原子的电子层结构和元素周期律
原子核外电子排布与元素周期律
原子核外电子排布与元素周期律一、核外电子的排布规律⑴核外电子运动的特征：质量小，运动空间小，运动速度快，没有确定的轨道。
(2)电子云：电子在核外空间作高速运动，没有确定的轨迹，好象带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地称之为电子云。
(3)电子层：根据电子的能量差别和通常运动区域离核的远近不同，核外电子处于不同的电子层。
(4)电子层排布倾向能量最低：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。
(5)各电子层容纳的电子数：各电子层最多容纳的电子数是2n 2个，最外层电子数不超过8个（K 层不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
(6)电子层排布的表示方法：原子结构示意图1、排布规律⑴核外电子排布与能量关系电子离核距离： 近 → 远 电子能量： 低 → 高 ⑵核外电子的分层排布 ① 核外电子层能量不同 电子层离核距离： 近 → 远 电子能量： 低 → 高电子层数（n ）： 1 (K) 2(L) 3 (M) 4 (N) 5 (O)② 电子排布规律Ⅰ 能量最低原理：先排满低能量电子层，再依次排布在能量较高的电子层中。
Ⅱ 各电子层最多容纳的电子数：2n 2 Ⅲ 最外层电子数≤8 Ⅳ 次外层电子数≤18 Ⅴ 倒数第三层电子数≤32注意：以上三条规律不是孤立的，而是相互制约，必须同时满足。
2、常见元素微粒结构特点稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。
如：（1）核外有2个电子微粒（与He 原子电子层结构相同的离子）：H -、Li +、Be 2+ （2）核外有10个电子微粒（与Ne 原子电子层结构相同的微粒）：阳离子：+Na 、+2Mg 、+3Al 、+4NH 、+O H 3；阴离子：N -3、O -2、F -、OH -、NH -2；分子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4（3）核外有18个电子微粒（与Ar 原子电子层结构相同的微粒）：离子：Cl -、S 2-、P 3-、K +、Ca 2+ 分子：Ar 、HCl 、H 2S 、SiH 4、H 2O 2、PH 3、C 2H 6 （4）前18号元素的原子构的特殊性○111 H ○2最外层有1个电子的元素：H 、Li 、Na ○3最外层有2个电子的元素：Be 、Mg 、He ○4最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be 、Al 。
6.3.3原子电子层结构与元素周期表的关系
6.4 原子结构与元素期系中元素性质呈周期性变化， 就是原子结构周期性变化的反映。 6.4.1 有效核电荷 这种多电子原子中某一电子实际受到的核电荷叫做有效核电荷 Z*。元素原子序数增加时，原子的核电荷呈线性关系依次增加， 而有效核电荷Z*却呈周期性变化。P107图6－12，具体分析如 下。
6.3.3 原子电子层结构与元素周期表的关系
元素周期律：元素性质随着元素原子量（原子序数）的递增而 呈现周期性变化。
现代周期律：元素性质随着元素原子核电荷（原子序数）递增 而呈现周期性变化。 周期表分为s、p、d、f四个区，各区元素外围电子构型的特点
s 区:
最后的电子填在ns上, 包括 IA IIA , 属于活泼金属, 为
6.4.5 电负性 电负性：指原子在分子中吸引电子的能力，通常采用鲍林电负 性标度（相对电负性）。 同一周期从左到右，电负性呈增大趋 势。周期表中: 右上角 F 的电负性最 大, 左下角 Cs 的电负性最小。s、p区， 同一族，从上至下电负性呈减小趋势， 金属元素的电负性小于2.0，非金属元 素的大于2.0。
6.4 原子结构与元素性质的关系
6.4.2 原子半径 测定形成化学键的原子核间距计算原子半径。单价共价半径； 金属半径；范德华半径。短周期：从左至右原子半径减小； 过渡元素：从左至右，变化幅度不大，总趋势变小； s区、p区的各族元素：原子半径由上而下逐渐增大；d区元 素由上而下原子半径有增大的趋势，但幅度小，不规律。
6.4 原子结构与元素性质的关系
6.4.4 电子亲和能 电子亲合能EA：1mol 某元素的基态气态原子, 得到 1mol 电子, 形成气态离子时所放出的能量, 叫该元素的电子亲合能EA. 同样 有E1, E2, E3, E4, ….等 非金属原子的电子亲和能总是正值，而金属原子的电子亲和能 一般正值较小或为负值。电子亲和能的大小反映了气态原子得 到电子的难易程度，决定因素同电离能。
原子结构元素周期律和周期表
汇报人：XX
副族元素： 包括1930号元素， 具有相似 的化学性 质
过渡元素： 包括3136号元素， 具有相似 的化学性 质
稀有气体 元素：包 括118号 元素，具 有相似的 化学性质
主族元素：原子最外层电子数为1-8，化学性质稳定，不易发生化学反 应
副族元素：原子最外层电子数为9-18，化学性质活泼，容易发生化学 反应
意义：元素周期表可以帮助我们理解和预测元素的电子排布和化学键类型。
局限性：元素周期表不能完全预测元素的电子排布和化学键类型，例如过渡金属和稀土元素的 电子排布和化学键类型。
PART FOUR
指导化学反应的设计和优化
提供元素分类和命名的依据
解释元素性质的周期性变化 预测新元素的存在和性质
帮助理解化学键的形成和性 质
指导元素分离和提纯的方法 选择
预测新材 料：根据 元素周期 表，可以 预测新材 料的性质 和性能
材料设计： 根据元素 周期表， 可以设计 出满足特 定需求的 新材料
材料优化： 根据元素周 期表，可以 对现有材料 进行优化， 提高其性能
材料筛选： 根据元素 周期表， 可以筛选 出适合特 定应用的 材料
元素周期表的人工智能 应用：利用人工智能技 术，实现元素周期表的 智能推荐和决策支持
科普教育：通过科普书籍、讲座、展览等方式，向公众普及原子结构和元素周期律的 知识
传播途径：利用互联网、社交媒体等平台，扩大原子结构和元素周期律的传播范围
教育创新：开发新的教育工具和方法，如虚拟现实、互动游戏等，提高公众对原子结 构和元素周期律的兴趣和认知
原子结构：原子由原子核和电子组成，原子核由质子和中子组成
知识点 原子核外电子排布与元素周期律
原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构（Z 个）原子核注意：（N 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.X 原子序数= = =核外电子（Z 个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量 的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是 ；③最外层电子数不超过 个（K 层为最外层不超过 个），次外层不超过 个，倒数第三层电子数不超过 个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： 3.元素、核素、同位素元素： 。
核素： 。
同位素： 。
(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：①按 递增的顺序从左到右排列 ②将 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 相同．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。
＝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 种元素短周期 第二周期 种元素周期 第三周期 种元素元 （7个横行） 第四周期 种元素 素 （7个周期） 第五周期 种元素 周 长周期 第六周期 种元素 期 第七周期 未填满（已有 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： 纵行，位于 之间 （16个族） 零族： ① 主族（A ）：由 和 元素共同组成的族(除第18纵列)列序与主族序数的关系② 副族（B ）：完全由 元素组成的族(第8、9、10纵列除外)③ Ⅷ族：包括 三个纵列。
④ 0族：第 纵列，该族元素又称为 元素。
三、元素周期律1.元素周期律： 。
元素性质的周期性变化实质是．．． 。
族碱金属元素： （ 是金属性最强的元素，位于周期表 ） 第ⅦA 族卤族元素： （ 是非金属性最强的元素，位于周期表 ） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——① ；② ；③ 。
（2）非金属性强（弱）——① ；② ；③ 。
无机化学第七章 电子层结构
A.2,0,0,-1/2 2s轨道一个电子,反时针自旋
B.3,1,-1,+1/2
C.3,2,+2,+1/ D2.3,1,+2,-1/2
3p轨道一个电子,顺时针自旋 3d轨道一个电子,顺时针自旋 不合理
12
1s
1s
S电子云图的叠合过程
2s
2s
3s
3s
3s
9
四个量子数的物理意义
n 决定了电子离核的远近(或电子层数)，也是 决定原子轨道能量高低的主要因素。
l 决定原子轨道形状、种类和亚层数,同时也 是影响电子能量的一个因素。 m 决定原子轨道的空间伸展方向，每一个伸 展方向代表一个原子轨道。
ms 决定电子的自旋方向。
n,l,m 共同决定了1个原子轨道; n,l,m,ms 共同决定了1个电子的运动状态；
s电子云
球形
哑铃形
p电子云
3、磁量子数m
物理意义：决定原子轨道在空间的延伸方向。 可取的数值：0、±1、±2…±l等整数，磁量子 数有(2l＋1)个取值，意味着该形状的轨道有 （2l＋1）个。
四叶花瓣形7
每层中原子轨道数
主角 量量 子子 数数
nl
亚层 符号
磁量子数 m
轨道 空间 取向 数
每层 中轨 道数
的远近，是决定电子能量的主要因素。 符号：n
n 1 2 3 4…
光谱学符号 K L M N 分别表示 一 二 三 四 …电子层
2、角量子数 l
物理意义：l 值决定轨道或电子云的形状；
可取的数值：0 ~ n-1的整数 (n个取值)
n1
2
3
4
无机化学_09原子的电子层结构和周期律
2s,2p轨道的径向分布图
3d峰数=3-2=1 4s峰数=4-0=4
峰数=n－l
峰的数目越多，电子钻 到离核区域越近，该轨 道上电子能量就越低.
3d 与 4s轨道的径向分布图
学习目标：理解钻穿效应
化学与环境工程系
钻穿效应
Drill effect
学习目标：理解电子云的概念
化学与环境工程系
径向分布函数D(r)：
概率 d
2
d 空间微体积
4π r 2
d 4 π r dr
2
概率 4π r dr
2 2
4π r 2 2
2
令：D(r ) 4π r
2
因此,1s电子在离核a0处出现的几率最大
化学与环境工程系
电子在2s轨道上出现两个离核 不同距离的几率较大区域.
化学与环境工程系
9.1 氢原子结构
9.1.1 氢原子光谱与Bohr理论
9.1.2 电子的波粒二象性 9.1.3 SchrÖdinger方程与量子数
9.1.4 波函数图形 9.1.5 波函数的物理意义
化学与环境工程系
9.1.1 氢原子光谱与Bohr理论
光和电磁辐射
红
橙
黄 绿
青 蓝
紫
自然光是 连续 光谱,即在任意波长段都有相应的光波
例：
原子轨道
ms
1s (1个) 1/2 l = 0， m = 0 2s (1个) 1/2 l = 1， m = 0 , 1 2p (3个) 1/2 n = 3 l = 0， m = 0 3s (1个) 1/2 l = 1， m = 0 , 1 3p (3个) 1/2 l = 2， m = 0 , 1， 2 3d (5个) 1/2 n = 4 ? 轨道数= n2个,各层最多容纳电子数=2 n2个 n=1 n=2
原子核外电子排布和元素周期律
原子核外电子排布和元素周期律原子是由原子核和围绕核运动的电子组成的。
原子核由质子和中子组成，而质子的数量决定了原子的元素。
原子核外的电子以不同的方式排布，这种排布决定了元素的化学性质。
元素周期律描述了元素的周期性变化规律，是化学中最重要的概念之一原子核外电子排布是描述电子在原子中的位置和能量分布的方式。
根据量子力学理论，电子存在于不同的能级上，每个能级可以容纳一定数量的电子。
根据波尔模型，原子的外层电子称为价电子，也是化学反应中参与原子间相互作用的电子。
原子核外电子排布可以通过倒易电子构型的方式来表示。
倒易电子构型表示了一个元素最外层电子的分布情况。
在倒易电子构型中，外层电子被表示为和最接近核心的壳层相同的能级。
例如，石墨的原子核是由6个质子和6个中子组成的，其倒易电子构型为1s²2s²2p²。
这意味着石墨的最外层电子是在2p轨道上的。
在倒易电子构型中，电子的分布遵循普遍原则、泡利不相容原理和阜居规则。
普遍原则指出，电子首先填充能量最低的轨道。
泡利不相容原理指出，一个轨道上最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。
阜居规则指出，当填充轨道时，电子会尽量选择不同的轨道来填充，以最小化库伦排斥力。
元素周期律是根据元素的原子核中质子的数量和原子核外电子的排布，将元素按照一定规律排列的表格。
最早的元素周期表是由门捷列夫于1869年提出的。
现代元素周期表按照亨利·莫西里夫在1913年提出的核电荷排列。
元素周期表按照原子序数的增加顺序列出了所有已知元素。
原子序数是指原子核中质子的数量，也是元素周期表中元素的核电荷。
元素周期表的每一行称为一个周期，原子序数在周期内逐渐增加。
元素周期表的每一列称为一个组，元素周期表中的元素按照相似的性质分布在同一组中。
元素周期表按照一定的规律排列，这些规律反映了元素的原子结构和化学性质的周期性变化。
最著名的周期性性质是元素的物理性质和化学性质的周期性变化。
原子核外电子排布和元素周期律
原子核外电子排布和元素周期律首先，我们来了解一下原子的结构。
原子是由质子、中子和电子组成的。
质子和中子位于原子核中心，质子的电荷为正，中子的电荷为中性。
电子则围绕原子核的轨道上运动，电子的电荷为负。
原子核外电子排布描述了电子如何分布在原子的不同能级（轨道）上。
根据能级理论，电子可以处于不同的能级和亚能级上。
其中，第一能级最靠近原子核，能级数越高，离原子核越远。
每个能级最多容纳2n^2个电子，其中n为能级数。
例如，第一能级最多容纳2个电子，第二能级最多容纳8个电子。
根据电子能级的规律，我们可以了解到元素周期表的排布方式。
元素周期表是将化学元素按照原子序数的增序排列的表格。
元素周期表可以分为周期和族两个方向。
元素周期表的周期是指元素周期性质的变化规律。
周期表中的每一个周期代表着一个能级。
在同一个周期中，元素的最外层电子壳的能级相同，受到的核吸引力相近，因此具有类似的化学性质。
元素周期表的周期依次为K、L、M、N、O等，对应着原子的能级。
元素周期表的族是指元素的主族和次族。
主族元素是指位于周期表左边的元素，它们具有相似的化学性质。
主族元素的最外层电子壳填满的电子数都相同。
例如，第一族（碱金属）的元素最外层电子壳只填满了一个电子，第二族（碱土金属）的元素最外层电子壳填满了两个电子。
次族元素是指位于周期表右边的元素，它们具有相似的化学性质。
次族元素的最外层电子壳填满的电子数也相同。
例如，第十六族（卤族）的元素最外层电子壳填满了六个电子。
元素周期表的排列方式和周期性质的变化规律可以总结为以下几点：1.周期性：在元素周期表中，各周期的化学性质有规律地变化。
例如，金属元素通常位于周期表左侧，具有良好的导电性和热导性，而非金属元素通常位于周期表右侧，具有较差的导电性。
2.原子半径：随着周期数的增加，原子半径逐渐增大。
这是因为随着电子层数的增加，电子对原子核的屏蔽作用增强，电子云的尺寸增大。
3.电离能：随着周期数的增加，元素的电离能逐渐增大。
第03章原子结构-的电子层结构和元素周期表
子数相同(外层电子构型相似)，只是半径不同，
所以它们的性质相似。
12:25
22
三、原子的电子层结构与元素的分区
价电子：
最高能级组轨道上的电子；因为
一般是它们参与反应。
分区：
根据价电子构型的不同，可将周
期表中的元素分为五个区。
实际上是把价层电子构型相似的
元素集中在一个区。
12:25
23
三、原子的电子层结构与元素的分区
7个周期对应7个能级组。周期数 = 电子层数
⑵族：
18纵列，7主族、7副族、0族、Ⅷ族共16个
族。主族序数＝最外层电子数
⑶区：
主表从左到右分为s、d、ds、p区;
副表(镧系和锕系)是 f 区。
12:25
18
一、原子的电子层结构与周期的关系
1、元素周期表
随原子序数递增，元素周期性地从
金属渐变成非金属,以稀有气体结束，又
镧系和锕系元素
12:25
25
练习 已知某元素的原子序数为25，试写
出该元素原子的电子排布式，并指出该元
素在周期表中所属周期、族和区。
解 : 该元素的原子应有25个电子。根据电
子填充顺序，它的电子排布式应为
1s22s22p63s22p63d54s2或写成[Ar]3d54s2。其
中最外层电子的主量子数n=4，所以它属于
化 学
第三章 原子结构
竞
赛
辅
新
导
乡 市
讲
一
座
中
第三节电子层结构和元素周期表
马 喜
山
赛纲摘录
元素周期律与元素周期系。
12:25
1
第三节 原子的电子层结 构和元素周期表
原子结构与元素周期律
原子结构与元素周期律原子结构指的是原子的组成和结构。
根据量子力学理论，原子由电子、质子和中子组成。
质子和中子集中在原子核中，而电子则存在于原子的外层。
电子以特定的轨道围绕着原子核运动，这些轨道又被称为电子壳。
每个电子壳能够容纳不同数量的电子，其中第一电子壳最多容纳2个电子，第二电子壳最多容纳8个电子，而后续的电子壳分别容纳最多18个、32个和50个电子。
这是因为电子的分布满足一定的能级规则，即每个电子壳的能级比前一个电子壳的能级高。
元素周期律是研究和分类元素的规律性表达方式。
元素周期表是根据元素的原子序数和化学性质编排的表格。
元素周期表的主体是按照原子序数递增排列的，每个元素的原子序数代表了其原子核中的质子数。
现在的元素周期表是按照门捷列夫周期定律、贝尔定律和气体化学定律编撰的。
门捷列夫周期定律是指元素的性质会随着原子序数的增加而循环性地变化。
贝尔定律则是指元素的化学性质主要取决于其原子外层电子的数目。
基于这些定律和规律，元素周期表将元素分成了相应的周期和族。
元素周期表的周期是指元素周期表中的横行，也称为周期。
一共有7个周期，每个周期中的元素具有相似的化学性质。
元素周期表中的族则是指元素周期表中的竖列，也称为族。
元素周期表中的元素周期和族数共同描述了元素的化学性质，周期性地变化。
对于周期表上的每个元素，都有相应的元素符号、原子序数、相对原子质量和周期表中的位置。
元素周期表的开创者是俄国化学家门捷列夫，他在19世纪初首次提出了元素周期定律，并将元素按照这个定律排列在一张表上。
随着现代化学的发展，元素周期表逐渐完善，并逐渐扩展。
如今的元素周期表已经包含了118个元素，其中92个是自然界存在的元素，剩下的是由科学家们在实验室中合成的人工合成元素。
总结起来，原子结构和元素周期律是化学中两个重要的概念。
原子结构指的是原子的组成和结构，包括质子、中子和电子的分布。
元素周期律则是描述和分类元素的规律性表达方式，根据原子序数和周期规律将元素排列在一个表格里，以反映元素的周期性变化。
元素周期表中元素的电子排布规律
元素周期表中元素的电子排布规律元素周期表是化学中最基础且最重要的工具之一，它按照元素的原子序数、原子结构和化学性质的规律排列了所有已知元素。
元素的电子排布规律是元素周期表的核心内容之一，其中包含了电子分布的规则和原则。
本文将详细介绍元素电子排布的规律，以及这些规律背后的科学原理。
一、原子结构和电子排布简介在了解元素的电子排布规律之前，我们首先需要了解元素的原子结构。
一个原子由质子（位于原子核中，带正电荷）、中子（位于原子核中，无电荷）和电子（位于原子外层，带负电荷）组成。
原子的质子数和电子数相等，而中子数量可以变化。
电子排布指的是电子在原子中的分布方式，可以分为核心电子和价电子。
核心电子指的是位于原子核内的电子，它们的能量较低，不参与化学反应。
价电子指的是位于原子外层的电子，它们的能量较高，决定了元素的化学性质。
二、奥布规则奥布规则是描述电子排布的基本原则之一。
根据奥布规则，电子在原子中的排布方式遵循“低能量优先，同能量填满，电子自旋相反”的原则。
具体来说，奥布规则可以总结为以下三条：1. 质子数增加时，电子会按照能量顺序填充最低能量的轨道，也就是说，电子首先填充1s轨道，然后依次填充2s、2p、3s、3p等轨道。
2. 同一轨道的电子填充时，会尽量让每个轨道填充一个电子，直到轨道的容纳电子的数量达到最大值为止。
这种填充方式称为洪特定则。
3. 每个电子都具有自旋，自旋的方向有两种可能，分别表示为上自旋和下自旋。
按照奥布规则，每个轨道填充一个电子时，上自旋和下自旋的电子数量应该尽量相等。
奥布规则的应用使得元素的电子排布变得有序和可预测，为化学研究和元素性质的理解提供了重要的基础。
三、朗道规则朗道规则是描述电子排布的另一个重要原则。
根据朗道规则，电子在填充轨道时，会尽量使轨道的总角动量（包括轨道角动量和自旋角动量）取最小能量。
朗道规则可以概括为以下三个原则：1. 在一个主量子数n相同的壳层中，总角动量为零的子壳层会比总角动量不为零的子壳层更稳定。
无机化学_09原子的电子层结构和周期律详解
无机化学_09原子的电子层结构和周期律详解原子的电子层结构和周期律是无机化学的基础知识，对于理解元素的性质和反应过程非常重要。
本文将详细介绍原子的电子层结构和周期律，包括原子结构的基本概念、电子的排布规律、原子的周期性和电子云模型等方面。
1.原子的基本结构原子是物质的基本单位，由原子核和围绕原子核运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子带正电荷，中子不带电荷。
电子带负电荷，质量很小。
原子的电荷数等于质子数，因此原子是电中性的。
2.电子的排布规律电子在原子中的排布规律可以用电子的能级和轨道来描述。
能级是描述电子能量的概念，用数字或字母标记。
第一能级最低，能级越高，能量越大。
每个能级可以容纳一定数量的电子，根据对应的公式2n^2，n表示第几能级。
例如，第一能级最多容纳2个电子，第二能级最多容纳8个电子。
轨道是电子在原子中运动的区域。
轨道可以分为s、p、d、f等类型，每个轨道具有特定的形状和能量。
s轨道是球对称的，能量最低；p轨道是沿着坐标轴取平面的，能量较高；d轨道是复杂的形状，能量更高；f轨道更加复杂，能量最高。
根据电子排布规律，每个能级的s轨道最先填满，然后是p、d和f轨道。
同时，每个轨道最多容纳2个电子，并且电子要填满同一个轨道时，电子自旋方向相反。
3.原子的周期性根据电子排布规律，可以发现原子在元素周期表中具有周期性。
元素周期表是一种将元素安排成水平行和垂直列的表格，按照升序排列。
元素周期表中的水平行被称为周期，纵列被称为族。
周期数对应于原子的能级数，而族数则对应于最外层电子的轨道类型。
根据原子的电子配置，可以将元素划分为主族元素和过渡元素。
主族元素的最外层电子数和周期数相同，而过渡元素的最外层电子数小于周期数。
元素周期表的左侧为金属元素，右侧为非金属元素。
金属元素的电子云模型呈现电子向外的分布，非金属元素呈现电子向内的分布。
周期表的中心是过渡元素，具有中间性质。
4.电子云模型电子云模型是描述电子在原子周围运动的模型。
7.2原子电子层结构和元素周期系
2.多电子原子的核外电子排布 1) Pauli不相容原理 2) 能量最低原理 3)Hund规则
1) Pauli不相容原理 (W.Pauli’s Exclusion Principle)
“同一原子中，不可能有2个电子的运动状态 完全相同”。
或说：“同一原子中，不可能有4个量子数完 全相同的2个电子同时存在”。
npx, npy,npz
3
nd(n≥3, l=2)
ndxy, ndxz,ndyz , ndx2-y2 , ndz2
5
nf (n≥4, l=3) nfz3, nfxz2,nfyz2 , nfxyz , nfz(x2-y2), , nfx2-yz2 nfyz2-x2 7
能级组：（n+0.7l）整数位相同的若干原子轨道， 组成同一个能级组(能量组)。
鲍林近似能级图
P 6s O 5s N 4s M 3s L 2s K
1s 1s
6p
5d
4f
5d 4f 6s
4d
5p 4d
5s
3d
4p 3d
4s
3p 3s
方框中的几种轨道能量相近，
2p 称为一个能级组
2s n 和l 都相同时，原子轨道
能量相等，称为等价轨道。
鲍林能级图严格意义上只能叫“顺序图”,顺 序是指轨道被填充的顺序或电子填入轨道的顺序. 换一种说法，填充顺序并不总是能代表原子中电 子的实际能级！
Z* = Z - （６．４） （ ：屏蔽常数， ，屏蔽作用 ）
1.有效核电荷 Z*
屏蔽常数的计算J.C.Slater规则：
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:
原子核外电子排布与元素周期律
原子核外电子排布与元素周期律一、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.X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）二、原子核外电子排布1、分层排布：经过长期的研究发现，在含有多个电子的原子中，电子的能量并不相同，电子运动的主要区域离原子核的远近也不相同。
能量低的电子通常在离核近的区域运动，能量高的电子通常在离核远的区域运动。
即：电子在原子核外分层排布。
（1） 电子层：为了描述不同电子的运动情况，通常将核外电子运动的不同区域看成不同的电子层。
例：（2） 电子层的表示方法：各电子层由内向外的序数n 依次为1、2、3、4、5、6、7……，分别称为K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q ……电子层。
各电子层的能量由内向外依次增高2、排布规律：一低三不超（1） 能量最低原则：核外电子总是尽先排在能量较低的电子层中，然后由内向外，依次排在能量逐渐升高的电子层中。
即：最先排在K 层，当K 层排满后，再排L 层……（2） 各电子层最多能容纳的电子数为2n 2(n 表示电子层)（3） 最外层电子数不能超过8个电子（K 层为最外层时不能超过2个） （4） 次外层电子数不能超过18个电子（K 层为次外层时不能超过2个）；倒数第三层不超过32个电子。
例1：某元素的原子核外电子排布中，K 电子层和L 电子层电子数之和等于M 电子层与N 电子层电子数之和，则该元素的核电荷数为：（ ） A 、30 B 、20 C 、12 D 、17例2：有A 、B 、C 、D 、E 五种元素，他们的核电荷数依次增大，且都小于20，其中C 、E 是金属元素；A 和E 元素原子的最外层都只有1个电子；B 和D 元素原子的最外层电子数相同，且B 元素原子L 层电子数是K 层电子数的3倍；C 元素原子最外层电子数是D 元素原子最外层电子数的一半，由此推指：A 、B 、C 、D 、E 分别是什么元素？ 3、核外电子排布的表示方法： （1）原子结构示意图：以钠为例：核电荷数=核外电子数（2）离子的结构示意图：核电荷数=核外电子数+化合价（代数式）4、原子核外电子排布和元素性质的关系：原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。
元素周期律知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律知识点一 原子核外电子的排布一、电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。
能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1. 2. Cl-五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。
5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。
6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。
7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。
8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。
9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。
10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。
知识点二 元素周期律元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。
1.1.1原子核外电子排布与元素周期律
化合价的变化
0 +5 -3 -2 -1 +5 +6 +7 -3 -2 -1 0
+1 +2 +3 +4 -4 +1 +2 +3 +4 -4
0
结论：随着原子序数的递增，元素化 合价呈现 周期性 变化。
小结关于化合价
1.前18号元素(稀有气体元素除外)： (1)元素的最高正价=最外层电子数。 (2)负化合价=最外层电子数－8。 (3)氟无正价,氧无高正价（氟氧无正价），金属 无负价。 2.原子序数为奇数(最外层电子数为奇数)多显奇 数价，否则多显偶数价。
2 .化合价 升高 周期表中，从左ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ右最高正价_______, 14 列开始出现。 负价从第______
1、下列说法中正确的是( )。 A．非金属元素呈现的最高正化合价数值上不 超过该元素原子的最外层电子数 B．非金属元素呈现的最低负化合价，其绝 对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
取铝片和镁
片擦去氧化 膜，分别和
2mL 1mol/L 盐酸反应。
现象： 镁与铝均能与盐酸反应 产生气泡。但镁反应较 剧烈。
反应： Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+3H2 结论： 镁的金属活动性比铝强
小结
钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝与水不反应。 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与 酸反应剧烈程度减弱 NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是弱碱，Al(OH)3 是
影响 原子 半径 大小 的因 素 最主要因素 子半径越大 ②核电荷数：核电荷数增多，使原 子半径有减小的趋向 当电子层数相同时，核电荷数 的影响较大。
原子的电子层结构与元素周期表
f区
超铀元素
3 6
5
(n-2)f1~14
元素周期表
3 休息
6
目录
1
8.3.2元素性质的周期性
8.3.2元素性质的周期性
原子基本性质 : 原子半径,电离能,电子亲和能以及电 负性等. ): 表征原子基本性质的物理量 . 原子参数(parameter parameter): radius ): 1.原子半径(atomic radius): ①共价半径: 铜原子半径 ②范德华半径 : 氯原子的 共价半径 ③金属半径:
8.3原子的电子层结构和元素周期律
8.3原子的电子层结构和元素周期律
PERIODIC SYSTEM OF ELEMENTS
8.3.1 原子的电子层结构与元素周期表
8.3.2 元素性质的周期性
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2
8.3.1原子的电子层结构与元素周期表
8.3.1原子的电子层结构与元素周期表
各周期元素与相应能级组的关系
99pm 180pm
25 6p m
氯原子的 范德华半 径
休息
12 8p m
← 360pm → 198pm
主要影响因素 : ①Z*; ②核外电子层数 . 变化规律. energy , I): 2.电离能(ionization energy, 定义: M(g) - e- → M+(g), I1 kJ·mol-1; 如: Al(g) - e - → Al+(g), I1 = 578 kJ· + 2+ → I 1817kJ·mol-1; Al (g) - e Al (g), 2 = 1817kJ· Al 2+(g) - e- → Al3+(g), I3 = 2745kJ ·mol-1; 2745kJ· Al 3+(g) - e- → Al4+(g), I4 = 11578kJ ·mol-1 . 11578kJ·
第二节 第1课时 原子核外电子排布和元素周期律
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时, 形成和同周期的稀有气体原子 相同的电子层结构。
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课前导学
要点突破
与稀有气体原子核外电子排布相同的离子: ①与 H e原子电子层结构相同的离子有: 、B e 、H 。 Li 23+ 2+ 3+ ②与 N e原子电子层结构相同的离子有: 、O 、N 、N a 、M g 、A l 。 F ③与 A r原子电子层结构相同的离子有: l 、S 、K 、C a 。 C
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课前导学
要点突破
3. 下列各组元素性质的递变错误的是( C A . 、B e、B 原子最外层电子数依次增多 Li B. P、S、C l元素的最高正化合价依次升高 C . 、C 、N 、O 、F 原子半径依次增大 B D . 、N a、K 、R b的金属性依次增强 Li
)
指津: 、B e、B 原子的最外层电子数分别为 1、2、3, 项正确; Li A P、S、 C l的最高正化合价分别是+5、+6、+7, 项正确; 、C、N 、O 、F 原子 B B 的电子层数相同, 最外层电子数依次增多, 则原子半径依次减小, 项错 C 误; 、N a、K 、R b的最外层电子数相同, Li 原子半径依次增大, 则金属性 依次增强, 项正确。 D
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要点突破
(2)不同电子层的表示及能量关系
序号(n) 各电子 层(由 内 到外) 符号 与原子核的距离 能量 1 K 2 L 3 M 4 N 由近到远 由低到高 5 O 6 P 7 Q
3.电子分层排布 电子总是尽可能先从内层排起, 当一层充满后再填充下一层。
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法。 2.掌握核外电子的排布及原子结构与元素周期系 的关系。掌握元素某些性质的周期性。 3.熟悉波函数、原子轨道、电子云的概念，熟悉
原子轨道和电子云的角度分布图。
4.了解核外电子运动的特殊性。了解多电子原子 产生能级交错的原因。
第一节 核外电子运动的特殊性
第一节 核外电子运动的特殊性
(三) 磁量子数 m
取值： m =- l，…-2，-1，0，1，2，… l ， 意义： m 表示电子云在空间的伸展方向。每一个m值代表 一个伸展方向、电子轨道或原子轨道。磁量子数与能量无关。 n =1 n =2 l=0 l=0 l=1 m m m m m =0 =0 = -1 =1 =0 1条轨道 4条轨道
第二章 原子结构
内容提要
第一节 核外电子运动的特殊性 一、历史回顾 二、核外电子运动的特殊性 三、波函数 四、电子云 五、四个量子数 第二节 核外电子排布规律 一、多电子原子轨道能级 二、核外电子排布原理 第三节 原子的电子层结构和元素周期律
一、原子结构与元素周期律的关系 二、元素性质的周期性
教学基本要求
1 2 3
主量子数 n 角量子数 l 磁量子数 m 自旋量子数 ms
4
第一节 核外电子运动的特殊性
(一) 主量子数 n 取值： n =1，2，3，……； 物理意义： n值的大小表示电子的能量高低。 n值越大表示电子所在的层次离核较远，电子具有 的能量也越高。 对于n =1，2，3，…分别称为第第一能层，第 二能层，第三能层…
历史回顾 核外电子运动的特殊性
一 二 三 四 五
波函数
电子云
四个量子数
第一节 核外电子运动的特殊性
一、历史回顾
(一)道尔顿(J.Dolton)的原子理论---19世纪初
(二)汤姆逊发现带负电荷的原子
(三)卢瑟福的行星式原子模型 (四)近代原子结构理论-----玻尔原子模型
第一节 核外电子运动的特殊性
P = mc = h / c = h /
电子衍射实验，得到一系列明暗相间的 环──衍射环纹，证实电子具有波动性。
第一节 核外电子运动的特殊性
•
2.不确定原理 微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量 测不准原理来源于微观粒子运动的波粒二象性， 是微观粒子的固有属性。 电子的位置虽然测不准, 但可以知道它在某空 间附近出现的几率，因而可以用统计的方法和观点, 考察其运动行为，用电子出现在核外空间各点的几 率分布图来描述。
道尔顿认为： 1.一切物质都是原子组 成，原子不能再分割； 2.同一种元素的原子在 质量、形态等方面完全相同；
3.原子以简单的比例结合成化合物；
第一节 核外电子运动的特殊性
汤姆逊原子模型 通过阴极射线的偏转 实验，发现了带有负电荷 的电子，从而打破了原子 不可分割的观点。人们对 物质结构的认识开始进入 了一个重要发展阶段。
第一节 核外电子运动的特殊性
三、波函数 1926年薛定谔建立了著名的描述微 观粒子运动状态的量子力学波动方程： 2 2 2 8 2 m
x
2
y
2
z
2
h
2
( E V ) 0
－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－轨道能量 m—微粒质量 h—普朗克常数 x,y, z 为微粒的空间坐标 (x,y,z) 波函数
n=4
（1）分层
（2）跃迁 （3）不连续
n=3 n=2 n=1
E h E 2 E1 E ：表示能量 h ：表示普朗克常数 ：表示辐射光的频率
第一节 核外电子运动的特殊性
1)行星模型:假定氢原子核外电子处在一 定的线性轨道上绕核运行，正如太阳系的行 星绕太阳运行一样。 2) 量子化条件:玻尔假定，氢原子核外电 子的轨道不是连续的，而是分立的。 3)定态假设: 基态 激发态 跃迁
第一节 核外电子运动的特殊性
原子轨道的角度分布图
第一节 核外电子运动的特殊性
四、电子云 电子的波函数的意义比较好的 解释是统计解释，量子力学引入了 电子云的概念。 电子云的物理意义： 黑点较密的地方表示电子出现的 机会多。
电子云的角度分布图
第一节 核外电子运动的特殊性
电子云的角度分布图比波函数的角度分布图 略“瘦”些。电子云的角度分布图没有‘’‘’。
第一节 核外电子运动的特殊性
2.玻尔理论解决的问题
（1）原子的稳定性 （2）阐明了氢原子光谱的不连续性
氢原子光谱的一部分
第一节 核外电子运动的特殊性粒二象性
微观粒子既具有波的性质又具有粒子的性 质称为波粒二象性。电子就是具有粒子性和波 动性这样双重性质的物质。
原子轨道的角度分布图有‘’‘’。这是根
据的解析式算得的。它不表示电性的正负。 作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称 性，因此在讨论化学键的形成时有重要作用。
第一节 核外电子运动的特殊性
五、四个量子数
薛定谔方程式的解为系列解，每个解都有一 定的能量E和其相对应，且每个解ψ 都要受到三 个常数n，l，m的规定。称n，l，m为量子数。
第一节 核外电子运动的特殊性
2 2 2 8 2 m 2 2 2 ( E V ) 0 2 x y z h
用波函数的数学形式描述核外电子的运 动状态不如用其图像更直观，常用原子轨道 的角度分布图来描述核外电子的运动状态， 波函数的角度分布图又称为原子轨道的角度 分布图
n
对应电子层
1
第一层
2
第二层
3
第三层
4
第四层
5
第五层
· ·
第一节 核外电子运动的特殊性
(二) 角量子数 l
取值： l =0，1，2，……n-1；
物理意义： l 表示电子云的形状。
角量子数
亚层符号 轨道形状
0
s 球形
1
2
3
f
4
g
p d 哑铃型 花瓣型
第一节 核外电子运动的特殊性
主量子数与角量子数的关系 n 电子层 l 亚层 1 第一 0 1s 2 第二 0 1 2s 2p 3 第三 0 1 2 3s 3p 3d 4 第四 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f
第一节 核外电子运动的特殊性
卢瑟福原子模型 “行星模型”或有核原 子结构模型。该模型中， 把微观的原子看成“太阳 系”，带正电的原子核好 比“太阳”，电子在原子 核外绕核旋转，就象行星 绕着太阳运动一样。原子 核占有全部正电荷和几乎 全部的原子质量。
第一节 核外电子运动的特殊性
玻尔的氢原子模型 1.氢原子结构理论的基本假说