第3节 原子基态的电子组态
基态原子电子组态
基态原子电子组态（电子排布）量子力学假定每个电子的运动是独立的，又假定所有电子的相互作用力可以集中到原子核上，如同在原子核上添加一份负电荷。
对于基态原子，必须遵循如下原理：（1）泡利原理基态多电子原子中不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换句话说，在一个轨道里最多只能容纳2个电子，它们的自旋方向相反。
（2）洪特规则基态多电子原子中同一能级的轨道能量相等，称为简并轨道；基态多电子原子的电子总是首先自旋平行地，单独地填入简并轨道。
(3)能量最低原理基态原子是处于最低能量状态的原子。
能量最低原理认为，基态原子核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。
构造原理定义：随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按能级交错填入核外电子运动轨道。
能级交错：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f →5d→6p……(能级交错现象是电子随核电荷递增填充电子次序上的交错，并不意味着先填能级的能量一定比后填能级的低。
)随核电荷数递增，电子每一次从填入ns能级开始到填满np 能级建立一个周期。
注意：构造原理只是对大多数元素的电中性基态原子电子组态的总结。
周期系中有约20种元素的基态电中性原子的电子组态不符合构造原理。
半满规则：5个d轨道各有一个电子，且自旋平行。
全满规则：d能级接近全满时倾向于全满。
铬的组态为（n-1）d5ns1，而不是（n-1）d4ns2。
铜金银基态原子电子组态为(n-1)d10ns1，而不是(n-1)d9ns2。
仔细考察元素周期表还可以发现，第5周期有较多副族元素的基态电中性原子的电子组态不符合构造原理，多数具有5s1的最外层构型，尤其是其中的钯（pb），电子组态为4d105s0，是最特殊的例子。
基态原子电子排布式1-36
基态原子电子排布式1-36原子电子排布是指某一原子或原子核及其围绕着它的电子被分布在空间某一准确的位置上，它是原子结构中稳定状态的表现。
原子电子排布是一种量子统计学理论，通过能量状态对原子作用，被证明有可能实现量子状态下的原子的最低能量状态的基态，从而形成特定的电子排布。
以一种基态的电子排布来说，该竖向横向由子层，内子层和外子层组成，一般可以分为十字形和十字形的电子排布式。
一种基态的电子排布，可以从下表中得知：|主子层（K）| 1s²|| 2s²2p³||内子层（L）| 3s²3p³|| 4s²3d¹⁰||外子层（M）| 5s²4p⁴|| 6s²4d¹⁰5p⁶||7s²5d¹⁰6p⁶|这就是1-36元素基态原子电子排布式：1. H：1s¹2. He：1s²3. Li：[He]2s¹4. Be：[He]2s²5. B：[He]2s²2p¹6. C：[He]2s²2p²7. N：[He]2s²2p³8. O：[He]2s²2p⁴9. F：[He]2s²2p⁵10. Ne：[He]2s²2p⁶11. Na：[Ne]3s¹12. Mg：[Ne]3s²13. Al：[Ne]3s²3p¹14. Si：[Ne]3s²3p²15. P：[Ne]3s²3p³16. S：[Ne]3s²3p⁴17. Cl：[Ne]3s²3p⁵18. Ar：[Ne]3s²3p⁶19. K：[Ar]4s¹20. Ca：[Ar]4s²21. Sc：[Ar]3d¹4s²22. Ti：[Ar]3d²4s²23. V：[Ar]3d³4s²24. Cr：[Ar]3d⁴4s²25. Mn：[Ar]3d⁵4s²26. Fe：[Ar]3d⁶4s²27. Co：[Ar]3d⁷4s²28. Ni：[Ar]3d⁸4s²29. Cu：[Ar]3d⁹4s²30. Zn：[Ar]3d¹⁰4s²31. Ga：[Ar]3d¹⁰4s²4p¹32. Ge：[Ar]3d¹⁰4s²4p²33. As：[Ar]3d¹⁰4s²4p³34. Se：[Ar]3d¹⁰4s²4p⁴35. Br：[Ar]3d¹⁰4s²4p⁵36. Kr：[Ar]3d¹⁰4s²4p⁶以上就是1-36元素基态原子电子排布式，它是由不同能级上的子层来组成，包含主子层（K）、内子层（L）和外子层（M），每个子层中都有自己特有的分级电子排布式。
3同核双原子分子电子组态—分子轨道类型.pdf
1
Ψ1
(1,
2)
= 1 1π 2 1π
+ +
(1)α (1) β
(1) (1)
1π + (2)α (2) 1π + (2)β (2)
0
(1-,-1-) (1+,-1-) (1+,-1+)
(1-,-1+)
-2 (-1+,-1+) (-1+,-1-) (-1-,-1-)
=
1 2
α
(1)
β
(
2)
−
β
相应的三重态谱项记为 3Σu , 3∆u
§3.2.5 双原子分子的电子态（谱项）-- 基态电子组态的谱项
分子
H2+ H2 He2+ Li2 B2 C2 N2+ N2 O2+ O2 F2 LiH
BeH
CH
NH
OH
HF
BeO, BN
CN, BeF
CO
NO
基态电子组态
1σg1 1σg2 1σg21σu1 1σg21σu22σg2 1σg21σu22σg22σu21πu2 1σg21σu22σg22σu21πu4 1σg21σu22σg22σu21πu43σg1 1σg21σu22σg22σu21πu43σg2 1σg21σu22σg22σu23σg21πu41πg1 1σg21σu22σg22σu23σg21πu41πg2 1σg21σu22σg22σu23σg21πu41πg4 1σ22σ2
§3.2.5 双原子分子的电子态（谱项）--罗素－桑德尔斯耦合
进一步考虑自旋－轨道相互作用，分子多重态能级会进一步 分裂。
Λ ≠ 0的态，电子的轨道运动会产生一个沿键轴方向的磁场， 使电子总自旋角动量S绕键轴进动，S在键轴上的投影分量为 M S
铍原子基态的电子组态
铍原子基态的电子组态
铍原子是一种元素，注意它们不像大多数剩余元素那样只具有一个基态，而是有一定数量的基态（3d，3p，3s）。
它们具有一个集群电子，形成一个原子核中心。
铍原子电子组态是由它们的能级对组成，这些能级按照占电子数越多越高的原则排列组合起来。
3d轨道是铍原子基态电子组态的最外层轨道。
它们有5个电子，分别位于每个轨道上方和下方的中心，当中还有一个分布在左右两边，因此当它们长度相等时，3d轨道上一共有10个电子。
3p轨道是次外层轨道，它们分布在每个轨道上方和下方。
每个轨道只有2个电子，因此每个原子上共有6个电子。
最内侧的占据3s轨道，有2个电子，一共有2个电子。
总的来说，铍原子基态的电子组态是由三个轨道（3d，3p，3s）组成，每个轨道上有相应的电子数量，它们按照能量级排列。
这些电子的分布和数量可以很容易追踪到铍原子的物理和化学性质，从而更好地理解物质的内部结构。
原子的基态的电子组态原理
原子的基态的电子组态原理
原子基态的电子组态原理可以归纳为以下步骤:
第一步,确定原子的电子组成
原子的电子组成由原子序数Z决定,即原子包含Z个电子。
例如氢原子的Z为1,只有1个电子;碳原子的Z为6,有6个电子。
第二步,构建电子组态
根据泡利不相容原理,每个原子轨道至多只能容纳2个电子,且电子间最多只能配对成反对易旋。
根据轨道能级由低到高的顺序填充电子。
第三步,确定最低能级
电子依次填充能级低的轨道,当电子数等于原子序数Z时,此时的电子组态对应的总能量最低,为原子的基态。
第四步,绘制电子组态图
将每个电子填入对应的原子轨道,用箭头表示电子自旋方向。
轨道旁标注电子数,画出原子基态的电子组态结构图。
第五步,核查泡利原理
核查每层轨道电子数是否超过2,相邻电子旋转方向是否一致,电子组态是否符合能量最低原理。
第六步,指定术语
使用1s2、2p5等标准化术语准确表达电子排布情况。
s轨道最多2电子,p轨道最多6电子,d轨道最多10电子。
第七步,添加4量数
在电子组态图上补充每个电子的4量数(n、l、ml、ms),完整表示每个电子的量子数特征。
第八步,描述基态性质
根据基态电子组态,分析原子的磁性、光谱特性等,描述原子基态的物理化学性质。
综上步骤,通过确定电子数、填充顺序、遵守原理等,可以系统地分析和表达原子基态的电子组态,反映原子内部电子结构与化学性质的关系。
基态原子的电子组态
CHAPTER1原子構造一、軌域的分類二、基態原子的電子組態填法（以25Mn為例）三、原子各性質的大致趨勢1-1 氫原子光譜1. 不同波長的電磁波所呈現出來的能量各不相同，波長愈短、頻率愈高的電磁波其能量愈大。
2. 白色光透過三稜鏡所產生的光譜，其頻率由較低的紅光到較高的紫光全部都存在，由於頻率是連續的，故稱為連續光譜。
3. 焰色試驗法所得到的光譜，只含有特定波長而且不連續，因此稱為線光譜，亦稱為不連續光譜。
4. 物理學家芮得柏發展出芮得柏公式，可求出氫原子光譜中任何一條譜線的波長：1λ＝R ×（1n f2－1n i2）其中R為芮得柏常數，相當於1.097 × 10－2 nm－1，n i、n f為整數，而n i大於n f。
1-2 波耳氫原子模型與氫原子能階5. 波耳的氫原子模型認為電子只能在某些固定的距離圍繞原子核運行，此時電子將不輻射能量而呈穩定態。
氫原子的電子在n＝1時為最安定態，稱為基態。
1-3 原子軌域6. 電子在核外的運動情形並無固定的軌道，但其在原子核四周出現的機率已能被推算出來。
若將出現機率總和90％以上的各點勾畫出來，稱為軌域。
1-4 電子組態7. 依主量子數（n）的不同，軌域區分為許多主殼層，每一主殼層內有n2個不同的軌域。
8. 依角動量量子數的不同，軌域依據形狀可區分出s、p、d、f等不同的副殼層，其中s軌域的形狀呈球形對稱，p軌域為啞鈴形，d和f軌域的形狀則較複雜。
9. 除了s軌域以外，主殼層中相同形狀的軌域，即其角量子數亦相同者，會因為在空間方位的分布不同（即磁量子數不同），形成能量相同而空間排列不同的軌域，例如p軌域有p x、p y及p z三種空間分布不同的軌域。
10. 除少數例外，多電子原子中的電子可依據下列規則排列，以得到基態的電子組態：(1) 遞建原理：從最低能量的軌域開始填起。
(2) 包立不相容原理：任一軌域最多只能填入兩個電子，且自旋方向必須相反。
基态原子电子组态
例题2：估算基态铁原子（Z=26）的4s和3d轨道上的一个电子的σ值，Z*和轨道能量E。
解:基态铁原子的核外电子排布分组如下：
(1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d6)(4s2)
[重点提示]：掌握屏蔽效应和钻穿效应的概念以及对轨道能量高低的影响。
所需解决的问题：既然电子在核外是处在不同层和能级上，那麽，电子的填充需遵循什么原则？
1-6-1核外电子的填充原则-构造原理（C级重点掌握）
电子在核外轨道上的填充必须满足以下规则,即构造原理:
1.泡里不相容原理
每一条原子轨道中最多只能容纳两个电子,而且这两个电子自旋方向必须相反,这就是泡里不相容原理。或者说,在同一个原子中,不可能有两个运动状态完全相同(即四个量子数完全相同)的电子存在.
(D)当屏蔽电子数目愈多或被屏蔽电子离核愈远时，σ值也愈大
4。屏蔽系数σ的经验估算方法（A级掌握）
斯莱特根据光谱数据，归纳出一套估算屏蔽系数σ的经验规律。
首先把各能级按下面方法分成若干组(同一括号内的能级处于同一组)
(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)(5d)余此类推.这些组被认为是从核向外依次排列的(即能量依次增高).
思考题：
1-6.5：已知Cu的电子排布顺序为:[Ar]4s13d10，当Cu失去2个电子成为Cu2+时，应失去能量高的3d能级上的电子,所以其离子的电子排布式为：[Ar]4s13d8，这种说法对吗？(B级重点掌握)
练习:
1-6.7：写出下列原子的核外电子排布式，价电子构型以及其轨道排布式。(C级重点掌握)
《原子物理学》教学大纲(修订)2016
《原子物理学》教学大纲一、教学目的与任务课程性质：《原子物理学》是物理教育专业的专业必修课程。
本课程着重从物理实验规律出发，引进近代物理关于微观世界的重要概念和原理，探讨原子、原子核及基本粒子的结构和运动规律，解释它们的宏观性质，以及在现代科学技术上的重大应用。
本课程强调物理实验的分析、微观物理概念、物理图像和物理模型的建立和理解。
教学目的：物理学对物质微观结构的研究已经从原子层次深入到了原子核及基本粒子等层次，原子物理学又作为进一步学习原子层次以下其它物质微观结构层次的起点，通过原子物理学课程的学习，使学生掌握原子结构及核结构图象，原子的能级与辐射，外磁场对原子的作用、原子光谱规律及其产生机制等知识，使学生逐步掌握原子物理学中的实验事实和基本规律、基本原理及研究有关问题的思路和方法，培养学生发现和提出问题、建立物理模型、定性分析与定量计算的能力、理论联系实际的能力和独立获取知识的能力，开阔学生的思路，激发学生的探索和创新精神，提升其科学技术的整体素养，并为进一步学习量子力学、固体物理学及近代物理实验等课程打好基础。
二、教学基本要求从原子结构模型出发使学生对原子的结构有个初步认识，理解原子核式结构，掌握原子能级概念和光谱的一般知识；理解氢原子的波尔理论，了解伏兰克-赫兹实验；了解氢原子能量的相对论效应；了解斯特恩－盖拉赫实验，理解原子的空间取向量子化；了解碱金属光谱的精细结构，电子自旋与轨道的相互作用；理解两个价电子的原子态，了解泡利原理；理解原子磁矩及外磁场对原子的作用，了解顺磁共振和塞曼效应；掌握原子的壳层结构和原子基态的电子组态；了解康普顿效应，理解X射线的衍射。
三、教学内容、要求与学时分配绪论 2学时介绍原子物理学的地位与作用、研究对象与研究方法、发展史以及学习上应注意的问题。
第一章原子的基本状况 3学时1.1 原子的质量和大小 1学时1.2 原子核式结构 1学时1.3 同位素 1学时教学重点与难点：(1)卢瑟福原子核式结构模型；(2)α粒子散射理论与卢瑟福散射公式及其应用。
原子物理简介
r s1 ( s1 + 1) h , p s 2 =
r PS =
s 2 ( s 2 + 1) h
它们耦合的总角动量的大小由量子数S表示为：
S ( S + 1) h
⎧s1 > s2取2s2 + 1个值⎫ 当⎨ ⎬ s1 < s2取2s1 + 1个值⎭ ⎩
其量子数取值限定为：
s1 + s2 ; s1 + s2 −1L s1 − s2 PSz = mS h
右图是L-S耦合总能 2s3s 级和跃迁光谱图
1S 0
2s3s
1P 1
3S
1 3P 2,1,0
2s2p
2s2p
2s2
1S 0
例题3：求一个P电子和一个d电子（n1p n2d)可能 形成的原子态。 S= L=1 2 3 0
1 1 1
1
3 3 3
P 1 D2 F3
P0,1,2 D1,2,3 F2,3,4
ps
11 ( )1 22 11 ( )0 22
两个价电子p和s在jj耦合中形成的能级
注意:同一电子组态在j-j耦合和在L-S耦合中形成的原 子组态的数目是相同的,而且代表原子态的J值也是相同的, 所不同的是能级间隔,这反映几个相互作用强弱对比不同。
原子能级的类型实质上是原子内部几种相互作用强弱 不同的表现, L-S耦合和j-j耦合是两个极端情况,有些能级类 型介于二者之间,只有程度的差别,很难决然划分,j-j耦合一般 出现在高激发态和较重的原子中。
1 1
P 1 D2 F 3
S=0, 单一态
1
3
P0 P1 P2 D D D F F F
3 2 1 4 3 2
钠原子基态的电子组态和原子态
钠原子基态的电子组态和原子态
钠原子基态的电子组态和原子态是化学中一个重要的话题。
钠原子由一个核和十一个电子组成，其电子组态为1s22s22p63s1。
它的原子态是由一个1s2电子和两个2s2电子组成的，这三个电子构成了钠原子的外层电子结构。
因此，钠原子的电子组态与原子态之间有着密切的关系。
此外，钠原子的电子组态受到外部电场的影响，可以发生变化。
当外部电场的强度足够大时，钠原子的电子组态会发生变化，从而使钠原子的原子态也发生变化。
例如，钠原子可以在外部电场的作用下，由1s22s22p63s1变为1s22s22p53s2，这种变化使钠原子的原子态也发生了变化，从而使钠原子的性质也发生了变化。
综上所述，钠原子基态的电子组态和原子态之间有着密切的关系，而且钠原子的电子组态受到外部电场的影响，可以发生变化，从而使钠原子的原子态也发生变化，从而改变钠原子的性质。
原子在基态电子组态时的基谱项的确定
原子在基态电子组态时的基谱项的确定
原子在基态电子组态时的基谱项是最重要的基本结构。
它表明了原子的结构特征，也被称为原子基态配置的核心结构特征。
这些结构特征反映了形成原子的基础，可以被用来标记和描述原子模型。
因此，加以准确描述原子的基谱项并能确定出多少能量级的存在，是电子组态的关键步骤。
一般来说，原子在外层通常有几个电子，从最外层开始，逐步放入第二层，第
三层，直到把所有电子都按原子核相对应的能量级进行分布，即为原子在基态电子组态时的基谱项。
为了确定基谱项所需要的结构特征，科学家们首先要搞清楚原子的能级结构，
然后从它的能量级中分离出来那些属于外层的能级。
然后，通过紧凑的能级构建工具，对每个紧凑层进行比较，以确定每层之间的两两能级之间的关系，从而分析出原子的基本结构。
之后，由量子数动态定义，确定原子基态电子组态时基谱项的具体构成和存在的能量级。
因此，完整正确的描述原子的基谱项是电子组态的关键步骤，也是确定原子结
构特征的重要依据。
它的确定需要结合对原子能量级结构的熟悉、量子数动态定义以及紧凑能级构建工具的应用，才能获得可靠、准确的结果。
基态原子的电子排布式构造原理
基态原子的电子排布式构造原理
基态原子的电子排布是定义一个原子最低能量状态的重要参数，它由原子的电子数以及原子的总轨道数共同决定，决定了一个原子的化学和物理性质。
常见的基态原子其电子排布可通过建立多重态电子构造概念来描述，其电子若在原子的轨道中分布的总自旋结果为：若单电子轨道上的自旋为旋转（即有旋转分量），其运动动量在该轨道上定向构成，称为单态构造；若多电子轨道上，存在两个自旋分向相反，动量定义了一维或二维偶极分布，这种构造叫做双态构造；若存在三个自旋分向，动量的偶极分布构成了三维的偶极分布，此种构造叫三态构造;若此种情况继续发展，则会得到N态构造。
为保持最低能量，原子不得不选择能量最低的构造。
量子数决定原子选择不同态构造的能量水平。
传统上，有关基态原子的电子排布往往采用Aufbau（建立）原则来说明。
该原则推荐原子将一个电子放入能量最低的框架内，转到更高的框架，比如将最低能量轨道从s轨道填满s轨道，然后再填满p轨道，d轨道，f轨道，这样能量变得越来越高；而Pauli排斥原则认为，它规定每一个轨道中最多只能放置两个电子，其中一个以正转方式（spin up）旋转，另一个以反转方式（spin down）旋转，而且这两个电子的自旋必须相反。
因此，原子选择满足Pauli排斥原则的构型，当所有电子按照Pauli排斥原则排列时，原子就处于具有最低能量的态。
因此，基态原子的电子排布可以由多重态构造概念描述，其电子分布总自旋结果为：单态构造，双态构造，三态构造，等多态构造，为保持最低能量，原子不得不遵循Aufbau原则以及Pauli排斥原则所决定的电子排布。
只有满足这些原则的电子排布，原子的基态能量才能达到最低。
基态原子的电子结构的表示方式知识讲解
1. 以亚层符号表示（全排法） 所有能级均写出，体现排布全貌；
N：1s2 2s2 2p3 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
2. 以原子实符号表示（简排法） “原子实”用稀有气体代替，只表示价
电子构型。 价电子：主族：ns、np 电子； 副族：（n-1）d 、ns电子
?“原子实”部分的电子排布不按能级交错排，只是 外层价电子遇到能级交错时，才按能量高低交错排 布；但书写电子结构式时却应按电子层 n 值大小顺 序书写、不按交错顺序书写（原因：如 3d能量高于 4s，但当 4s填充电子后，又因核与电子所组成的力 场发生变化， 4s能级反会升高，则失电子时，应先 失去外层的 4s电子，后失去 3d电子）。
Z ? 24 Cr： 1s 2 2s 2 2p623s 3p6 3d514s
?Ar?3d5 4s1
Z ? 29 Cu： 1s222s 2p623s 3p6 3d1014s
?Ar?3 d140 s1 A? r? 原子实
注：
?因原子内层结构与上一周期的稀有气体的电子构型 相同，故可用加方括号的稀有气体元素符号（称为 原子实）代替内层电子的排布，而只写出价电子构 型，即简排法。
54[Xe]
86[Rn]
5
3、原子轨道图式 若要表示电子自旋方向，可用原子轨道图式表示：
电子结构式
原子轨道图式
25 Mn
[Ar] 3d5 4S2
[Ar] __ __ __ __ __ __
3d 5
4S2
26Fe
[Ar] 3d6 4S2 [Ar]__ __ __ __ __ __
3d 6
4S2
[Kr] 4d
《基态电子排布》课件
常见元素的电子排布
1
氢：1s1
2
氦：1s2
3
碳：1s2 2s2 2p2
4
氧：1s2 2s2 2p4
5
氖：1s2 2s2 2p6
总结
• 基态电子排布遵循一定规律 • 每个能级填充顺序从低到高 • 常见元素的电子排布可以通过规律得出
电子排布的使用
电子排布是化学学科中非常重要的概念，可以帮助我们更好地理解原子结构并预测元素的性质。它也是 材料科学、生物学和环境科学等其他领域的基础。
电子排布的探究
研究电子排布的科学家们 通过实验探究电子的运 动规律
使用模型来表示和理解 原子结构
未来的发展
随着技术的发展，我们可以更加深入地研究电子排布的规律和性质，从而帮 助我们更好地探索新材料和开发新技术。
基态电子排布
本节课程介绍了基态电子排布的相关知识，包括原子结构、电子排布规律和 常见元素的电子排布。
什么是基态电子排布？
“基态”是指电子在最低能级的状态，“排布”是指电子在原子中按一定规律分布的情况。
原子结构
由质子、中子和电子组成 原子核由质子和中子能级最多容纳2n^2个电子，n为能级数； 填充顺序按能级从低到高，每个能级填充完后才能填充下一个能级； 每个轨道最多容纳两个自旋方向相反的电子。
基态电子排布
是
()
解析：选B。A、D中同一个原子轨道内电子 的自旋方向相同，违反了泡利不相容原理； C违反了洪特规则。
；7N的电子排布式为 ： 1s22s22p3，电子排布图为：
【答案】 (1)1s22s22p63s1 (2)4s2
【规律方法】 (1)刚接触此类题目时， 若直接书写电子排布式有困难，可先写出 原子的原子结构示意图，再据此写出电子 排布式，如
(2)1～36号元素核外电子排布的特殊性 ①最外层只有1个未成对电子的元素： ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)， ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)， ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)及Cr(3d54s1)、 Cu(3d104s1)；
②为1形s<2↓ 状s2<相↑ s3s同<，4的s…不原…能 子轨表道示能为量的↑2高↑ s 低。：
③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等：
2px=2py=2pz
【思考感悟】 (1)“n越大，能级的能量越高。”对吗？ (2)为什么K原子的原子结构示意图不是
基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序：
价电子 ：与化学性质密切相关的外层原子轨道上的电
子，称为价电子。
主族元素的价电子排布为ns1~2 过渡元素的价电子排布为(n-1)d1~10ns1~2
【小结】原子的核外电子排布的表示方法
1、原子结构示意图： 2、电子排布式 K：1s22s22p63s23p64s1 3、简化电子排布式 K：[Ar]4s1 4、价电子排布式 Al：3s23p1 5、轨道表示式
基态原子的核外电子排布
【学习目标】 知道原子核外电子排布的规则，能用排布 规则解释并表示常见元素(1～36号)原子 核外电子的排布和价电子排布。
《无机化学》电子组态
电子组态electron configuration
原子内电子壳层排布的标示。
又称电子构型。
原子中的电子排布组成一定的壳层，例如，硅原子的电子组态是1s22s22p63s23p2，表示其14个电子中2个排布在1s态，2个排布在2s态，6个排布在2p态，2个排布在3s态和最后 2 个电子排布在3p态，有时可简示为[Ne]3s23p2。
如果一个电子激发到4s态，则相应的电子组态为1s22s22p63s23p 4s。
或简示为[He]3s2 3p 4s。
电子组态清楚地显示出核外电子的排布状况。
将分子体系中电子按Pauli不相容原理填充在轨道中，分子轨道按能量顺序排列，也可以得到分子的电子组态
例如氢氧分子的电子组态:
H2 (σ1s)2
O2 KK（σ2s)2（σ2s*)2(σ2p)2(π2p)4(π2p*)1
定义：由n,l所决定的一种原子（或离子）中的电子排布方式。
钠原子基态的电子组态和原子态
钠原子基态的电子组态和原子态
钠原子（Na）是化学元素表中最丰富的金属元素之一。
它的这种特性使它在很多科学研究领域中得到广泛应用，特别是在材料科学和化学工程学领域。
因此，人们对于钠原子的基态电子组态和原子态有着浓厚的兴趣。
本文将探讨钠原子的基态电子组态和原子态。
首先，让我们看看钠原子的基态电子组态是怎样的。
钠原子属于单原子元素，在其基态电子组态中共有11个电子，其中2个在衰变前占据1s轨道，然后2个在2s轨道，6个在2p轨道，以及1个在3s轨道上。
因此，钠原子的基态电子组态表示为：[Ne]3s，2p。
其次，让我们来探讨钠原子的原子态。
钠原子的原子态是通过原子构型中给定的电子数来决定的。
原子态可以分为内核态和外层态。
钠原子的内核态为1s2s2p，其中1s和2s分别表示一层有两个电子，2p表示二层有六个电子。
因此，钠原子的原子态可以表示为1s2s2p。
最后，让我们看看钠原子的光谱。
钠原子的光谱由三类光谱线组成，分别是英国的Lyman系列，半瑞的Bailey系列和丹瑞的Schumann-Runge系列。
其中，Lyman系列是由原子电子从一层过渡到另一层的紫外线所组成，而Bailey系列则是一层电子从量子状态3发射出来的可见光。
此外，Schumann-Runge系列则是由一个原子电子从分子态过渡到另一个分子态的可见光组成的。
综上所述，本文介绍了钠原子的基态电子组态和原子态，以及其光谱的组成。
这一知识对于我们理解钠原子的特性，以及进一步深入研究它非常重要。
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以第三周期只有8个元 素而不是18个元素。
1s22p63s23p4 1s22p63s23p5 1s22p63s23p6
第四周期 k开始了第四个主壳层的填充，也就开始了第四周期。 特 点 : 各元素的原子都占有四个主壳层； 多出一组填充3d支壳层的10个元素； 到第36号元素氦为止填满4p支壳层。 又因为能级交错现象，4d 和4f 空着，共有18个元素。
各元素的原子都占有七个主壳层。 多出一组填充5f 支壳层的14个元素，称为锕系元素。
元素所在的周期数=填充的主壳层数。
s+p电子数( p 组元素) d+s电子数（d 组元素Go , Nቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ除外） 等于元素所在族数。 由此可确定元素在周期表中的位置，并写出其电子壳层 结构和基态电子组态和光谱项。
元素周期律的实质在于：随着原子序数的递增，原子核 外的电子在原子的各个能级上周期性有规律的排列，便 造成了元素的化学和物理性质的周期性变化。
第五周期
Rb开始了第五个主壳层的填充，也就开始了第五周期。
特 点 : 各元素的原子都占有五个主壳层，多出一组 填充4d支壳层的10个元素；
到氙(Z= 54)元素为止填满5p支壳层。
又因为能级交错现象，4f和5d空着，共有18个元素。
第六周期 从元素铯(Cs,Z=55) 开始了第六周期，所以 铯是第六 周期的第一个元素。
§ 7.3 原子基态的电子组态
原子处于基态时，核外电子的排布情况
第一周期
1.H 2.He
1s1 1s2
第二周期
1s
3.Li 4.Be 5.B 6.C 7.N 8.O 9.F 10.Ne
2s
2p
1s22s1
1s22s2 1s22s22p1 1s22s22p2 1s22s22p3 1s22s22p4 1s22s22p5
特 点 : 各元素的原子都占有六个主壳层；
比第4、第5周期多出一组填充4f 支壳层的14个 元素，称为稀土族元素或称为镧系元素，到氙 (Z= 86) Rn元素为止填满6p支壳层。
又因为能级交错现象，5f和6d空着，共有32个元素。
第七周期 钫(Fr,Z=87) 开始了第七个主壳层的填充，也就开 始了第七周期。 特 点:
从横向看 ： 周期表中的每个周期(除第一周期和不完 全的第七周期外)都是从有一个价电子的碱金属开始,随 着价电子的依次增加,金属性逐渐减弱而非金属性增强, 到有8个价电子(形成满壳层或满支壳层)的惰性气体为 止,这是由于元素最外电子层结构的周期性变化 造成的。
从纵向看 ： 同族元素具有类似的化学，物理性质， 这是由于原子最外电子层结构的相似性决定的，其 性质上的递变，则决定于原子的电子层数的增加。
1s22s22p6
第三周期
11.Na
12.Mg
1s22p63s1
1s22p63s2
13.Al
14.si 15.P 16.S 17.Cl 18.Ar
1s22p63s23p1
1s 2p 3s 3p 1s 2p 3s 3p
2 6 2 2 6 2 2 3
因为能级交错， E4s<E3d<E4p，从k开始
填充4s，3d空着，所