多电子原子轨道能量
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
半充满（p3，d5，f7）
1.写出24Cr 、29Cu的电子排布式和 轨道表示式
2.某元素的原子，3p能级有两个未 成对电子，则该原子可能是？
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
4、以下是表示铁原子的3种不同化学用语。 铁原子结构示意图
铁原子电子排布式 1s22s22p63s23p63d64s2
3d
d轨道电子分布和自旋情况正确的是（BDF）
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
课堂练习
用轨道表示式表示出铁原 子的核外电子排布
泡利原理
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
洪特规则
能量最低原理
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
画出24Cr 的轨道排布式
↑↑ ↑ ↑ ↑
铁原子电子排布图 4S 3P
（轨道表示式） 3S
2P 2S 1S
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
思考：写出Ne原子的轨道表示式 1s 2s 2p
那么O原子的轨道表示式 怎么写呢？
1s 2s 2p
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
3.当碳原子的核外电子排布由
转变为
时，下列说法正确的是：
AC
A.碳原子由基态变为激发态
核电荷数=核内质子数=核外电子数 质量数=质子数+中子数
能层、能级、电子云与原子轨道fyp
核外电子的分层排布规律:
（1）先排能量低的电子层，由里往外再排能 量高的电子层。
（2）每一层最多容纳电子数：2n2个。
（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层 时不超过2个）。 （4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层 不超过32个。
电子结构与原子的能级分布
电子结构与原子的能级分布原子是构成物质的基本单位，而电子结构则是决定原子性质的关键因素之一。
电子结构不仅决定着原子的化学性质，也对于原子的能级分布产生重要影响。
本文将探讨电子结构与原子的能级分布之间的关系，并探讨一些与此相关的重要概念和理论。
一、原子结构原子由质子、中子和电子组成，其中质子和中子位于原子核内部，而电子则分布在原子核外围的轨道中。
原子的质量主要由质子和中子贡献，而原子的化学性质则主要由电子决定。
二、电子的能级及分布电子在原子中沿着不同的轨道运动，每个轨道都对应不同的能级。
能级越高，电子的能量越大。
根据量子力学理论，每个轨道最多容纳一定数量的电子，这个数量由一条著名的规则所决定，即泡利不相容原理。
泡利不相容原理指出，在同一个原子中，每个轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
这意味着一个轨道中只能同时存在两个电子。
如果一个轨道中已经存在两个电子，我们称之为“满层”。
满层的特点是非常稳定，不容易发生反应。
三、壳层和亚层为了更好地描述电子的分布，我们引入了壳层和亚层的概念。
壳层代表着电子轨道的主要能级，通常用字母来表示，如K、L、M等；而亚层则代表了壳层下的更精细的能级划分，通常用字母加上数字（s、p、d、f）来表示，如2s、2p、3d等。
亚层的容量规则如下：- s亚层最多容纳2个电子- p亚层最多容纳6个电子- d亚层最多容纳10个电子- f亚层最多容纳14个电子壳层和亚层的容量规则使得我们可以清晰地描述原子中电子的分布情况。
四、电子排布的规则电子在原子中的排布遵循一系列的规则，主要有：1. 能级顺序规则：电子首先填充能级最低的轨道，然后逐渐向能级较高的轨道填充。
这意味着2s轨道会先于2p轨道被填充。
2. 能量最低规则：在同一个亚层中，s轨道的能级最低，p轨道次之，d轨道再次之，f轨道最高。
所以在填充电子时，会按照先填充s轨道，再填充p轨道，以此类推。
3. 泡利不相容原理规则：每个轨道最多容纳两个自旋方向相反的电子。
原子规道与能级图__XPS_光电子能谱分析
原子轨道近似能级图编辑美国化学家Pauling经过计算，将原子轨道分为七个能级组。
第一组：1s第二组：2s2p第三组：3s3p第四组：4s3d4p第亓组：5s4d5p第六组：6s4f5d6p第七组：7s5f6d7p特点：1、能级能量由低到高。
2、组与组之间能量差大，组内各轨道间能量差小，随n逐渐增大，这两种能量差逐渐减小。
3、第一能级组只有1s一个轨道，其余均有两个或两个以上，且以ns开始np结束。
4、能级组与元素周期相对应。
如题：最近有人问我XPS元素的右下角数字的含义。
这是我个人的理解，请大家多多指教。
1、四个量子数的物理意义：n为主量子数;l为角量子数；m为磁量子数；s为自旋量子数。
n＝1，2，3，4…，但不等于0，并且以K（n＝1），L(n＝2)，M(n＝3)，N（n＝4），…表示。
l＝0，1，2，3…。
并且以s（l＝0），p(l＝1)，d(l＝2)，f（l＝3），…表示。
s=1/2m=0,±1, ±2,…, ±l2、自旋－轨道分裂我们知道原子中的电子既有轨道运动又有自旋运动。
量子力学的理论和光谱试验的结果都已经证实电子的轨道运动和自旋运动之间存在着电磁相互作用。
自旋－轨道耦合的结果使其能级发生分裂，这种分裂可以用总量子数j来表示，其数值为：j＝l+s, l+s-1,…,|l-s|由上式可以知道：s轨道：当l＝0，s＝1/2时，j只有一个数值，即j＝1/2；p轨道：当l＝1，s＝1/2时，j＝1/2，3/2d轨道：当l＝2，s＝1/2时，j＝3/2，5/2f轨道当l＝3，s＝1/2时，j＝5/2，7/23、原子和分子轨道的符号表示原子中内层电子的运动状态可以用以描述单个电子运动状态的四个量子数来表征。
电子能谱试验通常是在无外磁场作用下进行的，磁量子数m是简并的，所以在电子能谱研究中通常用n，l，j三个量子数来表征内层电子的运动状态。
价电子用分子轨道符号来表示。
比较下列多电子原子的原子轨道能量的高低⑴2s2p4s3s3p4p2s
（三）电子自旋：
电子不仅在核外空间不停地运动，而且还做自旋 运动。电子的自旋有两种状态，通常采用↑↓ 来表示电子的不同自旋状态。电子自旋并非像地 球绕轴自旋，只是代表电子的两种不同状态。
电子平行自旋： ↑↑ 电子反向自旋： ↑↓
原子核外电子的运动特征
知识回忆：原子核外电子的运动有哪些特点？
1.可用统计(图示)的方法研究电子在核外出现的几率。 电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云 雾笼罩在原子核周围，人们形象的称为电子云。 电子云图中小黑点的疏密表示电子出现的机会大小， 与其成正比关系。
思考：
我们已经知道电子是分层排布的，那么是什么原因导致
2．伸展方向
相同形状的原子轨道还可有不同的伸展方向，伸展方 向决定该种类型轨道的个数。
s轨道是球形对称的，只有1个轨道。
p轨道在空间有x、y、z3个伸展方向，所以p轨道含3 个轨道，分别记作：px、py、pz。 d轨道有5个伸展方向，即d轨道含5个轨道。
f轨道有7个伸展方向，即f轨道含7个轨道。
电子层 1 2
n
1
2
3
4
电子层 第一 第二 第三第四 Nhomakorabea原子轨道 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
1．原子轨道物理意义：表示电子云的形状。
轨道类型不同，轨道的形状也不同。人们用小写的 英文字母s、p、d、f分别表示不同形状的轨道
轨道符号 s
p
d
f g ···
轨道形状 球形 纺锤形 花瓣型 ··· ··· ···
子
运
动
4、决定多电子原子轨道能量E的是（）
第五章物质的结构基础练习题一选择题1.决定多电子原子轨道能量E的是( )A. 量子数nB. 量子数n和lC. 量子数n、l和mD. 量子数l2. 24Cr的价电子构型为( )A. 1s22s22p63s23p63d44s2B. 1s22s22p63s23p63d54s1C. 3s23p63d54s1D. 3d54s13.下列各组量子数中合理的一组是( )A. n=3 l=1 m=1 m s=+1/2B. n=4 l=0 m=3 m s=+1/2C. n=3 l=4 m=-1 m s=－1/2D. n=4 l=3 m=-3 m s=04.下列说法正确的是( )A. 色散力仅存在非极性分子之间B. 凡是有氢原子的物质分子之间一定存在氢键C. 取向力存在于极性分子和非极性分子之间D. 诱导力存在于极性分子之间5. 下列量子数组合,合理的是( )A .2,1,-1,0 B. 2,1,1,0 C. 4,3,1,1/2 D. 4,1,2,-1/26. 下列量子数合理描述3d电子运动状态的是————A. (3,0,0,1/2)B. (4,2,0,1/2)C. (3,1,0,1/2)D.(3,2,0,1/2)7.水溶液中存在的分子间相互作用力是( )A.氢键，取向力B. 色散力，诱导力，取向力C．氢键，色散力，诱导力，取向力 D.氢键，色散力8.下列量子数合理描述2p电子运动状态的是————A.(2,0,0,1/2)B. (2,2,0,1/2)C. (2,1,0,1/2)D.(3,2,0,1/2)9.下列化合物中哪个是离子键（）A. HBrB. H2SC. NaClD. CCl410. 氦和水的分子之间有什么形式的作用力（）A. 色散力B. 诱导力、色散力C. 色散力、取向力D. 诱导力、色散力、取向力11.下列各组不同的分子间能形成氢键的有哪些（）A. CH4、H2OB. HBr、HClC. HF、H2OD. H2S、H2O12.I2的CCl4溶液中分子间主要存在的作用力是( )A. 色散力B. 取向力C. 取向力、诱导力和色散力D. 氢键、诱导力和色散力13.关于共价键的说法,下述说法正确的是( )A. 一般来说σ键键能小于π键键能B. 原子形成共价键的数目等于基态原子的未成对电子数C. 相同原子间的双键键能是单键键能的两倍D. 所有不同原子间的键至少具有弱极性14.下列分子中心原子是sp2杂化的是( )A. PBr3B. CH4C. BF3D. H2O15. 下列关于化学键正确的说法是( )A. 原子与原子之间的作用B. 分子之间的一种相互作用C. 相邻原子之间的强烈相互作用D. 非直接相邻的原子之间的相互作用16. 下列关于分子间力的说法正确的是( )A. 分子型物质的沸点总是随分子量的增大而增加的B. 大多数含氢化合物中都存在氢键C. 极性分子间仅存在取向力D. 色散力存在于所有相邻分子间17. 在酒精的水溶液中,分子间主要存在的作用力为( )A. 取向力 C. 色散力和诱导力、取向力B. 诱导力 D. 取向力、诱导力、色散力和氢键18. 某原子的电子结构式是1s22s22p63s23p63d104s24p2,该元素周期、族、区位置是( )A. 四、ⅣA、p区B. 四、ⅣA、d区C. 三、ⅡA、s区D. 三、ⅥA、p区19. 最外电子层的电子排布为3s23p6的元素的原子序数是：A. 14B. 16C. 18D. 2020. 下列关于σ键和π键的说法不正确的是( )A. 共价键即可以是σ键，也可以是π键B. s轨道和p轨道之间只能形成σ键C. 三键的键能是单键键能的三倍D. p轨道和p轨道之间既可形成σ键,也可形成π键二填空题1主量子数符号_____，当其为3时，角量子数可取____个数值，与最大角量子数组成的组态符号是__________，它有______个轨道。
多电子原子课件
0族（惰性气体） 所有支壳层全满 闭壳层
稳定性：
与
有较大能隙， 支壳层全满的原子不易激发。
内闭壳层电子总电荷分布球对称，与核构成原子实，对 价电子吸引强，价电子不易电离。
18
Na
Ne
IAIA族（碱金属）
价电子易电离，形成闭壳 层结构，性质活泼
VIIA族（卤素） 一个 空穴，易得电子，性质活泼
泡利原理（全同性原理）导致电子组态周期性，决定元素 周期律。
引起精细结构 原子态量子数
61
精细结构能级决定于谱项
满支壳层无贡献，只需考虑未满支壳层 同科电子构成的组态需考虑泡利原理的限制 两同科电子组态 ， 为偶数
与 具有相同谱项 洪特（Hund）定则 (1) 愈大，能量愈低 (2) 相同 ， 愈大，能量愈低 (3) 未满支壳层电子数未及（超过）半满，
愈小（大），能量愈低
满支壳层无贡献，只需考虑未满支壳层 全满
唯一取值
34
例5 组态
不能完全相同
35
36
jj耦合 LS耦合
37
例6 Pb的激发态 非同科电子， 泡利原理自动满足
C的激发态
jj耦合
LS耦合
38
C
Si
Ge
Sn
Pb
LS耦合
中间耦合
jj耦合
LS耦合：大部分元素的基态，轻元素的低激发态 jj耦合：重元素的激发态 中间耦合：轻元素的高激发态，中等元素的激发态
54
2. 连续谱 轫致辐射 高速电子被靶原子核散射，损失动能，发射X光子
与电子散射态有关的跃迁对应连续谱 量子极限
3. 特征谱 Barkla按波长分为线系 各线系包含多条谱线 Moseley经验公式（1913年） 线波数与元素在周期表中位置的关系 测定原子序数
多电子原子轨道能量
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d
4f
1
K L
2 8
M
18
三 个 量 子 数 的 关 系
N
32
22
3 0,±1,±2,±3
综上所述： ★n,l,m一组量子数可以决定一个原子轨道的离核远近、形状 和伸展方向。例如由 n=2,l=0,m=0 所表示的原子轨道位于核外 第二层，呈球形对称分布即２s轨道；而n=3,l=1,m=0所表示的 原子轨道位于核外第三层，呈哑铃形沿 z 轴方向分布，即 3Pz 轨道。 ★而n,l,m,ms 一组量子数可以决定一个电子的运动状态，在一 个原子中不可能有两个相同运动状态的电子同时存在。 1,0,0 轨道： 1s 2,1,0 轨道： 2pz 薛定谔方程解出原子轨道举例: 2,0,0 轨道： 2s 3,2,0 轨道： 3dz2
成功之处:1.指出了原子结构量子化特征
2.成功的解释了氢原子光谱
不足之处:1.未完全冲破经典力学范畴(固定轨道),只是加上一
些人为的量子化条件 2.无法解释原子光谱的精细结构 1.3微观粒子的波粒二象性 一、光的二象性 1905年爱因斯坦光子说 :E=hv，普朗克常数h＝6.626×10-34J.S－1 相对论： E=mc2
E E2 E1 h
2.179 1018 1 1 h( E2 E1 ) ( ) h n1 n2
1 1 1 3.289 10 ( ) s n1 n2
15
常数 3.289×1015与里得堡常数 完全一致
12
n=6 n=5 n=4 n=3
帕邢线系
原子原子核核外电子质子中子质子中子电子的电性和电量1个质子带一个单位正电荷1个电子带一个单位负电荷中子不带电1核外电子运动状态?19世纪初英国科学家道尔顿提出近代原子学说他认为原子是微小的不可分割的实心球体
1多电子原子的轨道能量
6.3.2 核外电子的排布
1. 基态原子的核外 电子排布原则
（1）能量最低原理 电子在原子轨道
中的排布，要尽可能 使整个原子系统能量 最低。
（2）Pauli不相容原理(exclusion principle) 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方
式相反的电子。 在同一个原子中，不可能有四个量子
数相同的两个电子。
)2
J
σ为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。
Z－σ= Z*，Z* ——有效核电荷数
2. Pauling近似能级图
E1s ＜ E2s ＜ E3s ＜ E4s …… l 相同的能级的能量随 n 增大而升高。 Ens ＜ Enp ＜ End ＜ Enf …… “能级分裂” n 相同的能级的能量随 l 增大而升高。 E4s ＜ E3d ＜ E4p …… “能级交错”。
（3）Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将
尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。
C：1s2 2s2 2p2
2s
2p
1s
N：[He] 2s2 2p3
Z=24 Cr： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Ar3d 5 4s1
Z=29 Cu： Ar3d10 4s1
§6.3 多电子原子的结构
6.3.1 多电子原子的轨道能量 6.3.2 核外电子的排布
6.3.1 多电子原子的轨道能量
1. 屏蔽效应与有效核电荷
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
e+2 eHe
2-σ e-
假想He
屏蔽效应(screening effect)： ：由核外 电子云抵消一些核 电荷的作用。
E
2.179 10 18 (Z n2
无机化学——多电子原子核外电子的运动状态
道只能容纳自旋方向相反的两个电子。 （2）Building-up principle (能量最低原理) ：电子排布应尽
可能使整个原子体系能量最低，通常按Pauling近似能 级图由低到高排布电子。 （3）Hund‘s rule（洪特规则）：简并轨道（能量完全相同 的轨道）上的电子应尽可能地分占不同轨道，且全满、 半满、全空状态是较稳定的。
2.15
Z
* 3d
22 19.05
2.95
E4s E3d
2、钻穿效应
由波函数的径向分布图可知，n越大的电子在离核较远的地方 出现的机会较多，但在核附近仍有一定的几率，这种外层电子 向内层穿透，导致内层电子对它的屏蔽作用减弱的效应叫钻穿 效应，有以下几种情况
(1) l相同，n不同 1s<2s<3s (2) n相同，l不同 3s<3p<3d
2、鲍林近似轨道能级图
3、科顿能级图 Pauling的近似能级图并不能 反映不同元素同一原子轨道在 能量上的差异。实际上，对不 同元素的同一原子轨道在能量 上是有差异的。Cotton的能级 图能很好地反映这一差异。如 HCl分子就是由H原子的1s轨 道和Cl的2p轨道共用成键的。
返回
三、 Electron Configurations in Atoms（原子核外电子排布）
中常有一些目前无法解释的排布方式。
（2）原子失去电子变为离子，离子电子排布式取决失电子的 次序，其次序为：np,ns,(n-1)d,(n-2)f依次失去。
如Cu2+: [Ar]3d104s1 → [Ar]3d9 Ni3+: [Ar]3d84s2 → [Ar]3d7
第1章 小专题 大智慧 比较原子轨道能量高低的规律
第 1 章
专题专练
比较原子轨道能量高低的规律
1．多电子原子中，原子轨道能量高低的一般规律 (1)相同电子层上的原子轨道能量：ns<np<nd<nf。 (2)形状相同、不同电子层上的原子轨道能量： 1s<2s<3s<4s<…… (3)同能级的几个原子轨道的能量相等，如2p能级的三个轨 道2px、2py、2pz能量相等。
1 1 C．3、1、0、－2 D．3、1、－1、－2 [解析] 多电子原子中，电子的能量与主量子数和角量
子数有关，主量子数n起决定作用，n值越大则能量越高，n 若相同时，l值越大则能量越高。 [答案] A
点击下图片进入“专题专练”
2．用量子数来比较轨道能量的大小
(1)当主量子数n相同时，角量子数l越大，轨道能量(E)越大。 (2)当角量子数l相同时，主量子数n越大，轨道能量(E)越大。
(3)磁量子数m与轨道能量(E)无关。
[例证]
在多电子原子中，具有下列各组量子数的电子 ( 1 B．2、1、＋1、－2 )
中能量最高的是 1 A．3、2、＋1、＋2
1.4.1_1.4.3影响轨道能量的因素-课件
核外电子排布—多电子体系中电子的能量核外电子排布对于单电子体系，其能量为单电子体系中电子的能量即单电子体系中，轨道（或轨道上的电子）的能量，只由主量子数n 决定。
E = －13.6 eV Z 2n 2在多电子原子中，主量子数n 相同，角量子数l 不同的原子轨道，l 越大，其能量越大。
这种现象叫做能级分裂。
即E 4s <E 4p <E 4d <E 4f多电子体系中电子的能量在多电子原子中，有时主量子数n 小的原子轨道，由于角量子数l 较大，其能量E 却比n 大的原子轨道大。
这种现象叫做能级交错。
如E 3d >E 4s ，E 4d >E 5s多电子体系中电子的能量多电子体系中电子的能量故多电子体系中能量关系复杂，能量不只由主量子数n决定。
在多电子体系中，电子不仅受到原子核的作用，而且受到其余电子的作用。
多电子体系中电子的能量如Li原子其第二层的一个电子。
它除了受到原子核的引力,同时又受到第一层两个电子对它的排斥力。
多电子体系中电子的能量这两个内层电子的排斥作用可以考虑成对核电荷Z的抵消或屏蔽，使核电荷Z减小，变成了有效核电荷Z*。
即Z*=Z－σ式中σ为屏蔽常数，代表其它所有电子对所研究的那个电子的排斥。
于是多电子体系中一个电子的能量为＝－13.6 eV ⨯Z －σ2n2（）E ＝－13.6 eV ⨯Z* n22多电子体系中电子的能量谢谢核外电子排布—屏蔽效应主讲人：张兴文屏蔽效应在多电子体系中，核外其他电子对于被研究的电子的排斥，导致有效核电荷降低的作用称为其他电子对被研究电子的屏蔽效应。
如果能求得上式中的屏蔽常数σ，则可求得多电子原子中各能级的近似能量。
斯莱特（Slater ）规则给出了计算屏蔽常数σ的方法。
在计算某原子中某个电子的σ值时，可以将有关屏蔽电子对该电子的σ值相加而得。
E ＝－13.6 eV ⨯Z －σ2n 2（）屏蔽效应被屏蔽电子屏蔽电子1s 2s ，2p 3s ，3p 3d 4s ，4p 4d 4f 5s ，5p 1s 0.302s ，2p 0.850.353s ，3p 1.000.850.353d 1.00 1.00 1.000.354s ，4p 1.00 1.000.850.850.354d 1.00 1.00 1.00 1.00 1.000.354f 1.00 1.00 1.00 1.00 1.00 1.000.355s ，5p 1.00 1.00 1.00 1.000.850.850.850.35该方法可归结为用下表提供的数据去计算 值，再求出多电子原子中某电子的能量。
原子轨道是不是能级的区别
原子轨道是不是能级的区别1.引言1.1 概述原子轨道和能级是量子力学中关键概念，用于描述和解释原子中电子的行为和能量变化。
尽管两者都与原子结构有关，但它们在定义和特点上存在一些区别。
首先，原子轨道是描述电子在原子核周围运动的三维空间区域。
根据量子力学的原理，电子不能以任意路径绕核运动，而是沿着特定的轨道进行定量化的运动。
原子轨道可以分为不同的类型，包括s轨道、p轨道、d轨道和f轨道，每种轨道都有特定的形状和能量级别。
能级则是用来描述原子中电子能量的量化概念。
根据量子力学的原理，电子的能量只能取特定的数值，而不能连续变化。
能级是能量取值的框架，表示电子在原子中可能存在的不同能量状态。
这些能级之间存在能量差别，称为能级间隔或能量间隔。
原子轨道和能级之间存在密切的关系。
原子轨道决定了电子的运动路径和可能的位置，而能级则决定了电子的能量取值。
具体来说，每种原子轨道都对应着一系列能级，其中每个能级代表了电子在该轨道上的不同能量状态。
不同类型的原子轨道具有不同数量的能级，而相同类型的原子轨道具有相同数量的能级。
尽管原子轨道和能级在描述电子行为和能量状态时存在紧密联系，但它们在定义和特点上也有一些区别。
原子轨道是空间中的具体区域，它描述了电子的可能位置。
而能级是能量的抽象概念，用于描述电子的能量状态。
此外，原子轨道可以通过波函数来描述，而能级可以通过能量数值来表示。
综上所述，原子轨道和能级是描述电子在原子中行为的重要概念。
原子轨道描述了电子的运动路径和可能位置，而能级描述了电子的能量取值。
它们在定义和特点上存在一些区别，但彼此之间也存在密切的关系。
在进一步研究原子结构和电子行为时，深入理解原子轨道和能级的区别是至关重要的。
文章结构部分的内容可以从以下几个方面展开阐述：1.2 文章结构本文将按照以下结构进行探讨原子轨道和能级的区别：1. 引言：在引言部分，将概述原子轨道和能级的概念，并介绍本文的研究目的。
2. 正文：2.1 原子轨道的定义和特点：在这一部分，将对原子轨道的定义和特点进行详细阐述，包括原子轨道的形状、位置以及对电子行为的影响等内容。
波尔电子轨道模型描述原子外层电子排布
波尔电子轨道模型描述原子外层电子排布原子是物质的基本组成单位。
为了更好地理解原子的结构和原子的外层电子排布，科学家提出了多种模型。
其中最重要的一个模型是波尔电子轨道模型，它是根据量子力学的原理发展而来的。
根据波尔电子轨道模型，原子的电子分布在不同的轨道上。
每个轨道能容纳一定数量的电子，且每个轨道之间的能量有所差异。
轨道按能量从低到高排列，称为能级。
从波尔模型来看，原子中的电子按照以下规则排布在不同的能级：1. 第一能级：最内层的轨道被称为第一能级，也是离原子核最近的轨道。
它最多可以容纳2个电子。
2. 第二能级：第二能级在第一能级的外面，离原子核比较远。
它最多可以容纳8个电子。
3. 第三能级：第三能级在第二能级的外面，离原子核更远。
它最多可以容纳18个电子。
4. 以此类推，每个能级的容纳电子数量都有限制。
容纳电子数量的限制是由能级的电子排布规则决定的。
除了能级的限制之外，波尔模型还遵循配位原理和原子填充顺序的规则。
配位原理是说，在每个能级中，电子会尽可能地分散在不同的轨道上。
这样做的原因是为了保持电子的稳定性并降低能量。
原子填充顺序规则是说，电子会先填充低能级轨道，然后再填充高能级轨道。
根据填充顺序的不同，原子的外层电子排布也会有所差异。
例如，氧原子的电子排布为：1s² 2s² 2p⁴。
这意味着氧原子的第一能级中有两个电子，第二能级中有两个电子，第三能级的2p轨道中有四个电子。
这种排布方式符合波尔电子轨道模型的规则。
首先，它遵循能级和轨道容纳电子数量的限制。
其次，它遵循配位原理，即使在同一能级中，电子也会尽可能地分散在不同的轨道上。
需要注意的是，波尔电子轨道模型只适用于较简单的原子系统，例如氢原子。
对于较复杂的原子系统，特别是具有多个原子核和大量电子的原子，需要使用更复杂的理论模型，如量子力学。
总结起来，波尔电子轨道模型描述了原子外层电子的排布方式。
根据能级和轨道的不同，电子在原子中按照一定的规则分布。
核外电子的排布规律
核外电子的排布规律一、能量最低原理所谓能量最低原理是,原子核外的电子,总是尽先占有能量最低的原子轨道,只有当能量较低的原子轨道被占满后,电子才依次进入能量较高的轨道,以使原子处于能量最低的稳定状态;原子轨道能量的高低为：1．当n相同,l不同时,轨道的能量次序为s＜p＜d＜f;例如,E3S＜E3P＜E3d;2．当n不同,l相同时,n愈大,各相应的轨道能量愈高;例如,E2S＜E3S＜E4S;3．当n和l都不相同时,轨道能量有交错现象;即n－1d轨道能量大于ns轨道的能量,n-1f轨道的能量大于np轨道的能量;在同一周期中,各元素随着原子序数递增核外电子的填充次序为ns,n－2f,n－1d,np;核外电子填充次序如图1所示;图1电子填充的次序图2多电子原子电子所处的能级示意图最外层最多能容纳8电子,次外层最多能容纳18电子;每个电子层最多容纳的电子数为2n2个n为电子层数的数值如:各个电子层中电子的最大容纳量从表可以看出,每个电子层可能有的最多轨道数为n2,而每个轨道又只能容纳2个电子,因此,各电子层可能容纳的电子总数就是2n2;二、鲍利Pauli不相容原理鲍利不相容原理的内容是：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子,或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子;例如,氦原子的1s轨道中有两个电子,描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数n,l,m,ms为1,0,0,+1/2,另一个电子的一组量子数必然是1,0,0,－1/2,即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反;根据鲍利不相容原理可以得出这样的结论,在每一个原子轨道中,最多只能容纳自旋方向相反的两个电子;于是,不难推算出各电子层最多容纳的电子数为2n2个;例如,n=2时,电子可以处于四个量子数不同组合的8种状态,即n=2时,最多可容纳8个电子,见下表;n 2 2 2 2 2 2 2 2l 0 0 1 1 1 1 1 1m 0 0 0 0 +1 +1 －1 －1ms +1/2 －1/2 +1/2 －1/2 +1/2 －1/2 +1/2 －1/2 在等价轨道中,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋方向相同,这就叫洪特规则;洪特规则实际上是最低能量原理的补充;因为两个电子同占一个轨道时,电子间的排斥作用会使体系能量升高,只有分占等价轨道,才有利于降低体系的能量;例如,碳原子核外有6个电子,除了有2个电子分布在1s 轨道,2个电子分布在2s轨道外,另外2个电子不是占1个2p轨道,而是以自旋相同的方向分占能量相同,但伸展方向不同的两个2p轨道;碳原子核外6个电子的排布情况如下：作为洪特规则的特例,等价轨道全充满,半充满或全空的状态是比较稳定的;全充满、半充满和全空的结构分别表示如下：全充满：；半充满：；全空：;用洪特规则可以解释为什么Cr原子的外层电子排布式为3d54s1而不是3d44s2,Cu原子的外层电子排布为3d104s1而不是3d94s2;应该指出,核外电子排布的原理是从大量事实中概括出来的一般规律,绝大多数原子核外电子的实际排布与这些原理是一致的;但是随着原子序数的增大,核外电子排布变得复杂,用核外电子排布的原理不能满意地解释某些实验的事实;在学习中,我们首先应该尊重事实,不要拿原理去适应事实;也不能因为原理不完善而全盘否定原理;科学的任务是承认矛盾,不断地发展这些原理,使之更加趋于完善;原子的最外层电子数为什么不超过8个次外层电子数为什么不超过18个;由于能级交错的原因,E nd＞E n+1s;当ns和np充满时共4个轨道,最多容纳8个电子,多余电子不是填入nd,而是首先形成新电子层,填入n＋1s轨道中,因此最外层电子数不可能超过8个.;同理可以解释为什么次外层电子数不超过18个;若最外层是第n层,次外层就是第n－1层;由于E n-1f＞E n+1s ＞E np,在第n＋1层出现前,次外层只有n－1s、n－1p、n－1d上有电子,这三个亚层共有9个轨道,最多可容纳18个电子,因此次外层电子数不超过18个;例如,原子最外层是第五层,次外层就是第四层,由于E4f＞E6s＞E5p,当第六层出现之前,次外层第四层只有在4s、4p和4d轨道上有电子,这三个亚层共有9个轨道,最多可容纳18个电子,也就是次外层不超过18个电子.;原子电子层结构及与元素基本性质的关系1、随元素核电荷数递增,元素原子外层电子结构呈周期性变化,导致元素性质呈周期性的变化;这就是元素周期律;周期与能级组的关系周期能级组能级组内各原子轨道能级组内轨道所能容纳的电子数各周期中元素1 一1s2 22 二2s2p8 83 三3s3p8 84 四4s3d4p18 185 五5s4d5p18 186 六6s4f5d6p32 327 七7s5f6d7p32 321周期数==电子层数==最外电子层的主量子数=相应能级组数n;2各周期元素的数目==相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数;3主族元素所在族数=原子最外层电子数ns+np电子数=最高正价数;副族ⅢB～ⅦB族数=n-1d+ns电子数；Ⅷ族n-1d+ns电子数为8,9,10；ⅠB、ⅡB族为n-1d10ns1和n-1d10ns2；零族的最外电子数为2或8;4根据原子电子层结构特点,将周期表分为S区,P区主族元素；d区和ds区过渡元素；f区内过渡元素;元素的分区①s区元素,最外电子层结构是ns1和ns2,包括IA、IIA族元素;②p区元素,最外电子层结构是ns2np1-6,从第ⅢA族到第0族元素;③d区元素,电子层结构是n-1d1-9ns1-2,从第ⅢB族到第Ⅷ类元素;④ds区元素,电子层结构是n-1d10ns1和n-1d10ns2,包括第IB、IIB族;⑤f区元素,电子层结构是n-2f0-14n-1d0-2ns2,包括镧系和锕系元素;2．元素基本性质变化的规律性元素原子半径r电离能I及电负性X随原子结构呈周期性递变;1同一周期从左至右,Z逐渐增大r逐渐减小,I、χ逐渐增大,因而元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强;长周期的过渡元素,其次外层电子数依次增多,Z依次增加不大,性质递变较缓慢;2同一族从上至下,主族元素Z变化不大,电子层依次增多,r逐渐增大,I、和χ逐渐减小,因而元素金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,副族元素从上到下,r增加不大,而Z增大起了主导作用,除ⅢB族外,其它副族从上到下I逐渐增大,金属性逐渐减弱;练习1、画出锂、氧、钠原子的轨道表示式;2、写出碳、氟、硫、钙、铜原子,镁离子、铁离子、Br-的电子排布式;3、写出下列金属的元素符号、说明在表中位置、写出价电子层排布式：钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞;铁1s22s22p63s23p63d64s2;4．39号元素钇的电子排布应是下列各组中的哪一组A．1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2B．1s22s22p63s23p63d104s24p65s25p1C．1s22s22p63s23p63d104s24p64f15s2D．1s22s22p63s23p63d104s24p65s25d1A．外围电子构型为4d15s25．某元素位于周期表中36号元素之前,失去3个电子后,在角量子数为2的轨道上刚好半充满,该元素是什么A．铬B．钌C．砷D．铁D．铁;Fe3+外围电子构型是3s23p63d56．下列元素中,哪一个元素外围电子构型中3d全满,4s半充满A．汞B．银C．铜D．镍C．3d全满为3d10,4s半满为4s1,具有外电子构型为3d104s1的元素是I B族铜;7．外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中应在什么位置A．第四周期ⅦB族B．第五周期ⅢB族C．第六周期ⅦB族D．第六周期ⅢB族D．第六周期ⅢB族,由于内层4f未填满,该元素必然是镧系元素钆;8．下列四种元素的电子构型中,其电子构型的离子状态在水溶液中呈无色的是哪一种A．2,8,18,1 B．2,8,14,2C．2,8,16,2 D．2,8,18,2D．最外层具有2s2,8s2p6,18s2p6d10和18+2等稳定结构类型离子一般都没有颜色,因为在这些结构中,电子所处的状态比较稳定,一般可见光难以激发它们,因而不显颜色;9．如果发现114号元素,该元素应属下列的哪一周期哪一族A．第八周期ⅢA族B．第六周期ⅤA族C．第七周期ⅣB族D．第七周期ⅣA族D．原子序数为114的元素,其电子层结构可能为Rn7s25f146d107p2,它属于第七周期第四主族;10．第二周期各对元素的第一电离能大小次序如下,其错误的是哪一组A．Li＜Be B．B＜C C．N＜O D．F＜NeC．应N＞O;周期表中同一周期电离能有些曲折变化;按照洪特规则,等价轨道全满p6,d10,半满p3,d5和全空p0,d0是相对稳定的;在第二周期中,N有较高的第一电离能是因为N原子为p3半充满之故;11．外层电子构型为3d54s1的元素是,T1+离子的价电子构型是____;铬半满、T1+铊的价电子构型是6s2;12．周期表中所有元素按原子结构的特征,可分为五大区,它们是A．____,B．____,C．____,D．____,E．____;A．s电子区；B．p电子区；C．d电子区；D．f电子区；Eds区;13．如果第七周期是完全周期,其最终的稀有气体的电子层结构为____,其原子序数应为____;第七周期稀有气体的电子层结构为：Rn7s26d107p6,原子序数为118;。
原子轨道(3,2,1)
原子轨道(3,2,1)
首先，主量子数(n)决定了电子的能级大小和能量，取正整数值。
在这里，主量子数为3，表示这个轨道的能级较高，电子离核较远，能量较大。
其次，角量子数(l)描述了电子轨道的形状，取0到n-1的整数值。
在这里，角量子数为2，表示这个轨道的形状是d轨道，具有
复杂的多轴对称性。
最后，磁量子数(m)描述了电子在空间中的定向，取从-l到l
的整数值。
在这里，磁量子数为1，表示电子在d轨道中的具体定向。
总的来说，原子轨道(3,2,1)对应着一个能级较高、形状为d轨道、具有特定定向的电子轨道。
这些量子数的组合唯一地确定了一
个特定的原子轨道，帮助我们理解电子在原子中的分布和运动。
这
对于理解原子结构和化学性质具有重要意义。
《工程化学》核外电子分布与周期系
一些元素的常见分类方式
碱金属元素：IA族, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 碱土金属元素：IIA族, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 卤素(卤族元素)：VIIA族, F, Cl, Br, I, At 稀有气体元素:VIIIA族, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 镧系元素：第六周期, IIIB族, La以及后面的
规律：从左到右 ，χ增大；从上到下，χ减小。
H
元素的电负性
2.1 Li Be
B C NOF
1.0 1.5 Na Mg
2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Al Si P S Cl
0.9 1.2
1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。
有效核电荷的周期性变化
1. 原子半径 ( r )
① 共价半径—同种元素原子形 成共价单键时，相邻两原子核 间距离的一半。
共价半径
② 金属半径—金属单质的晶体 中，相切两个原子核间距离的
一半。
金属半径
③ 范德华半径—单原子分子晶体中，原子间 只有范德华力（分子间作用力），相邻两原
O– (g) + e– → O2– (g) E2 = +844.2 kJ∙mol–1 电子亲合能的大小反映原子得到电子的难易。 亲合能负值越大，原子越容易得到电子。
亲和能的大小也主要决定于原子的有效 核电荷、原子半径和原子的电子层结构。
E1 / kJ∙mol–1
第一电子亲和能的周期性变化
同一周期：从左到右，Z* 增大，r 减小，最 外层电子数依次增多，易与电子结合形成 8 电子结构，E1 的负值增大（有起伏）。卤素 的 E1 呈现最大负值，ⅡA为正值，稀有气体 的 E1 为最大正值。
各种轨道能量的比较
各种轨道能量的比较作者：林飞来源：《中学教学参考·理科版》2012年第04期学习苏教版高中化学选修3《物质结构与性质》这本书的专题1时，会讲到原子核外电子的排布原理：1.能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道；2.泡利不相容原理：每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子；3.洪特规则：在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
学生在学习能量最低原理时，就必须按照书上第13页的图（见下图），记住各个轨道能量的高低。
原子核外电子排布的轨道能量顺序这个图形存在三个缺陷：一是图形比较难画，要画出比较规范醒目的图形是不容易的；二是图形顺序斜线上升，与人们视觉记忆“上、下、左、右”的习惯不同；三是不易于记忆，容易把轨道填充顺序记错。
本人根据教学实践，认为死记上图，不如记忆北京大学徐光宪院士归纳的近似规律好。
即对于原子的外层电子轨道，值越大，则能量越高。
为主量子数，即电子层数；为角量子数，取值范围：0≤-1的整数。
、与轨道类型之间的关系如下表：只要知道和的值，各种轨道能量的高低就很好比较。
现枚举几例——只需比较的大小。
1.不同电子层上的同一轨道能量高低：1s＜2s＜3s＜4s（比较：1＜2＜3＜4）。
2.同一电子层上，各轨道能量高低：＜＜＜（比较：＜n+0.7＜n+1.4＜）。
3.同一电子层内形状相同而伸展方向不同的轨道，能量相等，如：2px=2py=2pz（值相等）。
4.核外电子的轨道能量的大小：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s＜4d＜5p＜6s＜4f＜5d＜（比较：1＜2＜2.7＜3＜3.7＜4＜4.4＜4.7＜5＜5.4＜5.7＜6＜6.1＜6.4＜6.7）。
训练题：1.下列各组多电子原子的原子轨道能量比较，不正确的是（C）。
A．3px＝3pz B．4s＜3d C．4p＞4f D．7s＜参考答案：A．轨道3px和3pz的值均等于1，对应的均等于3+0.7=3.7，能量相等，故A正确。
各能层含有的原子轨道数
各能层含有的原子轨道数原子轨道是物理学和化学中经常被提及的科学术语。
它们是原子内部电子运行的路径（而不是真正的轨道），每一个层都有自己独特的特性。
进入每一个层，电子会有不同的能量水平，电子能量越高，轨道数也越多。
因此，原子轨道可以帮助我们了解更多关于原子的性质，如物质的结构、电子的结构和化学反应。
一般来说，原子中的每一层都含有固定数量的轨道，这些轨道可以根据它们的特性进行分类。
原子的内部大致可分为四层：外层，内层，中层和核层。
外层是最外层，它由最多8个轨道组成，它们是1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d和4p，它们可以装载2n2个电子，n是轨道数字。
内层轨道数量比外层少得多，它们包括5s、4d、5p和6s，可以容纳2(n-1)2个电子，中层轨道仅有6p、7s和5d，它们可以容纳2(n-2)2个电子。
最后，核层包含7p和6d，它们可以容纳2(n-3)2个电子。
对于不同原子，不同层含有的原子轨道数也不尽相同。
外层轨道中最重要的就是1s轨道，它可以容纳2个电子。
而中层和内层轨道的容量会有所不同，这取决于原子的大小。
轨道的容量会从内层开始减少，知道轨道数全部满足为止。
例如，氢原子外层1s轨道只能容纳2个电子，它的内层轨道包括5s、4d和5p，可以容纳10个电子，而中层只有6s和4p可以容纳4个电子，最后，核层只有1个轨道可以装载1个电子。
由于原子不同层的特性不同，电子在不同层有不同的可能出现的状态。
如果电子能够填满每一层的轨道，就会产生一种稳定的化学现象，也就是化学结构。
为了识别这些化学结构，我们需要了解每一层含有多少个原子轨道。
通常，每一层都有固定数量的轨道，它们的特性会影响电子的能量级别和轨道数量。
随着原子大小的增大，每一层所容纳的电子也会增加，并会影响到化学结构。
因此，仔细研究不同层含有的原子轨道数可以帮助我们更好地理解物质的性质和化学反应的机理。
综上所述，原子轨道是物理学和化学中的重要概念，它也可以帮助我们深入了解物质的性质。
原子轨道的含义
原子轨道的含义
原子轨道是描述电子在原子周围运动的概念，也是量子力学中的重要概念。
它可以用来描述电子在原子核周围的运动轨迹，每个原子轨道对应着不同的能量和几何结构。
原子轨道的概念最早由量子理论的奠基人之一，德国物理学家波尔提出。
他认为电子绕原子核运动时，只能在特定的轨道上运动，并且这些轨道对应着不同的能量。
这就是所谓的能级概念，也是原子轨道理论的基础。
原子轨道可以分为不同的类型，包括s轨道、p轨道、d轨道和f轨道等。
每个轨道都有不同的形状和空间分布，s轨道是球对称的，p 轨道是双球对称的，d轨道是复杂的四叶花状，f轨道则更为复杂。
这些轨道的形状和分布决定了电子在空间中的可能位置。
原子轨道的含义不仅仅是描述电子运动的几何结构，还可以通过波函数来描述电子的性质。
每个原子轨道都有一个波函数，用来描述
电子的概率密度。
概率密度表示了电子在轨道上的分布情况，即电子在轨道的某个位置被探测到的可能性。
由于原子轨道的存在，电子在原子中的运动不再像经典物理学中那样可以精确描述。
根据不确定性原理，我们无法同时确定电子的位置和动量。
因此，原子轨道的引入使得我们能够更好地理解电子的运动行为，并解释许多原子和分子的性质。
总的来说，原子轨道是描述电子在原子周围运动的概念，每个轨道对应着不同的能量和几何结构。
原子轨道的存在使得我们能够更好地理解电子的性质和行为。
通过研究原子轨道，我们可以深入探索原子和分子的结构，为化学、物理等领域的研究提供基础。
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基态 ：n=1, E＝－13.6eV
激发态：n=2, n=3,
13 .6 E eV 4
13 .6 eV 9
11
E
二、解释 （1）原子可稳定存在，在基态时不放出能量（n=1）
（2）线状光谱：电子受到激发，从基态跃迁到高能级（激发态）， 当电子从高能级（E2）跃迁回到低能级时（E1），以光子的形式释 放能量。
h X mv
原子半径为10－10 m 对相同速度的电子，位置的不准确值为： 数量级。
h 6.626 1034 4 X 2 . 424 m 31 4 4 mv 9.11 10 3 10 10
16
h 6.626 1034 33 X 4 . 42 m 3 4 4 mv 50 10 3 10 10
说明：对宏观物质来说，测不准情况是微不足道的。ΔX和 的值均小到可以被忽略的程度，即宏观物体的位置和动量是 可以同时准确测定的。
• 测不准关系反映了微观粒子的运动特征，再次说明微观粒子不能 用经典力学来处理 ; • 测不准关系并不是说微观粒子的运动是虚无缥缈的，不可认识的， 而对微观世界的微观规律有了更全面的认识。
E E2 E1 h
2.179 1018 1 1 h( E2 E1 ) ( ) h n1 n2
1 1 1 3.289 10 ( ) s n1 n2
15
常数 3.289×1015与里得堡常数 完全一致
12
n=6 n=5 n=4 n=3
帕邢线系
9
波尔原子模型
10
一、玻尔理论 主要内容 1.核外电子运动取一定的轨道，在基态轨道上电子不吸收也不放
出能量。
2.一定轨道上的电子具有一定的能量，该能量只能取某些由量子
化条件决定的正整数倍的值。
推导出氢原子核外轨道能量： k 2 2 m Z 2 e 13.6 2.179 1018 (eV=1.602×10－19J) E eV J 2 2 2 2 h n n n 式中k,h,e均为常数,m为电子质量，Z为核电荷数
B 2n
2
n 4
ν＝C/λ，n为整数,B为常数
1913年，里得堡频率经验公式 ；氢光谱频率符合下列关系式：
1 1 1 R ( 2 ) s λ＝C/ν，n＝3,4,5… 4 n
里得堡常数 R＝3.289×1015s-1.
1.2玻尔理论
•1900年，Plank提出量子概念，能量象物质微粒一样是不连续 的,能量包括大量微小分子的能量单位称为量子。物质吸收或 发射的能量是量子整数倍。 •1913年，27岁丹麦科学家提出以下原子模型，成功解释了氢 原子光谱
(红外光区)
1 1 1 3.289 10 ( )s n1 n2
15
n1=1,赖曼线系 n2=1,巴尔麦线系
n=2
巴尔麦线系
(可见光区)
n3=1,帕邢线系
n=1Biblioteka 赖曼线系 （紫外区）410.2 434.1 486.1
656.3
λ/nm
Hδ Hγ
Hβ
Hα
13
图8.2 氢原子光谱产生示意图
三、玻尔理论得失
不能回答的两个问题：
⊙原子线状光谱 ⊙原子的稳定性
7
1.1氢原子光谱和玻尔理论 一、氢原子光谱 图 8 1 氢 原 子 光 谱 示 意 图
.
投影
光电管 狭缝
410.2 434.1 486.1
棱镜
656.3 λ/nm
名称 Hδ Hγ Hβ Hα
紫外
可见光
红外
8
1883年，巴尔麦波长经验公式；氢光谱波长符合下列关系式：
左边表示粒子性(动量、能量等)：与实物能量交换、光电效 应。 14 右边表示波动性（波长、频率）：干涉、衍射现象。
二、德布罗意的预言（微观粒子的波粒二象性） 1924年法国的De.Broglie大胆提出电子、原子等实物微观粒子也 具有二象性, 这种波叫物质波或德布罗薏波
例：已知电子质量m=9.11×10-31Kg，其速度为1×106,计算电子波长 34 h h 6 . 626 10 9 解： 0 . 728 10 m 728pm 31 6 P m v 9.1110 110 1927年Davisson和Germer电子衍射实验：证明电子的波动性
电子束 电子发 射 源
金属箔
15
三、海森堡测不准原理 测不准原理是微观粒子波粒二象性的必然结果 ，1927年德国 Heisenberg提出微观粒子测不准关系式： ∆X为微观粒子位置测不准量， ∆v为微观粒子速度测不准量 。 宏观物质：已知了运动方程就可确定唯一时刻物体的位置与速度， 对微观粒子，由于其运动的二象性不可能同时准确地测知其位置 和动量。 例：质量为50g的子弹，运动速度变为3×104m.s-1，若速度测不准 量为原速度的0.01%,则其位置的不准确值为：
成功之处:1.指出了原子结构量子化特征
2.成功的解释了氢原子光谱
不足之处:1.未完全冲破经典力学范畴(固定轨道),只是加上一
些人为的量子化条件 2.无法解释原子光谱的精细结构 1.3微观粒子的波粒二象性 一、光的二象性 1905年爱因斯坦光子说 :E=hv，普朗克常数h＝6.626×10-34J.S－1 相对论： E=mc2
原子结构 Atomic Structure
0、前言 1、核外电子运动状态 2、核外电子排布和元素周期律 3、元素性质的周期性
苏州大学化学化工学院
贾定先
0、前言
19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子 学说，他认为原子是微小的不可分割的实心 球体。
2
1897年，英国科学家汤姆生发现了电子。
3
卢瑟福原子模型
4
原子的构成、原子核的构成是怎样的?
原子
{ 核外电子
原子核 {
质子 中子
5
质子、中子、电子的电性和电量
1个质子带一个单位正电荷 中子不带电 1个电子带一个单位负电荷
6
1、核外电子运动状态
•19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原 子是微小的不可分割的实心球体； •1897年，测试电子的荷质比，英国科学家汤姆生发现了电子； •1911年，卢瑟福（Rutherford）α粒子散射实验，提出行星式 原子模型。如根据经典电磁理论，绕核做加速运动的电子要向 外辐射电磁波，电磁波的频率等于电子绕核旋转的频率等。