高中化学竞赛培训讲义原子结构与元素周期系
高中化学竞赛-无机-4-第四章 原子结构和元素周期律
第四章 原子结构和元素周期律4. 1. 01 微观粒子运动的特殊性质： 微观粒子具有波粒二象性。
从电子枪中射出的一个电子，打击到屏上，无法预测其击中的位置。
这时体现出的只是它的粒子性。
时间长了，从电子枪中射出的电子多了，屏幕上显出明暗相间的有规律的环纹。
这是大量的单个电子的粒子性的统计结果。
具有波粒二象性的微观粒子，不能同时测准其位置和动量。
微观粒子的运动遵循该原理。
虽然不能同时测准单个电子的位置和速度，但是电子在哪个区域内出现的机会多，在哪个区域内出现的机会少，却有一定的规律。
例如电子衍射图中的明纹就是电子出现机会多的区域，而暗纹则是电子出现机会少的区域。
所以说电子的运动具有统计性的规律。
4. 1. 02 波函数：要研究电子出现的空间区域，则要去寻找一个函数，用该函数的图象与这个空间区域建立联系。
这种函数就是微观粒子运动的波函数，经常用希腊字母 ψ 表示。
4. 1. 03 薛定谔方程：1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schödinger ）提出一个偏微分方程 —— 薛定谔方程，波函数 ψ 就是通过解薛定谔方程得到的。
在解方程过程中，需要引入三个参数 n ，l 和 m 。
且只有当 n ，l 和 m 的取值满足某些要求时，解得的波函数 ψ 才是合理的解。
最终得到的波函数是一系列三变量、三参数的函数= R （r ）•Θ（θ）•Φ（ϕ） 由薛定谔方程解出来的描述电子运动状态的波函数，在结构化学上称为原子轨道。
但它与经典的轨道意义不同，是一种轨道函数，有时称轨函。
解出每一个原子轨道，都同时解得一个特定的能量 E 与之相对应。
对于氢原子来说eV 16.132nE ⨯-= ψ （r ，θ，ϕ ） n ，l ，m式中 n 是参数，eV 是能量单位。
4. 2. 01 主量子数 n ：n 称为主量子数，其取值仅为 1，2，3，4，… … ，等正整数。
光谱学上依次用 K ，L ，M ， N … … 表示。
全国高中生化学竞赛教程课件：原子结构和元素周期系
原子结构理论的发展简史
可是，质子、电子的发现使人们意识到， 原子是可分的
于是，新的模型出现了
Joseph John Thomson (18561940), with the apparatus he used to discover the electron.
1906 Nobel Prize in Physics.
Bohr在
Bohr’s model
爱因斯坦的光子学说
普朗克的量子化学说 氢原子的光谱实验
的基础上，建 立了Bohr理论
的概念,
但它只涉及光作用于物体时能量的传递过程(即吸收或 释出)。
18
Max Plank (1858~1947) 1918 诺贝尔 物理学奖
“我曾企图设法使这个基 本作用“量子”与经典理 论相适应，我这种徒劳无 益的企图曾经继续了许多 年，花费了我很多心血。”
“没有被量子论震惊的人就没有真正理解它”
原子结构与元素周期系
原子结构与元素周期系
核外电子的运动状态 核外电子的排布和元素周期系 元素基本性质的周期性
2
原子结构与元素周期系
氢原子光谱和玻尔理论
核
微观粒子的波粒二象性
外
电 子
波函数和原子轨道
的 运
概率密度和电子云
动
状
波函数的空间图象
态
四个量子数
3
原子结构理论的发展简史
古希腊
道尔顿
卢瑟福
近代原子结构理论
爱因斯坦把E = hv 与质能联 系定律E = mc2联系在一起， 求得光子的质量为m = hv /c2， 所以光子的动量为 p = mc = (hv /c2)·c = hv /c = h/λ.
原子结构——高中化学竞赛
1-1-3 原子的质量
• 特征 原子的质量很小,不等于构成它的质子和中子 质量的简单加和，存在质量亏损 例：1摩尔氘原子的质量比1摩尔质子和1摩尔中子 的质量和小0.00431225g。该差值等于核子结合成 原子核释放的能量---结合能 不同数量的核子结合成原子释放的能量与核子 的数量不成比例。
比结合能是某原子核的结合能除以其核子数，比 结合能越大，原子核越稳定
跃迁规则 原子内电子可由某一定态跃迁 到另一定态，在此过程中放出或吸收辐射能。
其频率γ由下式决定：
γ= E2-E1/h (E2＞E1)
举例：
Balmer线系
Lyman系 Balmer系 Paschen系 Brackett系
应用:
1. 解释原子稳定存在的问题 2.计算电子绕核运动的半径r、在轨道上
M .Plack量子论(1909 )
根据A.Einstein光子学说(1908 年）
D.Rutherford有核原子模型
1913年，玻尔总结了当时的最近物理学发现，建立 了氢原子核外电子模型，解释了氢原子光谱，后 人称玻尔理论，要点如下：
行星模型 玻尔假定，氢原子核外电子是处 在一定的线形轨道上绕核运行的
)
: 波数(波长的倒数 = 1/ ，cm-1).
n : 大于2的正整数，n=3、4、5、6时分
别对应Hα、Hβ、Hγ、Hδ四条谱线的波长.
RH ： Rydberg常数， RH= R / c RH = 1.09677107 m-1vΒιβλιοθήκη 11 RH ( 22
1 )
n2
: 谱线波长的倒数, 波数(cm-1) n: 大于2的正整数 RH：里德堡常数：1.09677576107 m-1
运动行为。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第4讲原子结构与元素周期律
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第4讲原子结构与元素周期律【竞赛要求】核外电子运动状态:用s、p、d等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子）核外电子排布。
电离能、电子亲合能、电负性。
四个量子数的物理意义及取值。
单电子原子轨道能量的计算。
s、p、d原子轨道图像。
元素周期律与元素周期系。
主族与副族。
过渡元素。
主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律；同周期元素从左到右性质变化一般规律。
原子半径和离子半径。
s、p、d、ds、f区元素的基本化学性质和原子的电子构型。
元素在周期表中的位置与核外电子结构（电子层数、价电子层与价电子数）的关系。
最高氧化态与族序数的关系。
对角线规则。
金属性、非金属性与周期表位置的关系。
金属与非金属在周期表中的位置。
半金属。
主、副族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及主要形态。
铂系元素的概念。
【知识梳理】一、核外电子的运动状态1、微观粒子的二重性（1）光的波动性λ波长：光谱中相邻两个波峰（波谷）间的距离。
频率v：频率就是光子在单位时间内振动的次数。
单位是Hz（1Hz =1 s－1）。
v = c/λ。
光速c=λ·v 真空中相当于光速= 3×10 8 m·s－1。
波数~v=λ1（cm－1）（2）光的微粒性光量子的能量（E）与频率（v）成正比。
即：E = hυh为普朗克常数= 6.6×10 –34 J·s（3）白光是复色光可见光的颜色与波长（4）电子的波粒二重性——物质波德布罗意（L. de Broglie）提出：电子具有粒子性，也具有波动性。
并提出联系电子粒子性和波动性的公式：λ=mvhm：质量v：速度h：普朗克常数左边是电子的波长λ，表明它的波动性的特征；右边是电子的动量，代表它的粒子性。
2、原子核外电子的运动（1）早期模型氢原子光谱太阳光是连续光谱，原子光谱是线状光谱。
玻尔模型：①电子在一定的轨道上运动、不损失能量。
2020高中化学竞赛辅导专题：原子结构与元素周期律讲义pdf
1887-1961 获1933年Nobel 物理奖
二阶偏微分方程
2Y
x 2
2Y
+ y 2
2Y+ z 2源自+8p 2m
h2
(E－V
)Y
＝
0
式中：Y － 波函数（是 x，y，z 的函数）； E － 电子的总能量； V － 电子的势能； m－ 电子的质量。
2Y
x 2
因为
x •
h 2πm
h m
的数量级约为 10－4 m2•s－1，
这在微观世界是很大的数字。
对于质量较大的宏观物体， 不确定原理没有实际意义。
例如 子弹， m = 10 g，
h m
约为 10－32 m2•s－1
考察其 x 和 的大小
x / m
10－6 10－9 10－12
/ m•s－1 10－26 10－23 10－20
遵循不确定原理， 不能用牛顿力学去研 究，而应该去研究微观粒子（如电子） 运动的统计性规律。
要研究电子出现的空间区域，则要 去寻找一个函数，用该函数的图象与这 个空间区域建立联系。
── 微观粒子运动的波函数 ( )。
5.2 核外电子运动状态的描述
5.2.1 薛定谔方程
1926年，奥地利科学家 薛定谔建立了描述微观粒子 运动的波动方程。
将光子的能量 公式
E＝h
与爱因斯坦的质能方程联立
E＝mc2
得
c
mc2 ＝h = h
c
mc2 ＝h = h
若用 p 表示动量 mc ，则 p＝ h
左侧 p 表示粒子性，右侧 表示
波动性，二者通过公式联系起来 。
高中化学 竞赛培训讲义 原子结构与元素周期系
原子结构与元素周期系第一部分 核外电子的运动状态 1━1 波函数和原子轨道 薛定谔方程1926年奥地利物理学家E.Schrodinger （薛定谔）提出了描述电子波动性的方程：0)(822222222=-+∂∂+∂∂+∂∂ϕπϕϕϕV E hmz y x 动能 T体系的总能量 波函数ψ 体系所处状态的各种物理量值从薛定谔方程中求出()z y x ,,ψ的具体函数形式，即为方程的解。
它是一个包含n l m 三个常数项的三变量（x 、y 、 z ）的函数。
通常用()()z y x m l n ,,,,ψ表示。
应当指出，并不是每一个薛定谔方程的解都是合理的，都能表示电子运动的一个稳定状态。
所以，为了得到一个合理的解，就要求n l m 不是任意的常数而是要符合一定的取值。
在量子力学中把这类特定常数n l m 称为量子数。
通过一组特定的n l m 就可得出一个相应的n ，l ， m （x 、 y 、z ），每一个()()z y x m l n ,,,,ψ即表示原子中核外电子的一种运动状态。
()()z y x m l n ,,,,ψ就是薛定谔方程的解，n 、 l 、m 三个量子数是薛定谔方程有合理解的必要条件。
波函数和原子轨道一定的波函数表示电子的一种运动状态，状态——轨道。
波函数ψ叫做原子轨道，即波函数与原子轨道是同义词。
波函数的意义1. 原子核外电子的一种运动状态2. 每一个波函数都有对应的能量E3. 波函数ψ没有明确的直观的物理意义,但波函数绝对值的平方|ψ|2却有明确的物理意义.1━2 概率密度和电子云 概率和概率密度量子力学所研究的是高速运动的电子在核外空间（X 、Y 、Z ）点附近的微观体积 d τ(≡dxdydz)中出现的可能性——概率，它是这个体积和该体积的概率密度的乘积：没有单位概率＝|ψ(x·y·z)|2d τ 概率密度＝ττ|),,(|2d d z y x ψ＝|ψ(x·y·z)|2波函数的空间图像电子云 直角坐标与球极坐标关系图Z=γcosθ它们之间的数学表达式χ=γsinθcosфy=γsinθsinфγ2=χ2+y2+Z2tanф=y/χ两组变数各自不同的变数范围:-∞ ＜χ, y, Z ＜∞0 ≤ γ＜∞0 ≤ θ ≤ π0 ≤ ф ≤ 2π为了讨论方便，进行变数分离：ψ(χ, y, Z) = ψ(γ,θ,ф) = R (γ) · Y (θ,ф)我们可分别对随半径r变化的径向分布函数和随角度变化的角度分布来讨论径向部分的图形1．径向波函数图，即R（r）图。
高中化学竞赛第4讲 原子结构与元素周期律
第4讲 原子结构与元素周期律【竞赛要求】核外电子运动状态: 用s 、p 、d 等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子）核外电子排布。
电离能、电子亲合能、电负性。
四个量子数的物理意义及取值。
单电子原子轨道能量的计算。
s 、p 、d 原子轨道图像。
元素周期律与元素周期系。
主族与副族。
过渡元素。
主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律；同周期元素从左到右性质变化一般规律。
原子半径和离子半径。
s 、p 、d 、ds 、f 区元素的基本化学性质和原子的电子构型。
元素在周期表中的位置与核外电子结构（电子层数、价电子层与价电子数）的关系。
最高氧化态与族序数的关系。
对角线规则。
金属性、非金属性与周期表位置的关系。
金属与非金属在周期表中的位置。
半金属。
主、副族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及主要形态。
铂系元素的概念。
【知识梳理】一、核外电子的运动状态1、微观粒子的二重性（1）光的波动性λ波长：传播方向上相邻两个波峰（波谷）间距离。
频率v ：频率就是物质（光子）在单位时间内振动的次数。
单位是Hz （1Hz =1 s －1）。
光速c =λ·v 真空中2.998×10 8 m ·s －1 = 3×10 8 m ·s －1，大气中降低（但变化很小，可忽略）。
波数~v =λ1（cm －1） （2）光的微粒性1900年根据实验情况，提出了原子原子只能不连续地吸收和发射能量的论点。
这种不连续能量的基本单位称为光量子，光量子的能量（E ）与频率（v ）成正比。
即： E = h υ （4-1）式中h 为普朗克常数，等于 6.626×10 –34 J ·s（3）白光是复色光1923年德布罗意（L. de Broglie ）类比爱因斯坦的光子学说后提出，电子不但具有粒子性，也具有波动性。
并提出了联系电子粒子性和波动性的公式： λ=mvh (4-2) m ：质量 v ：速度 h ：普朗克常数（4-2）式左边是电子的波长λ，表明它的波动性的特征；右边是电子的动量，代表它的粒子性。
高中化学竞赛 第一章 原子结构与元素周期系
1.2.1 电子运动的特性
德国科学家海森堡
2、测不准原理
1927年，德国科学家 海森堡提出测不准原理， 即对具有波粒二象性的微 粒，不可能同时准确测定 它们在某瞬间的位置和速 度（或动量）。
1.2 原子结构的量子力学模 型
二、电子的运动状态
1、薛定锷方程
薛定锷
2
x2
2
y 2
2
z 2
8 2m
1、波粒二象性
1905年，爱因斯坦用 光子理论成功地解释了光 电效应，提出光既有粒子 性，又有波动性，即光具 有波粒二象性。
大科学家爱因斯坦
1.2.1 电子运动的特性
1、波粒二象性
法国物理学家德布罗依
1924年，法国物理学 家德布罗依受到光具有波 粒二象性的启发，提出了 电子等实物粒子也具有波 粒二象性的假设。该假设 在1927年被电子衍射实验 所证实。
第一章 原子结构与元素周期 系
1.1 原子结构理论的发展概 况 1.2 原子结构的量子力学模 型 1.3 原子的电子层结构与元素周期 系 1.4 原子结构与元素性质的关系
1.1 原子结构理论的发展概
况
一、英国物理学家
汤姆森 (J.J.Thomson)
1884年担任著名的卡文 迪许实验室主任
1897年通过阴极射线实 验发现了电子
c. 代表层次：
n值 n 值代号
1 2 3 4 5… K L M N O…
d. 决定电子能量的高低：
n值越大，电子能量越高。
1.2.2 电子的运动状态
4、四个量子数
（2）角量子数（l）
a. 描述原子轨道的不同形状，表示电子层中各个不 同的电子亚层。
b. 取值范围：l 可取 0 ~ n-1之间的整数
原子结构-讲座 化学竞赛
4p
4d 4f 5s 5p 5d 5f 5g
3
5 7 1 3 5 7 9
5
0，＋1，-1 0，＋1，-1，＋2，-2
0，＋1，-1，＋2，-2，＋3，-3
0，＋1，-1，＋2，-2，＋3，-3,+4, -4
描述电子运动状态的四个量子数
（1）主量子数 n ◆ 确定电子出现概率最大处离核的距离 ◆ 与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决 定于n
RH = Rydberg 常数， 为1.0967758 107 (m-1)
Bohr 模型:
两个基本假设： （a）原子有确定的电子轨道（角动量是量子化的）
e
h Ln 2
（n=1，2，3‥‥） h为Plank常数（6.62610-34）
（b）轨道能量是量子化的，电子跃迁吸收或发射能量
E E 2 E1 E 光子 h
150
165 180
－ 0.87
－ 0.97 － 1.00
0.75
0.93 1.00
波函数的角度分布图
角 度 部 分 的 图 形
电子云界面图
电 子 云 图
波函数角度分布图
s轨道：
是角度函数Y l, m (, )随, 变化的图象。
波函数角度分布图: p轨道
其中，浅色为“＋”号，深色为“－”号（下面的d轨 道中同此）。正负号以及Y的极大值空间取向将对原子 之间能否成键及成键的方向性起着重要作用。
原子结构与元素周期律
核外电子的运动状态
核外电子的排布和元素周期系
元素基本性质的周期性
第一部分 核外电子的运动状态
氢原子光谱和玻尔理论
微观粒子的波粒二象性
波函数和原子轨道
化学竞赛专题讲座
化学竞赛专题讲座胡征善第一讲物质结构理论原子结构与元素周期律物质结构分子结构晶体结构一、原子结构与元素周期律（一）原子结构1．四个量子数(2) 副（角）量子数（l）——决定多电子原子核外电子能量的次要因素和原子轨道（原子轨函）形状，它决定电子绕核运动的角动量。
l可取0，1，2，3，……（n—1）s原子轨道的角度分布图s轨道电子云的角度分布图p原子轨道的角度分布图p轨道电子云的角度分布图d 原子轨道的角度分布图D 轨道电子云的角度分布图原子轨道Y 和电子云Y 2的区别：因为原子轨道Y 是解薛定锷方程的结果，其值有正负，且︱Y ︱＜1，所以在电子云Y 2的图形中没有正负号且形状较“瘦”些。
(3) 磁量子数（m ）——决定原子轨道（原子轨函）在空间的伸展方向，决定轨道角动量在磁场方向上的分量。
其数目为m = 2l +1。
m = 2l +1l = 0 m = 0 s 轨道无方向性，在空间只有1种取向 l = 1 m = +1,0,—1 p 轨道在空间有3种取向 l = 2 m = +2,+1,0,—1,+2 d 轨道在空间有5种取向 l = 3 m = +3,+2,+1,0,—1,+2 ,—3 f 轨道在空间有7种取向 l = 4 m = +4,+3,+2,+1,0,—1,+2 ,—3,—4 g 轨道在空间有9种取向才有有意义的解。
自旋量子数是由于自旋电子产生的磁场与电子绕核运动产生的磁场相互作用的结果。
顺时针方向 逆时针方向 2．多电子原子的结构理论 （1）中心势场模型多电子原子中的每一个电子都看作只受中心的有效核电荷的吸引，而不受其他电子影响的单电子体系。
用有效核电荷（Z*）代替核电荷（Z ），则对多电子原子中的电子运动状态像处理氢原子一样。
第i 个电子的能级公式为：（2）屏蔽效应其他电子对某个选定电子的排斥作用归结为对核电荷的抵消作用。
对于核外第i 个电—13.6 eV （Zi*）2n 2Ei ==子而言，其他电子对原子核的屏蔽常数为σi ,则该电子所受到原子核的有效核电荷的吸引为Zi*== Z —σi ，故有：第i 个电子的能级公式为： (3) 钻穿效应由于角量子数不同，电子钻到核附近的几率不同，因而电子的能量不同。
高中化学竞赛第4讲原子结构与元素周期律
第4讲 原子结构与元素周期律【竞赛要求】核外电子运动状态: 用s 、p 、d 等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子）核外电子排布。
电离能、电子亲合能、电负性。
四个量子数的物理意义及取值。
单电子原子轨道能量的计算。
s 、p 、d 原子轨道图像。
元素周期律与元素周期系。
主族与副族。
过渡元素。
主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律；同周期元素从左到右性质变化一般规律。
原子半径和离子半径。
s 、p 、d 、ds 、f 区元素的基本化学性质和原子的电子构型。
元素在周期表中的位置与核外电子结构（电子层数、价电子层与价电子数）的关系。
最高氧化态与族序数的关系。
对角线规则。
金属性、非金属性与周期表位置的关系。
金属与非金属在周期表中的位置。
半金属。
主、副族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及主要形态。
铂系元素的概念。
【知识梳理】一、核外电子的运动状态1、微观粒子的二重性（1）光的波动性λ波长：传播方向上相邻两个波峰（波谷）间距离。
频率v ：频率就是物质（光子）在单位时间内振动的次数。
单位是Hz （1Hz =1 s －1）。
光速c =λ·v 真空中2.998×10 8 m ·s －1 = 3×10 8 m ·s －1，大气中降低（但变化很小，可忽略）。
波数~v =λ1（cm －1） （2）光的微粒性1900年根据实验情况，提出了原子原子只能不连续地吸收和发射能量的论点。
这种不连续能量的基本单位称为光量子，光量子的能量（E ）与频率（v ）成正比。
即： E = h υ （4-1）式中h 为普朗克常数，等于 6.626×10 –34 J ·s（3）白光是复色光颜色 紫 兰 青 绿 黄 橙 红波长（nm ） 400-430 430-470 470-500 500-560 560-590 590-630 630-7601923年德布罗意（L. de Broglie ）类比爱因斯坦的光子学说后提出，电子不但具有粒子性，也具有波动性。
高中化学竞赛《原子结构和元素周期律》
量子 数
物理意义
取值范围
主量子数n
角量子数l
磁量子数m
自旋量子数 ms
描述电子离核远近及 能量高低
描述原子轨道的形状 及能量的高低
描述原子轨道在空间 的伸展方向
描述电子的自旋方向
n=1,2,3, …正整数
l=0,1,2,… 小 于 n 的 正 整数 m=0,+1,-1, +2, －2
, …±l ms =+1/2,-1/2
4
0，＋1，-1，＋2，-2，＋3，-3,+4, -4
轨道符号
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
4p
4d
轨道数 1 1 3 1 3 5 1
3
5
4f
7
5s
1
5p
3
5d
5
5f
7
5g
9
多电子原子近似能级图的特点：
• 近似能级图是按原子轨道的能量高低而不是按原子轨道 离核的远近顺序排列起来。把能量相近的能级划为一组， 称为能级
能量最低原理
多电子原子在基态时，核外电子总 是尽可能分布到能量最低的轨道，这称 为能量最低原理。
堡里不相容原理
一个电子的四个量子数为（3、2、0、-1/2） 另一个电子的四个量子数为（3、2、0、+1/2）
从保里原理可获得以下几个重要结论： a)每一种运动状态的电子只能有一个。 b)由于每一个原子轨道包括两种运动状态，所以每一个
二、 测不准原理和几率概念
• 测不准原理：
一个粒子的位置和动量不能同时地、准确地 测定。 注意：这里所讨论的不确定性并不涉及所用的测 量 仪器的不完整性，它们是内在固有的不可 测定性。
高中化学竞赛《物质结构》讲义
物质结构---第一部分原子结构元素周期系1．原子结构核外电子的运动状态: 用s、p、d等表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子）核外电子排布。
电离能、电子亲合能、电负性。
2．元素周期律与元素周期系周期。
1~18族。
主族与副族。
过渡元素。
主、副族同族元素从上到下性质变化一般规律；同周期元素从左到右性质变化一般规律。
原子半径和离子半径。
s、p、d、ds、f区元素的基本化学性质和一原子的电子构型。
元素在周期表中的位置与核外电子结构（电子层数、价电子层与价电子数）的关系。
最高氧化态与族序数的关系。
对角线规则。
金属与非金属在周期表中的位置。
半金属（类金属）。
主、副族的重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见氧化态及其主要形体。
铂系元素的概念。
第一节核外电子的运动一、原子核外电子的运动状态（一）核外电子的运动特点：；；。
（二）核外电子的运动表示电子云是描述电子在核外空间运动的一种图象，它从统计的概念出发对核外电子出现的几率密度作形象化的图示。
二、原于核外电子的排布（一）多电子原子的电子排布---1．依据：、。
2．图示（二）核外电子排布的原理1．能量最低原理：2．保里不相容原理：3．洪特（Hund）规则：电子将尽可能多分占不同的简并轨道，且自旋平行。
及Hund特例：简并轨道全充满,半充满,全空,能量相对较低,较稳定。
[例外] Nb、Ru、Rh、W、Pt（三）能级顺序——近似能级图1. 能级交错现象；2. 能级组：能量相近的能级划分为一组；3. 徐光宪先生 n+0.7规则：4. 近似能级图——电子填充顺序（四）核外电子排布的表示方法：有关概念：基态、激发态；原子、离子；“原子实”——希有气体结构；“价电子构型”1．轨道表示式：2．电子排布式：4．原子结构和元素在周期表中位置的关系。
①元素的周期数原子最外层的n数值即为该元素的所在周期数。
一个能级组相当于一个周期，周期有长短之分。
短周期(能级组内仅含有s、p能级)。
化学竞赛第二轮辅导之二《原子结构、元素周期律、分子结构》
晶格能的计算： 波恩-哈勃循环
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H2分子的形成
这是两个中性原子间通过共用电子对相连形成分子—— 共价键 因此，共价键的形成条件为： ◆ 键合双方各提供自旋方向相反的未 成对电子(想一想自旋方向相同呢？) ◆ 键合双方原子轨道应尽可能最大程 度地重叠 ◆ 能量最低原理
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共价键
● 结合力的本质是电性的
He Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
某些主族元素的电负性
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电负性的应用
1 ．判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的 电负性一般在1.8以下，非金属性元素一般在1.8以 上。电负性最大的元素是位于右上方的F ，电负性 最小的元素是位于左下方的Fr 2．估计化学键的类型 在化合物中，可以根据电 负性的差值大小，估计化学键的类型。电负性差 越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于 1.7 时，可认为是离子键，小于1.7时为共价键。
节日的焰火
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周期表中不同区的划分 由于原子内层电子的能量较低不活泼，因此内层电 子对原子的性质影响较小，原子的许多化学性质主 要是能量较高的轨道上的电子决定的，这些电子称 为价电子(Valence electrons)。 主族元素：价电子就是最外层电子，如周期表中IA、 IIA元素的价电子排布分别为 ns1和ns2；IIIA～VIIA 及零族元素的价电子排布为ns2np1～6； 副族元素：价电子包括最外层电子与次外层电子， 如周期表中VIIB、IB的锰、铜元素的价电子排布分 别为3d54s2和3d104s1.
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(3)对角线规则 周期表中左上角与右下角的相邻元素，如锂和 镁、铍和铝、硼和硅等，有许多相似的性质。 例如，锂和镁都能在空气中燃烧，除生成氧化 物外同时生成氮化物，铍和铝的氢氧化物都具 有两性；硼和硅都是“类金属”；等等。
高中化学竞赛多电子原子结构和元素周期系课件
41: 铌，Nb: 4d45s1 44：钌，Ru: 4d75s1 45: 铑，Rh: 4d85s1 74: 钨， W: 5d46s2 78: 铂， Pt: 5d96s1 注意：不需要掌握以上内容
例1
下列各元素原子的电子分布式若写成下列那样，各违 背 了什么原则？写出正确的电子分布式。
(1) 硼: 1S2 2S3 (2) 氮: 1S2 2S2 2Px2 2Py1 2Pz0 (3) 铍: 1S2 2P2
如：P：3s23p3 Sc：3d14s2 Fe：3d64s2
离子的外层电子构型
主族元素： 如：Ca2+: 3s23p6
注意对于过渡金属离子： 如 Fe2+：3d6 ( ╳ ) 应该将电子层写完整：3s23p63d6
（4）例外：并不是所有的核外电子排布都满 足以上规则。根据光谱实验的结果，发现 Ru,Nb,Rh,Pd,W,Pt及镧系和锕系的一些元 素的核外电子排布并不符合以上规则。
轨道表示式：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子 分布情况，自旋方向。
课堂作业
写出17Cl、 35Br 、 47Ag 的核外电子排布式
17Cl: 1s22s22p63s23p5 35Br:1s22s22p63s23p63d104s24p5 47Ag :1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1
志不真则心不热，心不热则功不贤。 与其当一辈子乌鸦，莫如当一次鹰。
才排入高能量的轨道，以使整个原子能 天才是由于对事业的热爱感而发展起来的，简直可以说天才。
大丈夫处世，不能立功建业，几与草木同腐乎? 以天下为己任。 人生志气立，所贵功业昌。
量最低。 丈夫志气薄，儿女安得知?
人惟患无志，有志无有不成者。 有志者能使石头长出青草来。 无钱之人脚杆硬，有钱之人骨头酥。 鸟贵有翼，人贵有志。 立志难也，不在胜人，在自胜。 在年轻人的颈项上，没有什么东西能比事业心这颗灿烂的宝珠。