中山大学无机化学精品课程第6章原子结构与周期表b
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
《无机化学》第6章原子结构与元素周期律
《无机化学》第6章原子结构与元素周期律无机化学是研究无机物质的性质、结构和反应规律的一门学科。
原子结构与元素周期律是无机化学的基础，对于理解无机物质的性质和反应机制具有重要意义。
原子是构成物质的最小单位，由核和核外电子组成。
原子核由质子和中子组成，其中质子带正电荷，中子电荷中性。
原子的核外包围着一层或多层电子，电子带负电荷。
原子核和核外电子的结构决定了原子的性质和行为。
根据量子力学的原理，原子的电子存在于能级或轨道中。
能级描述了电子的能量大小，从内层到外层能级排列依次增加。
每个能级可以容纳一定数量的电子，按顺序填满能级的电子称为原子的电子组态。
电子组态决定了原子的化学性质，尤其是它的反应性质。
元素周期表是根据元素的原子序数以及元素的化学性质和结构特征进行排列的表格。
元素周期表将元素分为周期和族，周期数代表了元素的最外层电子能级的数量。
周期表的水平行称为周期，周期数越大，元素的原子量和原子半径越大，金属性和活性越强。
周期表的竖直列称为族，族数代表了元素最外层电子的分布规律和化学性质的相似程度。
周期表还有一些重要的特征：原子半径、电离能和电负性。
原子半径是指原子的大小，通常用原子半径的半径视为原子半径。
原子半径随着周期数的增加而增加，原子半径在一周期内则随着周期数的增加而减小。
电离能是指从一个原子中移除一个电子所需要的能量，电离能随周期数的增加而增大。
电负性是指原子对共价化合物中的电子的吸引能力，电负性随周期数增加而增强。
原子结构和元素周期表的理论研究和实验结果为我们理解无机物质的性质和反应规律提供了基础。
通过对原子结构的研究，我们可以了解原子的组成和电子分布情况，进而预测原子的性质和行为。
通过对元素周期表的研究，我们可以了解元素的周期性变化规律和化学性质的相似性，进一步揭示无机物质的反应规律。
总结起来，原子结构与元素周期律是无机化学的基础，它们为我们理解无机物质的性质和反应规律提供了重要的基础知识。
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
无机化学第四版第六章思考题与习题答案
无机化学第四版第六章思考题与习题答案work Information Technology Company.2020YEAR第六章分子的结构与性质思考题1．根据元素在周期表中的位置，试推测哪些元素之间易形成离子键，哪些元素之间易形成共价键。
答：ⅠA、ⅡA族与ⅥA、ⅦA元素之间由于电负性相差较大，易形成离子键，而处于周期表中部的主族元素原子之间由于电负性相差不大，易形成共价键。
2．下列说法中哪些是不正确的，并说明理由。
（1）键能越大，键越牢固，分子也越稳定。
不一定，对双原子分子是正确的。
（2）共价键的键长等于成键原子共价半径之和。
不一定，对双原子分子是正确的。
（3）sp2杂化轨道是由某个原子的1s轨道和2p轨道混合形成的。
×由一个ns轨道和两个np轨道杂化而成。
（4）中心原子中的几个原子轨道杂化时，必形成数目相同的杂化轨道。
√（5）在CCl4、CHCl3和CH2Cl2分子中，碳原子都采用sp2杂化，因此这些分子都呈四面体形。
×sp3，CCl4呈正四面体形；CHCl2和CH2Cl2呈变形四面体形。
（6）原子在基态时没有未成对电子，就一定不能形成共价键。
×成对的电子可以被激发成单电子而参与成键。
（7）杂化轨道的几何构型决定了分子的几何构型。
×不等性的杂化轨道的几何构型与分子的几何构型不一致。
3．试指出下列分子中那些含有极性键？Br2CO2H2O H2S CH44．BF3分子具有平面三角形构型，而NF3分子却是三角锥构型，试用杂化轨道理论加以解释。
BF3中的B原子采取SP2杂化，NF3分子的N原子采取不等性的SP3杂化。
5．CH4，H2O，NH3分子中键角最大的是哪个分子键角最小的是哪个分子为什么 CH4键角最大（109028，），C采取等性的SP3杂化，NH3（107018，）， H2O分子中的N、O采用不等性的SP3杂化，H2O分子中的O原子具有2对孤电子对，其键角最小（104045，）。
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。
无机化学 理论篇 第四版 第6章 原子结构与元素周期律
第6章 原子结构与元素 周期律
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第6章 原子结构与元素周期律
学习目标 6.1核外电子的运动状态 6.2 原子核外电子分布与元素周期表 6.3 元素基本性质的周期性变化
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学习目标
第6章 原子结构与元素周期律
知识目标：
1．了解核外电子运动特征，理解原子轨道及 电子云描述的意义，理解四个量子数的意义和取 值范围，掌握多电子原子轨道的能级规律。
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6.1核外电子的运动状态 第6章 原子结构与元素周期律
为电子的波粒二象性。除光子、电子外，其他微观粒子如质 子、中子、原子、分子等也具有波、粒二象性。
这种具有波、粒二象性的微观粒子，其运动状态和宏观 物体的运动状态不同，用经典力学理论无法描绘电子的运动 状态。现代研究表明，用量子力学理论能较好的描述原子核 外电子的运动状态。
6.1.3 四个量子数
1．主量子数（n）
主量子数的取值数为正整数(n=1，2，3，4… n)。主量 子数表示原子轨道离核的远近，又称为电子层数。不同的电 子层用不同的光谱符号表示。
主量子数的取值、符号及能量变化
主量子数（n） 1
2
3
4
5
6
7
光谱符号
K
L
M
N
O
P
Q
能量变化
从左到右能量依次升高
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6.1核外电子的运动状态 第6章 原子结构与元素周期律
2．角量子数（l）
角量子数（又称为副量子数、电子亚层或亚层）就是描 述核外电子运动所处原子轨道（或电子云）形状的量子数， 也是决定电子能量的次要因素。
无机化学元素周期表及其应用
无机化学元素周期表及其应用无机化学是研究无机物的结构、性质和合成方法的学科。
无机化学元素周期表是无机化学的基础，它按照元素的原子序数和化学性质，将元素分组排列在一个表格中。
本文将介绍无机化学元素周期表的结构和分类，并探讨其在科学研究和工业应用中的重要性。
元素周期表的结构无机化学元素周期表是由俄国化学家门捷列夫于1869年创立的。
它是一个平铺的表格，横向按原子序数排列，纵向按元素的化学性质分组。
元素周期表的基本单位是一个化学元素，在表格中用元素符号表示。
根据元素的原子结构和性质，元素周期表可分为主族元素和过渡元素两大类。
主族元素位于周期表的左侧和右侧，包括1A到8A族。
它们拥有较低的原子序数和离子价，具有相似的化学性质。
主族元素的周期性性质主要受到原子核外电子的结构和排布的影响。
过渡元素位于周期表的中央，包括3B到2B族。
它们具有高的原子序数和复杂的电子结构。
过渡元素的周期性性质主要受到能级分裂、配位数以及电子数目的影响。
元素周期表的应用无机化学元素周期表在科学研究和工业应用中具有广泛的应用价值。
它为化学家研究元素的性质、反应规律以及合成方法提供了有力的工具。
首先，元素周期表帮助我们研究元素的周期性性质。
周期表的横向周期性显示了元素原子半径、电离能以及电负性的变化规律。
这些周期性趋势帮助我们预测元素的化学性质，并推断其在化学反应中的行为。
例如，我们可以通过周期表预测氧化还原反应中金属离子的还原性和非金属离子的氧化性。
其次，元素周期表为无机配位化学的研究提供了指导。
配位化学研究配位化合物的结构、配位键的形成以及配位反应的机理。
元素周期表的纵向周期性显示了过渡金属元素配合物的电子结构和配位数的变化规律。
这些规律指导着我们在合成配合物中选择合适的配体和配位数，从而控制配位化合物的性质和反应行为。
另外，元素周期表在无机材料科学和工业应用中也起到重要的作用。
周期表的元素符号和化学性质提供了筛选和选择材料的依据。
_《无机化学》(理论篇)(第四版)电子教案[4页]
![_《无机化学》(理论篇)(第四版)电子教案[4页]](https://img.taocdn.com/s3/m/a43c3022a1c7aa00b42acb34.png)
（第四版）
电子教案
主编： 王宝仁
大连理工大学出版社
LO学反应速率和化学平衡 第4章 酸碱平衡与酸碱滴定法 第5章 沉淀溶解平衡与沉淀滴定法 第6章 原子结构与元素周期律 第7章 分子结构与晶体类型 第8章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法 第9章 配位平衡和配位滴定法 第10章 非金属元素 第11章 金属元素
无机化学（理论篇）（第四版）
前言
本光盘是为王宝仁 主编的新世纪高职高专化工 类课程规划教材《无机化学》（理论篇）（第四版） 一书配套使用的多媒体电子教案。
光盘内容紧扣教材，主要包括绪论、化学基本 概念和理想气体定律、化学反应速率和化学平衡、 酸碱平衡和酸碱滴定法、沉淀溶解平衡和沉淀滴定 法、原子结构与元素周期律、分子结构与晶体类型、 氧化还原平衡和氧化还原滴定法、配位平衡和配位 滴定法、非金属元素、金属元素。
E-mail联系地址：wbr88686@ 编者
2013年12月
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无机化学（理论篇）（第四版）
光盘操作简便，链接灵活；内容可根据需要进行 增减调整，既为使用该教材的广大教师备课和进行多 媒体教学提供了便利，又为学生自学提供了参考。
光盘由王宝仁组织研制。制作过程中得到了大连 理工大学出版社的大力支持和帮助，在此表示诚挚的 谢意。
由于研制时间和编者水平所限，光盘中不妥和错 误之处在所难免，敬请读者批评指正，以便修改。
无机化学第六章习题参考答案
无机化学第六章习题参考答案第六章分子结构与晶体结构1、共价键理论的基本要点是什么？它们如何说明了共价键的特征。
2、表明σ键和π键，共价键和配位键、键的极性和分子的极性的差别与联系。
3、bf3分子是平面三角形的几何构型，但nf3分子却是三角锥的几何构型，试用杂化轨道理论加以说明。
4、举例说明不等性杂化的两类情况。
5、试用唤起和杂化轨道理论表明以下分子的成键过程；（1）becl2分子为直线形，键角为180?；（2）sicl4分子为正四面体形，键角为109.5?；（3）pcl3分子为三角锥形，键角略大于109.5?；（4）of2分子为八折线形（或v形），键角大于109.5?。
6、试用杂化轨道理论表明以下分子的中心原子核能够实行的杂化类型，并预测其分子的几何构型；bbr3,co2,cf4,ph3,so27、试对下列诸项各举出一种物质的化学式和结构式予以说明：（1）o原子形成1个σ键和1个π键；（2）o原子以左右性sp3杂化轨道构成2个σ键；（3）b原子用sp2杂化轨道构成3个σ键；（4）b原子用sp3杂化轨道形成3个σ键和1个配位键；（5）n原子给出1对电子形成配位键；（6）n原子以左右性sp3杂化轨道构成了3个σ。
8、先行推论以下分子的极性，并予以表明：co,cs2(直线形)，no,pcl3（三角锥形）sif4(正四面体形)，bcl3(平面三角形)，h2s(八折线形或v形)9、试判断下列各组的两种分子间存在那些分子间作用力：（1）cl2和ccl4(2)co2和h2o(3)h2s和h2o(4)nh3和h2o10、以下观点与否恰当，举例说明为什么？（1）a=b双键键能够就是a-b平均值键能的两倍；（2）非极性分子中只有非极性键；（3）有共价键存在的化合物不可能形成离子晶体；（4）全由共价键结合的物质只能形成分子晶体；（5）相对分子质量越大的分子，其分子间力就越大；（6）hbr的分子间力较hi的小，股hbr没hi平衡（即为难水解）；（7）氢键是一种特殊的分子间力，仅存在与于分子之间；（8）hcl溶于水生成h和cl，所以hcl是以离子键结合的。
《无机化学原子结构》课件
电子数等于质子数，决定了元素的化合价。
原子的电子排布
01
02
03
泡利不相容原理
同一能级上不能有两个或 更多的相同自旋状态的电 子。
洪特规则
在等价能级上，电子优先 以自旋方向相同的方式排 列。
能量最低原理
电子优先占据能量最低的 轨道。
原子的能级与跃迁
原子的能级由主量子数、角量子数和磁量子数决 定。
反应。
非金属元素的原子结构与性质
非金属元素原子的最外层电子 数通常较多，容易形成共价键
。
非金属元素在固态下通常呈 现共价晶体或分子晶体，具
有较高的熔点和沸点。
非金属元素在气态和液态时表 现出明显的非金属特性，例如 氧化性、还原性、电负性等。
金属元素的原子结构与性质
01
金属元素原子的最外层电子数较少，容易失去电子成为正离子 。
当原子吸收或释放能量时，电子可以从一个能级 跃迁到另一个能级。
跃迁的能量差决定了光谱线的波长，不同的光谱 线对应于不同的元素和化合物。
02
原子轨道理论
原子轨道的概念与分类
原子轨道的概念
原子轨道是指描述电子在原子核周围 运动状态的波函数。
原子轨道的分类
根据电子云的形状和空间取向，原子 轨道可分为s、p、d、f等类型。
《无机化学原子结构 》ppt课件
xx年xx月xx日
• 原子结构概述 • 原子轨道理论 • 元素周期表与原子结构 • 原子结构与元素性质的关系 • 无机化学中的重要原子结构
目录
01
原子结构概述
原子的基本组成
01
原子由质子、中子和电子组成。
02
质子数决定了元素的种类，而中子数则影响同位素 的种类。
无机化学原子结构与元素周期表PPT课件
作为原子轨道角度分布的近似描述。
• （4）以||2的空间图象——电子云来表示核外空间电
子出 现的概率密度。 • （5）以四个量子数来确定核外任意电子的运动状态。
第22页/共51页
5.2.1 多电子原子轨道能 级
轨道：其电子运动状态 (轨道)可描述为 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s…
子。
• (2)、能量最低原理
• 多电子原子处于基态时，核外电子的分布在不违反泡 利原理前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使 原子处于能量最低状态。
• (3)、洪特(Hund)规则
•
原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，尽可能
单独分布不同的轨道，而且自旋方向相同。
第27页/共51页
如N原子1s22s22p3的轨道表示式
量最低——基态；原子获得能量后，电子被 激发到高能量轨道上，原子处于激发态；
③从激发态回到基态释放光能，光的频率 取决于轨道间的能量差。
h E2 E1 E2 E1
h
E：轨道能量 h：Planck常数
第4页/共51页
Balmer线系
v
3.289
1015
(
1 22
1 n2
)s1
n = 3 红（Hα） n = 4 青（Hβ ） n = 5 蓝紫 （ Hγ ） n = 6 紫（Hδ ）
Ψ =f(x.y.z)，将直角坐标变为球坐标Ψ（r.θ.φ）然后利用
数学中的变量分离法，将
Ψ=f(r.θ.φ) =R(r)·Y(θ.φ)。
波函数就分成了径向分布部分R(r)和角度分布部分
Y(θ.φ) 。
用角度部分Y(θ.φ)作的图称为原子轨道的角度分布图。
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其它电子的“屏蔽作用”，能量升高。 这种能量效应，称为“屏蔽效应”。
2.屏蔽效应（续）
例：n不同，l相同的原子轨道：
Ｅ1s < Ｅ2s <Ｅ3s <Ｅ4s <E5s <E6s… Ｅ2p <Ｅ3p <Ｅ4p <Ｅ5p <E6p … Ｅ3d <Ｅ4d <Ｅ5d <E6d … Ｅ4f <Ｅ5f …
3d = (1 ×18) = 18.0 Z3d ﹡ = Z - 3d = 19 -18.0 = 1.0
E3d = - (Z3d﹡2/ n2) ×13.6 = - (12/ 32) ×13.6 = -1.51 eV > E4s = -4.1 eV.
对19K ：E3d > E4s 基态19K电子排布为: (1s2)(2s22p6) (3s23p6)(4s1) 基态(Ground state) — 最低能量态；其它能量态都称为“激发态”
(6) 当被屏蔽电子是(nd)组或(nf)组电子时， 同组电子屏蔽为0.35/e，左边各组电子屏为 1.00/ e .
2. 屏蔽效应（续）
例1. 计算19K原子的4s 电子和3d 电子的能量。 （1）4s电子能量: 19K原子电子排布: (1s2)(2s22p6) (3s23p6)(4s1)
从“电子云径向分布（函数）D (r) - r图”看出:
l 相同，n↑，E↑ ，屏蔽作用
单电子原子和多电子原子原子轨道能级图
En = (-Z 2 / n 2) 13.6 eV En,l = (-Z* 2 / n2) 13.6 eV
2. 屏蔽效应（续）
屏蔽常数的计算 J.C.Slater规则：
级交错” (教材p.147图7-16)。 n 和 l 两个量子数都影响原子轨道能量，具体可
由Slater规则计算 ，并进一步算出Z* 和 E :
Z* = Z - En, l = (-Z*2 / n2) 13.6 eV
原子轨道能量随Z而变化
F.A.Cotton的原子轨道能级图
第6章 原子结构与周期表 (续)
6.3 多电子原子结构与元素周期律
单电子原子体系（H, He+, Li2+, Be3+ …），
原子轨道的能量（电子能量）E只由n决定：
En = (-Z2 / n2) 13.6 eV
(6.3)
( 1 eV = 1.6021892 10-19 J.e-1
= 96.49 kJ.mol-1 ;
NA = 6.0221367 1023 mol-1 )
多电子原子体系，原子轨道的能量（电子能量） E由n和l决定。
一、多电子原子中轨道的能量
(一)屏蔽效应 (The Shielding Effect)
电子：受核吸引E ；受其它电子排斥E ． １．中心势场模型：
多电子原子中，其它电子对指定电子的排斥 作用看作部分地抵消（或削弱）核电荷对该
(1)分组：按n小→大顺序，把原子轨道分组： n相同时，(ns, np)同组，而nd 和 nf 随后各成1组: (1s) , (2s, 2p), (3s, 3p), (3d), (4s, 4p), (4d), (4f), (5s, 5p), (5d), (5f) … ；
(2) 右边各组的电子对左边各组电子不产生屏蔽，即
4s= (0.85×8 + 1 ×10) = 16.8 Z4s﹡ = Z - 4s = 19 - 16.8 = 2.2
E4s = - (Z4s﹡2/ n2) ×13.6 = - (2.22/ 42) ×13.6 = -4.1 eV
（- 号表示电子受核吸引）
2. 屏蔽效应（续）
（1）3d 电子能量: 19K原子电子排布: (1s2)(2s22p6) (3s23p6)(3d1)
对的贡献 = 0；
(3) 在(ns, np)同组中，每一个电子屏蔽同组电子 为0.35/e，而1s组内的电子相互屏蔽为0.30/e ；
2. 屏蔽效应（续）
(4) 内层(n - 1)层中每一个电子对外层(ns, np） 上电子屏蔽为0.85/e ；
(5) 更内层的(n - 2)层中每一个电子对外层 (ns, np)上电子屏蔽为1.00/ e ；
E3d = - (Z3d﹡2/ n2) ×13.6 = - (3.02 / 32) × 13.6 = -13.6 eV
< E4s = -7.7 eV. 对21Sc ：E3d < E4s
2. 屏蔽效应（续）
按Slater规则计算及光谱实验都表明 :
Z =14 – 20, E3d > E4s ; Z 21 和 Z ≤13, E3d < E4s 同一种类型原子轨道能量随Z而变化，发生“能
（Excited state).
2. 屏蔽效应（续）
例2. 计算21Sc原子的4s电子和3d电子的能量。 （1）4s电子能量: 21Sc原子的电子排布:
(1s2)(2s22p6) (3s23p6) (3d1)(4s2)
4s= (0.35×1 + 0.85×9 + 1×10) = 18.0 Z4s﹡= Z - 4s = 21 - 18.0 = 3.0
电子的吸引，即其它电子起到了部分地屏蔽
核电荷对某电子的吸引力，而该电子只受到
“有效核电荷”Z*的作用。
Z* = Z -
（６.４）
（ ：屏蔽常数， ，屏蔽作用 ）
2. 屏蔽效应（续）
Z* 与 n 和 l 有关． 多电子原子中，原子轨道能量不但与n有关，
Z4s﹡2/ n2) ×13.6 = - (3.02/ 42) ×13.6 = -7.7 eV
2. 屏蔽效应（续）
（1）3d 电子能量: 21Sc原子的电子排布:
(1s2)(2s22p6) (3s23p6) (3d1)(4s2)
3d = 1×18= 18.0 Z3d﹡= Z - 3d = 21 - 18.0 = 3.0