第8章：原子结构
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(原子结构)【圣才出品】
第8章 原子结构8.1 复习笔记一、氢原子光谱与Bohr 理论 1．氢原子光谱（1）线状光谱：元素的原子辐射所产生的具有一定频率的、离散的特征谱线。
（2）氢原子光谱特征：①线状光谱；②频率具有规律性。
（3）氢原子光谱的频率公式1512212113.28910()s v n n -=⨯- 【注意】n 2＞n 1，且均为正整数，n 1＝2时，n 2＝3，4，5，6。
2．Bohr 理论Bohr 理论（三点假设）：（1）定态假设：核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上稳定运行，且不辐射能量； （2）跃迁规则：①基态→激发态：电子处在离核最近、能量最低的轨道上（基态）；原子获得能量后，基态电子被激发到高能量轨道上（激发态）；②激发态→基态：不稳定的激发态电子回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。
光能与轨道能级能量的关系式为 h ν＝E 2－E 1＝ΔE氢原子能级图如图8-1-1所示。
图8-1-1 氢原子光谱中的频率与氢原子能级能级间能量差为H 221211()E R n n ∆=-式中，R H 为Rydberg常数，其值为2.179×10－18J 。
n 1＝1，n 2＝∞时，ΔE ＝2.179×10－18J ，为氢原子的电离能。
二、微观粒子运动的基本特征 1．微观粒子的波粒二象性定义：具有粒子性和波动性的微观粒子。
微观粒子的波长为h hmv pλ==式中，m 为实物粒子的质量；v 为粒子的运动速度；p 为动量。
2．不确定原理Heisenberg 不确定原理：处于运动状态的微观粒子的动量和位置不能同时确定。
表示为4hx p π∆⋅∆≥式中，Δx 为微观粒子位置的测量偏差；Δp 为微观粒子的动量偏差。
【注意】波动性是大量粒子运动或一个粒子多次重复运动所表现出来的性质。
三、氢原子结构的量子力学描述 1．薛定谔方程与量子数 （1）薛定谔方程()2222222280mE V x y z hψψψπψ∂∂∂+++-=∂∂∂ 式中，ψ为量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道；E 为轨道能量（动能与势能总和）；V 为势能；m 为微粒质量；h 为普朗克常数；x ，y ，z 为微粒的空间坐标。
第八章原子结构77页PPT
第七章 原子结构和元素周期
02.11.2019
律
27
电子层及分层
用主量子数n表示电子层时，则角量子数 l 就表示同一电子层中具有不同状态的分层
n
电子层
l 分层
1
1(K)
0
1s
2
2(L)
0
2s
1
2p
3
0
3s
3(M)
1
3p
2
3d
第七章 原子结构和元素周期
02.11.2019
律
28
核外电子能量高低
单电子体系: (1) n不同，l相同，E1s<E2s<E3s<E4s (2) n相同，l不同 Ens = Enp= End= Enf
第八章 原子结构
主要内容
电子的波粒二象性 电子运动状态的描述（四个量子数） 波函数与原子轨道、电子云 多电子原子结构与核外电子排布 元素周期律
第七章 原子结构和元素周期
02.11.2019
律
2
§8.1 原子结构的Bohr理论
一、氢原子光谱（spectrum)
氢原子光谱在可见光区有四条比较明显的谱线：
(x,y,z)波函数，描述原子核外电子运动状
态的一种数学表达式
E: 体系的总能量 V: 势能
m: 电子质量
h: 普朗克常数
Ze 2 V
r
就氢原子系统：
第七章 原子结构和元素周期
02.11.2019
律
20
薛定谔（Erwin Schrodinger，1887～1961） 奥地利理论物理学家，波动力学的创始人。 1887年8月12日生于维也纳。
由于绕核运动的电子是不断发射能量，电子的能量 会逐渐减小，电子运动的轨道也将逐渐减小，电子 将沿一条螺旋形轨道靠近原子核，最后坠落在原子 核上，引起原子的毁灭，即原子不稳定
第八章 原子结构(2)
电负性( P)变化
主 族 元 素
元素的原子半径变化趋势
第四周期元素 r/pm 第五周期元素
Sc 161 Y
Ti 145 Zr
V 132 Nb
Cr 125 Mo
r/pm 第六周期元素 r/pm
181 Lu 173
160 Hf 159
143 Ta 143
146 W 137
镧系元素从左到右，原子半径减小幅 度更小，这是由于新增加的电子填入外数 第三层上，对外层电子的屏蔽效应更大， 外层电子所受到的 Z* 增加的影响更小。镧 系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小 不明显的现象称为镧系收缩。
同一周期：
短周期：从左到右，Z*显著增加。 长周期：从左到右，前半部分有Z*增加 不多，后半部分显著增加。 同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。
2. 原子半径
在同一周期中，从左到右减小 主 由于核电荷的增加，核外电子受核的引 族 力增大，原子半径减小。 元 素 在同一族中，从上到下增加 由于主量子数 n 的增加，原子半径一般增 加。 过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。
Z=56，Ba： [Xe] 6s2 。
四个量子数小结：
原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m， ms四个量子数来描述：主量子数n决定电子层 数和主要电子的能量；角量子数l决定原子轨道
的形状，同时也影响电子的能量；磁量子数m
决定原子轨道在空间的伸展方向；自旋量子数
ms决定电子自旋的方向。四个量子数确定后，
3. 电离能
第一电离能——处于基态的1mol气态原子失去 1mol电子成为气态一价正离子所需的能量，称 为该元素的第一电离能。 同一周期中 自左至右，第一电离能一般增加，但有一 些波动。当电子结构为全充满或半充满时， 其第一电离能相应较大。 同一族中 主族，自上而下第一电离能依次减小。
第八章 原子结构和元素周期律 思考题试答
第八章 原子结构和元素周期律 思考题试答1．氢原子光谱为什么是线状光谱？谱线的波长与能级间的能量差有什么关系？答：根据Bohr 理论，氢原子在正常状态时，核外电子处于能量最低的基态，在该状态下运动的电子既不吸收能量，也不放出能量，电子的能量不会减少，因而不会落到原子核上，原子不会毁灭。
当氢原子从外界接受能量(如加热或真空放电)时，电子就会跃迁到能量较高的激发态。
而处于激发态的点子是不稳定的，它会自发地跃迁回能量较低的轨道，同时将能量以光的形式发射出来。
发射光的频率，决定于跃迁前后两种轨道能量之差。
由于轨道的能量是不连续的，所发射出的光的频率也是不连续的，因此得到的氢原子光谱是线状光谱。
氢原子线状光谱的谱线波长为：221211R n n σλ∞⎛⎞==−⎜⎟⎝⎠1 氢原子的能量为： 213.6eV n E n −=氢原子能级间的能量差为：212222211213.613.61113.6eV n n E E E n n n n −−⎛⎞Δ=−=−=−⎜⎟⎝⎠所以，氢原子线状光谱的谱线波长与能级间的能量差关系为： h E λΔ=2．如何理解电子的波动性？电子波与机械波有什么不同？答：电子的波动性：不能理解为“电子的前进路径是迂回曲折的”。
电子不能同时用位置和动量来准确描述其运动状态。
在确定的势能V 和对应的总能量E 下，电子在核外空间某处出现的概率可以用波函数来描述。
换言之，电子的波即为“概率波”，是一种“物质波”。
机械波：是周期性的振动在媒质内的传播。
“物质波”不需要介质。
机械波是以物质质点在平衡位置的波动的形式体现出能量的变化的，而物质波(包括光波)则是由相应物质以在某一区域出现的几率的形式展示能量波动区间的。
3．试区别下列概念：(1) 连续光谱与线状光谱 (2) 基态原子与激发态原子(3) 概率与概率密度 (4) 原子轨道与电子云答：(1) 连续光谱：在波长为400～760nm之间，通过分光棱镜后没有明显分界线的彩的带状光谱；线状光谱：由一些不连续的亮线组成的狭窄谱线。
原子结构 高中化学人教版 选修第二册公开课教案
《原子结构》教学设计的可能状态，复杂的原子光谱得以诠释。
1936年马德隆发表了以原子光谱事实为依据的完整的构造原理。
【过渡】什么是能层？什么是能级？构造原理又是什么？我们通过今天的学习内容进行了解。
现史，认识到科学是在不断发展的，培养求真务实、不断进步的科学精神与社会责任感。
讲授新课第三节有机化合物的分类方法【知识回顾】1.原子的结构①数量关系：核电荷数(Z) = 核内质子数= 核外电子数②质量关系：质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）质量数：对质子和中子的相对质量取整数相加的数值，即近似原子量。
2.原子核外电子层的表达方式原子质量主要集中在原子核上。
原子核体积很小，只占原子体积的几亿分之一。
3.核外电子排布的一般规律（1）先排能量低的电子层，再排能量高的电子层，由内向外。
基础知识回顾回顾前面学习过的知识，为能层能级构造原理的做的学习铺垫。
（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。
（5）倒数第三层不超过32个电子。
一、能层与能级1. 能层（1）含义：核外电子按能量不同分成能层，即电子层。
（2）符号及能量关系：小结：能层越高，电子的能量越高，离原子核越远。
2. 能级（1）含义：同一能层的电子，还被分成不同能级。
（2）能级符号与所能容纳电子数如下表：【思考与讨论】(1)一个能层的能级数与能层序数(n)间存在什么关系?一个能层最多可容纳的电子数与能层序数(n)间存在什么关系?答案：2n2 ；相等(2)以s、p、d、f为符号的能级分别最多可容纳多少个电子?3d、4d、5d能级容纳的最多电子数是否相同？答案：；相同(3)第五能层最多可容纳多少个电子?它们分别容纳在几思考交流通过思考与交流，学会归纳总结能级数与序数、最多容纳电子数的关系，更深入的理解核外电子排4.下列能级符号表示正确且最多容纳的电子数按照从少到多的顺序排列的是（ A ）A.1s、2p、3dB.1s、2s、3sC.2s、2p、2dD.3p、3d、3f5.原子核外P 能层和p 能级可容纳的最多电子数分别为（ C ）A.32 和2B.50 和6C.72 和6D.86 和10二、基态与激发态原子光谱1.基态与激发态(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。
江苏师范大学《无机化学》习题库及答案第八章 原子结构
第八章原子结构一、选择题（每题3分，共30分）1. 第四周期元素原子中未成对电子数最多可达（A）4个（B）5个（C）6个（D）7个2. 下列元素中，原子半径最接近的一组是（A）Ne，Ar，Kr，Xe；（B）Mg，Ca，Sr，Ba;（B）B，C，N，O；（D）Cr，Mn，Fe，Co。
3. 下列基态原子的电子构型中，正确的是（A）3d94s2（B）3d44s2（C）4d105s0（D）4d85s24. 具有下列电子构型的元素中，第一电离能最小的是（A）n s2n p3（B）n s2n p4（C）n s2n p5（D）n s2n p65.镧系收缩使下列各对元素中性质相似的是（A）Mn和Tc （B）Ru和Rh （C）Nd和Ta （D）Zr和Hf6. 氢原子的3d和4s能级的能量高低是：（A）3d > 4s（B）3d < 4s（C）3d = 4s（D）无3d，4s轨道,无所谓能量高低7. 下列各组元素按电负性大小排列正确的是（A）F＞N＞O（B）O＞Cl＞F（C）As＞P＞H（D）Cl＞S＞As8. 下列各对元素中，第一电子亲和能大小排列正确的是（A）O＞S（B）F＜C（C）Cl＞Br（D）Si＜P9. P区元素的电子排布特征结构是：(A) np6(B) ns2 np1~ 6(C) ns2(n-1)p6(D) ns2(n-1)d10np610、下面是一些电子的量子数，能量最高的电子是：(A) 3，0，0，–1/2（B）3，2，0，+1/2(C) 4，0，0，–1/2（D）3，1，–1，–1/2二、填空题（每空1分，共25分）1. 4P亚层中轨道的主量子数为，角量子数为，该亚层的轨道最多可以有种空间取向，最多可容纳个电子。
2. 周期表中最活泼的金属为，最活泼的非金属为。
3. 某元素基态原子失去3个电子后，3d轨道半充满，其原子序数为。
它在第周期，族，属于区元素。
4. 核外电子排布的三原则是；；。
无机答案第8章 原子结构与元素周期律
C+: Z*=6-2.4=3.6;
C2+: Z*=6-2.05=3.95;
I2
= －13.6
1 22
(2× 3.952
−
3× 3.62
)
=
26.1 eV
B: Z*=5-2.4=2.6;
B+: Z*=5-2.05=2.95;
I1
= －13.6
1 22
(2×
2.952
−
3×
2.62 )
=
9.78
eV
计算结果与事实接近。
B
r 3,1
0
_
r
0
0
A
r
r
A 点为电子出现几率为 0 处，B 点电子出现几率最大处。为若 3pz 轨道为原子的最外层轨道， B 点的 r 值约为原子半径大小。
5. 分别见教材图 8.13 和图 8.15。 6. 1s（n = 1、l = 0）、3d（n = 3、l = 2）、5p（n = 5、l = 1）, 1s、3d、5p 轨道最多容纳电子
18. 指出原子半径最大的元素（1）Ba、Ti、Ra、Li（2）F、Al、In、As；
指出离子半径最大的离子（3）Se2-、F-、O2-、Rb+；
指出第一电离能最小的元素（4）Tl、Po、Se、Ga（5）Cs、Ga、Bi、Se；
指出第一电子亲和能最大的元素（6）Be、N、O、F
19．根据 Slater 规则确定 P，S，Cl，Ar 元素原子的 3p 电子的有效核电荷。此结果是否与原
I1
=
(−13.6
Z* He+ n2
2
)
−
2×
(−13.6
Z* 2 He n2
原子结构讲解
原子结构讲解
原子结构是指原子的组成以及各组成部分之间的相对位置。
原子是由原子核和核外电子组成的，原子核位于原子的中心，核外电子围绕原子核高速旋转。
原子结构示意图是一种表示原子结构的图示，它用圆圈和小圈分别表示原子核和核内质子数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层的电子数。
原子的核外电子是分层排列的，从里到外分别称为第一层、第二层、第三层等。
每层最多可以排2×(n)^2个电子，其中n表示层数。
最外层电子数不
超过8个，次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
原子的性质由其核外电子的排布决定。
根据电子排布的不同，原子可以分为金属原子、非金属原子和稀有气体原子。
金属原子的最外层电子数一般小于4，容易失去电子，表现出金属的特性；非金属原子的最外层电子数一般大
于或等于4，容易得到电子，表现出非金属的特性；稀有气体原子的最外层电子数为8个（氦为2个），是一种稳定结构，表现出稀有气体的特性。
以上就是原子结构的简要介绍，如需获取更多信息，建议查阅化学书籍或咨询化学专家。
原子的结构说课稿
原子的结构说课稿原子的结构说课稿11教学目标1、知识与技能（1）了解原子是由质子、中子和电子构成的，以及原子中各粒子之间的数量关系。
（2）初步了解相对原子质量的概念，并学会查相对原子质量表。
2、过程与方法学会从史料、图片、表格中运用观察、分析归纳的方法获取信息，并对收集的信息进行加工处理，提高自主探究的能力。
3、情感态度与价值观（1）利用探究激发学生学习化学的兴趣，感受探究学习的历程，树立学习的自信心。
（2）对学生进行物质的可分性的辩证唯物主义观点教育，和情感教育。
2学情分析该节课是继分子和原子之后继续对微观世界的探究和认识。
学生对于微观世界的认识处于刚刚起步阶段，而学生的抽象思维也才属于起步阶段，因此学生对于微观的抽象知识理解起来还是有一定难度的。
3重点难点教学重点：原子的构成以及原子中各粒子之间的数量关系教学难点：帮助学生建立“原子构成”的模型4教学过程4.1第一学时教学活动活动1【导入】1、引用典籍，导入新课百家讲坛栏目中于丹的“庄子心得”把我们带进了庄子的世界。
这位道学家给我们留下了许多极富哲理的言论，“一尺之棰（木棍），日取其半，万世不竭”就是其中之一。
“同学们知道这句话的含义吗？”“如果将木棍一直分下去，你认为可以分到什么程度？”（学生会想到原子。
）“在前面的学习中，我们了解到，原子是化学变化中的最小粒子。
那么，原子究竟可不可以再分？这就是今天我们要研究的课题。
”典籍的引用不仅体现了我国文化的博大精深，而且创设了问题情境，利于激发学生的探究欲望。
活动2【讲授】2、大胆猜想，讨论交流2、大胆猜想，讨论交流鼓励学生对原子构成大胆猜想，这样就给了学生一个活跃思维的空间，为后面的探究奠定了基础。
实验是验证猜想的方法之一，所以我播放卢瑟福用“α粒子轰击金箔”的视频，以“假如我是卢瑟福，会怎样解释这些现象”为主题，组织学生围绕原子的构成分组展开讨论，再进行交流。
（讨论提纲：①大多数带正电的α粒子能够穿透金箔而不改变方向，说明原子是否为实心球体？②少数带正电的α粒子发生方向上的偏转，极少数带正电的α粒子被反弹，说明原子的构成是否像乒乓球一样，内部完全是空的？）学生结合已有的物理知识，很容易找到正确答案：原子不是实心球体，其内部有一个质量较大的带正电的粒子。
第八章原子结构和元素周期表PPT课件
电子运动状态的量子力学概念
一 、原子结构的认识史
1、古原子说
希腊词“原子”— “ato2m、o近s”代原子学说
——不可分割
质量守恒定律，定组成定律，倍 比定律
原子不可再分。
6
电子运动状态的量子力学概念
3、枣糕模型:
1906年诺贝尔 物理学奖
-
阴极
O
K
狭缝 +
7
4、Rutherford E有核原子模型
镧铈 镨 钕 钷 钐 铕 钆 铽镝 钬 铒 铥 镱镥
89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101Md 102 No 103 Lr
锕 钍 镤 铀镎 钚 镅 锔 锫 锎 锿 镄 钔 锘 铹
4
第一节
电子运动状态的 量子力学概念
-粒子散射实验： -粒子：He+
Rutherford E “有核”原子模型： ◆ 原子核好比是太阳，电子好比是绕 太阳运动的行星，绕核高速运动。 8
电子运动状态的量子力学概念
核外电子有怎样的状态呢？
◆该模型与经典的电磁学发生矛盾: 绕核电子应不停地连续辐射能量, 结果: (1)应得到连续光谱; (2)原子毁灭。 事实: (1)原子没有毁灭; (2)原子光谱也不是连续光谱而是
7 87 Fr 88 Ra 89-103 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 111 112
钫 镭 Ac-Lr 钅卢 钅杜 钅喜 钅波 钅黑 钅麦 Uun Uuu Uub
114 116 118
镧系 锕系
57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69Tm 70 Yb 71 Lu
原子结构与性质
• 5.下列各组元素性质递变情况错误的是（ • A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．N、O、F原子半径依次增大 • C．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 D．Na、K、Rb的金属性依次增强
）
• • • • •
6．已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y， 下列说法错误的是( ) A X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价 B 第一电离能可能Y小于X C 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y 对应的 • D 气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
• S区元素价电子特征排布为 ；价电子数等于 族序数。ｄ区元素价电子排布特征为 ； 价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排 ；价电子总数等于所在的列序数；p 布为 区元素特征电子排布为 ；价电子总数等于 主族序数。 • 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核 外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子 总数决定元素所在的族。
• 原子半径的大小取决于两个相反的因素：一个是 _ ，另一个是 。显然电子的 能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增 大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子 层数逐渐增多，原子半径逐渐 。而当电子能 层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也 越大，将使原子半径 ，所以同周期元素，从左 往右，原子半径逐渐 。
• 泡利原理和洪特规则 • 量子力学告诉我们：ns能级有 个轨道，np能 级有 个轨道，nd能级有 轨道，nf能级有 个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常 称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。 • 一个原子轨道里最多只能容纳 电子，而且自旋 方向 ，这个原理成为泡利原理 泡利原理。 泡利原理 • 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是 而且 ，这个规则是洪特规则 洪特规则。 洪特规则 • 洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布 洪特规则的特例：对于同一个能级， 为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。 为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
原子结构元素周期表知识点
第一章 物质结构 元素周期表一、原子结构质子（Z个）原子核 注意：中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.原子（ A X ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数Z核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P SCl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数＝原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族） 零族：稀有气体三、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
第八章 原子结构
=
2.179 ´10-18
J
2.Schrödinger 方程与量子数
1924 年， de Broglie（德布罗依）首先提出：电子不但具有粒子性，而且具有波动性。 他认为，质量为 m,运动速度为 v 的粒子，其波长为
l = h / mv
de Broglie 的假设三年后即为电子衍射实验所证实。 由于核外电子具有波粒二象性，其运动规律必须用量子力学来描述。 Schrödinger（薛定谔）方程是量子力学的一个基本方程，它是一个二阶偏微分方程，
图 814 2p Z 电子云的空间分布等密度线
同理，也可以画出 3s,3p,3d,…的有关图形。 d 轨道的角度分布图（见图 815）和 d 轨道电子云的角度分布（如图 816）都是花瓣形的。
y
z x
x d z2
q=p d 2 x2 - y2
z
x
f =0 d xz
y
f=p 2
d yz
z x
q=p 2
z 30o
+ q 60o
x, y
z
q
x, y
-
（a）2p Z 轨道的角度分布 Y2p Z 图 （b）﹙Y2p Z﹚2 示意图（图中虚线表示的是 Y2p Z 图形）
图 810
2p X 和 2p y 轨道的角度分布图形状与 2p Z 相同，但空间取向不同（如图 811）。2p X 和 2p y 电
¶2y ¶x2
+
¶ 2y ¶y2
+
¶ 2y ¶z 2
=
-
8p h
m
2
(
E
-
V
)y
解 Schrödinger 方程可以求出波函数y 和能量 E。
无机化学,原子结构
光子的能量为跃迁前后两个能级的能量之差，这 - 2.17910
就是跃迁规则，可以用下式来计算任一能级的能量 n 及从一个能级跃迁到另一个能级时放出光子的能量：
E
-18
2
J
1 1 E 2.17910 2 - 2 n n 2 1
-18
Balmer线系
1 1 -1 v 3.289 10 ( 2 - 2 )s 2 n
氢原子的线状光谱
氢原子光谱
然而，直到本世纪初，人们只知道物质在高温或电激励 下会发光，却不知道发光机理；人们知道每种元素有特定的 光谱，却不知道为什么不同元素有不同光谱。
（从上到下）氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱
氢光谱是所有元素的光谱中最简单的光谱。 在可见光区，它的光谱只由几根分立的线状谱 线组成,其波长和代号如下所示：
习原子结构，再学分子结构。
微观粒子microscopic particles
电子属于微观粒子，它围绕原子核运动。 是否像行星围绕太阳转那样的运动？ 对于微观粒子的行为，不能用经典力学来 处理，而要用量子力学来处理.这个物理学的 新分支创始于20世纪20年代。 它的基础是：能量和轨道的量子化（不连 续性）、微粒的波粒二象性、运动规律的统 计性（测不准原理）。在这三大原理的基础 上提出了薛定锷方程。
Louis de Broglie认为：质量为 m ，运动 速度为υ的粒子，相应的波长为：
λ=h/mυ=h/p， h=6.626×10-34J· s，Plank常量。 1927年， Davissson和Germer 应用Ni晶体进行电 子衍射实验，证实 电子具有波动性。
6.2.2 不确定原理
• 海森堡不确定原理
玻尔理论的要点3：
大一无机化学课件第八章原子结构
8.1.3 Bohr原子结构理论
Plank量子论(1900年)： 微观领域能量不连续。
Einstein光子论(1903年)： 光子能量与光的频率成正比
Ｅ＝h Ｅ—光子的能量 —光的频率
h—Planck常量， h =6.626×10-34J·s
Bohr理论(三点假设)：
①核外电子只能在有确定半径和能量的轨 道上运动,且不辐射能量；
4 N 0 4s 0
4s
1 4p 0,±1
4pz,4px,4py
2 3
4d 0,±1, ±2 4f 0,±1, ±2, ±3
4…dz…2 , 4dxz , 4dyz , 4dxy , 4dx2 - y2
n,l,m
原子的单电子波函数，又称原子 轨道波函数，例如：
n=1，l=0，m=0
1,0,0 1s , 即1s轨道；
dz2 , d xz , d yz , d xy , d x2 - y2 。
n
主 层
l
亚 层
m
原子轨道
1 K 0 1s 0
1s
2 L 0 2s 0 1 2p 0,±1
2s 2pz,2px,2py
3 M 0 3s 0
3s
1 3p 0,±1
3pz,3px,3py
2 3d 0,±1, ±2
3dz2 ,3d xz ,3d yz ,3d xy ,3dx2 - y2
玻恩的统计解释
对大量粒子来说，波强度大的地方表 示在该点出现的粒子多，波强度小的 地方表示粒子在该点出现的粒子少。 对一个电子来说，空间任一点波的强 度和粒子在该点出现的几率成正比。
玻恩(德) 1954获诺贝尔奖
物质波是几率波。电子的波性是和微粒粒子的统计 性联系在一起的。
第八章 原子结构
E —— 能量， h —— 普朗克常数，ν ——频率
λ —— 波长，P —— 动量
◇ 1911年，英国物理学家卢 瑟福通过α粒子散射实验，
提出了含核原子模型—— 原子行星模型；
电子绕核旋转，象行 星绕太阳旋转一般。
• 卢瑟福原子行星模型说明了原子的组成， 具有重大贡献！但仍有问题：
问题1：
1.电子运动，发射电磁波，能量渐失，直 到原子湮灭。 但事实是原子能稳定存在。
解薛定谔方程不是易事，也不是本课程 的任务，我们用其结论。
如何求解氢原子的波函数
(1) 直角坐标系 球坐标 ( x, y, z ) (r , , ) z p (r , , ) ·
r
y · Q
0
x
(2) 要使薛定谔方程有合理解，需要引入
三个量子数n，l，m（分别称为主量子数，角
r = Bn2 (B=52.9pm，氢原子基态电子离核的距离)
（2）电子在不同轨道上运动时具有不同能量，
电子运动时所处的能量状态称为能级。电子的能量 是量子化的。
En 2.179 10
18
1 n2
n为量子数，（n=1，2，3……) （3）电子只有在不同能级之间跃迁时，才吸
收或放出能量，辐射一定频率的光。 △E= E2 - E1= hν
取值：0，±1，± 2，± 3，… ± l （共2l+1个）
即：各亚层有2l+1个空间的伸展方向，有
2l+1个简并轨道。
如n=3，l = 0， 对应3S亚层， m = 0 = 1，对应3p亚层， m = 0, +1, -1
= 2，对应3d亚层， m = 0, +1, -1, +2, -2 即：s、p、d亚层分别有1、3、5条简并轨道
试用Slater规则
第八章 原子结构1. 试用 Slater 规则，（1） 计算说明原子序数为 13，17，27 各元素中 4s 和 3d 哪一个能级的能量高；（2） 分别计算作用于 Fe 的 3s ，3p ，3d 和 4ｓ电子的有效核电荷数和这些电子所在各轨 道的能量。
解： （1）应用 Slater 规则估算原子各能级的能量，首先要确定原子的核外电子排布，以便于将 原子轨道按一定序列分组。
Z=13: (1s 2 ),(2s 2 ,2p 6 ),(3s 2 ,3p 1 ),(3d 0 ),(4s 0 )。
Z * (4s)=13－(0.85×2＋1.0×10)=1.3Z * (3d)=13－1.0×12=1.0Z * (4s)> Z * (3d), E=－R H 2* ÷ ø ö ç è æ n Z , 所以 E 4s <E 3dZ=17: (1s 2 ),(2s 2 ,2p 6 ),(3s 2 ,3p 5 ),(3d 0 ),(4s 0 )Z * (4s)=17－(0.85×6＋1.0×10)=1.9Z * (3d)=17－1.0×16=1.0Z * (4s)> Z * (3d)所以， E 4s <E 3dZ=27:(1s 2 ),(2s 2 ,2p 6 ),(3s 2 ,3p 6 ),(3d 7 ),(4s 2 )Z * (4s)=27－(0.35×1＋0.85×15＋1.0×10)=3.9Z * (3d)=27－(0.35×6＋1.0×18)=6.9E * (4s)=－R H 24 9 . 3 ÷ ø ö ç è æ =－0.95R H , E * (3d)=－R H 23 9 . 6 ÷ ø ö ç è æ =－5.29R H , 即E 3d <E 4s(2) Z=26: (1s 2 ),(2s 2 ,2p 6 ),(3s 2 ,3p 6 ),(3d 6 ),(4s 2 )Z * (3s)= Z * (3p)=26－(0.35×7＋0.85×8＋1.0×2)=14.75Z * (3d)=26－(0.35×5＋1.0×18)=6.25E * (4s)=26－(0.35×1＋0.85×14＋1.0×10)=3.75E 3S =E 3P =－R H 2 * ÷ ø ö ç è æ n Z =－2.179×10 －18 J × 23 75 . 14 ÷ ø ö ç è æ =－52.7×10 －18 J E 3d =－2.179×10 －18 J × = ÷ ø ö ç è æ 23 25 . 6 －9.46×10 －18 J E 4S =－2.179×10 －18 J × = ÷ ø ö ç è æ 23 75 . 3 －1.92×10 －18 J ●应该指出，Slater 规则是一种“近似”方法，甚至很粗略。
结构化学《结构化学》第8章 第2讲(8.4)7.2 《结构化学》第8章第2讲
名称：CaCu5 空间群：P 6/m m m 晶系：六方晶系 a = 5.082 Å c = 4.078 原子分数坐标： Ca: 0, 0, 0; Cu: 2/3, 1/3, 0;
1/3, 2/3, 0; 1/2, 0, 1/2; 0, 1/2, 1/2; 1/2, 1/2, 1/2.
16
17
9
3） Cu-Au固熔体的缓慢冷却 当固溶体合金进行退火，即缓慢冷却时，Cu和Au 原子分布不再无序，而是各自趋向确定的几何位置。 当组成为Cu3Au的合金退火时，在低于395 ºC时通 过等温有序化，形成图8.4.1b所示的结构，晶体点阵 型式为简单立方。 当组成为CuAu的合金退火时，在低于380 ºC时通 过等温有序化，得到图8.4.1c所示的结构，晶体属四 方晶系。
18
在c结构中，Ca有18个Cu原子配位，同一层的6个， Ca-Cu距离为294 pm，相邻2层各6个，Ca-Cu距离 为327 pm。
19
4. 电子化合物 过渡金属原子与周期表右半部的金属原子形成的 合金体系，通常其结构型式取决于每个原子平摊的 价电子数，故称为电子化合物。 在计算价电子数时，第18族（稀有气体）元素的 价电子数为0；Cu、Ag、Au为1；Zn、Cd、Hg为2； Al、In、Ga为3；Si、Ge、Sn、Pb为4。 复杂电子化合物的结构可根据价电子数与原子数 的比值来确定，参见表8.4.1。
4
名称：铜晶体 空间群：F m 3- m 晶系：立方晶系 a = 3.6147 Å 原子分数坐标： Cu: 0, 0, 0; 0, 1/2, 1/2; 1/2, 0, 1/2; 1/2, 1/2, 0.
5
名称：金晶体 空间群：F m 3- m 晶系：立方晶系 a = 4.0783 Å 原子分数坐标： Au: 0, 0, 0; 0, 1/2, 1/2; 1/2, 0, 1/2; 1/2, 1/2, 0.
原子结构知识点
原子结构知识点前言原子结构是化学中一个非常重要的概念，它解释了物质的性质和行为。
本文将重点介绍原子结构相关的知识点，包括原子的组成、结构和性质，希望能帮助读者更深入地了解原子的奥秘。
原子的组成原子是构成所有物质的基本单位，它由三种基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子带正电荷，中子是中性粒子，而电子带负电荷。
质子和中子位于原子核中，形成原子的核心，而电子则绕核壳层运动。
原子的结构原子的结构包括原子核和电子壳层。
原子核由质子和中子组成，电子围绕在原子核外部的不同能级壳层上运动。
原子核的直径约为电子壳层的万分之一，但其中包含原子99.9%以上的质量。
电子结构电子壳层的能级分为K、L、M、N等，每个能级壳层可以容纳不同数量的电子。
根据泡利不相容原理和居里原理，每个电子轨道最多容纳2个电子，且必须填满低能级轨道后才能填满高能级轨道。
原子物理性质原子的物理性质主要由其原子序数（核电荷数）和电子结构决定。
原子序数越大，原子核中的质子数目越多，电子结构也更加稳定。
原子的性质还受到元素化学属性的影响，如电负性、原子半径、离子半径等。
原子结构的应用原子结构不仅在化学领域有重要应用，还在物理、材料科学等领域发挥关键作用。
人们通过深入研究原子结构，可以设计新材料、开发新技术，甚至探索宇宙奥秘。
结语原子结构是一个精彩而复杂的领域，本文只是对其进行了简要介绍，希望读者在学习过程中能够继续深入探索原子结构的奥秘，拓展对自然世界的认识，为科学发展做出贡献。
以上就是有关原子结构知识点的介绍，希望能对你有所启发。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
径向部分： R r 2
1
a
3 0
e r / a0
角度部分： Y , 1
4
Ψ r , ,
1
4
a
3 0
e
r
/
a0
径向部分
Rr 2
1 a03
e
r
/
a0
a0 52.9pm
Bohr半径
r 0
r
R0 2
1 a03
R 0
角度部分
Y ,j
1 4π
Ψ 1s
r
,
,
j
是一种球形对称分布
第八章 原子结构
8.1 氢原子结构 8.2 多电子原子结构 8.3 元素周期律
基本要求: 1. 掌握原子轨道的近似能级图和核外电子
排布三原则； 2. 掌握元素周期表中周期、分区和族的概
念，以及原子结构与元素周期律的关系。 重点：四个量子数，近似能级图，元素周
期律。 难点：能级，原予轨道角度分布图，屏蔽效
个量子数n、l、m的ψn,l,m(x,y,z) ，它们决定了波 函数的形状！
正如直线方程y(x)=ax+b中a、b的合理取值决
定了其图形的形状一样：
y
y
y
y
x
x
x
x
a>0，b>0， a>0，b<0， a<0，b>0， a<0，b<0，
2.四个量子数
① 主量子数 n
n=1, 2, 3,……
② 角量子数
道上, 使整个原子系统能量最 低。
• Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式
相反的电子。
• 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。
N：1s2 2s2 2p3
Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 •半满全满规则：
h=6.626×10-34J·s，Plank常量。
1927年，Davissson 和Germer应用Ni晶体进 行电子衍射实验，证实电 子具有波动性。
电子衍射实验示意图
1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。
图5.1 电子衍射示意图
1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进 行电子衍射实验，证实电子具有波动性。
6.626
10 34 J s 3.289
1015
(
1 n12
1 n22
)s-1
2.179
10
-18
(
1 n12
1 n22 )J
E
RH
(
1 n12
1 n22
) RH：Rydberg常数，其值
为2.179×10-18J。
11 E RH ( n12 n22 ) 当n1 1，n2 时，E 2.179 10 18 J，
3.Bohr理论 三点假设： ①核外电子只能在有确定半径和能量的轨
道上运动,且不辐射能量； ②通常，电子处在离核最近的轨道上，能
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
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 ）
原子能级
Balmer线系
v
3.289 n2
1015 n1
(
1 n12
1 n22
)Hale Waihona Puke -1E hvY ( ) 3 cos
4π
Y ( , ) 3 cos A cos
4π
0 o 30 o
cos 1 0.866
60 o 90 o 120 o 180o
0.5 0 -0.5 -1
Y2pz A 0.866A 0.5A 0 -0.5A -A
z
30°
+ θ 60° x,y
－
z
z
z
+
y
-
-
y
+
-+y
义。它代表核外空间某点电子出现的概率密度。
量子力学原理指出：在核外空间某点p(r, , )
附近微体积d 内电子出现的概率dp为
dp= 2d
(7-11)
所以 2表示电子在核外空间某点附近单
位微体积内出现的概率，即概率密度.
薛定锷方程 2ψ 2ψ 2ψ 8π2m (E V)ψ 0
x2 y2 z2 h2
z r cos
r x2 y2 z2
ψ( x, y, z) RrY θ,
直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换
x r sin cos y r sin sin z r cos
r x2 y2 z2
Ψ x, y , z Ψ r , , R r Y ,
ψn,l,m ( x, y, z) Rn,l rYl,m θ,
令：D(r) 4π r 2 2
试问D(r)与ψ2 的图形有何区别?
峰数=n－l
(a) 2s的 2 r
图及电子云
节面
(b) 2s轨道的径向 分布函数图
8.1.5 氢原子的激发态
1. 2s态： n=2, l=0, m=0
E2s
-
2.179 10 22
-18
-0.5448
10-15 J
2s
1 8a03
c
Hβ 486.1 6.07
Hα 656.3 4.57
/nm ( 1014 ) /s1
光速 c 2.998108 m s1
氢原子光谱特征： • 不连续光谱,即线状光谱 • 其频率具有一定的规律
经验公式：
v
3.289
1015
(
1 22
1 n2
)s1
n= 3,4,5,6
式中 2，n，3.289×1015各代表什么意义？
1.SchrÖdinger方程
2Ψ 2Ψ 2Ψ 8π 2m E V Ψ
x 2 y 2 z 2
h2
Ψ ：波函数
E：能量
V：势能
m：质量
h：Planck常数 x, y, z：空间直角坐标
本身没有明确的物理意义。只能说是描
述核外电子运动状态的数学表达式，电子运动
的规律受它控制。
波函数 绝对值的平方却有明确的物理意
这就是氢原子的电离能。
E h
3.289
1015
1 (12
1 2
)
3.289 1015 2.179 10 18 h
可见该常数的意义是：
电离能除以 Planck常数的商。
借助于氢原子光谱的能量关系式可 定出氢原子各能级的能量：
E
RH
(
1 n12
1 n22
)
E E2 E1
令n2 ，则E2 0，E1 E
8.2 多电子原子结构
8.2.1 多电子原子轨道能级 8.2.2 核外电子排布
8.2.1 多电子原子轨道能级
轨道：与氢原子类似，其电子运动状态 可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s…
能量：与氢原子不同, 能量不仅与n有关, 也与l有关; 在外加场的作用下, 还 与m有关。
1.Pauling近似能级图
l 0,1,2,...n 1
③ 磁量子数 m m l,.....0. ......,l
④ 自旋量子数 ms
1
ms
, 2
ms
1 2
主量子数n：
•与电子能量有关，对于氢原子，电子能量 唯一决定于n；
E
2.179 10 18 n2
J
•不同的n值，对应于不同的电子层：
１ ２ ３ ４ ５… K L M N O…
n =3， l =1， m =0， 3pz n =3， l =2， m =0， 3dz2 思考题：
当n为3时, l ,m 分别可以取何值？轨道 的名称怎样?
8.1.4 氢原子的基态
1.总能量
E 2.1791018 J n2
E1s 2.1791018 J
2.波函数 Ψ r , , j Rr Y ,
x
Y2p z
x
Y2p x
x
Y2p y
z
z
z
y
y
y
x
Y2 2pz
x
Y2 2p x
x
Y2 2py
3. 3d态：n=3, l=2, m=0, 1,2
z
y
y
x
3d z 2
z
y
z
y
x
3d x2 y2
z
x
x
y
z 3dxy
3d xz
x 3d yz
小结：量子数与电子云的关系 • n：决定电子云的大小 • l：描述电子云的形状 • m：描述电子云的伸展方向
(2
-
r a0
)e-r / 2a0
1 4π
1
1 (2 - r )e-r / a0
4 2π a03 a0
2. 2p态：n =2 , l =1 , m = +1,0,-1
以2pz为例(m 0)
2pz
1 4
1 2πa03
(r a0
)e-r
/ 2a0
cos
其中 R(r) 1 ( 1 )3/ 2 ( r )e-r / 2a0 2 6 a0 a0