第五章 物质结构基础
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书 228 页 练：对下图所示，正确的叙述是（B） 。 (A) 图 形 表 示 py 原 子 轨 道 的 形 状； (B) 图 形 表 示 py 原 子 轨 道 角 度 分 布 图； (C) 图 形 表 示 py 电 子 云 角 度 分 布 图； (D) 图 形 表 示 px 原 子 轨 道 的 形 状。
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副量子数与电子运动的角动量有关，因此又称作角量子数。 副量子数是反映了原子轨道的形状。 前面讲过，在同一电子层中也有离核远近的问题，所以又把一个电子层，分为若干个 亚层。从能量角度上看，又把这些亚层称为能级。 l 的数值可取 0，1，2，3……（n-1） ，可见，l 数值受 n 的限制。当 l=0，1，2，3 时， 轨道分别称为 s、p、d、f 轨道。 当主量子数 n=1 时，l=0，即只有 s 亚层。1s 当主量子数 n=2 时，l=0，1 即有 s 亚层和 p 亚层。2s2p 当主量子数 n=3 时，l=0，1，2 即有 s 亚层 p 亚层和 d 亚层。3s3p3d ③ 磁量子数 m 可反映电子轨道在空间伸展的方向。 m 的数值可取 0，±1，±2，±3……±l，可见，m 数值受 l 的限制。 当 l=0 时，m=0，即 s 亚层只有一种空间伸展方向。 当 l=1 时，m=0，1，－1 即有 p 亚层有三种空间伸展方向。 当 l=2 时，m=0，1，－1，2，－2 即 d 亚层有五种空间伸展方向。 这与同学们在中学中所学是一致的，解释了为什么 s 亚层只有一种空间伸展方向，p 亚 层有三种空间伸展方向，d 亚层有五种空间伸展方向。至于它们的形状与画法，我们在下面 波函数的角度分布中再进一步介绍。 那么到目前为止，我们就将波函数中涉及的三个量子数介绍完了。这三个量子数确定 了，波函数也就确定了。 同学们都知道，每个电子轨道上有两个电子，他们自旋方向相反，所以我们还要引入 第四个量子数来确定电子。我们把第四个量子数称为自旋量子数。 ④ 自旋量子数 m s ——自旋方向 它表示电子的两种自旋运动。 m s 只能有两个数值
二．微观粒子的波、粒二象性
在明确了光既具有波动性，又具有粒子性后，1924 年，德布罗衣提出了具有静止质量 的微观粒子（如电子）也具有波粒二象性的特征。 此预言 1927 年被实验所证实。请同学们看书上 219 页图 5.1
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当以极弱的电子束通过金属箔，使其发生衍射时，电子几乎是一个一个地通过金属 箔。如果实验时间较短，则在照片底片上出现若干似乎是不规则分布的感光点，这表明电子 显粒子性。若实验时间较长，则底片上就形成了衍射环纹，显示出了电子的波动性。所以说 明了电子具有波粒二象性。并且电子等物质的波是具有统计性的几率波。 既然电子是具有波粒二象性的微观粒子，与宏观物体不同，那么我们在描述电子的运 动规律时，就不能沿用经典的牛顿力学，而要使用描述微粒运动的量子力学。 从这堂课开始，我们引用量子力学的观点与概念来讨论电子的运动状态。 在量子力学中，微观粒子在空间某特定位置上出现的几率大小，可用波函数平方的数 值来衡量。因此我们首先介绍波函数。
4 p、 4d、 4f 即有 4 个能级： 4 s、
有一个轨道 有三个轨道 有五个轨道 有七个轨道
l 0, m 0, 1, 1
l 0, m 0, 1, 1, 2, 2
l 0, m 0, 1, 1, 2, 2, 3, 3
③ (1 3 5 7) 2 32个
就可以获 如果我们将波函数的角度部分 Y ( , ) 随 , 角而变化的规律以球坐标作图， 得波函数的角度分布图。
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练：某元素原子的一个电子的副量子数为 2，画出此元素可能的原子轨道图形。 解： l 2 ∴是 d 亚层，则此元素可能的原子轨道图形有 s 亚层的一种，p 亚层的三种 和 d 亚层的五种。共九种（上面图 3—15） 。 4．电子云（ (| |) ）——几率密度
5.2 原子结构和周期系
在已发现的 109 种元素中，除氢以外的原子都属于多电子原子。在多电子原子中，电 子不仅受核的吸引， 而且还存在着电子之间的相互排斥， 作用于电子上的核电荷数以及原子 轨道的能级也远比氢原子中的要复杂。 首先介绍原子轨道的能级。 一．原子轨道的能级 在多电子原子中，轨道能量除决定于主量子数 n 以外，还与角量子数 l 有关。根据光谱 实验结果，可归纳出以下三条规律。 1．当角量子数l相同时，随着主量子数n值的增大，轨道能量升高。例如，E 1s <E 2s <E 3s 等。 2． 当主量子数n相同时， 随着角量子数l值的增大轨道能量升高。 例如， E ns <E np <E nd <E nf 。 3．当主量子数和角量子数都不同时，有时出现能级交错现象。例如，在某些元素中， E 4s <E 3d ，E 5s <E 4d 等。后面在能量最低原理中将进一步介绍能级顺序。 练：下列各组量子数中，对应于能量最低的电子是（C） 。 (A) 3，1，0，+ 1
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波函数的平方反映了电子在空间出现的几率密度，核外电子的几率分布常形象地称为 电子云。 ⑴ 从外观上看，s、p、d 电子云角度分布图的形状与波函数角度分布图相似，但，p、 。 d 电子云角度分布图稍“瘦” 些（ 1，(| |) ）
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⑵ 波函数角度分布图中有正、负之分，而电子云角度分布图则无正、负号（ (| |) ） 。
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下面我们通过波函数的角度分布来看 s，p，d 亚层中各种空间伸展方向的形状与画法。 3．波函数的角度分布图
( r , , ) 。 前面给大家介绍过波函数用球坐标可以表示为： 现在我们把它分作两部分。
(r , , ) R(r )Y ( , )
R(r ) ——波函数的径向分布，是离核距离的函数。 Y ( , ) ——波函数的角度分布，是两个角度变量 , 的函数。
5.1 原子结构理论概述
一．氢原子光谱与波尔理论
1．氢原子光谱 ① 连续光谱：彩虹、海市蜃楼等 ② 线状光谱：原子光谱
当人们从实验中得到线状的氢光谱后，发现现有的理论与实验现象存在着尖锐的矛盾。 怎样科学的解释氢光谱就成为当时一个主要的研究课题。 2．玻尔的氢原子结构理论 1913 年，丹麦物理学家波尔引用德国物理学家普朗克的量子理论，大胆地提出了原子 结构理论，成功地解释了氢原子光谱。 两点假设： ① 原子中电子只能以一固定半径 r 绕原子核作圆周运动，同时不辐射能量，称为基态。 ② 只有当电子在不同轨道上发生跃迁时才放出或吸收能量。 玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，对光谱学的研究以及近代原子结构的发展做出了 一定的贡献。但玻尔理论也存在它的局限性。 ① 只能解释具有单电子的原子光谱，不能说明多电子原子的光谱； ② 仍将电子束缚在轨道上； ③ 它不能解释化学键的形成，这也是它的最大缺陷。 这主要是由于诸如原子、电子等微观粒子与宏观物体不同，它们遵循着特有的运动特 征和规律。接下来介绍微观粒子的波、粒二象性。
三．波函数
1．波函数（ ）——原子轨道 在讲波函数前，大家要清楚一点，波函数不是一个具体的数值，而是一个数学函数式。
它是空间与时间的函数，可表示为， ( x, y, z , t ) 或 (r , , , t ) 。当体系处于基态时，波函 数与时间无关，此时可表示为， ( x, y, z ) 或 (r , , ) 。波函数可以用来表征电子的运动 状态，所以习惯上将波函数称为原子轨道。虽然在这里我们仍沿用经典力学中轨道一词，但 并不是指象铁道、公路那样有形的轨迹。这里的原子轨道指的是电子的能量状态。 比如，我们把这座实验楼看作是一个原子，每一间实验室就是这个原子的不同能量状 态中。 如果把在这作实验的一个学生看作是一个电子， 那么， 这个学生在这个实验室作实验， 就处在这样的一种能量状态，在另一间实验室作实验，就处在另一个能量状态。我们就把一 个电子能够出现的能量状态叫做原子轨道。显然，这与经典力学中轨道一词是有区别的。 通过解薛定谔方程可求出波函数。 薛定谔方程是量子力学中的基本方程，是将物质波的概念和波动方程相结合而建立的 二阶偏微分方程，可描述微观粒子的运动，每个微观系统都有一个相应的薛定谔方程式，通 过解方程可得到波函数的具体形式以及对应的能量，从而了解微观系统的性质。 解薛定谔方程求得的波函数涉及三个参数，分别用n，l，m表示。当这三个参数确定后， 就可以确定一种波函数。 我们说波函数可以用来表征电子的运动状态， 实质上是这三个参数 来起到确定电子运动状态的作用。 但要想真正确定一个电子的运动状态需要四个参数。 除了 波函数中包括的三个参数外，还需要一个参数，用m s 表示。 怎样理解需要四个参数来确定一个电子运动状态哪？ 我们可以看一个相似的例子。比如我们要想找到昆明市是一名学生，我们首先要知道 他是哪个学校的，如果他就是我们昆明理工大学的学生，那么接下来，我们还要清楚他是哪 个学院的，以及哪个系，哪个班的。也就是说，我们只有知道了他所在的学校、院、系和班 级这四个因素，才能把他找到。那么对于一个原子核外的电子也一样，只有知道了确定它运 动状态的四个参数，才能确定一个电子，进而对它的变化规律以及运动状态进行研究。 在量子力学中我们将这四个确定电子运动状态的参数叫做四个量子数。 下面我们就分别来讲这四个量子数。 2．四个量子数 ① 主量子数：n——电子层 它是确定电子离核远近的主要参数。 n 值越大表示电子离核越近， 所处状态的能级越高。 n=1，2，3，4，5，6，7……来表示，分别叫做 K，L，M，N，O，P，Q 等电子层。 在同一电子层中也有离核远近的问题， ② 副量子数（角量子数） ：l——电子亚层
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(B) 3，1，1，- 1
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(C) 3，0，0，+ 1
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(D) 3，2，1，- 1 。
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5百度文库
二．核外电子分布的三个原理 各元素原子中电子的分布规律基本上遵循三个原理，即泡利不相容原理。最低能量原 理以及洪特规则。 下面一一进行介绍。 ① 泡利不相容原理：指的是一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子。它 解决了每一个原子轨道或电子层中可容纳的电子数。 ② 最低能量原理：核外电子分布将尽可能优先占据能级较低的轨道，以使系统能量处 于最低。 原子轨道的能级高低顺序为：1s；2s，2p；3s，3p；4s，3d，4p；5s，4d，5p； 6s，4f，5d，6p；7s，5f，6d,7p。它反映了长式周期系中各元素原子中点在的一般规律。 这个能级顺序一定要记住！ 每一个能级组均是以 ns 开头，以 np 结尾
1 1 1 。m s = ，表示电子的一种自旋状态，m s = ，表示电子的 2 2 2
另一种自旋状态。通常用“ ”表示不同的自旋状态。 以上向大家介绍的就是四个量子数。 练：当主量子数 n=4 时，问， ① 有几个能级？ ② 各能级有几个轨道？ ③ 该电子层最多可容纳多少电子？ 解：① n 4 ，∴ l 0,1, 2,3 ② l 0, m 0
第五章 物质结构基础
在我们日常所接触的各种物质中，他们的性质各不相同。物质在性质上的差别是由于 物质内部结构不同引起的。也就是我们常说的结构决定性质。因此，为了更好地了解和掌握 物质的性质，我们要弄清楚物质的内部结构，特别是原子的结构。 大家都知道，原子是由原子核和核外电子组成，在化学反应中，原子核是不变的，变 化的只是核外的电子。所以对原子结构的研究就主要集中在核外电子的研究上了。 人们研究原子核外电子的分布规律和运动状态等问题是从氢原子光谱实验开始的，那 么我们就从氢原子光谱与波尔理论讲起。
ns, (n 2) f , (n 1)d , np
能级组的电子亚层数： 1，2，2，3，3，4，4 如：100 号元素，按能级顺序排，排到最后，通过最外层核外电子就可知此元素在哪个 周期，哪个族等信息。 （镄，Fm，7，ⅢB） ③ 洪特规则：处于主量子数和角量子数都相同的轨道中的电子，总是尽先占据磁量子 ! ○ ! ○ ! 数不同的轨道，而且自旋量子数相同，即自旋平行。P○ 洪特规则不能解决所有元素，特例不要求。 （钨） 按上述电子分布的三个基本原理和近似能级顺序，可以写出大多数元素原子的电子分 布式。 三．核外电子分布式和外层电子分布式 原子核外电子分布的表达式叫做电子分布式。例如，Ti（22 号元素）原子有 22 个电子， 按上述三个原理和近似能级顺序，电子的分布情况应为 1s22s22p63s23p64s23d2 但在书写电子分布式时，要将 3d轨道放在 4s前面，与同层的 3s、3p轨道一起，即Ti原子 的电子分布式应为 1s22s22p63s23p63d24s2 又如，锰（25 号元素）原子中有 25 个电子，其电子分布式应为 1s22s22p63s23p63d54s2 由于必须服从洪特规则，所以 3d 轨道上的 5 个电子应分别分布在 5 个 3d 轨道上，而 且自旋方向相同。 由于化学反应中通常只涉及外层电子的改变，所以一般不必写完整的电子分布式，只 需要写出外层电子分布式即可。外层电子分布式又称为外层电子构型。 应当指出，当原子失去电子而成为正离子时，一般是能量较高的最外层的电子先失去， 而不是 3s23p63d54s2。 而且往往引起电子层数的减少。 例如， Mn2+的外层电子构型是 3s23p63d5， 练：第 50 号元素（锡Sn）的原子的电子排布是 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2 练： 原子序数为 77 的元素 （铱Ir） 原子核外电子分布式： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p6 5d76s2 四．核外电子分布和周期系 原子核外电子分布的周期性是元素周期律的基础。而元素周期表是周期律的表现形式。
书 228 页 练：对下图所示，正确的叙述是（B） 。 (A) 图 形 表 示 py 原 子 轨 道 的 形 状； (B) 图 形 表 示 py 原 子 轨 道 角 度 分 布 图； (C) 图 形 表 示 py 电 子 云 角 度 分 布 图； (D) 图 形 表 示 px 原 子 轨 道 的 形 状。
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副量子数与电子运动的角动量有关，因此又称作角量子数。 副量子数是反映了原子轨道的形状。 前面讲过，在同一电子层中也有离核远近的问题，所以又把一个电子层，分为若干个 亚层。从能量角度上看，又把这些亚层称为能级。 l 的数值可取 0，1，2，3……（n-1） ，可见，l 数值受 n 的限制。当 l=0，1，2，3 时， 轨道分别称为 s、p、d、f 轨道。 当主量子数 n=1 时，l=0，即只有 s 亚层。1s 当主量子数 n=2 时，l=0，1 即有 s 亚层和 p 亚层。2s2p 当主量子数 n=3 时，l=0，1，2 即有 s 亚层 p 亚层和 d 亚层。3s3p3d ③ 磁量子数 m 可反映电子轨道在空间伸展的方向。 m 的数值可取 0，±1，±2，±3……±l，可见，m 数值受 l 的限制。 当 l=0 时，m=0，即 s 亚层只有一种空间伸展方向。 当 l=1 时，m=0，1，－1 即有 p 亚层有三种空间伸展方向。 当 l=2 时，m=0，1，－1，2，－2 即 d 亚层有五种空间伸展方向。 这与同学们在中学中所学是一致的，解释了为什么 s 亚层只有一种空间伸展方向，p 亚 层有三种空间伸展方向，d 亚层有五种空间伸展方向。至于它们的形状与画法，我们在下面 波函数的角度分布中再进一步介绍。 那么到目前为止，我们就将波函数中涉及的三个量子数介绍完了。这三个量子数确定 了，波函数也就确定了。 同学们都知道，每个电子轨道上有两个电子，他们自旋方向相反，所以我们还要引入 第四个量子数来确定电子。我们把第四个量子数称为自旋量子数。 ④ 自旋量子数 m s ——自旋方向 它表示电子的两种自旋运动。 m s 只能有两个数值
二．微观粒子的波、粒二象性
在明确了光既具有波动性，又具有粒子性后，1924 年，德布罗衣提出了具有静止质量 的微观粒子（如电子）也具有波粒二象性的特征。 此预言 1927 年被实验所证实。请同学们看书上 219 页图 5.1
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当以极弱的电子束通过金属箔，使其发生衍射时，电子几乎是一个一个地通过金属 箔。如果实验时间较短，则在照片底片上出现若干似乎是不规则分布的感光点，这表明电子 显粒子性。若实验时间较长，则底片上就形成了衍射环纹，显示出了电子的波动性。所以说 明了电子具有波粒二象性。并且电子等物质的波是具有统计性的几率波。 既然电子是具有波粒二象性的微观粒子，与宏观物体不同，那么我们在描述电子的运 动规律时，就不能沿用经典的牛顿力学，而要使用描述微粒运动的量子力学。 从这堂课开始，我们引用量子力学的观点与概念来讨论电子的运动状态。 在量子力学中，微观粒子在空间某特定位置上出现的几率大小，可用波函数平方的数 值来衡量。因此我们首先介绍波函数。
4 p、 4d、 4f 即有 4 个能级： 4 s、
有一个轨道 有三个轨道 有五个轨道 有七个轨道
l 0, m 0, 1, 1
l 0, m 0, 1, 1, 2, 2
l 0, m 0, 1, 1, 2, 2, 3, 3
③ (1 3 5 7) 2 32个
就可以获 如果我们将波函数的角度部分 Y ( , ) 随 , 角而变化的规律以球坐标作图， 得波函数的角度分布图。
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练：某元素原子的一个电子的副量子数为 2，画出此元素可能的原子轨道图形。 解： l 2 ∴是 d 亚层，则此元素可能的原子轨道图形有 s 亚层的一种，p 亚层的三种 和 d 亚层的五种。共九种（上面图 3—15） 。 4．电子云（ (| |) ）——几率密度
5.2 原子结构和周期系
在已发现的 109 种元素中，除氢以外的原子都属于多电子原子。在多电子原子中，电 子不仅受核的吸引， 而且还存在着电子之间的相互排斥， 作用于电子上的核电荷数以及原子 轨道的能级也远比氢原子中的要复杂。 首先介绍原子轨道的能级。 一．原子轨道的能级 在多电子原子中，轨道能量除决定于主量子数 n 以外，还与角量子数 l 有关。根据光谱 实验结果，可归纳出以下三条规律。 1．当角量子数l相同时，随着主量子数n值的增大，轨道能量升高。例如，E 1s <E 2s <E 3s 等。 2． 当主量子数n相同时， 随着角量子数l值的增大轨道能量升高。 例如， E ns <E np <E nd <E nf 。 3．当主量子数和角量子数都不同时，有时出现能级交错现象。例如，在某些元素中， E 4s <E 3d ，E 5s <E 4d 等。后面在能量最低原理中将进一步介绍能级顺序。 练：下列各组量子数中，对应于能量最低的电子是（C） 。 (A) 3，1，0，+ 1
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波函数的平方反映了电子在空间出现的几率密度，核外电子的几率分布常形象地称为 电子云。 ⑴ 从外观上看，s、p、d 电子云角度分布图的形状与波函数角度分布图相似，但，p、 。 d 电子云角度分布图稍“瘦” 些（ 1，(| |) ）
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⑵ 波函数角度分布图中有正、负之分，而电子云角度分布图则无正、负号（ (| |) ） 。
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下面我们通过波函数的角度分布来看 s，p，d 亚层中各种空间伸展方向的形状与画法。 3．波函数的角度分布图
( r , , ) 。 前面给大家介绍过波函数用球坐标可以表示为： 现在我们把它分作两部分。
(r , , ) R(r )Y ( , )
R(r ) ——波函数的径向分布，是离核距离的函数。 Y ( , ) ——波函数的角度分布，是两个角度变量 , 的函数。
5.1 原子结构理论概述
一．氢原子光谱与波尔理论
1．氢原子光谱 ① 连续光谱：彩虹、海市蜃楼等 ② 线状光谱：原子光谱
当人们从实验中得到线状的氢光谱后，发现现有的理论与实验现象存在着尖锐的矛盾。 怎样科学的解释氢光谱就成为当时一个主要的研究课题。 2．玻尔的氢原子结构理论 1913 年，丹麦物理学家波尔引用德国物理学家普朗克的量子理论，大胆地提出了原子 结构理论，成功地解释了氢原子光谱。 两点假设： ① 原子中电子只能以一固定半径 r 绕原子核作圆周运动，同时不辐射能量，称为基态。 ② 只有当电子在不同轨道上发生跃迁时才放出或吸收能量。 玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，对光谱学的研究以及近代原子结构的发展做出了 一定的贡献。但玻尔理论也存在它的局限性。 ① 只能解释具有单电子的原子光谱，不能说明多电子原子的光谱； ② 仍将电子束缚在轨道上； ③ 它不能解释化学键的形成，这也是它的最大缺陷。 这主要是由于诸如原子、电子等微观粒子与宏观物体不同，它们遵循着特有的运动特 征和规律。接下来介绍微观粒子的波、粒二象性。
三．波函数
1．波函数（ ）——原子轨道 在讲波函数前，大家要清楚一点，波函数不是一个具体的数值，而是一个数学函数式。
它是空间与时间的函数，可表示为， ( x, y, z , t ) 或 (r , , , t ) 。当体系处于基态时，波函 数与时间无关，此时可表示为， ( x, y, z ) 或 (r , , ) 。波函数可以用来表征电子的运动 状态，所以习惯上将波函数称为原子轨道。虽然在这里我们仍沿用经典力学中轨道一词，但 并不是指象铁道、公路那样有形的轨迹。这里的原子轨道指的是电子的能量状态。 比如，我们把这座实验楼看作是一个原子，每一间实验室就是这个原子的不同能量状 态中。 如果把在这作实验的一个学生看作是一个电子， 那么， 这个学生在这个实验室作实验， 就处在这样的一种能量状态，在另一间实验室作实验，就处在另一个能量状态。我们就把一 个电子能够出现的能量状态叫做原子轨道。显然，这与经典力学中轨道一词是有区别的。 通过解薛定谔方程可求出波函数。 薛定谔方程是量子力学中的基本方程，是将物质波的概念和波动方程相结合而建立的 二阶偏微分方程，可描述微观粒子的运动，每个微观系统都有一个相应的薛定谔方程式，通 过解方程可得到波函数的具体形式以及对应的能量，从而了解微观系统的性质。 解薛定谔方程求得的波函数涉及三个参数，分别用n，l，m表示。当这三个参数确定后， 就可以确定一种波函数。 我们说波函数可以用来表征电子的运动状态， 实质上是这三个参数 来起到确定电子运动状态的作用。 但要想真正确定一个电子的运动状态需要四个参数。 除了 波函数中包括的三个参数外，还需要一个参数，用m s 表示。 怎样理解需要四个参数来确定一个电子运动状态哪？ 我们可以看一个相似的例子。比如我们要想找到昆明市是一名学生，我们首先要知道 他是哪个学校的，如果他就是我们昆明理工大学的学生，那么接下来，我们还要清楚他是哪 个学院的，以及哪个系，哪个班的。也就是说，我们只有知道了他所在的学校、院、系和班 级这四个因素，才能把他找到。那么对于一个原子核外的电子也一样，只有知道了确定它运 动状态的四个参数，才能确定一个电子，进而对它的变化规律以及运动状态进行研究。 在量子力学中我们将这四个确定电子运动状态的参数叫做四个量子数。 下面我们就分别来讲这四个量子数。 2．四个量子数 ① 主量子数：n——电子层 它是确定电子离核远近的主要参数。 n 值越大表示电子离核越近， 所处状态的能级越高。 n=1，2，3，4，5，6，7……来表示，分别叫做 K，L，M，N，O，P，Q 等电子层。 在同一电子层中也有离核远近的问题， ② 副量子数（角量子数） ：l——电子亚层
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(B) 3，1，1，- 1
2
(C) 3，0，0，+ 1
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(D) 3，2，1，- 1 。
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二．核外电子分布的三个原理 各元素原子中电子的分布规律基本上遵循三个原理，即泡利不相容原理。最低能量原 理以及洪特规则。 下面一一进行介绍。 ① 泡利不相容原理：指的是一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子。它 解决了每一个原子轨道或电子层中可容纳的电子数。 ② 最低能量原理：核外电子分布将尽可能优先占据能级较低的轨道，以使系统能量处 于最低。 原子轨道的能级高低顺序为：1s；2s，2p；3s，3p；4s，3d，4p；5s，4d，5p； 6s，4f，5d，6p；7s，5f，6d,7p。它反映了长式周期系中各元素原子中点在的一般规律。 这个能级顺序一定要记住！ 每一个能级组均是以 ns 开头，以 np 结尾
1 1 1 。m s = ，表示电子的一种自旋状态，m s = ，表示电子的 2 2 2
另一种自旋状态。通常用“ ”表示不同的自旋状态。 以上向大家介绍的就是四个量子数。 练：当主量子数 n=4 时，问， ① 有几个能级？ ② 各能级有几个轨道？ ③ 该电子层最多可容纳多少电子？ 解：① n 4 ，∴ l 0,1, 2,3 ② l 0, m 0
第五章 物质结构基础
在我们日常所接触的各种物质中，他们的性质各不相同。物质在性质上的差别是由于 物质内部结构不同引起的。也就是我们常说的结构决定性质。因此，为了更好地了解和掌握 物质的性质，我们要弄清楚物质的内部结构，特别是原子的结构。 大家都知道，原子是由原子核和核外电子组成，在化学反应中，原子核是不变的，变 化的只是核外的电子。所以对原子结构的研究就主要集中在核外电子的研究上了。 人们研究原子核外电子的分布规律和运动状态等问题是从氢原子光谱实验开始的，那 么我们就从氢原子光谱与波尔理论讲起。
ns, (n 2) f , (n 1)d , np
能级组的电子亚层数： 1，2，2，3，3，4，4 如：100 号元素，按能级顺序排，排到最后，通过最外层核外电子就可知此元素在哪个 周期，哪个族等信息。 （镄，Fm，7，ⅢB） ③ 洪特规则：处于主量子数和角量子数都相同的轨道中的电子，总是尽先占据磁量子 ! ○ ! ○ ! 数不同的轨道，而且自旋量子数相同，即自旋平行。P○ 洪特规则不能解决所有元素，特例不要求。 （钨） 按上述电子分布的三个基本原理和近似能级顺序，可以写出大多数元素原子的电子分 布式。 三．核外电子分布式和外层电子分布式 原子核外电子分布的表达式叫做电子分布式。例如，Ti（22 号元素）原子有 22 个电子， 按上述三个原理和近似能级顺序，电子的分布情况应为 1s22s22p63s23p64s23d2 但在书写电子分布式时，要将 3d轨道放在 4s前面，与同层的 3s、3p轨道一起，即Ti原子 的电子分布式应为 1s22s22p63s23p63d24s2 又如，锰（25 号元素）原子中有 25 个电子，其电子分布式应为 1s22s22p63s23p63d54s2 由于必须服从洪特规则，所以 3d 轨道上的 5 个电子应分别分布在 5 个 3d 轨道上，而 且自旋方向相同。 由于化学反应中通常只涉及外层电子的改变，所以一般不必写完整的电子分布式，只 需要写出外层电子分布式即可。外层电子分布式又称为外层电子构型。 应当指出，当原子失去电子而成为正离子时，一般是能量较高的最外层的电子先失去， 而不是 3s23p63d54s2。 而且往往引起电子层数的减少。 例如， Mn2+的外层电子构型是 3s23p63d5， 练：第 50 号元素（锡Sn）的原子的电子排布是 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2 练： 原子序数为 77 的元素 （铱Ir） 原子核外电子分布式： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p6 5d76s2 四．核外电子分布和周期系 原子核外电子分布的周期性是元素周期律的基础。而元素周期表是周期律的表现形式。