尔理论的贡献和局域性： 贡献： 1)玻尔所计算出的各谱线的波长及频率,非常符合氢原子光谱的实验测定值。 ● 解释了 H 及 He+、Li2+、B3+ 的原子光谱 波型 Hα Hβ Hγ Hδ 计算值 /nm 实验值 /nm 2)提出了主量子数n和能级的重要概念，为近代原子结构的发展作出一定的贡献。轨道半径和轨道能量由n决定，n越大，则电子离核就越远，电子具有的能量就越大。 3) 说明了原子的稳定性。 局限性： 1）只限于解释氢原子或类氢离子（单电子体系）的光谱， 不能解释多电子原子的光谱。 2）不能解释氢原子光谱的精细结构

47 玻尔理论产生局限性的原因： 严重的缺陷在于其理论体系上，它一方面否定了经典理论而提出定态和量子化能级的概念，另一方面却保留了经典力学的轨道概念，并用经典物理的定律来计算电子的稳定轨道，它不能回答： 1)为什么原子的能量是量子化的； 2)为什么原子会有稳定的运动状态； 3)为什么在定态时不辐射能量。 未能完全冲破经典物理的束缚，电子在原子核外的运动采取了宏观物体的固定轨道，没有考虑电子本身具有微观粒子所特有的规律性-----波粒二象性。因此，波尔理论无法解释多电子原子的光谱和氢光谱的精细结构等问题。

48 1-5 核外电子运动的波粒二象性 1.5.1波粒二象性 光的波动性:是指光能发生衍射和干涉等波的现象
1-5 核外电子运动的波粒二象性 1.5.1波粒二象性 光的波动性:是指光能发生衍射和干涉等波的现象 光的干涉：指同样波长的光束在传播时，光波相互重叠而形成明暗相间的条纹的现象。 光的衍射： 如果光是直线传播的，则只能如红线所示；而光的传播如黑线所示。因此说明光能绕过障碍物弯曲传播，即光能衍射。而光的干涉和衍射实波动才有的现象，即光具有波动性。 光的粒子性:是指光的性质可以用动量来描述。 P = mv

49 光的波粒二象性： 爱因斯坦光子论： E=hv 质能联系定律：E=mc2 （h——Planck常数：6.626╳10－34J.s） 此式表明了光具有波粒二象性。 在一定条件下，光有时显示出波动性（此时粒子性不显著），有时显示出粒子性（此时波动性不显著)，这种在不同条件下分别表现出波动和粒子的性质称为光的波粒二象性。

50 1-5 核外电子运动的波粒二象性 1.5.2电子的波粒二象性： 这个关系式把电子等微观粒子的波动性和粒子性的定量地联系起来。
1-5 核外电子运动的波粒二象性 1.5.2电子的波粒二象性： 1924年德布罗意大胆预言：一些微小的粒子 (如电子、中子、质子等)也具有波粒二象性，并提出如下的关系式： 这个关系式把电子等微观粒子的波动性和粒子性的定量地联系起来。 表明：电子具有波粒二象性。

51 波粒二象性是微观粒子的基本属性之一。 实验原理
 1927年，戴维森（Davisson）和革尔墨（Germer）应用Ni晶体进行的电子衍射实验证实了电子具有波动性。用电子枪发射高速电子通过薄晶体片射击感光荧屏，得到明暗相间的环纹，类似于光波的衍射环纹。 K V D M P  实验原理 (a) (b) 电子通过A1箔(a)和石墨(b)的衍射图 波粒二象性是微观粒子的基本属性之一。

52 问 题：为 什 么 宏 观 物 体 不 具 有 波 粒 二 象 性？ （P31）
如：1克运动速度为300米/秒的子弹  表现波动性时波长约为 nm(公式： = h/m)

53 既然电子是具有波粒二象性的微观粒子，能否用经典力学中确定宏观物体运动状态的物理量“位置”和速度描述其运动状态呢？能否象经典力学准确测定宏观物体运动的速度和位置那样准确测定电子运动的速度和位置呢？
对于微观粒子, 由于其具有特殊的运动性质(波粒二象性), 不能同时准确测定其位置和动量。 1927年, 海森堡(Heisthberg)提出了电子运动的测不准原理。

54 1.5.3海森堡不确定原理 海森堡认为：“由于微观粒子具有波粒二象性，所以不可能同时精确地测出它的运动速度和空间位置。”
 x ·  mv =  x · p ≥ h /4π 其中： X:微观粒子在某一空间的坐标 x：粒子位置的测量偏差 p：粒子动量的测量偏差 h：普朗克常数， h=6.626×10－34J·S 不确定关系式的含义：用位置和动量两个物理量来描述微观粒子的运动时，只能达到一定的近似程度。根据不确定原理，粒子位置的测量准确度越大，其动量的准确度就会愈差，反之亦然。

55 ∴若m非常小，则其位置与速度是不能同时准确测定的
例1: 微观粒子如电子,m=9.1110-31kg, 原子约为半径r=10-10m，则x至少要达到10-11m才相对准确，则其速度的测不准情况为： 速度不准确程度过大，容忍不了！！！ ∴若m非常小，则其位置与速度是不能同时准确测定的 对于宏观物体如何？

56 例2: 对于m=10克的子弹，它的位置可精确到x＝0.01cm,其速度测不准情况为：
几乎没有误差！即对宏观物体可同时测定位置与速度。所以测不准原理对宏观物质无意义。 具有波粒二象性的电子，已不再遵守经典力学规律，它们的运动没有确定的轨道,位置和速度是不能同时准确测定的。 ● 重要暗示——不可能存在 Rutherford 和 Bohr 模型中行星绕太阳那样的电子轨道。

57 无法同时准确测定运动坐标和动量。它的坐标测得越准, 其动量(速度)就测得越不准；它的动量测得越准, 其坐标就测得越不准。
无确定的运动轨道。 位置（坐标）和动量（速度）能同时准确测定 可预测运动轨道 宏观物体 微观粒子 宏观物体与微观粒子运动特征比较 不确定原理是量子力学的基本原理之一。 它并不意味着微观粒子运动无规律可言，只是说它不符合经典力学的规律，应该用量子力学来描述微观粒子的运动。

58 物质运动及其理论 机械运动 牛顿力学 电磁现象 麦克斯韦方程 热的现象 热力学 经典理论 光电效应 原子的线状光谱 原子结构 量子力学 经典理论揭示了宏观世界的运动规律。 量子力学揭示了微观世界粒子运动的规律。

59 微观粒子运动的统计规律 　 既然对微观粒子的运动状态测不准, 有无方法描述其运动状态呢? 答案是肯定的. 某电子的位置虽然测不准, 但可以知道它在某空间附近出现的机会的多少, 即概率的大小可以确定. 因而可以用统计的方法和观点, 考察其运动行为。 这里包括两点: 能量——量子化 运动——统计性

60 物质波的统计性规律： 在电子衍射实验中，若以极弱的电子束通过金属箔进行衍射，则电子几乎是一个一地通过金属箔。若实验时间较短，则在照相底片上出现若干似乎不规则分布的感光点，表明电子显粒子性。只有实验时间较长，底片上才形成衍射环纹，显示出波动性。 时间较长时 时间较短时

61 从统计的规律看：电子落在衍射环纹亮处的机会较多，即概率较大；落在衍射环纹暗处的机会较少，即概率较小。
在衍射实验中，就一个电子来说，不能确定它究竟会落在哪一点上(测不准原理)，但若重复进行多次相同的实验，就能显示出电子在空间位置上出现具有衍射环纹的规律。这就是说，电子的波动性是电子无数次行为的统计结果。 从统计的规律看：电子落在衍射环纹亮处的机会较多，即概率较大；落在衍射环纹暗处的机会较少，即概率较小。 电子通过A1箔 从波动的观点看：衍射图样中衍射强度最大的地方，波的振幅最大。

62 从大量的粒子行为看：波的衍射强度大的地方电子出现的机会多；波的衍射强度小的地方电子出现的机会少。
微观粒子的波动性是大量微粒运动表现出来的性质，即是具有统计意义的概率波。描述核外电子不用轨迹，也无法确定它的轨迹，但可以用电子出现在核外空间的概率分布图来描述。

63 1-5 核外电子运动的波粒二象性 量子力学( 波动力学)模型 由于微观粒子的运动具有波粒二象性，其运动规律须用量子力学来描述.量子力学( 波动力学)模型是迄今最成功的原子结构模型, 它是1920年以海森堡(Heisenberg W)和薛定锷(Schrodinger E)为代表的科学家们通过数学方法处理原子中电子的波动性而建立起来的.

64 1 电子云和概率密度 概率：用统计性的方法可以判断电子在核外空间某一区域内出现机会的多少，数学上，称这种机会的百分数为概率。 概率密度：核外空间某处单位体积内电子出现的概率。 概率 =体积×概率密度 为了直观、形象地表示电子在核外空间概率密度的分布情况，量子力学引入了电子云的概念。

65 电子云：是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。
1 电子云 为了形象地表示核外电子运动的概率分布情况，化学上常用黑点分布的疏密来表示电子出现概率密度的相对大小。小黑点密集，概率密度大，单位体积内电子出现的机会多. 电子云：是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。

66 1 电子云 处于不同定态的电子的电子云图像具有不同的特征，主要包括：
◆电子云在核外空间扩展程度----核外电子的能量大小分层称为能层，如K、L、M、N…能层. ◆电子云的形状----把处在一定能层而又具有一定形状电子云的电子称为能级,如:1S、3S、3P、3d、4f…能级。 ◆电子云在空间的取向----是指电子在核外空间概率密度 较大的区域。

67 图1-5 电子云图像

68 本课程 不要求 记住 f 轨道 具体形状 ! 用“轨道”来描述在一定能层和能级上又有一定取向的电子云，可理解为电子在核外空间概率密度较大的区域。“轨道”代表原子核外电子的一种运动状态。

69 2.电子的自旋 核外电子除了绕原子核高速运动外，还绕自己的轴自旋。自旋只有2种相反的方向：顺时针和逆时针方向。 3. 核外电子可能的运动状态: 具有一定轨道的电子称为具有一定空间运动状态的电子。 具有一定空间运动状态又有一定自旋状态的电子称为具有一定运动状态的电子。

70 空间运动状态 能层 能级 电子云空间取向 轨道运动 核外电子运动 自旋运动

71 1-5 核外电子运动的波粒二象性 ◆原子核外电子可能的运动状态总结 能层 能级 轨道数 可能空间运动状态 可能运动状态数 第一能层（K）
1-5 核外电子运动的波粒二象性 ◆原子核外电子可能的运动状态总结 能层 能级 轨道数 可能空间运动状态 可能运动状态数 第一能层（K） 1S 1 2 第二能层（L） 2S、2P 1+3=4 2+6=8 第三能层（M） 3S、3P、3d 1+3+5=9 2+6+10=18 第四能层（N） 4S、4P、4d、4f =16 =32 第五能层（O） 5S、5P … 1+3+…=25 2+6+…=50 第n能层 … 1+3+…=n2 2n2

72 函数式Ψn, l, m (x,y,z) 能量 E 4.薛定谔方程和波函数
★ 方程中既包含体现微粒性的物理量 E、m、v ,也包含体现波动性的物理量ψ；薛定谔方程体现了波粒二象性。 N,l,m按一定规则取值 函数式Ψn, l, m (x,y,z) 求解薛定锷方程 能量 E 核外电子的运动状态（定态）

73 波函数和原子轨道 波函数Ψ 是量子力学中描述核外电子在空间运动状态的数学函数式，一定的波函数表示一种电子的空间运动状态，量子力学中借用经典力学中描述物体运动的“轨道”的概念，把波函数Ψ叫作原子轨道。 即1s轨道； 2s 轨道； 2pz 轨道； 核外电子的不同空间运动状态（定态） 意义：原子轨道和波函数是同义词，但原子轨道只是借用玻尔理论中的概念，原子轨道就指电子运动的波函数，它不是说电子运动有特定的轨道，我们只能说它在某一区域出现的概率大小和该电子的能量， 只是反映核外电子运动状态表现出的波动性和统计性规律。 原子轨道（原子轨函） 波函数 核外电子空间运动状态

74 对单电子原子：n值越小，电子层离核越近，能量越低。
5 描述电子运动状态的四个量子数 像玻尔的固定轨道一样, 波动力学的轨道也由量子数所规定. 不同的是, 原子轨道用四个量子数而不像玻尔轨道只用一个量子数描述： 1、主量子数（n） 取值：为自然数1，2，3，4，……，其中每一个数代表一个能层。 含义：（1）描述电子出现概率最大区域离核的远近； （2）描述电子能量的高低。 主量子数（n）： …… 能 层：第一能 层 第二能层 第三能层 第四能层 第五能层 …… 能 层 符 号： K L M N O …… 对单电子原子：n值越小，电子层离核越近，能量越低。 K＜L ＜M＜N ＜ O ＜P ＜Q 对于氢原子而言，电子能量唯一决定于n

75 2、副（角）量子数（l） 含义：（1）在多电子原子中与n一起决定核外电子的能量； （2）每一个l 值代表能层中的一个能级； （3）每一个l值代表一种电子云或原子轨道的形状。 取值：受n的限制, 它只能取小于n的正整数并包括零。 l = 0，1，2，3, 4……,(n－1) 副量子数(l) : … 能 级 符 号 : s p d f … 原 子 轨 道 ：球形 哑铃形 花瓣形 主量子数n: … 副量子数(l) : 0 0，1 0，1，2 0，1，2，3 … （n-1）

76 对于单电子体系或类氢原子： n不同， l相同：E1s＜E2s＜E3s＜E4s n相同，l不同，Ens=Enp=End=Enf 对于多电子体系：一般主量子数相同时，角量子数越大电子能量越高。 E4s＜E4p＜E4d＜E4f 对于多电子体系电子的能量决定于主量子数n和角量子数l。如2s、3p、4f表示能量不同的能级。

77 原子轨道：s Pz,Px，Py dz2,dx2,dy2,dx2-y2,dxy
3、磁量子数(m) 含义：描述原子轨道或电子云在空间取向。 取值：受l限制，可取即0,±1±2…±l 原子轨道：s Pz,Px，Py dz2,dx2,dy2,dx2-y2,dxy 磁量子数(m)只与原子轨道的伸展方向有关，而与能量无关。 s 轨道(l = 0, m = 0 ) : m 一种取值, 空间一种取向, 一条 s 轨道.

78 m 三种取值, 三种取向, 三条等价(简并) p 轨道.
p 轨道(l = 1, m = +1, 0, -1) m 三种取值, 三种取向, 三条等价(简并) p 轨道. 磁量子数(m)相同的轨道能量相同，称为简并轨道或等价轨道。

79 m 五种取值, 空间五种取向, 五条等价(简并) d 轨道.
d 轨道(l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2) : m 五种取值, 空间五种取向, 五条等价(简并) d 轨道.

80 n l m 空间运动状态数 1 s轨道,一种 2 -1,0,+1 p轨道,三种 3 -2,-1,0,+1,+2 d轨道,五种 4
角量子数、磁量子数与运动状态数的关系 n l m 空间运动状态数 1 s轨道,一种 2 -1,0,+1 p轨道,三种 3 -2,-1,0,+1,+2 d轨道,五种 4 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 f轨道,七种 n-l -l,…-3,-2,-1,0,+1,+2,+3…,+l （2·l+1）种

81 n = 4 ? 例： n = 1 l = 0， m = 0 Ψ1, 0, 0 (x,y,z)= Ψ1s 即1s轨道
n、l、m三个量子数可以决定一个原子轨道离核远近、形状和伸展方向。 n、l、m三个量子数确定，波函数的数学式也随之确定，相应的能量E也确定了，即确定了核外电子运动的一种空间运动状态。 例： n = 1 l = 0， m = Ψ1, 0, 0 (x,y,z)= Ψ1s 即1s轨道 n = 2 l = 0， m = Ψ2, 0, 0 (x,y,z)= Ψ2s 即2s轨道 l = 1， m = Ψ2, 1, 1 (x,y,z)= Ψ 2px 即2px轨道 m = Ψ2, 1, -1 (x,y,z)= Ψ 2py 即2py轨道 m = Ψ2, 1, 0(x,y,z)= Ψ 2pz 即2pz轨道 n = l = 0， m = 0 Ψ3, 0, 0 (x,y,z)= Ψ3s 即3s轨道 l = m = 0 ,  p l = m = 0 , 1，  d n = 4 ?

82 含义：描述核外电子的自旋状态 (绕电子自身的轴旋转运动）。自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为。
4、自旋量子数（ms） 含义：描述核外电子的自旋状态 (绕电子自身的轴旋转运动）。自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为。 取值： Electron spin visualized 想象中的电子自旋 ★ 两种可能的自旋方向: 正向(+1/2)和反向(-1/2) ★ 产生方向相反的磁场 ★ 相反自旋的一对电子, 磁场相互抵消

83 研究表明：在同一原子中，不可能有运动状态完全相同的电子存在。换句话说，同一原子中每个电子中的四个量子数不可能完全相同，因此可推出每一个轨道只能容纳两个自旋方向相反的电子；可推出各电子层所能容纳电子最大数值。 核外电子运动 轨道运动 自旋运动 与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei) n l m ms

84 下列各组量子数中，哪组是正确的？ 1. n=3, L=2, m=-2; 2. n=4, L=-1,m=0 3. n=4,L=1,m=-2 4. n=3,L=3,m=-3

85 5 波函数的图形描述

86 波函数角度分布图 (以氢原子 2px轨道为例)
★ 通过坐标原点画出若干条射线, 每条对应一组θ 和φ 值; ★ 将该组θ和φ 值代入波函数式(见上)中进行计算, 以计算结果标在该 射线上某一点; ★ 用同样方法标出其它射线上的点,然后将所有的点相联,得沿 x 轴伸展 的哑铃形面.

87 波函数角度分布图

88 从光的波动性来说，光的强度与光波的振幅平方成正比； I=ψ2/ (4π) 从光的粒子性来说，光的强度与光子的密度成正比； I =ρhυ
6.波函数Ψ (r,θ,φ)与电子云Ψ2 (r,θ,φ) 光子一样具有波力二象性。 从光的波动性来说，光的强度与光波的振幅平方成正比； I=ψ2/ (4π) 从光的粒子性来说，光的强度与光子的密度成正比； I =ρhυ 若把光的波动性与粒子性统一起来，则光子的密度与光波的振幅成正比。 I =ρhυ=ψ2/ (4π) 电子与光子一样具有波力二象性。 因此，电子出现的几率密度 。 所以， 可用来反映电子在空间某位置上的单位体积内出现的概率（即概率密度）的大小。

89 6.波函数Ψ (r,θ,φ)与电子云Ψ2 (r,θ,φ) Ψ2 的物理意义是概率密度.
将角度波函数Ψ的绝对值的平方Ψ2对θ和φ作图，就是电子云的角度分布图，表示原子半径相同的各点随角度θ和φ变化时概率密度的大小。 其特征如下: 从外形上看，s，p，d电子云角度分布图的形状与波函数角度分布图的相似，但p，d电子电子云的角度分布图较“瘦”些。 波函数角度分布图中有正负之分，但 无正负，故电子云角度分布图无正负。 电子云角度分布图和波函数角度分布图都只与l，m有关，而与n无关。

90 电子云角度分布图 要求牢记：◎ s, p, d 电子云的形状；s, p, d 电子云在空间的伸展方向.

91 归纳起来，原子结构的近代概念（是量子力学的原子模型），重点有：
（1）电子具有波粒二象性，核外电子运动没有固定的轨道，具有按照几率分布的统计规律性。 （2）可用薜定谔方程描述核外电子的运动。波函数是描述核外电子运动的数学表达式，方程中每一个合理的解，就表示核外电子的某一种可能的稳定状态。 （3）原子轨道为的空间图象，以角度分布的空间图象，作为原子轨道角度分布的近似描述。 （4）以||2的空间图象——电子云来表示核外空间电子出现的概率密度。 （5）以四个量子数来确定核外每一个电子的运动状态。

92 1.6 基态原子的核外电子排布 1.补充: 多电子原子轨道的能级 ⑴ 鲍林近似能级图 Pauling,L.C.( ) ⑵科顿能级图 ⑶屏蔽效应和穿钻效应 2. 构造原理 3.基态原子的核外电子排布

93 1 鲍林近似能级图 ◆ l 值相同时, 轨道能级只由 n 值决定。 例: E(1s) <E(2s) <E(3s) <E(4s ) ◆ n 值相同时,轨道能级则由 l 值决定。 例: E(4s) <E(4p) <E(4d) < E(4f ). 这种现象叫能级分裂. ◆ n和l都不同时出现更为复杂的情况, 主量子数小的能级可能高于主量子数大的能级,即所谓的能级交错. 能级交错现象出现于第四能级组开始的各能级组中, 例如：第四能级组的 E(4s) ＜ E(3d) ＜E(4p). ◆ 1939年, 鲍林(L.Pauling)从大量光谱实验数据出发, 通过理论计算得出多电子原子中轨道能量的高低顺序, 即所谓的顺序图。图中一个小圆圈代表一个轨道(同一水平线上的圆圈为等价轨道)；箭头所指则表示轨道能量升高的方向. 1.Pauling近似能级图

94 徐光宪的能级高低的近似原则: n + 0.7l 例如：第四能级组 4s < 3d < 4p n + 0.7l 第六能级组 6s < 4f < 5d < 6p n + 0.7l

95 对鲍林能级图的重要说明 ◆ 鲍林能级图只适用于多电子原子.即不适用于氢原子和类氢原子, 氢原子和类氢原子不存在能级分裂现象,自然也谈不上能级交错. ◆ 鲍林能级图严格意义上只能叫“顺序图”,顺序是指轨道被填充的顺序或 电子填入轨道的顺序. 换一种说法，填充顺序并不总是能代表原子中电子的实际能级！ 例如Mn原子(Z=25), 最先的18个电子填入 n = 1～3 的9条轨道, 接下来2个电子填入4s 轨道, 最后5个电子填入顺序图中能级最高的3d 轨道. 但是, 如果你由此得“Mn原子中3d电子的能级高于4s电子”，那就错了. 金属锰与酸反应生成Mn2+ ,失去的2个电子属于4s 而3d ！

96 ◆ H 原子轨道能量只与 n 有关, 其它原子轨道均发生能级分裂.
此图不是顺序图! 2 科顿能级图 ◆ H 原子轨道能量只与 n 有关, 其它原子轨道均发生能级分裂. 1 ◆ 原子轨道的能量毫无例外地 随原子序数增大而下降. ◆ 从21号Sc 开始, 第4周期元素的 3d 轨道能级低于4s. 原子轨道产生能级交错现象。这说明不但是Mn原子,其余 3d 过渡金属被氧化时,4s 轨道都先于3d 轨道失去电子. 鲍林图上反映不出这种情况 ！

97 以He原子为例：He原子核外有2个电子，He原子中存在：核与电子的作用；电子与电子之间的作用。
3 屏蔽效应和穿效应钻 （1） 屏蔽效应 以He原子为例：He原子核外有2个电子，He原子中存在：核与电子的作用；电子与电子之间的作用。 Slater屏蔽模型把电子2对电子1的作用，看做电子2抵清了一部分核电荷对电子1的作用，即电子2对电子1有屏蔽作用（同样地电子1对电子2也有屏蔽作用），这样，实际作用于电子1（或电子2）的核电荷叫做有效核电荷（Z*）。 Z* = Z - σ

98 ◆ 1 s 轨道上的 2 个电子间 s = 0.30，n>1 时，s = 0.35
★ 什么叫屏蔽作用？ 对一个指定的电子而言,它会受到来自内层电子和同层其它电子负电荷的排斥力,抵消了部分核电荷，使有效核电荷降低，消弱了核电荷对该电子的吸引力.因此，多电子原子轨道的能级为： Z* --有效核电荷 σ----屏蔽参数 屏蔽参数σ 的大小可由 Slater 规则决定，其内容如下： 将原子中的电子分成如下几组： （1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)… ◆ 位于被屏蔽电子右边的各组，s = 0 ◆ 1 s 轨道上的 2 个电子间 s = 0.30，n>1 时，s = 0.35 ◆ 被屏蔽电子为 ns 或 np 时，(n-1) 层对它 s = 0.85 ，小于(n-1) 的s =1.00 ◆ 被屏蔽电子 nd 或 nf 时，左边各组 s =1.00

99 有效核电荷Z* （Z*= Z –σ） H He 1s 1 1.70 Li Be B C N O F Ne
2s,2p Na Mg Al Si P S Cl Ar 1s 2s,2p 3s,3p ◆ 一般来讲，在核电荷Z的主量子数n相同的条件下，内层电子数越多，屏蔽常数σ越大，有效核电荷Z*就越小，核对该轨道电子的吸引力就越小，因此，该轨道电子的能量就升高， 导致能级按 Ens< Enp< End< Enf 顺序分裂

100 （2） 穿钻效应 穿钻效应：指外部电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用. ◆ 轨道的钻穿能力通常有如下顺序: n s > n p > n d > n f，这意 味着, 轨道的电子云按同一顺序越来越远离原子核, 导致能级按 E(ns) < E(np) <E(nd) <E(nf ) 顺序分裂 ◆ 当n、l都不相同时 ，就可能导致发生能级交错. 例如, 4s电子3d电子本应有：E4s＞E3d。但4s电子钻穿程度比3d电子， 以致4s电子能级处于3d能级之下, 发生了能级交错. 8≤Z≤20：4s对K，L内层原子实钻穿大（如钾原子）， E4s＜E3d Z≥21 ：4s对原子实钻穿效应相对变小（如钪原子)， E4s＞E3d

101 1.计算各能级中最多容纳的电子数。 2.计算各能层最多容纳的电子数。 1.6 基态原子的核外电子排布 2. 构造原理
1.6 基态原子的核外电子排布 2. 构造原理 ◆ 最低能量原理 电子在原子轨道上的排布，要尽可能使电子的能量最低。占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道. ◆ 泡利不相容原理 同一原子中不能存在运动状态完全相同的电子, 或者说同一原子中不可能存在四个量子数完全相同的电子.例如, 氦原子中1s轨道中的两个电子：A和电子B的三个量子数n, l, m已相同, ms就必须不同. quantum number n l m ms electric A electric B 2 1 +1/2 -1/2 思 考 1.计算各能级中最多容纳的电子数。 2.计算各能层最多容纳的电子数。

102 ◆ 洪德规则 (Hund’s rule)： 电子分布到等价轨道时, 总是尽先以相同的自旋状态分占轨道.即在 n 和 m 相同的轨道上 分布电子, 将尽可得分布在 m 值不同的轨道上, 且自旋相同.

103 洪特规则的特例： 全充满：p6，d10，f14 半充满：p3，d5，f7 全空时：p0,d0,f0 [ Ar ] 原子实，表示 Ar 的电子结构式：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 。 原子实后面是价层电子，即在化学反应中可能发生变化的电子。

104 问题 根据Hund’s rule, 下列三种排布中哪一种是氮原子的实际电子组态?

105 帮助记忆图 规律： 1.每次电子填入：ns→np 2.能级交错。 3.构造原理是对大多数元素的电中性基态原子电子组态的总结。
徐光宪的能级高低的近似原则： 基态中性原子组态符合： n + 0.7l 基态正离子组态符合： n + 0.4l 基态原子：4s： ×0=4 3d: ×2=4.4 基态正离子组态符合： 4s： ×0=4 3d: ×2=3.8

106 ⑴基态原子的电子组态(又称电子构型)：是一种表示形式,这种形式能反映出该原子中所有电子核外电子在各原子轨道上排布顺序：
3.基态原子的核外电子排布 ⑴基态原子的电子组态(又称电子构型)：是一种表示形式,这种形式能反映出该原子中所有电子核外电子在各原子轨道上排布顺序： 1s,2s,2p,3s,3p, 3d,4s, 4p, 4d, 4f,5s,5p,5d,5f,6s,6p,6d,7s,7p…… K 用轨道符号简式表示为: 用轨道图式表示为: 例如,钾原子(Z=19)的基态电子组态表示为: K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 用轨道符号表示为: K [Ar]4s1 用价电子层表示为: K 4s1 虽先排 4s 后排 3d ， 但电子结构式中先写 3d，后写 4s

107 ⑵离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构型）
正离子：原子变成正离子时依次从最外层失去电子。 如Mn2＋：1s22s22p63s23p63d5 外层电子分布式：3s23p63d5 电子构型：9－17电子构型 如19K＋：1s22s22p63s23p6 外层电子分布式：3s23p6 电子构型：8电子构型

108 基态原子的电子组态：小结 ◆ 根据鲍林图中给出的能级顺序，运用建造原理写出基态原子的电子组态，是本章最重要的教学目的之一.
◆ 电子填入轨道的顺序只是一种思维模式，是一种形象化的描述，实际上一个多电子原子的核外电子排布时并没有先后填入的次序。 ◆ 写价电子构型时，对于主族元素就是最外层电子排布；对于过渡元素，一般应包括次外层的d电子；对于正离子若次外层变为最外层，则要将最外层写完整。

109 ◆ 记住一些重要的例外, 它们与亚层半满状态和亚层全满状态的相对稳定性有关. 表中给出几个常见的例子.
价电子层和价层电子 电子实 Atom Energy level order Spectrum experimental order 24 Cr 42 Mo 29 Cu 47 Ag 79 Au [Ar] 3 d 4 s 2 [Kr] 4 5 9 [Xe] 4 f 14 6 1 10

110 1.7 元素周期系 元素周期律) 　　1869年，俄国化学家门捷列夫在总结对比当时已知的63种元素的性质时发现化学元素之间的本质联系：按原子量递增把化学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最早表述。 　 1913年,年轻的英国人莫塞莱在分析元素的特征X射线时发现，门捷列夫化学元素周期系中的原子序数不是人们的主观赋值，而是原子核内的质子数。 　　随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性分层结构。 元素周期律 随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。

111 元素周期性 内涵极其丰富，具体内容不可穷尽，其中最基 本的是：随原子序数递增，元素周期性地从金属渐变成非金属, 以稀有气体结束，又从金属渐变成非金属,以稀有气体结束， 如此循环反复。
元素周期表 自从1869年门捷列夫给出第一张元素周期表的 100多年以来，至少已经出现700多种不同形式的周期表。人们 制作周期表的目的是为研究周期性的方便。研究对象不同，周 期表的形式就会不同。

112 维尔纳长式周期表 周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组， 所以共有七个周期。

113 元素周期表中的七个周期分别对应7个能级组 周期 能级组 对应的 能级 原子 轨道数 元素数 特点 一 二 三 四 五 六 七 1 2 3 4
5 6 7 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 9 16 8 18 32 应有32 特短周期 短周期 长周期 特长周期 不完全周期

114 元素的族 第1，2，13，14，15，16和17列为主族， 即,ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA。 主族：族序数=价电子总数
稀有气体(He除外)8e－为ⅧA,通常称为零族， 第3~7，11和12列为副族。 即, ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB,ⅠB和ⅡB。 前5个副族：价电子数=族序数。 ⅠB,ⅡB——根据ns轨道上电子数划分。 第8,9,10列元素称为Ⅷ族，价电子排布 （n-1)d6-8ns2。

115 长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区，ds区，p区4个区，有的教科书把ds区归入d区；副表(镧系和锕系)是f区元素
s 区：ns1－2 p 区：ns2np1－6 d 区：(n－1)d1－10ns1－2 (Pd无 s 电子) (ds区： (n－1)d10ns1－2 ) f 区：(n－2)f0－14(n－1)d0－2ns2

116 准金属 非金属 金属 非金属三角区 　　周期系已知112种元素中只有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。 　　处于非金属三角区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，有时也称“半金属”或“准金属”，例如，硅是非金属，但其单质晶体为具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却跟硅一样具金刚石型结构，也是半导体;又例如，砷是非金属，气态分子为类磷的As4，但有金属型的同素异形体，锑是金属，却很脆，电阻率很高，等等，半金属的这类两面性的例子很多。

117 1.8.1 原子半径 1.8.2 电离能 1.8.3 电子亲和能 1.8.4 电负性 1.8 元素周期性
1.8 元素周期性 原子参数：是指用以表达原子特征的参数，它影响甚至决定元素的性质，并随原子序呈周期性变化. 原子半径 电离能 电子亲和能 电负性

118 r 1.8.1 原子半径 严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数.但人总会有办法的.迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的.
金属半径 共价半径 ◆ 适用金属元素 ◆ 固体中测定两个最邻近原子的核间距一半 ◆ 适用非金属元素 ◆ 测定单质分子中两个相邻原子的核间距一半 范德华半径 单原子分子 ( He，Ne 等 )，原子间靠范德华力，即分子间作用力结合，因此无法得到共价半径。 在低温高压下，稀有气体形成晶体,原子核间距的一半定义为范德华半径。 r

119 （1） 原子半径在周期表中的变化 (a) 同周期中 影响原子半径的两个因素：
① 核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的趋势。 ② 核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大的趋势。 以 ① 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。 只有当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时 ② 占主导地位，原子半径 r 增大。

120 元素的原子半径变化趋势 主族元素：从左到右 r 减小；从上到下 r 增大。 过渡元素：从左到右r 缓慢减小；从上到下r略有增大。 同一族：
同周期中 主族元素：从左到右 r 减小；从上到下 r 增大。 过渡元素：从左到右r 缓慢减小；从上到下r略有增大。 同一族： • 主族：从上到下，外层电子构型相同，电子层增加的因素占主导，r增加。 • 副族：第四周期到第五周期， r增大，第五周期到第六周期， r接近。

121 Na —— Cl，7 个元素，r 减少了 55 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 10 pm 许。
短周期的主族元素，以第 3 周期为例 Mg Na Al Si P S Cl Ar r/pm Na —— Cl，7 个元素，r 减少了 55 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 10 pm 许。 Ar 为范德华半径， 所以比较大。 长周期的过渡元素，以第 4 周期的第一过渡系列为例 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn r/pm Sc —— Ni，8 个元素，r 减少了 29 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 4 pm 许。

122 Cu，Zn 为 d10 结构，电子斥力大， 所以 r 不但没减小，反而有所增加。
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn r/pm Cu，Zn 为 d10 结构，电子斥力大， 所以 r 不但没减小，反而有所增加。 短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ，长周期的过渡元素平均减少幅度 4 pm 。造成这种不同的原因是什么？ 短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，有效核电荷 Z* 增加得多。所以 r 减小的幅度大。 长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中和多，Z* 增加得少，所以 r 减小的幅度小。

123 1.8.2 电离能 A(g)  A+(g) + e- I 1 A+(g)  A 2+(g) + e- I 2 例如：

124 第一电离能的变化规律 (1) 同周期中 同周期中，从左向右，核电荷 Z 增大，原子半径 r 减小。核对电子的吸引增强，愈来愈不易失去电子，所以第一电离能 I1 增大。 短周期主族元素 I1 / kJ∙mol －1 Li Be B C N O F Ne 规律是从左向右第一电离能增大。但是有两处出现反常。 B < Be 和 O < N B 硼 电子结构为 [ He ] 2s2 2p1， 失去 2p 的一个电子，达到类似于 Be 的 2s2 全充满的稳定结构。所以其 I1 小于 Be 。

125

126 N 氮 电子结构为 [ He ] 2s2 2p3， 2p3 为半充满结构，比较稳定，不易失去电子。I1 增大明显。
O 氧 电子结构为 [ He ] 2s2 2p4 ， 失去 2p4 的一个电子，即可达到 2p3 半充满稳定结构。所以 I1 有所降低，以至于小于氮的第一电离能。 Ne 氖 电子结构为 [ He ] 2s2 2p6 ， 为全充满结构，不易失去电子， 所以其电离能在同周期中最大。 长周期副族元素 I1 / kJ∙mol－1 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 总趋势上看，长周期副族元素的电离能随 Z 的增加而增加，但增加的幅度较主族元素小些。

127 原因是副族元素的原子半径减小的幅度较主族元素小。
Zn 的电子结构为 [ Ar ] 3d10 4s2，属于稳定结构，不易失去电子，所以 Zn 的 I1 比较大。 ( 2) 同族中 同族中自上而下，有互相矛盾的两种因素影响电离能变化。 ① 核电荷数 Z 增大，核对电子吸引力增大，I 增大； ② 电子层增加，原子半径增大，电子离核远，核对电子吸引力减小，I 减小。 这对矛盾中，以 ② 为主导。 所以，同族中自上而下，元素的电离能减小。

128 电离能的应用： 说明元素的金属活泼性 说明元素的氧化态。 Na I1=496kj/mol I2=4562kj/mol 氧化态；+1 Mg I1=738kj/mol I2=1451kj/mol I3=7733kj/mol 氧化态；+2 对同一元素而言：I1＜I2＜I3

129 1.8.3 电子亲和能 例如： O (g) + e -  O- (g) E1 =-140.0 kJ . mol-1
电子亲和能 元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为第一电子电子亲和能。 例如： O (g) + e -  O- (g) E1 = kJ . mol-1 O- (g) + e -  O2- (g) E2 =844.2 kJ . mol-1 ◆ 电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变化的一种量度. ◆ 与电离能相反,电子亲和能表达原子得电子难易的程度. ◆ 元素的电子亲和能越大,原子获取电子的能力越强,即非金属性越强.

130 同一周期：从左到右， E 的负值增加，卤素的 E 呈现最大负值。
• E(N)为正值。 • E 的最大负值不出现在 F 原子而在 Cl 原子。

131 从左向右，电子亲合能 E 增大，其中氮元素的 (58 ) 是
同周期 B C N O F E / kJ∙mol －1 － － (58 ) － － 322 从左向右，电子亲合能 E 增大，其中氮元素的 (58 ) 是 计算值。 负值表示的是吸热，还是放热 ？为何为负值？ 因为 N 的电子结构为 [ He ] 2s2 2p3， 2p 轨道半充满，比较稳定。故 N 原子不易得电子，如果得到电子，非但不释放能量，反而要吸收能量。所以 E 为负值。 同主族 F － 322 Cl － 348.7 Br － 324.5 I － 295 E kJ∙mol－1 从上到下,电子亲合能逐渐变小，但 F 元素反常。 因为 F 的原子半径非常小，电子云密度大，排斥外来电子，不易与之结合，所以 E 反而比较小。 出于同种原因，O 元素比同族的 S 元素和 Se 元素的电子亲合能小。

132 元素的电负性 电离能 I ，表示元素的原子失去电子，形成正离子的能力的大小； 电子亲合能 E ， 表示元素的原子得到电子，形成负离子的能力的大小。 在许多反应中，并非单纯的电子得失，单纯的形成离子。而是电荷的部分转移，或者说是电子的偏移。因而应该有一个量，综合考虑电离能和电子亲合能，可以表示分子中原子拉电子的能力的大小。用它来正确判断元素在化学反应中的行为。

133 电负性：表示一种元素的原子在分子中吸引电子的能力。
1.Pauling 电负性 1932年，Pauling 提出了电负性的概念 电负性：表示一种元素的原子在分子中吸引电子的能力。 规定：氟的电负性约为 4.0，其它元素与氟相比，得出相应数据。 2.Milliken ( 密立根 ) 绝对电负性 1934 年 Milliken ( 密立根 ) 提出了绝对电负性的概念。认为用电离能与电子亲合能之和的一半可计算出绝对的电负性数值。 χ = ( I + E )

134 3.Allred－Rochow ( 阿莱－罗周)电负性
引力 为基础，提出了电负性的计算公式 规律 同周期中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强。 同族中，自上而下，电负性变小，元素的金属性增强。 周期表中，右上角的 F 元素电负性最大，左下角的 Cs 元素电负性最小 一般认为 χ < 为金属，χ > 为非金属。

135 电负性(χp)

136 1.8.5元素的氧化数 元素的氧化数与原子的价电子数直接相关。 1、主族元素的氧化数 主族元素原子只有最外层是价电子，能参与成键，因此主族（F、O除外），最高氧化数等于该原子的价电子总数。 2、副族元素的氧化数 IIIB-VIIB： 元素的最高氧化数=价电子总数， 价电子[(n-1)d1-5+ns2]。 但IB和Ⅷ族元素的氧化数变化不规律，IIB的最高氧化数为+2。

137 1.8.6元素的金属性和非金属性 易失电子变成阳离子即金属性强；若易得电子变成阴离子则非金属性强。 元素原子的I越小，或电负性χ越小，元素金属性越强。 元素原子的EA的代数值越小，或χ越大，元素非金属性越强。 变化规律： （1）同周期：从左到右，χ渐增大，元素的金属性渐减弱，非金属性渐强。 （2）同族：主族，从上到下，元素原子的X减小，金属性渐强，非金属性渐弱。 副族：

138 本章小结 1.了解核外电子运动状态，可通过一系列波函数ψ来表示。明确ψ又称原子轨道，原子轨道可理解为电子在核外出现几率较大的空间区域。
2.掌握四个量子数的取值及其和原子核外电子运动状态的关系。 3.原子轨道和电子云的图形大体相似，但要明确二者的区别。

139 4.掌握近似能级图，并能按照核外电子排布三原则，写出一般元素（前36号）的原子核外电子排布式。
5.理解原子结构和元素周期表的关系、元素周期性和各周期元素数目关系的内在原因以及如何从原子结构来划分元素所在的周期、族、分区等。 6.掌握原于半径、电离势、电子亲合能、电负性在周期系中一般递变规律。

140 讨论：1-25、1-26、1-27 练习：1-23、1-24、1-31、1-32 作业：1-28、1-30、1-33、1-34、1-40