原子结构和元素周期律(精)

例如氮原子组态是1s22s22p3，三个2p电子的运动状态是：
2，1，0， ；2，1，1， ；2，1，-1，
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。
Rn,l(r)称为波函数的径向部分或径向波函数，它是电子与核距离r的函数，与n和l有关。Yl,m(θ,φ)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，表达电子在核外空间的取向。角度波函数Yl ,m(θ，φ)的图形随方位角改变而变化。
1. s轨道角度分布图是一个球形。
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。坐标平面上波函数值为零，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，而且两个波瓣没有代数符号的区别。
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。
电子层符号
K
L
M
N ···
n
1
2
3
4 ···
（2）轨道角动量量子数l决定原子轨道的形状，取值受主量子数限制，只能取小于n的正整数和零：0、1、2、3 … (n–1)，共可取n个值，给出n种不同形状的轨道。
轨道角动量量子数还决定多电子原子电子能量高低。当n给定，l愈大，原子轨道能量越高。
l又称为能级或电子亚层。电子亚层用下列符号表示：
离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写。
4.3.3元素周期表
4.3.3.1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。
每一个能级组对应元素周期表的一个周期。第1能级组只有1s能级，容纳2个电子，对应的第1周期只有2个元素。。其后第n能级组从ns能级开始到np能级结束，形成第n周期。根据电子排布规律，各周期元素的数目按2、8、8、18、18、32、32的顺序增加。
4.1.3测不准原理
海森堡指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确；反之，它的动量越准确，位置就越不准确：
△x·△px≥h/4π
式中△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不存在确定的运动轨迹，可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其它全部特征。
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第五节
4.1第一节 氢原子的结构
4.1.1氢光谱和氢原子的玻尔模型
α粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所占有问题。
量子力学基于两点认识原子结构：一是量子化现象，二是测不准原理。
4.1.4氢原子的波函数
电子在原子核外空间出现的概率可以用波函数ψ来描述。 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。 的几何图形表现电子概率密的度大小，俗称电子云。
4.2第二节 量子数和原子轨道[TOP]
4.2.1量子数
原子中电子的波函数（原子轨道）是空间坐标的函数，由一套量子数n、l、m来确定，记作ψn,l,m。
能级符号
s
p
d
f
g ···
l
0
1
2
3
4 ···
(3）磁量子数m决定原子轨道的空间取向，取值受轨道角动量量子数的限制，可以取-l到+l的2l+1个值：0、±1、±2，…，±l。所以，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。
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，称为能级交错。
普朗克提出，热物体吸收或释放能量不连续，称量子化的。
氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。
玻尔假定：电子沿着固定轨道绕核旋转；当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。轨道能量为
，n=1,2,3,4,…
4.1.2电子的波粒二象性
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式
4.3第三节 电子组态和元素周期表[TOP]
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。有效核电荷Z′是核电荷Z和屏蔽常数σ的差：
Z′=Z–σ
电子能量的计算：
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。
量子数的取值限制和它们的物理意义如下：
（1）主量子数n是决定电子能量的主要因素，可以取任意正整数值：1，2，3，…。n越小，能量越低。n= 1时能量最低。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。
主量子数也称为电子层，决定原子轨道的大小。n愈大，原子轨道也愈大。电子层用下列符号表示：
1.3掌握n、l、m、s 4个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系；掌握基态原子电子组态书写的三条原则，正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
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、s4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。
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。
3.3.2.1Pauli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2n2个电子。
每个电子层的轨道总数为n2。
(4)自旋角动量量子数s表示电子自旋的两种相反方向，可以取 和 两个值。一个原子轨道由n、l和m三个量子数决定，但电子的运动状态由n、l、m、s四个量子数确定。电子自旋也可用箭头符号↑和↓表示，自旋方向相同称为平行自旋，方向相反称反平行自旋。一个原子轨道最多容纳自旋相反的两个电子，每电子层最多容纳的电子总数应为2n2。
3. d轨道的角度分布图一般各有两个节面，四个橄榄形波瓣。 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45o处伸展， 和 在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。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可以用径向径向分布函数作图，表现电子离核的远近。
表9-1量子数和轨道数
主量子数
n
轨道角动量量子数
l
磁量子数
m
波函数
ψ
同一电子层的轨道数（n2）
同一电子层容纳电子数（2n2）
1
0
0
1
2
2
0
0
4
8
1
0
±1
* ，*
3
0
0
9
18
1
0
±1
* ，*
2
0
±1
* ，*
±2
* ,*
﹡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
原子轨道有其图形和空间方向。把波函数ψn,l,m(r,θ,φ)写成：ψn,l,m(r,θ,φ)=Rn,l(r)·Yl,m(θ,φ)
第九章原子结构和元素周期律
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1基本要求[TOP]
1.1了解原子结构的有核模型和Bohr模型；电子的波粒二象性、测不准原理；了解了解元素和健康的关系。
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。
4.3.3.3元素分区
(1)s区元素的价层电子组态是ns1和ns2，包括ⅠA和ⅡA族元素。除H外都是活泼金属。
(2)p区元素的价层电子组态是ns2np1~6，包括ⅢA~ⅧA族。大部分是非金属元素。ⅧA族是稀有气体。第1周期的He在p区，电子组态是1s2，属稀有气体。p区元素多有可变的氧化值。
(3) d区元素的价层电子组态一般为(n－1)d1~8ns2，包括ⅢB~ⅧB族。它们都是金属，每种元素都有多种氧化值。
4.3.2.2能量最低原理