第 6 章 原子结构和元素周期律
原子结构元素周期律知识总结
原子结构元素周期律知识总结一、原子结构1．几个量的关系(X)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数阳离子：核外电子数=质子数—所带电荷数阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数2．同位素（1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
（2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；3．核外电子排布规律(1).核外电子是由里向外，分层排布的。
(2).各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个（第一层为最外层不超过2个），次外层电子数不得超过18个，。
(3).以上几点互相联系。
二、元素周期律和周期表1．几个量的关系周期数=电子层数主族序数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8O、F无最高正价，金属无负价2．周期表中部分规律总结(1).最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。
(2).在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差分别有以下三种情况：①第2、3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。
(3).同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。
4概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
本质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
（1）、半径（除稀有气体外）同周期元素原子从左到右逐渐减少，同主族元素原子从上到下逐渐增大。
（2）不同电子层数的粒子，电子层数多半径大。
（3）相同核外电子排布的粒子，核电荷数大半径小。
（4）同种元素的原子阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径。
原子结构和元素周期律—元素周期表(无机化学课件)
课程小结
本节重点
一、周期表的结构 周期（横行）结构： 三长、三短、一不全。 族（纵行）结构： 七主、七副、零和Ⅷ族。
二、原子结构与元素在周期表中位置的关系 a.周期序数＝电子层数 b.主族序数＝最外层电子数
无机化学
˝
元素周期表
案例导入
插入二维动画（待制作）
元素周期表是怎么来的？
目录
CONTENTS
01 元素周期表
02 元素周期表的结构及特点
01
元素周期表
一、元素周期表
定义：把电子层数相同的各元素， 按原子序数递增的顺序从左到右排 成横行；把不同行中外层电子数相 同的元素，按电子层递增的顺序由 上而下排成纵列，就可以得到一张 表格，叫元素周期表。 元素周期表是元素周期律的具体表 现形式。
02
元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
1 周期（横行）具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺 序排列的一个横行。
短周期 长周期
不完全周期
1
1
2K 2
234
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
3 11 12
M 18
13 14 15 16 17 18 L 8
k
2
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
二、元素周期表的结构及特点
族的分类 包含元素
表示 个数
主族
副族
长、短周期元素 ⅠA,ⅡA等
长周期元素 ⅠB,ⅡB等
7
7
零族
Ⅷ族
稀有气体元素 8、9、10纵行
原子结构和元素周期表
知电子的质量为9.11 10-28g)
解：普朗克常数h= 6.626 10-34J.s，而1J=1kg.m2.s-2
用(1-4)式：（运算时注意量纲）
m h v (9 6 .1 .1 1 6 1 2 0 2 g 8 3 0 )6 4 5 ( 1 .9 3 0 g 7 1 m 6 2 m 0 s s 1 1 )
pz轨道的角度分布。图6
（2）电子云的角度分布图 电子云是电子在核外空间出现的概率密
度分布的形象化描述，而概率密度的大小可用| |2来表示，因此以| |2
作图，可以得到电子云的图像。电子云的角度分布图和相应的原子轨道
的角度分布图之间主要区别有两点： 由于Y<1，因此Y2一定小于Y，
因而电子云的角度分布图要比原子轨道角度分布图“瘦”些； 原子
(r,,) = R ( r) () ()
(4)
其中R是电子离核距离r的函数， 、 则分别是角度 和的函数。解 薛定锷方程就是分别求得此三个函数的解，再将三者相乘，就得到波函数。
通常把与角度有关的两个函数合并为Y (,)，则：
(r,,) = R ( r) Y(,)
(5)
R ( r)称为波函数的径向部分， Y(,) 称为波函数的角度部分。
（1）在原子中，电子只能沿着符合于一定条件的轨道旋转。
（2）电子在不同轨道上旋转时可具有不同的能量，电子运动时所处 能量状态称能级。电子的能量是量子化的。
E B n2
上式中n称为量子数，B的值为2.1810-18J。
（3）只有当电子从某一轨道跃迁到另一轨道时，才有能量的吸收或
放出。
E2-E1= E=hv
对它的 = 1.00。
.
11
根据屏蔽效应计算出的有效核电荷，可以很好地解释能级交错现象。我 们知道钾原子的电子层结构是： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ，而不是1s2 2s22p6 3s23p63d1，即在钾原子中，4s的能级低于3d，能级是交错的。现在我们根 据屏蔽效应来计算有效核电荷，看一看4s的能量是否低于3d：
原子结构与元素周期律教学课件(中职).
0
1
H 氢 Li 锂 Na 钠 K 钾 Rb 铷 Cs 铯 Fr 钫
Ⅶ A F 氟 Cl 氯 Br 溴 I 碘 At 砹
He 氦 Ne 氖 Ar 氩 Kr 氪 Xe 氙 Rn 氡
2 3
5 6 7
镧 系 锕 系
Hf 铪 Rf * Ce 铈 Th 钍
Ta 钽 Db * Pr 镨 Pa 镤
W 钨 Sg * Nd 钕 U 铀
15P
16S
17Cl
18Ar
+13 2 8 3 +14 2 8 4 +15 2 8 5 +16 2 8 6
+17 2 8 7 +18 2 8 8
三.同位素
元素和同位素 元素是具有相同核电荷数(即质子数)的一类原子的总称。 也就是说，同种元素原子核中的质子数是相同的。
质子数相同，而中子数不同的同种元素的不同原子，叫
Al
Al 3
32 16
S 2
二、核外电子的排布规律
1.电子层
• 电子在原子核外的很小的空间做高速运动。在含有多个电 子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的电子在离核 近的区域运动；能量高的电子在离核远的区域运动。因此
把这些“区域”叫做电子层。
二、核外电子的排布规律
• 在原子核外有能量互不相同的多个电子层。其能量由内到 外依次增高，常用n表示从内到外的电子层。 电子层(n) 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
+7 2 5
+8 2 6
+9 2 7
+10 2 8
1 +1
2 +2
3 +3
4 +4 -4
原子结构
6.1 微观粒子的波粒二象性
6.2 氢原子核外电子的运动状态
6.3 多电子原子核外电子的运动状态 6.4 原子结构和元素周期律
6.2 氢原子核外电子的运动状态
6.2.1 波函数和薛定谔方程 6.2.2 波函数和电子云图形 6.2.3 四个量子数
6.2.1 波函数和薛定谔方程
1. 波函数
电子等微观粒子具有波粒二象性，不可能象宏观物体那 样有确定的运动轨道； 具有波动性 波动性的粒子的运动要用波函数ψ描述， ψ就和它所 波函数ψ ψ 波动性 波函数 描述的粒子在空间某范围出现的概率有关； 微观粒子在某一空间范围内出现的概率 概率可以用统计学 统计学的 概率 统计学 方法描述； ψ和空间范围有关，所以它必定是x,y和z的函数。
为保证解的合理性： 为保证解的合理性：
在求解Φ(ϕ)方程时，需引入参数m,且m必须满足： Φ m=0，±1，±2，……。 在求解Θ(θ)方程时，需引入参数l,且l必须满足：l=0， Θ 1，2，……。 且l≥m 在求解R(r) R(r)方程时，又需引入参数n,且n为自然数， R(r) 且n-l≥l ≥l l ≤ n-1
由解得的R(r)、Θ(θ)和Φ(ϕ)即可得波函数 ψ(r,θ,ϕ)；且ψ是三个变量（r、θ、ϕ ）和三 个参数（n、l、m）的函数式。
n、l、m的取值限制：
n,l和m分别称为主量子数 角量子数 磁量子 主量子数，角量子数 主量子数 角量子数和磁量子 数，它们的取值范围： 主量子数 n 角量子数 l 磁量子数 m： 1, 2, 3,…… 0, 1, 2,……n-1 2,……n,……+l,0,……+l,……+l,0,-1，……-l ,……+l,0,
量子数与电子云的关系： 量子数与电子云的关系：
高中化学：物质结构 元素周期律知识点
高中化学：物质结构元素周期律知识点一. 原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数2. 质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）==近似原子量3. 原子构成4. 表示方法二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系1. 区别2. 联系【名师点睛】(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
三. “10电子”、“18电子”的微粒小结1. “10电子”微粒2. “18电子”微粒四. 元素周期表的结构1. 周期2. 族3. 过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。
五. 元素周期表的应用1. 元素周期表在元素推断中的应用(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。
等式一：周期序数＝电子层数；等式二：主族序数＝最外层电子数；等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。
(3) 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如a X(n＋1)＋、b Y n＋、c Z(n＋1)－、d M n－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。
2. 元素原子序数差的确定方法(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。
(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。
①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
第6章原子结构
由该实验计算出的电子波的波长与de Broglie 关系式计算出的波长一致。
三、测不准原理(Uncertainty Principle)
宏观物体与微观粒子运动特征比较 微观粒子 •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。
h h λ p mν
(6-1)
P为微粒的动量，m为微粒的质量, υ为微粒的 运动速度, h为普朗克常数, λ为微粒波的波长。 关系式的意义：把微观粒子的粒子性p (m 、υ) 和波动性λ统一起来。
该假设三年后被多个实验所证实。如： 电子衍射实验 1927年,美国的Davisson和 Germer证明了电子束同X射线一样具有波动性。 如下图：
m 与电子能量无关，上述三个 p 轨道 的能级相同，能量相等，称为简并轨道 (或等价轨道)。
不同磁量子数的原子轨道伸展方向见下表：
角量子数 l=0 (s) l=1 (p) l=2 (d)
磁量子数取值 m=0 m=0、+1、-1 m=0、±1、±2
轨道伸展方向 一种 px、py、pz 三种 dz2、dxz、dyz、 dx2-y2、dxy 五种
第六章 原子结构和共价 键理论
Atomic Structure and Covalent Bond Theory
第一节 原子结构
一. 核外电子运动的特征
1.
Rutherford的原子有核模型（nuclear model）
2. 1913年，丹麦Bohr的“定态原子模型” 1) 能级假说：原子中的电子沿固定轨道 绕核运动,电子在轨道上运动时，不吸收 也不辐射能量，称为“定态” （stationary state）； 在一定的轨道上运动的电子具有一定 的能量E,称为能级（energy level），核外 电子的能量为：
原子结构和元素周期律
第一章物质及其变化第一节物质的聚集状态体系：被研究的对象，例如一个烧杯中的溶液一、物质的聚集状态：各种物质总是以一定的聚集状态存在的气、液、固为三种聚集状态，各具特征，在一定条件下可相互转化。
1、气体（g）：扩散性和可压缩性2、液体（l）：流动性、无固定形状、一定条件下有一定体积3、固体（s）：具有一定体积、一定形状及一定程度的刚性。
二、物质的聚集状态和相：相：在体系中任何具有相同的物理性质和化学性质的部分称为相。
相与相之间有界面隔开。
g-s，l-s，s-s一般为两相g-g混合物为一相l-l混合物：一相：如5%HCl溶液，HCl以分子或离子形式分散在水中两相：如油和水组成的体系，O/W，O以较多分子聚成粒子，以一定的界面和周围的水分开，是不连续的相，W是连续相。
g-L混合物：也存在如上关系：H2S溶于水为一相S-S混合物制成合金时为一相。
物质的聚集状态或相可以相互变化，亦可共存。
如：S-L相平衡这一点温度即为凝固点。
气体的存在状态主要决定于四个因素：P、V、T、n，而几乎与它们的化学组成无关。
反映这四个物理量之间关系的式子叫气体状态方程式。
理想气体：分子间完全没有作用力，分子只是一个几何点，没有体积。
实际上所碰到的气体都是真实气体，只有在温度不太低，压力不太高时，实际气体的存在状态才接近于理想气体，可以用理想气体的定律进行计算。
三、理想气体状态方程：R：常数，可由实验测得：1 mol气体在273.15K（0℃），101.325kPa下测得其体积22.4×10-3m3这是理想气体的状态方程式，而实际上气体分子本身必然占有体积，分子之间也具有引力，因此应用该方程进行计算时，不可避免地存在偏差。
对于常温常压下的气体，这种偏差很小，随着温度的降低和压力的增大，偏差逐渐增大。
四、混合气体分压定律：1、混合气体分压定律：1801年，由Dalton（道尔顿）总结实验结果提出，因此又称为Dalton分压定律。
第6章 原子结构与元素周期律
4p亚层中轨道的主量子数为（4），角量子数为（1），该亚层的轨道最多可以有（3）种空间取向，最多可容纳（6）个电子6.26第四周期元素中，4p轨道半充满的（As），33号4s2 3p33d轨道半充满的是（Cr和Mn）24号3d5 4s2 25号3d5 4s2 4s轨道半充满的（K，Cr和Cu）19号4s1 24号3d5 4s1 29号3d10 4s1 价层中s电子数与d电子数相同的是（Ti）22号3d2 4s2 6.27周期表中最活泼的金属为（Fr），最活泼的非金属为（F）；原子序数最小的放射性元素为第（五）周期元素，其元素符号为（Tc）6.28给出下列元素的原子核外价电子排布式74号W钨（5d4 6s2）41号Nb 铌（4d4 5s1）44号Ru 钌（4d7 5s1）45号Rh 铑（4d8 5s1）46号Pd 钯（4d10 5s0）78号Pt 铂（5d9 6s1）6.29在各类原子轨道中，（s）轨道的钻穿能力最强，由此引起的后果是（s 轨道能量降低，造成能级交错）氢原子轨道的能量计算公式为（E= -13.6（1/n2））(eV);He+基态电子的能量与H基态电子的能量之比为（4:1）6.31镧系元素包括原子序数从（57）至（71）共（15）元素；从La到Lu 半径共减少（11）pm，这一事实称为（镧系收缩），其结果是（使第二过渡元素和第三过渡元素原子半径相近）6.32某元素在氪之前，该元素的原子失去2个电子后的离子在角量子数为2的轨道中有1个单电子，若只失去1个电子则离子的轨道中没有单电子。
该元素的符号为（Cu），其基态原子核外电子排布为（【Ar】3d10 4s1）,该元素在（ds）区，第（IB）族6.33A原子的M层比B原子的M层少4个电子，B原子的N层比A原子的N层多5个电子。
则A的元素符号（Fe），B的元素符号为（Br）A与B的单质在酸性溶液中反应得到的二种化合物为（FeBr2和FeBr3）6.34非放射性元素中，单电子数最多的元素单电子数为（8）个，它在周期表中位于第（六）周期，第（III B）族。
无机化学 原子结构和元素周期律 习题课
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24
电子填充反常元素： Cr, Cu; Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag; Pt, Au.
Cr [Ar]3d54s1
Cu [Ar]3d104s1
Nb
Mo
Ru
Rh
Pd
Ag
[Kr]4d45s1 [Kr]4d55s1 [Kr]4d75s1 [Kr]4d85s1 [Kr]4d105s0 [Kr]4d105s1
Pt
[Xe]4f145d9 6s1
Au
[Xe]4f145d1 06s1
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25
六、元素周期律和元素性质的周期性
❖元素周期律是元素核外电子层结构周期 性变化的反映，各元素原子电子层结构 的周期性变化是元素周期性变化的内在 原因。掌握好各种元素电子层结构及其 变化是学好元素周期律的关键。
均如此)，为何在电子填充时仍然先填4s轨道， 后填3d轨道？
解答：这尚是一个有争议的问题, 即使采用薛 定谔方程计算, 对于多电子体系, 也是一个难于 解决的问题。关于3d 和4s 轨道能量的高低, 采 用的近似方法不同, 处理问题的角度不同, 得到 的结论也不同。
3d电子的3d = (0.35 9) + (1.00 18) = 21.15
E 3d 1.6 3 (2 9 3 2 2.1 1)2 5eV 9.1 3e 2V
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32
计算结果是E4s > E3d，说明Cu原子失去4s轨道 中的电子。
思考：既然Cu原子有E4s > E3d (Z > 21的元素
E13.6(Z n 2 )2 eV
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31
P153 6-8 解： Cu原子的电子结构式为1s22s22p63s23p63d104s1 4s电子的4s = (0.85 18) + (1.00 10) = 25.3
原子结构与元素周期律
原子结构与元素周期律原子结构指的是原子的组成和结构。
根据量子力学理论，原子由电子、质子和中子组成。
质子和中子集中在原子核中，而电子则存在于原子的外层。
电子以特定的轨道围绕着原子核运动，这些轨道又被称为电子壳。
每个电子壳能够容纳不同数量的电子，其中第一电子壳最多容纳2个电子，第二电子壳最多容纳8个电子，而后续的电子壳分别容纳最多18个、32个和50个电子。
这是因为电子的分布满足一定的能级规则，即每个电子壳的能级比前一个电子壳的能级高。
元素周期律是研究和分类元素的规律性表达方式。
元素周期表是根据元素的原子序数和化学性质编排的表格。
元素周期表的主体是按照原子序数递增排列的，每个元素的原子序数代表了其原子核中的质子数。
现在的元素周期表是按照门捷列夫周期定律、贝尔定律和气体化学定律编撰的。
门捷列夫周期定律是指元素的性质会随着原子序数的增加而循环性地变化。
贝尔定律则是指元素的化学性质主要取决于其原子外层电子的数目。
基于这些定律和规律，元素周期表将元素分成了相应的周期和族。
元素周期表的周期是指元素周期表中的横行，也称为周期。
一共有7个周期，每个周期中的元素具有相似的化学性质。
元素周期表中的族则是指元素周期表中的竖列，也称为族。
元素周期表中的元素周期和族数共同描述了元素的化学性质，周期性地变化。
对于周期表上的每个元素，都有相应的元素符号、原子序数、相对原子质量和周期表中的位置。
元素周期表的开创者是俄国化学家门捷列夫，他在19世纪初首次提出了元素周期定律，并将元素按照这个定律排列在一张表上。
随着现代化学的发展，元素周期表逐渐完善，并逐渐扩展。
如今的元素周期表已经包含了118个元素，其中92个是自然界存在的元素，剩下的是由科学家们在实验室中合成的人工合成元素。
总结起来，原子结构和元素周期律是化学中两个重要的概念。
原子结构指的是原子的组成和结构，包括质子、中子和电子的分布。
元素周期律则是描述和分类元素的规律性表达方式，根据原子序数和周期规律将元素排列在一个表格里，以反映元素的周期性变化。
原子结构与元素周期律知识点
原子结构与元素周期律知识点一、原子结构1.原子的组成原子是最基本的化学单位，它由质子、中子和电子组成。
质子带有正电荷，中子不带电荷，电子带有负电荷。
质子和中子集中在原子核中，而电子则围绕原子核运动。
2.元素的定义元素是由具有相同原子序数的原子组成的物质。
原子序数是元素的核外电子数目，也是元素在元素周期表中的位置。
3.原子的大小原子的大小可以通过原子的半径来表示。
原子半径通常用皮克米（pm）来表示，1pm=1×10^-12m。
原子的半径随着元素的原子序数增加而增加。
4.原子的质量原子的质量可以通过原子的相对原子质量来表示。
相对原子质量是以碳-12同位素为标准进行比较的，碳-12同位素的相对原子质量为12、相对原子质量可以通过元素周期表上的数值来获得。
5.原子核原子核是原子的中心部分，其中包含了质子和中子。
原子核的直径约为1×10^-15m，而整个原子的直径约为1×10^-10m，因此原子核只占据原子体积的很小一部分。
6.原子的电子排布原子的电子排布遵循能量最低原理，即通过填充电子能级和轨道来达到最低能量状态。
根据泡利不相容原理，每个轨道最多只能容纳2个电子，且这两个电子的自旋必须相反。
7.原子的电子壳层和能级原子的电子分布在不同的壳层和能级上。
壳层按主量子数来编号，第一个壳层为K壳，第二个壳层为L壳，依次类推。
能级是指在同一个壳层上，不同轨道的电子所具有的能量。
8.原子的价电子价电子是原子中最外层的电子，它决定了原子的化学性质。
元素周期表中的元素按照价电子数目的增加顺序排列。
二、元素周期律1.元素周期表的构成元素周期表是一种将元素按照原子序数和化学性质的周期性排列的表格。
它由原子序数递增的一系列水平行（周期）和垂直列（族）组成。
2.元素周期表的分区元素周期表可以分为s区、p区、d区和f区。
s区包含1个周期，p区包含6个周期，d区包含10个周期，f区包含14个周期。
3.元素周期表的主族和过渡元素元素周期表中的1A-2A和3A-8A族元素称为主族元素，它们的电子配置在外层壳层上有相似的组成。
无机化学(周祖新)习题解答第六章
第六章原子结构和元素周期律习题解答思考题1．氢原子为什么是线状光谱谱线波长与能层间的能量差有什么关系1．因为氢原子(也包括其他原子)核外电子按不同能量分层排布，这些能量间是不连续的。
跃迁到高能量轨道的电子回到低能量轨道时放出的能量以光的形式放出。
任一原子轨道间的能量差个数是有限的，故放出的光谱是有限的几条，所以是线状光谱。
根据hγ=△E，谱线波长λ= hc/△E。
2．原子中电子的运动有什么特点2．原子中电子的运动有什么特点与其他微观粒子一样，具有波粒两象性。
量子力学用几率波来描述电子的运动。
3．量子力学的轨道概念与波尔原子模型的轨道有什么区别和联系3．波尔原子模型的轨道把原子核作为球心，电子在原子核为球心的同心圆上围绕原子核旋转，也称“星系模型”。
量子力学的轨道概念是电子作为几率波，在原子核和其他电子形成的电场中运动。
用波动方程描述电子的运动，由于是微分方程，要有合理解，要确定一系列量子数，每一组量子数确定的波动方程即为一轨道。
4．比较原子轨道角度分布图与电子云角度分布图的异同。
4．原子轨道有正负之分，且原子轨道比较“胖”；电子云是原子轨道的平方，无正负之分，比原子轨道“瘦”。
5．氢原子的电子在核外出现的概率最大的地方在离核的球壳上(正好等于波尔半径)，所以电子云的界面图的半径也是。
这句话对吗5．不对。
电子云的界面图指包括电子运动概率很大(例如90%或99%)的等密度面的界面。
6．说明四个量子数的物理意义和取值范围。
哪些量子数决定了原子中电子的能量6．主量子数是决定电子与原子核平均距离的参数。
其取值范围n为1、2、3、4……∞的自然数。
角量子数是电子运动角动量的参数，其取值范围l为0、1、2、3、……(n-1)的自然数。
磁量子数是具有相同角动量的电子在空间不同伸展方向的参数，其取值范围m为0、±1、±2、……±l。
自旋量子数是表示电子自旋的参数，根据电子自旋只有顺时针和逆时针两种情况，自旋量子数m s的取值范围取＋1/2和－1/2。
第六单元 物质结构 元素周期律(单元教学设计)高一化学(人教版2019必修第一册)
课时
教学目标与思路
课时7
离子键1.理解离子键的概念及本质和形成条件。通过实例了解离子化合物的概念，能识别典型的离子化合物，熟练表示离子化合物的形成过程。2.通过实验的演示，提升观察分析实验现象、得出结论的能力。由离子通过离子键能 结合成离子化合物，学会微观的问题研究方法。 3.体验发现问题、解决问题的化学乐趣，建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。
五、教学课时安排
课时
教学目标与思路
课时1
原子结构 核素1、立足原子结构模型演变的历史情境，学生学会用宏观和微观结合的视角分析与解决实际问题，培养宏观辨识与微观探析的能力。2、感受原子结构模型的建立、修正和完善，归纳原子核外电子排布规律，提高学生证据推理与模型认知能力。3、了解131I和127I在甲状腺治疗中的运用，探秘其原子结构差异，树立学生严谨求实的科学态度和用化学知识解决生活问题的观念，提升科学态度与社会责任的素养。
五、教学课时安排
课时
教学目标与思路
课时4
原子结构与元素的性质——卤族元素1、能够以第三周期元素为例，说明同周期元素性质的递变情况。2、以第三周期元素为例，探究金属性和非金属性的递变规律。3、证据推理与模型认知：建立元素原子半径、化合价、金属性和非金属性变化的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。4，科学精神与社会责任：学习元素周期律在化学研究中的具体应用，培养学生的科学精神，理解化学在社会发展中的重要作用。
一、教材分析
本章内容理论性强，概念抽象，涉及较多新的元素化合物知识。教材的编写主要从三方面考虑：在内容选择和编排上，将理论知识与元素化合物知识穿插、融合，并引人化学史资料，体现发展过程，揭示科学本质;在呈现形式上，较多地利用直观模型图示、表格对比，帮助学生认识抽象的原子结构及化学反应的本质；在活动安排上，利用实验探究、比较的方法，帮助学生发现元素性质及其变化规律。
原子结构和元素周期律
原子结构和元素周期律原子结构和元素周期律是化学中非常重要的概念，对理解物质的性质和化学反应机理具有关键作用。
在现代原子理论中，原子被认为是由电子、质子和中子组成的。
元素周期表是将所有已知元素按照一定规律排列的表格，可以反映出元素之间的相似性和周期性规律。
首先，我们来了解原子结构。
原子是物质的最小单位，由电子、质子和中子组成。
电子是带负电荷的基本粒子，质子是带正电荷的基本粒子，中子是不带电荷的基本粒子。
在原子的中心核内，质子和中子集中存在，而电子则绕着核的轨道上运动。
原子的质量主要集中在核内，而体积主要由电子轨道决定，整体呈现出一种空心球的结构。
原子中的电子有不同的能级，能级越低，电子越稳定。
最靠近原子核的第一能级只能容纳2个电子，第二能级能够容纳8个电子，第三能级能够容纳18个电子，以此类推。
根据原子轨道的不同形状，可以有s轨道、p轨道、d轨道和f轨道等。
每个能级上都有不同数量和不同形状的轨道。
元素周期表是将元素按照一定规律排列的表格。
最早的元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫在19世纪中叶提出的。
现在使用的国际标准元素周期表是根据元素的原子序数（元素中质子的数目）进行排列的。
元素周期表主要由若干周期和若干族组成。
周期表中的周期是指元素按照原子序数递增的顺序分成的若干行，每一行被称为一个周期。
一般来说，从左到右，周期中的元素的原子半径逐渐减小，原子电荷逐渐增加，而从上到下，周期中的元素的原子半径逐渐增大，原子电荷也逐渐增加。
元素周期表中的周期性规律是指周期表中的元素随着原子序数的增加，性质和反应规律呈现出周期性的变化。
周期表中的族是指元素按照元素化学性质相似原则划分的列。
周期表中共有18个族，其中，第1族至第2族为主族元素，第3族至第12族为d区过渡元素，第13族至第18族为p区过渡元素。
族内元素的化学性质相似，拥有相同的化学价态和类似的反应性质。
元素周期表的布局有很多重要的特征和规律。
在周期表的左侧，主要是金属元素，具有良好的导电性、热导性和延展性。
教学指导--原子结构和元素周期律
第九章首 页 基本要求原子结构和元素周期律重点难点 讲授学时 内容提要1基本要求[TOP]1.1 掌握四个量子数的取值限制和它们的物理意义,量子数组合和轨道数的关系;原子轨道,电子云的 角度分布; 基态原子核外电子排布遵守的三条规律 (Pauli 不相容原理, 能量最低原理, Hund 规则) . 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念;熟悉原子轨道的角度分布图,径向分布函数图的意义和特征;熟 悉电子组态与元素周期表的关系,有效核电荷,原子半径及电负性变化规律. 1.3 了解氢原子的 Bohr 模型;电子的波粒二象性,测不准原理;电子云的径向分布;元素性质的周期 性变化规律;元素和人体健康. 2 重点难点 [TOP]2.1 重点 2.1.1 原子轨道,概率密度的观念;n,l,m,s 4 个量子数;电子组态和价层电子组态.熟悉的意义和 特征;熟悉电子组态与元素周期表的关系,有效核电荷,原子半径及电负性变化规律. 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图;了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型;了解了解元 素和健康的关系. 2.1.3 电子组态的书写,与元素周期表的关系;元素性质的变化规律. 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性,测不准原理;波函数和原子轨道. 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图. 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系.3讲授学时[TOP]建议 4～6 学时4内容提要[TOP]第一节第二节第三节第四节1氢原子的结构 4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的 Bohr 模型 氢原子的发射光谱是不连续的线光谱. 经典物理学对微观粒子高速运动领域的实验结果已经解释不 了. Bohr N 综合关于热辐射的量子论,光子说和原子有核模型,提出原子结构的三项基本假定: 1.电子在处于某些定态的原子轨道上绕核作圆周运动. 2.原子可由一种定态(能级 E1)跃迁到另一种定态(能级 E2) ,在此过程中吸收或发射辐射,辐射 的频率可由公式 hν = |E2 -E1| 决定. 3.定态时,电子的轨道运动角动量 L 必须等于 h/2π 的整数倍. 计算出氢原子定态的能量为 E n = 4.1.2 电子的波粒二象性 法国物理学家 de Broglie L 导出微观粒子(如电子,原子等)具有波动性的 de Broglie 关系式RH (n=1, 2, 3, 4, …),解释了氢原子光谱. n2λ=h h = (p 为粒子的动量,m 为质量,υ 为粒子运动速度;λ 为粒子波波长) ,提出微观粒子具 p mυ有波粒二象性.微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来.de Broglie 关系式分别 被美国物理学家 Davisson C-Germer L 及英国 Thomson G P 的电子衍射实验所证实. Born M 从统计的角度解释了电子的这种波动性,即衍射图像上,亮斑强度大的地方,电子出现的概 率大;反之,电子出现的概率小.所以,电子波是概率波,空间任一点的波强度是和电子在该处出现的 概率成正比. 4.1.3 测不准原理 由于微观粒子的运动兼具波动性,则可料想它不会同时具有确定的位置和动量.1927 年,德国科学 家 Heisenberg W 提出著名的测不准原理.他指出,具有波动性的粒子当某个坐标被确定得越精确,则 在这个方向上的动量(或速度)就越不确定,反之亦然:△x△px≥h/4π (△x 为坐标上粒子在 x 方 向的位置误差,△px 为动量在 x 方向的误差) .测不准原理表明微观粒子的运动不存在确定的运动轨迹. 4.2 第二节 量子数和原子轨道 4.2.1 量子数 波函数(ψ)描述了电子的运动状态,|ψ| 表 示在原子核外空间某处电子出现的概率密度,即在 该处单位体积中电子出现的概率.|ψ| 的几何图形直观地表示电子概率密度的大小,俗称电子云.在量 子力学中,原子轨道仅仅是波函数的代名词,绝无经典力学中的轨道含义.原子轨道在空间是无限扩展22 2[TOP]的,一般把电子出现概率在 99%的空间区域作为原子轨道的大小.ψ(原子轨道)是空间坐标的函数,表示成 ψ(r,θ,φ).合理的波函数,必须满足一些整数条件,否则波函数将为零.这些整数分别被称为主量子数(n) ,角量子数(l) ,磁量子数(m) .当 n,l 和 m 的取值一定时,一个不为零的波函数 ψn,l,m(r,θ,φ)就确定了.此时,它才代表一种确定的运动状态. 研究电子的运动状态实则上是研究原子中电子在核外空间出现的概率密度分布,可以说波函数给出了电 子运动的全部信息.因此,运用一组量子数的组合就可以方便地了解原子轨道,而不必去记忆波函数复 杂的数学式. 量子数的取值限制和它们的物理意义如下: 1. n 是决定电子能量的主要因素 是决定电子能量的主要因素,可以取任意正整数值,即 1,2,3,… .n 越小,能量越低. 氢原子的能量只由主量子数决定.多电子原子由于存在电子间的静电排斥,能量在一定程度上还取决于 量子数 l. 主量子数还决定原子轨道的大小,n 愈大,原子轨道也愈大.n 也称为电子层.电子层用下列符号 表示: 电子层符号 K 1 L 2 M 3 N … 4 …n2. l 决定原子轨道的形状,只能取小于 n 的正整数和零:0,1,2,3,…,(n – 1),共 n 个值, 给出 n 种不同形状的轨道. 在多电子原子中,l 对电子能量高低有影响.当 n 给定,l 愈大,原子轨道能量越高.所以 l 又称 为能级或电子亚层.电子亚层用下列符号表示: 能级符号 s 0 p 1 d 2 f 3 g … 4 …l3. m 决定原子轨道的空间取向,取值受 l 的限制,为 0,±1,±2,…,±l.l 亚层共有 2l+1 个 不同空间伸展方向的原子轨道. 磁量子数与电子能量无关.l 亚层的 2l+1 个原子轨道能量相等,称为简并轨道或等价轨道. 一个原子轨道由 n,l 和 m 三个量子数决定,每个电子层的轨道总数为 n .但要描述电子的运动状 态还需要有第四个量子数——自旋磁量子数(s) . 4.s 表示电子自旋的状态,可以取 +21 1 和 两个值,也可用符号"↑"和"↓"表示.两个电子 2 2自旋处于相同状态称为自旋平行,可用符号"↑↑"或"↓↓"表示;反之,叫做自旋反平行,用符号 "↑↓"或"↓↑"表示.一个电子的运动状态由 n,l,m,ms 四个量子数确定.由于一个原子轨道最3多容纳自旋相反的两个电子,每个电子层最多容纳的电子总数应为 2n . 表 9-1 量子数和轨道数 主量子数 轨道角动 量量子数 磁量子数 波函数 同一电子层的 2 轨道数(n ) 1 同一电子层容纳 2 电子数(2n ) 22n1l0 0m0 0 0ψψ 1s ψ 2s2 1ψ 2p z*48±1 0 0 0 1 ±1 3 0 ±1 2ψ 2p x ,*ψ 2p yψ 3sψ 3p z*ψ 3p x ,*ψ 3p yψ 3d z2918*ψ 3d xz ,*ψ 3d yz*ψ 3d xy ,*2±2ψ 3d x-y2*这些实波函数是经过组合以后得到的.4.2.2 原子轨道的角度分布 将 ψn,l,m(r,θ,φ)进行变量分离,可写成函数 Rn,l(r)和 Y l,m(θ,φ)的积:ψn,l,m(r,θ,φ)= Rn,l(r)Y l,m(θ,φ) Rn,l(r)称为波函数的径向部分或径向波函数, 它是电子离核距离 r 的函数, n 和 l 有关. l,m(θ,φ) 与 Y称为波函数的角度部分或角度波函数,它是方位角 θ 和 φ 的函数,与 l 和 m 有关,体现了轨道的形状 和空间取向. 1.s 轨道角度分布图是球形. 2.p 轨道角度分布图是双波瓣图形,俗称"哑铃"形,每一波瓣是一个球体.三个 p 轨道分别在 x 轴,y 轴和 z 轴方向上伸展.波函数值为零的坐标平面称为节面.p 轨道的电子云图形比相应的角度波 函数图形瘦,而且两个波瓣没有正负号.43.d 轨道的角度分布图各有两个节面,一般有四个橄榄形波瓣. d z 2 的图形很特殊,负波瓣呈环状. dxy,dxz 和 dyz 的波瓣在坐标轴夹角 45 方向上伸展, d x 2 2 和 d z 2 在坐标轴上伸展.共轴线的波瓣代数符 y 号相同.电子云图形相应比较瘦且没有符号的区别. 4.2.3 原子轨道的径向分布 原子轨道的径向分布函数表示电子在一个以原子核为球心,在半径 r 处单位厚度的球壳内出现的概 率:D(r)dr = Rn ,l ( r ) 4πr ,电子云出现概率密度大的地方,D(r)有极大值,但该处|ψ| 不一定极大. 所以径向分布函数真正反映了电子出现的概率与离核距离 r 的关系. 1. 基态氢原子的玻尔半径表示电子出现概率最大处离核的距离. 2. 径向分布函数有(n-l)个峰,每一个峰表现电子在距核 r 处出现的概率的一个极大值.n 越大, 主峰距核越远.电子离核的统计平均距离也越远,原子半径也越大.n 一定时,l 越小,峰越多,电子 在核附近出现的概率越大.两个原子轨道的 n 和 l 都不相同时,外层电子也可能在内层出现. 4.3 第三节 电子组态和元素周期表 4.3.1 多电子原子的能级 多电子原子中某电子受其它电子的排斥,抵消了部分核电荷它的吸引,称为屏蔽作用,屏蔽常数 σ 表示抵消掉的部分核电荷.引某电子的有效核电荷 Z′是核电荷 Z 和屏蔽常数 σ 的差: [TOP]22 2 oZ′= Z –σ以 Z′代替 Z,近似计算电子的能量En = Z ′2 × 2.18 × 10 -18 J 2 n电子的能量与 n,Z,σ 有关.n 越小,能量越低;Z 愈大,能量愈低;σ 愈大,能量越高. 屏蔽作用主要来自内层电子.当 l 相同时,n 越大,电子层数越多,外层电子受到的屏蔽作用越强, 轨道能级愈高:E1s <E2s <E3s <… E2p <E3p <E4p <……n 相同时,l 愈小,径向分布函数 D(r)的峰越多,电子在核附近出现的可能性越大,受到的屏蔽就越弱,能量就愈低:Ens <Enp <End <Enf <… n ,l 都不同时,一般 n 越大,轨道能级愈高.但有时会出现反常现象,比如 E4s<E3d,称为能级交5错. 鲍林的近似能级顺序是:E1s<E2s<E2p<E3s<E3p<E4s<E3d<E4p<…徐光宪用(n+0.7l)估算原子轨道的能级. 4.3.2 原子的电子组态 原子核外的电子排布又称为电子组态.基态原子的电子排布遵守三条规律. (一)Pauli 不相容原理 在同一原子中不可能有 2 个电子具有四个完全相同的量子数.或者说一个原子轨道最多只能容纳自 旋相反的两个电子.据此,一个电子层最多可以容纳 2n 个电子. (二)能量最低原理 基态原子的电子排布时,总是依据近似能级顺序,先占据低能量轨道,然后才排入高能量的轨道, 以使整个原子能量最低. (三)Hund 规则 电子在能量相同的轨道(简并轨道)上排布时,总是尽可能以自旋相同的方向,分占不同的轨道, 因为这样的排布方式总能量最低. 有些副族元素,简并轨道全充满,半充满或全空才是能量最低的稳定状态.这个规律称为 Hund 规 则的补充规定. 例如氮原子组态是 1s 2s 2p ,三个 2p 电子的运动状态是: 2, 1, 0, +2 2 3 21 ; 22, 1, 1, +1 ; 22, 1, -1, +1 2在书写 20 号元素以后基态原子的电子组态时,虽然电子填充按近似能级顺序进行,但电子组态必 须按电子层排列. 为简化电子组态的书写,把内层达到稀有气体电子层结构的部分称为原子芯,用稀有气体元素符号 加方括号表示.原子芯写法还指明了元素的价层电子结构.化学反应中价电子的结构发生改变,引起元 素化合价的变化;原子芯部分的电子结构一般不改变.价电子所处的电子层称为价层. 离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写. 4.4 第四节 元素性质的周期性变化规律 4.4.1 原子的电子组态与元素周期表 (一)能级组和元素周期 按能级的高低把原子轨道划分为若干能级组,不同能级组的原子轨道之间能量差别大,同一能级组 [TOP]6内各能级之间能量差别小.能级组与近似能级顺序一致. n+0.7l)计算法同样能预测能级组(表 9-2) ( . 表 9-2 能级组与周期序列 能级 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7pn + 0.7 l1.0 2.0 2.7 3.0 3.7 4.0 4.4 4.7 5.0 5.4 5.7 6.0 6.1 6.4 6.7 7.0 7.1 7.4 7.7能级组 1 2 3能级组能容最多电子数 2 8 8对应周期 1 2 3每个周期所含元素数 2 8 8418418518518632632732732(二)价层电子组态与族,元素分区 表 9-3 价层电子组态与族,元素分区 价层电子组态 族 ⅠA 和ⅡA(He 除外) ⅢA~ⅦA,0(包括 He) ⅢB~ⅦB,Ⅷ 元素分区 s 区(He 除外) p 区(包括 He) d区ns1 和 ns2 ns2np1~6 (n-1)d1~8ns2 或(n-1)d9ns1或(n-1)d ns10 0(n-1)d10ns1~2 (n-2)f 0~14(n-1)d 0~2ns2(三)过渡元素概念ⅠB 和ⅡB ⅢB(镧系和锕系元素)ds 区 f区过渡元素包括 d 区,ds 区和 f 区的元素,其中镧系和锕系称为内过渡元素. 4.4.2 元素性质的周期性变化规律 (一)有效核电荷7周期表从上到下每增加一个周期,就增加一个电子层,也就增加了一层屏蔽作用大的内层电子,所 以有效核电荷增加缓慢. 同一周期中从左到右,增加的几乎都是同层电子,屏蔽常数较小,有效核电荷增加迅速.短周期增 加较快,长周期增加较慢,f 区元素几乎不增加. (二)原子半径 同一周期从左到右,有效核电荷愈大,主族元素的原子半径逐渐减少,过渡元素原子半径缩小缓慢, 内过渡元素有效核电荷变化不大,原子半径几乎不变. 同一主族从上到下,有效核电荷增加缓慢,而电子层数增加使得原子半径递增. (三)元素的电负性 元素的第一电离能是气态的基态原子失去一个电子,变成气态的正一价离子所需要的最低能量.同 一周期中,第一电离能从左到右逐渐增加,同一主族中,第一电离能从上到下逐渐减小. 气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量,称为电子亲合势.卤族元素的原 子结合电子放出能量较多,金属元素放出能量较少甚至吸收能量. 元素电负性(χ)表示原子吸引成键电子的相对能力,电负性大者,原子在分子中吸引成键电子的 能力强,反之就弱. 同一周期中,从左到右元素电负性递增;同一主族中,从上到下元素电负性递减.副族元素的电负 性没有明显的变化规律. 金属元素的电负性一般小于 2,非金属元素的电负性一般大于 2.89。
chap62原子结构
区 原子价层电子构型
包括的元素
s
ns1~2
p ns2np1~6
IIIAIA,I~IAV族IIA（He除外）}主族元素
d (n-1)d1~9ns1~2 ds (n-1)d10ns1~2
IIIB~VIII（过渡元素）（Pd为(n-1)d10ns0） }副族元素
原子核外电子排布
不相容原理
三原子轨道填充顺序
注意
原子实 书写格式 离子的电子排布 特例
3
原子结构和元素周期律
周期律本质ns1 ns2np6 周期、族、区划分
元素基本性质
原子半径（范得华半径>金属半径>共价半径）
同周期变化规律 同族变化规律 镧系收缩
电离能(>0)——变化规律、元素金属性 强弱（非溶液）
9
思考题1：按斯莱特规则计算F-离子中的2p电子的有效 核电荷数为 （1）9 （2）4.85 （3）5.20 （4）4.55
解：
F-的一个2p电子受到（n-1）层1s上两个电子与同一
电子层上的其余7个电子的屏蔽作用。
被 屏 蔽 电 子 为 ns 或 np 时 ， (n-1) 层 的 电 子 对 它 的
21
§ 6.4 原子结构和元素周期律 1核外电子排布和周期表的关系
元素周期律：元素性质（原子半径、电离能、电子 亲和能、电负性等）随核电荷数递增而呈现周期性 变化。
周期律呈现了原子最外层电子排布呈现周期性变化 即：ns1 ns2np6
22
(1) 周期： 长式周期表分7个横行，每个横行为一个周期。 原子的电子层数与该元素所在周期相对应，而周期 又与能级组相对应，即周期数等于原子的最外电子 层的主量子数。因此，能级组划分是导致周期系各 元素划分为周期的本质原因。
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第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.3 核外电子运动状态的描述
将以上关系代入薛定谔方程 中， 经过
整理， 得到：
1 2 1 1 2 [ 2 (r ) 2 (sin ) 2 2 2 ] r r r r sin r sin
§6.1.1 原子结构模型 （从经典力学到早期量子论） （1）黑体辐射与能量量子化
（Planck提出量子论P109）
（2）光电效应与光量子化
（Einstein提出光量子(光子)概念P109）
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
§ 6.1.2 氢原子光谱
的线状光谱。
(Hydrogen Atomic Spectrum)
P 为空间一点 z r：OP 的长度 ( 0 ~ ) ：OP 与z 轴的夹角( 0 ~ ) ：OP 在 xoy 平面内的投影 OP′ 与 x 轴的夹角( 0 ~ 2 )
P
r o x P′
y
根据 r，， 的定义，有 x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2
8 2 m Ze2 2 (E ) 0 h 4 0 r
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.3 核外电子运动状态的描述
解薛定谔方程第二步：变量分离
(r, , ) = R(r) . Y (, ) = R(r) . Θ() . Φ()
引入参数 n,
n-1≥ l
引入参数 l,
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
Balmer线系：
1 1 1 1.097 10 ( 2 2 )cm 2 n
5
n = 3 红（Hα） n = 4 青（Hβ ） n = 5 蓝紫 （ Hγ ） n = 6 紫（Hδ ）
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
h h λ p m
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.2 微观粒子运动的特殊性
证实：电子衍射实验的干涉图纹
1927年，Davisson和Germer实验：
晶片光栅
定向电子射线 衍射图象
电子衍射示意图 应用Ni晶体进行的电子衍射实验，证实了电子具有波 动性的假设。
第 6 章 原子结构与元素周期律
对于不能同时确定其位置与动量的粒子， 并非无法对它的运动方式进行描述，而是需要
换一种方式，即用概率来进行描述。
可以统计其在空间某区域内出现的机会的多少 原子核外电子已可以用统计规律来研究。 即研究电子出现的空间区域，这需要一个函数， 并该函数的空间图像应该与空间区域有关联， 这个函数就是波函数。
第 6 章 原子结构与元素周期律
普朗克
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
（2）求出氢原子轨道的半径、能量、辐射能频率 -18 1 2(nm) r = 0.053n E -2.179 10 J 2 n 如 n=1，r = 0.053(nm)， E= -2.17910-18J
E2 E1 ν h 2.18 1018 1 1 ( 2 2 ) 34 6.626 10 n1 n2 1 1 1 3.289 10 ( 2 2 )s n1 n2
2. 玻尔理论(Bohr’s Theory)
（1）假设
核外电子不能沿任意轨道运动，而只能在确定
半径和能量的轨道上运动；
正常情况下，原子中电子尽可能处在离核最近
的轨道上运动，此时能量最低 — 原子处于基态
（最低能级n1=1）。当原子受到辐射获得能量 后，电子可跃迁到离核较远的轨道上 — 原子处 于激发态（较高能级n2）；
15
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
由Bohr模型, 结合经典力学运动定律, 可解出
Rydberg常数的理论值，进而计算各已知线系波数.
结果与实验值相当符合。
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
波尔理论的成功与缺陷
• 成功解释了氢原子光谱的产生；
§6.5 元素周期表 §6.6 元素基本性质的周期性
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
原子结构的探索过程
1.天然放射性的发现 2.电子的发现
3.原子核的发现
4.核电荷的确定
5.质子的发现
6.中子的发现
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
§6.1 近代原子结构理论的确立
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
处于激发态的 电子不稳定，可以跃迁到离核较 近的轨道上，能量差以电磁波的形式辐射
E2 E1 ν h
E：轨道能量(Orbital Energy)
ν ：频率( Frequency )
h：Planck常数(Planck Constant)
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.1 近代原子结构理论的确立
2、特点
★ 在可见光有四条明显的谱线。
★ 四条谱线的波长满足：
n B 2 n 4
2
（当n=3、4、5、6时，
为Balmer线系）
★ 四条谱线的波数也满足Rydberg公式：
1 1 RH ( 2 2 ) n1 n2
(n2＞ n1，RH为Rydberg常数)
§6.2 微观粒子运动的特殊性
§6.2.2
不确定原理 (uncertainty principle ) 微观粒子的运动无轨迹，意味
着在一定时间没有一确定的位置。
Heisenberg 指出：对于一个物
体的动量(mv)的测量的偏差(Δmv)和
对该物体的运动坐标，也就是该物
体的位置(x)的测量偏差(Δx) 的乘积
§6.3 核外电子运动状态的描述
§6.3
核外电子运动状态的描述
奥地利物理学家。1911年起在维 也纳大学从事固体物理学研究。后任 苏黎世大学教授，研究热统计理论。 1926年建立波动力学。1927年任柏林 大学教授，1933年任牛津大学特别研 究员。 1938年去美国，任达布林研究 所所长。 1933年获诺贝尔物理学奖. 他在20世纪40年代发表的名著《生命 是什么》，对分子生物学的建立产生 过重大影响。
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.2 微观粒子运动的特殊性
由更详细的计算可以得出：
h x P 2
或：
h x v 2m
位置的测量偏差和动量的测量偏差之积 不小于常数 h/(2π)。
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§6.2 微观粒子运动的特殊性
§6.2.3
微观粒子运动的统计规律
l=0, 1, 2… l≥︱m︱
引入参数m, m=0, ±1, ±2…
n,l,m(r, , ) = Rn,l(r) . Yl,m(, )
Rn,l(r) 是波 函数径向分 布函数 Yl,m(, )是波 函数角度分布 函数
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.3 核外电子运动状态的描述
说明： Schrö dinger方程不是从理论引证推导 出来的，而是量子力学中的一个基本假设， 合理性在于其推导出来的结果与实验相符。 引用该方程，不是在于掌握解法，而是 要指出Ψ的出处以及与Ψ有关的电子在空间 的运动情况（分布规律）。
处于Planck常数的数量级。
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§6.2 微观粒子运动的特殊性
单 缝 衍 射
1、电子束通过狭缝前，动量分量Px完全确定，坐标完全不确定。 2、电子束通过狭缝后， Px不确定度为ΔPx ，坐标不确定度为Δx。 3、x 和Px可能同时精确测定， Δx和ΔPx之积大于等于某个阀值。考察 第一极小就能搞清楚这个阀值有多小。
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§6.3 核外电子运动状态的描述
2、意义与目的 反映了微观粒子的波粒二象性。 所谓求解薛定谔方程，就是求得描述微
粒运动状态的波函数以及与该状态相对应
的能பைடு நூலகம்E。 波函数是量子力学中用 以描述核外电子运动状态的函 数，又称原子轨道。
与Bohr理论中 的轨道有何区 别？
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.2 微观粒子运动的特殊性
Louis de Broglie认为：对于光，
其波动性发现在先，微粒性发现在后；
对于实物微粒是否可以颠倒过来，即 微粒性发现在先，波动性发现在后呢？ 同时指出：电子及所有实物粒子应与 光相似，既具有波动性又具有微粒性。
de Broglie关系式为：
取值：n个 ，从1 ~ ∞（任何非零的正整数） 。
举例：n=1 代表电子出现几率最大的区域离核 最 近；代表能量低的电子层。
列表：
主量子数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q
• 证实了里德堡公式；
• 提出了能级概念；
• 无法解释多电子原子的光谱和氢光谱精细结构
等问题。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。
第 6 章 原子结构与元素周期律
§6.2 微观粒子运动的特殊性
§6.2
1 r r/ 2 a0 ( 2 )e 3 8πa0 a0
2s
2pz
1 1 r r/ 2 a0 ( )e cosθ 3 4 2πa0 a0
1 r/ 2 a0 e 3 24 a0
3 cosθ 4π
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§6.3 核外电子运动状态的描述