第六章 原子结构和元素周期表
本章学习要求：
1 了解原子结构模型
2 了解原子核外电子运动状态基本特点、原子轨道核电子云的概念和图象。 3 熟悉四个量子数的物理意义和取值规则。
4 掌握原子核外电子排布的原理，熟练书写常见元素的原子和简单离子的电子排布式（电子层结构），会用轨道图表示某原子或离子的电子结构。 5 理解原子核外电子排布与元素周期系（周期律，周期表中的周期、族、区的划分）的内在联系。
6 理解元素性质（主要式原子半径、元素电负性、元素的金属性和非金属性）的周期性变化规律与原子结构的关系。
讲授内容：原子轨道的概念及表示方法，原子中电子的分布原理，多电子轨道的
能级，元素周期律与核外电子分布的关系。
本章重点：原子轨道、核外电子分布及其与元素周期律的关系。 本章难点：原子轨道的概念及表示方法。 课时安排：4学时
6.1 人类对原子结构的认识过程 A 卢瑟福的原子模型
卢瑟福的原子模型认为：原子中心存在一个原子核，它集中了原子全部的正电荷和几乎全部的质量，带负电荷的电子在核外空间绕核高速运动。 B 波尔模型
量子的概念：能量象物质微粒一样是不连续的，能量包含着大量微小分子立的能量单位，称为量子；物质吸收或发射的能量总是等于量子整数倍的能量；每个量子的能量与相应的电磁波的频率成正比： E光子 ＝hν。式中h为普朗克常数，等于6.626×10-34J.S。 波尔理论成立的两个基本假设：（P86）
a.定态假定：核外电子不能沿着任意轨道运动，而只能在有确定半径和能量的
特定轨道上运动：定态、基态、激发态、能级。
每一个定态轨道的角动量是量子化的，它等于h/2π的整数倍，即 L=n. h/2π（n=1、2、…）
b.原子中电子可由某一定态跃迁到另一定态，在此过程中，原子吸收或辐射出光子，该光子的能量决定于跃迁前后两个定态的能量之差：△E=E2 - E1 =hν。 C 微观粒子的波粒二象性
1924年, 法国年轻的物理学家Louis de Broglie ( 德布罗意), 根据光的波粒二象性规律， 大胆提出人们在研究微观粒子时, 忽略了粒子的波动性，指出微粒象光一样， 也具有波粒二象性, 并提出德布罗意关系式:
等式左边: m, p 是与质量, 动量相关, 说明具备粒子性等式右边: 与相关, 说明具备波动性.(v为粒子的运动速度)。
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电子衍射实验:1927年, 两位美国科学家进行了电子衍射实验, 证实了德布罗
意关系式的正确性。
实物微粒的波动性与经典力学中的波的概念的差别： A 经典力学中，波是能量传递的一种方式，是强度性质通过交替变化在空间传播的形式，衍射条纹反映的是强度大小的分步。
B实物微粒的衍射图样中，衍射条纹是大量粒子的行为的统计结果，是粒子数量 多少的分步，所以实物微粒本身并不是波，只是其运动规律在统计上呈现出波的特性。
6.2 核外电子运动状态的近代描述 6.2.1原子轨道
薛定谔波动方程：
+(E-V)=0
在求解薛定谔方程时，将直角坐标转换成球坐标，再分为几个只有一个变数的函数。
薛定谔方程的解是一序列的波函数，即有很多个波函数可以满足某一波动方程，这些波函数的形式由三个整数n、li、mi确定，三个整数称为三个量子数：
其中n称为主量子数，li是轨道角动量量子数，mi是磁量子数， n=1，2，3，…，n； li =0，1，2，…，n-1； mi=0，±1，±2，±3，…±li
波函数ψ是描述微观粒子运动状态的数学函数式，它从统计的角度描述微观粒子运动状态。ψ由三个量子数n、li、mi决定。可以写作Ψn，li，mi ，并把每一个Ψn，li，mi 称为一个原子轨道。也就是说电子处于某一运动状态，就称为电子处于某一轨道上。
习惯用光谱学中的符号s、p、d、f…..表示这些不同的原子轨道。对应关系如下：
li 值 0 1 2 3 轨道名称 s p d f
原子轨道的形状
波函数可分离为角度部分和径向部分的乘积，原子轨道的角度分布图是表示波函数角度部分Y(θ，φ)随θ和φ变化的情况。以下是s、p、d原子轨道的角度
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分布图。
zzzyxyxyxY2pzY2pxY2pyzzyzyxyxxY22pz2Y2pxY22pyzyyy3dz2x3dx2?y2xzxz3dxy
6.2.2 电子云
波函数在某一点的绝对值的平方│ψ│2 即是代表电子在该点处单位微体积内出现的概率（概率密度）
原子轨道角度分布图与电子云的区别：
电子云: 是几率密度 的形象化, 是的空间图形. 电子云角度分布图形瘦
一些。
原子轨道: 是波函数，或波函数 的线性组合(波函数的加减). 原子轨道角度
分布图有“+”、“-”之分
6.2.3 四种量子数 A．主量子数（n）
主量子数表示电子出现最大几率区域离核的远近和电子能量的高低，取值为1，2，3……n等正整数，目前只取至7。N值越大，轨道能量越高。N值也表示一个电子层。（注：根据光谱实验的结果，将主量子数相同的电子归并在一起称为一个电子层。）对应的电子层符号为K，L，M，N，O，P，Q。 B．角量子数（l）
角量子数描述原子轨道（或电子云）的形状，表示电子亚层和能级。l的取值受制于n值，只能取l＝（n-1）的正整数，即0，1，2，3……（n－1）。当
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l＝0时，相应电子状态为s态，其原子轨道（或电子云）的形状为球形；当l＝1时，相应电子形状为p态，其原子轨道（或电子云）为哑铃形；当l＝2时，相应电子状态为d态，其原子轨道（或电子云）形状为花瓣形。
对于同一个n值，可能有n个l值，这表明同一电子层中有n个不同的亚层。其能量有所差异，故称为能级。通常将n,l相同的称为同一能级，如1s态电子处于1s能级；2p态电子处于2p能级；3d态电子处于3d能级等。当n相同时，一般情况是l值越大，能量越高。原子中的电子能态是由n,l两个量子数共同决定的。
C．磁量子数（m）
磁量子数决定原子轨道在空间的伸展方向。原子中电子绕核运动的轨道角动量在外磁场方向上的分量是由磁量子数决定的。它的取值是：0，1；2；……l。例如当l＝0时，m=0,只有一个s轨道，呈球形对称，无方向性；当l＝1时，m＝0，1，p态轨道有三个空间取向，沿x轴方向伸展的称Px轨道，沿y轴方向伸展的称Py轨道，沿z轴方向伸展的称Pz轨道。当l＝2时，m＝0，1，2，d态轨道有5种取向，沿x,y轴夹角45°对称方向伸展的称dxy轨道，沿x,z轴夹角45°对称方向伸展的称dxz轨道，沿y,z轴夹角45°对称方向伸展的称
2222
dyZ轨道，沿x，y轴对称方向伸展的为dx- y轨道dx- y，沿z轴对称方向伸展的轨道称dx2轨道。见P103图7-5。当l＝3时，m可取0，1，2，3，f态轨道共有7种空间取向。 D.自旋量子数 (ms)
地球有自转和公转，电子围绕核运动，相当于公转， 电子本身的自转，可视为自旋. 因为电子有自旋, 所以电子具有自旋角动量,其取值:只有两个 , +1/2和-1/2. 通常用“”和“”表示。 6.3 原子中核外电子的排布
6.3.1 核外电子排布的规律P94-95 A.泡利不相容原理 即：一个原子中不可能存在四个量子数完全相同（即运动状态相同）的两个电子。所以对于主量子数为n的电子层，其轨道总数为n2个，该层能容纳的最多的电子数为2n2个。
B.能量最低原理
即：在不违背不相容原理的前提下，电子的排布方式应使得系统的能量最低。所
以电子应尽可能优先占据能量最低的原子轨道。
鲍林（L.Pauling）根据光谱试验结果，总结出多个电子原子中原子轨道能量相对
高低的一般情况。下图为鲍林近似能级图。
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C.洪德规则。
即：在等价轨道上排布的电子尽可能分占不同的轨道，而且自旋平行（即自旋状态相同）。
6.3.2 周期表中各元素原子的电子层结构
P97图7-10排布顺序，由于有能级交错，故要先排能量低的：
补充：对于n和L都不同的原子轨道的能级高低，我国的化学家徐光宪归纳出这
样的规律：
A:（n + 0.7L）值愈小，能级愈低。
B: 在外围电子层上的电子分布叫做外围电子构型（或组态）。
C：洪特规则特例：当p、d、f等价轨道上的电子处于半满或全满，可使原子处于较稳定的状态。
例：26Fe 电子层结构为：1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d64s2
29Cu
电子层结构为：1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s1
6.3.3 原子电子层结构与元素周期表的关系
元素周期律：元素性质随着元素原子量（原子序数）的递增而呈现周期性变化。 现代周期律：元素性质随着元素原子核电荷（原子序数）递增而呈现周期性变化。
周期表分为s、p、d、f四个区，各区元素外围电子构型的特点：P105。 s 区: 最后的电子填在ns上, 包括 IA IIA , 属于活泼金属, 为碱金属
和碱土金属; p区:d区:
最后的电子填在np上, 包括 IIIA-VIIA以及 0 族元素, 为非金属和少数金属;
最后的电子填在(n-1)d上, 包括 IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属;ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括 IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);
, 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系.
f区:
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与常见周期表的主要区别： 1族的划分；
2镧系、锕系元素的位置问题。
原子的电子层结构和元素周期表的关系概括如下： 1电子层数等于该元素所在的周期数；
2各周期中元素的数目，等于新填充的相应能级组合中各亚层，所能容纳的电子总数；P105表6-4。
3元素所在的族号等于其外围电子层上电子的总数。但短周期P区元素因无（n-1）d电子，故应加10才等于其族号。
6.4 原子结构与元素性质的关系
元素性质决定于其原子结构，周期系中元素性质呈周期性变化，就是原子结构周期性变化的反映。 6.4.1 有效核电荷
这种多电子原子中某一电子实际受到的核电荷叫做有效核电荷Z*。元素原子序数增加时，原子的核电荷呈线性关系依次增加，而有效核电荷Z*却呈周期性变化。P107图6－12，具体分析如下。
6.4.2 原子半径
测定形成化学键的原子核间距计算原子半径。单价共价半径；金属半径；范德华半径。短周期：从左至右原子半径减小；过渡元素：从左至右，变化幅度不大，总趋势变小；
s区、p区的各族元素：原子半径由上而下逐渐增大；d区元素由上而下原子半径有增大的趋势，但幅度小，不规律。
6.4.3 电离能
气态原子在基态时失去最外层第一个电子成为+1价气态离子所需的能量叫做第一电离能I1，再相继逐个失去电子所需的能量则依次称为第二、第三……电离能（I2、I3……），同一原子，I1最小。电离能反映了原子失去电子倾向的大小，电离能的大小主要决定于原子的有效核电荷、原子半径和原子的电子层结构。
6.4.4 电子亲和能
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电子亲合能EA：1mol 某元素的基态气态原子, 得到 1mol 电子, 形成气态离子
时所放出的能量, 叫该元素的电子亲合能EA. 同样有E1, E2, E3, E4, ….等
非金属原子的电子亲和能总是正值，而金属原子的电子亲和能一般正值较小或为负值。电子亲和能的大小反映了气态原子得到电子的难易程度，决定因素同电离能。
6.4.5 电负性
电负性：指原子在分子中吸引电子的能力，通常采用鲍林电负性标度（相对电负
性）。
同一周期从左到右，电负性呈增大趋势。周期表中: 右上角 F 的电负性最大, 左下角 Cs 的电负性最小。s、p区，同一族，从上至下电负性呈减小趋势，金属元素的电负性小于2.0，非金属元素的大于2.0。
6.4.6 元素的金属性和非金属性
金属的金属性是指其原子失去电子成为正离子的性质，而元素的非金属性则是指其原子得到电子成为负离子的性质。
金属性和非金属性的强弱可分别用电离能和电子亲和能来衡量。电负性数值愈大，非金属性越强；反之，金属性越强。
6.4.7氧化态
原子价：即化合价是化学中表征元素性质最重要的概念之一：离子价、共价、配
位数、氧化态。
氧化态：当分子中原子之间的共用电子对被指定属于电负性较大的原子后，各原
子所带的形式电荷数。价电子的数目决定于原子的外围电子构型。
s、p区元素： 最高氧化态等于最外层电子数目（j），p区最低氧化态等于-（8-j）d区元素：最高氧化态等于（n-1）d与ns之和（j），最低氧化态等于-（10-j）。
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高中化学 第6章原子结构和元素周期表(全单元概念解释)
