多电子原子轨道能量PPT课件
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139-2-6多原子分子分子轨道能级图课件
( 2 px ) 2
*1s
1s
1s
1s
键级 = ( 6 － 0 ) / 2 = 3 ， 三 键 一个 键，两个 p 键
AO MO AO
O2 分子轨道图
p*2 p y 2p
p 2py
2s
1s
AO MO
分子轨道能级图为 A 图
*2 px p*2 pz
2p
p 2 pz 2 px *2s 2s 2s *1s 1s 1s
必须注意 A 图和 B 图之间的差别 。
A图 p*2 p y
*2 px p*2 pz
B图 p*2 p y
2p
2p 2p
*2 px p*2 pz
2p
p 2 py
p 2 pz 2 px
p 2py
2 px p 2 pz
2°电子在分子轨道中的排布
H2 分子轨道图
*1s
1s
1s 分子轨道式
1s
AO MO AO
*
MO
。
组合成的
MO 和
*
MO
的能量总和与原来 2 个
原子轨道 AO （ 2 个 s 轨道）的能量总和相等。
σ 的能量比 AO 低，称为成键轨道， σ* 比 AO 高，称为反键轨道。
当原子沿 x 轴接近时，px 与 px 头对头组合成 σ p和x σ* p。x
+
±
成键轨道在核间无节面，反键轨道在核间有节面。
AO
分子轨道式 ( 1s ) 2 ( *1s ) 2 键级 = ( 2 － 2 ) / 2 = 0
由于填充满了一对成键轨道和反键轨道，故分子的能量与原
子单独存在时能量相等， 键级为零。He 之间无化学键，即 He2 分子不存在。
*1s
1s
1s
1s
键级 = ( 6 － 0 ) / 2 = 3 ， 三 键 一个 键，两个 p 键
AO MO AO
O2 分子轨道图
p*2 p y 2p
p 2py
2s
1s
AO MO
分子轨道能级图为 A 图
*2 px p*2 pz
2p
p 2 pz 2 px *2s 2s 2s *1s 1s 1s
必须注意 A 图和 B 图之间的差别 。
A图 p*2 p y
*2 px p*2 pz
B图 p*2 p y
2p
2p 2p
*2 px p*2 pz
2p
p 2 py
p 2 pz 2 px
p 2py
2 px p 2 pz
2°电子在分子轨道中的排布
H2 分子轨道图
*1s
1s
1s 分子轨道式
1s
AO MO AO
*
MO
。
组合成的
MO 和
*
MO
的能量总和与原来 2 个
原子轨道 AO （ 2 个 s 轨道）的能量总和相等。
σ 的能量比 AO 低，称为成键轨道， σ* 比 AO 高，称为反键轨道。
当原子沿 x 轴接近时，px 与 px 头对头组合成 σ p和x σ* p。x
+
±
成键轨道在核间无节面，反键轨道在核间有节面。
AO
分子轨道式 ( 1s ) 2 ( *1s ) 2 键级 = ( 2 － 2 ) / 2 = 0
由于填充满了一对成键轨道和反键轨道，故分子的能量与原
子单独存在时能量相等， 键级为零。He 之间无化学键，即 He2 分子不存在。
比较下列多电子原子的原子轨道能量的高低⑴2s2p4s3s3p4p2s
④原子轨道能量顺序图，填写下空 1s﹤2s﹤2p﹤3s﹤3p﹤4s<3d<4p<5s<…
（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
（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
【课件】电子云与原子轨道泡利原理、洪特规则、能量最低原理课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
原子核外电子的运动状态是怎么样的呢？
1913年，波尔提出氢原子模型，电子在线性 轨道上绕核运行
1926年，玻尔建立的线性轨道模型被量子力学 推翻。
量子力学指出，一定空间运动状态的电子并 不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空 间各处都可能出现，但出现的概率不同，可以 算出它们的概率密度(ρ)分布。
3．不同能层的能级、原子轨道
能层 能级
原子 轨道数
原子轨 道名称
K L M
N ……
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 ……
1s
2s 2p x 、2p y、2p z
3s 3p x 、3p y、3p z
……①
4s 4p x 、4p y、4p z
即每个电子的运动状态都不相同(要么不同轨道，要么自旋方向不同) ➢有几个原子轨道就有几个空间运动状态 ➢ 有几个电子就有几种运动状态
自学检测
2min
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占满 1 个
× 轨道，然后再占据其他原子轨道。先单独分占，且自旋平行。( )
(2)126C 的电子排布式 1s22s22p2x违反了洪特规则。
( √)
(3)
违背了泡利原理。洪特规则
( ×)
(4)在 d 轨道中电子排布成 遵循的是洪特规则。
题组 1 认识理解电子云 1．图 1 和图 2 分别是 1s 电子的概率密度分布图和原子轨道图。
下列有关说法正确的是( C )
图1
图2
A．图1中的每个小点表示1个电子
B．图2 表示1s电子只能在球体内出现 球体内90%，球体外10%
多电子原子的光谱项概述PPT(52张)
一原子轨道中电子的两种取向，即顺时针方向和逆时针方向。
基态原子核外电子排布的规则 LOGO
❖ 基态的原子核外电子应遵从三条原则： – 泡利不相容原理：一个原子中不可能存在两个具有相同的4个量 子数的电子，可见，一个原子轨道最多只能排两个电子，而且这 两个电子的自旋必须相反。 – 能量最低原理：为了使原子系统能量最低，在不违背泡利不相容 原理的前提下，电子尽可能地先占据能量最低的轨道。这个状态 就使原子系统的基态。 – 洪德原则：在等能量（n,l相同）的轨道上，自旋平行电子数越 多原子系统的能量则越低。即：在一组能量相同的轨道上，电子 尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道。 – 作为洪德规则的补充，能量兼并的轨道上全充满、半充满或全空 的状态是比较稳定的。
多电子原子的光谱项概述PPT(52张)培 训课件 培训讲 义培训 教材工 作汇报 课件PP T
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多电子原子的光谱项概述PPT(52张)培 训课件 培训讲 义培训 教材工 作汇报 课件PP T
原子光谱项的求法
多电子训 教材工 作汇报 课件PP T
第4章 多电子原子的光谱项
1
LOGO
基态原子核外电子排布的规则 单个原子的核外电子的运动状态用n、l、m、ms4个量子数来表示. 主量子数n：取值为1，2，3，…非零的正整数. 电子运动的能量主要由主量子数n来决定，在氢原子中， 电子的能量为：E=-13.6/n2eV，n值越大，电子离核平均距离越远， 电子的能量越高 轨道角动量量子数l，简称角量子数. 决定电子的原子轨道角动量的大小，描述电子云的形状. 当n值一定时，不同的l对电子的能量也稍有影响，l越大能量越高. L取值为0，1，2，3， …，（n-1）等n个从0开始的正整数 磁量子数m：描述着电子云在空间的伸展方向它的取值受角量子数l的 限制，m=0，± 1， ± 2，…， ± l 自旋磁量子数ms：描述原子中的电子的自旋运动，取值为± 1/2分别 表示同
基态原子核外电子排布的规则 LOGO
❖ 基态的原子核外电子应遵从三条原则： – 泡利不相容原理：一个原子中不可能存在两个具有相同的4个量 子数的电子，可见，一个原子轨道最多只能排两个电子，而且这 两个电子的自旋必须相反。 – 能量最低原理：为了使原子系统能量最低，在不违背泡利不相容 原理的前提下，电子尽可能地先占据能量最低的轨道。这个状态 就使原子系统的基态。 – 洪德原则：在等能量（n,l相同）的轨道上，自旋平行电子数越 多原子系统的能量则越低。即：在一组能量相同的轨道上，电子 尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道。 – 作为洪德规则的补充，能量兼并的轨道上全充满、半充满或全空 的状态是比较稳定的。
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原子光谱项的求法
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第4章 多电子原子的光谱项
1
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基态原子核外电子排布的规则 单个原子的核外电子的运动状态用n、l、m、ms4个量子数来表示. 主量子数n：取值为1，2，3，…非零的正整数. 电子运动的能量主要由主量子数n来决定，在氢原子中， 电子的能量为：E=-13.6/n2eV，n值越大，电子离核平均距离越远， 电子的能量越高 轨道角动量量子数l，简称角量子数. 决定电子的原子轨道角动量的大小，描述电子云的形状. 当n值一定时，不同的l对电子的能量也稍有影响，l越大能量越高. L取值为0，1，2，3， …，（n-1）等n个从0开始的正整数 磁量子数m：描述着电子云在空间的伸展方向它的取值受角量子数l的 限制，m=0，± 1， ± 2，…， ± l 自旋磁量子数ms：描述原子中的电子的自旋运动，取值为± 1/2分别 表示同
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
第1章 小专题 大智慧 比较原子轨道能量高低的规律
专题讲坛 小 专 题 大 智 慧
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
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
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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
新教材高中化学原子结构第二课时电子云与原子轨道泡利原理洪特规则能量最低原理课件人教版必修二
(2)原子轨道。 ①原子轨道:电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨 道。
②能级与原子轨道数目的关系。
能级符号 ns
np
nd
nf
轨道数目 1
3
5
7
【微思考1】电子云中的一个小黑点表示电子在该处出现过一次 吗? 提示:不是。电子云图中独立的小黑点没有意义,小黑点的密度才 有意义,小黑点的密度大小表示电子出现概率的大小。
能量最低,这就是能量最低原理。
【微思考2】对于多电子的基态原子,核外电子排布总是按照构造
原理,由低能级依次排列才能保证原子的能量最低吗? 提示:不是。如Cr、Cu的核外电子排布。
知识铺垫
必备知识
正误判断
1.在原子中第n能层,电子占有的轨道数最多为n2。 ( ) 2.同一原子中的npx与npy轨道形状相同,半径相同且在空间相互垂 直。( ) 3.电子云图中小黑点密度的大小可表示电子的多少。( ) 4.p轨道呈哑铃形,因此p轨道上的电子运动轨迹呈哑铃形。( )
③P: ④Cr:1s22s22p63s23p63d44s2 ⑤Fe:1s22s22p63s23p63d64s2 ⑥Mg2+:1s22s22p6
⑦C:
探究1
探究2
素养脉络
随堂检测
深化拓展 1.基态原子核外电子排布的规则 (1)核外电子排布所遵循的规律。 ①能量最低原理:电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道,使整 个原子的能量最低。 ②泡利原理:在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子且自旋相反。 ③洪特规则:基态原子中,填入简并轨道的电子总是先单独分占且 自旋平行。
第二课时 电子云与原子轨道 泡利原理、洪特规则、 能量最低原理
素养 目标
1.通过原子核外电子运动的形象化表达,了解电子云和 原子轨道的概念,形成宏观辨识与微观探析的核心素养。 2.通过对核外电子排布规律的探究,了解泡利原理、洪 特规则、能量最低原理等,形成证据推理与模型认知的 核心素养。
12 多电子原子核外电子的排教学课件)2023学年高二化学同步备课系列(沪科版2020选择性必修2)
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 能直观反映出电子的排布情况及电子的自旋状态
Al：
核外电子排布的表示方法
【例6】以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是( D )
原子 元素 元素 电子排布式
序数 名称 符号 K L
M
N
O
17 氯 Cl 1s2 2s22p6 3s23p5
18 氩 Ar 1s2 2s22p6 3s23p6
19 钾 K 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1
20 钙 Ca 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2
21 钪 Sc 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d1
核外电子排布的表示方法
例3：下列基态原子的电子排布式，书写正确的是( ) A.9F:1s22s22p6 B.15P:1s22s22p63s33p2 C.21Sc:1s22s22p63s23p64s23d1 D.35Br:1s22s22p63s23p63d104s24p5
答案:D 解析:氟原子2p能级应排5个电子;磷原子的3s能级应排2个电子,3p能级 应排3个电子;写电子排布式时,应将同能层的能级移到一起。
5f 4f
构造原理示意图
基态原子核外电子的排布规则
构造原理与电子排布式
构造原理
按照构造原理，元素的核电 荷数每递增一个，同时增加一个 核电荷和一个核外电子，就得到 一个基态原子的电子排布。电子 填满了一个能级，开始填人下一 个能级，由此构建了元素周期系 中各元素的基态原子的电子排布源自基态原子核外电子的排布规则
1s22s22p2 14.01
能层
1s22s22p2
能级
核外电子排布的表示方法
2.书写方法：①先按构造原理从低到高排列；
Al：
核外电子排布的表示方法
【例6】以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是( D )
原子 元素 元素 电子排布式
序数 名称 符号 K L
M
N
O
17 氯 Cl 1s2 2s22p6 3s23p5
18 氩 Ar 1s2 2s22p6 3s23p6
19 钾 K 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1
20 钙 Ca 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2
21 钪 Sc 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d1
核外电子排布的表示方法
例3：下列基态原子的电子排布式，书写正确的是( ) A.9F:1s22s22p6 B.15P:1s22s22p63s33p2 C.21Sc:1s22s22p63s23p64s23d1 D.35Br:1s22s22p63s23p63d104s24p5
答案:D 解析:氟原子2p能级应排5个电子;磷原子的3s能级应排2个电子,3p能级 应排3个电子;写电子排布式时,应将同能层的能级移到一起。
5f 4f
构造原理示意图
基态原子核外电子的排布规则
构造原理与电子排布式
构造原理
按照构造原理，元素的核电 荷数每递增一个，同时增加一个 核电荷和一个核外电子，就得到 一个基态原子的电子排布。电子 填满了一个能级，开始填人下一 个能级，由此构建了元素周期系 中各元素的基态原子的电子排布源自基态原子核外电子的排布规则
1s22s22p2 14.01
能层
1s22s22p2
能级
核外电子排布的表示方法
2.书写方法：①先按构造原理从低到高排列；
高中化学竞赛辅导专题 原子中电子的分布41PPT
因因此此，，各各能能级级均均属属于于第第七七能能级级组组，，能能级级顺顺序序为为 EE7s7s EE5f5fEE6d6dEE7p7p
这这一一规规则则称称为为nn++0.07.7l 规l 规则则。。
从图中可以看出： （1）各电子层能级相对高低为：
K<L<M<N<O<P
（2）同一电子层各亚层能级的相对高低 为： Ens< Enp< End< Enf ……
2s2 3s23p3 3d54s1 5s25p5 5d106s2 5f36d17s2
由于价层上的电子参与化学反应，因此，
价层电子构型与元素性质的关系十分密
切。讨论电子层结构时，主要研究价层
电子构型。 轨道排布式：
15P [Ne] 3s2 3p3
24Cr [Ar] 26Fe [Ar]
3d5 4s1 3d6 4s2
则大能，量则越能高量。越而高且。该而能且级所该在能能级级所组在的能组级数组，的就组是数（，n 就+
0.是7 l（）n的+整0.数7 l部）分的。整以数第部七分能。级以组第为七例能进级行组讨为论例进行讨
论 7 7pp （（nn++0.07.7l ）l ）==7 7++0.07.71 1==7.77.7 6 6dd （（nn++0.07.7l ）l ）==6 6++0.07.72 2==7.74.4 5 5f f （（nn++0.07.7l ）l ）==5 5++0.07.73 3==7.71.1 7 7s s （（nn++0.07.7l ）l ）==7 7++0.07.70 0==7.70.0
这这一一规规则则称称为为nn++0.07.7l 规l 规则则。。
从图中可以看出： （1）各电子层能级相对高低为：
K<L<M<N<O<P
（2）同一电子层各亚层能级的相对高低 为： Ens< Enp< End< Enf ……
2s2 3s23p3 3d54s1 5s25p5 5d106s2 5f36d17s2
由于价层上的电子参与化学反应，因此，
价层电子构型与元素性质的关系十分密
切。讨论电子层结构时，主要研究价层
电子构型。 轨道排布式：
15P [Ne] 3s2 3p3
24Cr [Ar] 26Fe [Ar]
3d5 4s1 3d6 4s2
则大能，量则越能高量。越而高且。该而能且级所该在能能级级所组在的能组级数组，的就组是数（，n 就+
0.是7 l（）n的+整0.数7 l部）分的。整以数第部七分能。级以组第为七例能进级行组讨为论例进行讨
论 7 7pp （（nn++0.07.7l ）l ）==7 7++0.07.71 1==7.77.7 6 6dd （（nn++0.07.7l ）l ）==6 6++0.07.72 2==7.74.4 5 5f f （（nn++0.07.7l ）l ）==5 5++0.07.73 3==7.71.1 7 7s s （（nn++0.07.7l ）l ）==7 7++0.07.70 0==7.70.0
§5.4多电子原子能级的精细结构
L
J
(1)
L-S
耦合：
G1
,
G2
G3, G4
L2
S S1 S2
S1 S2
s1(s1 1) s2 (ss2 ,, s1 s2
L1
S 0,1
S2
S S1
L L1 L2
L1 L2
l1(l1 1) l2 (l2 1)
L L(L 1) L l1 l2 , l1 l2 1,, l1 l2
(1925年) 从同一电子组态形成的能级中，
• 首先要看 S 值，重数最高即 S 值最大的能级位置最低; • 具有相同 S 值的能级中，具有最大 L 值的能级位置最低。
(1927年) 只对同科电子成立。
• 同一 L 值、而 J 值不同的各个能级的次序，有两种情况： 同一支壳层内，电子数少于或等于闭壳层容纳数的一半时， J值较小的能量较低，称为正常次序。电子数大于闭壳层 容纳数的一半时， J值较大的能量较低，称为倒转次序倒 序。
§5.4 多电子原子能级的精细结构
一. 剩余非中心库仑作用和自旋-轨道相互作用
H0
i
[
2 2m
2 i
Ze2
4π 0ri
Vai (ri )]
剩余非中心库仑排斥作用 电子自旋-轨道相互作用
H1
N i j
e2
4π 0rij
N
Vai (ri )
i 1
N
H 2 s(ri )li si
i 1
对于具有两个价电子的原子，具有确定的电子组态的原子由于两个
由于非中心剩余库仑作用，电子组态中具有不同的 L 和 S 的状态具
有不同的能量。
光谱项(原子的能态): 2S 1 L 简并度： (2L+1)(2S+1)
电子云与原子轨道 课件 2022-2023学年高二化学人教版(2019)选择性必修2
即，电子优先占据能量低的电子轨道，然后依次进入能量高的轨道。 (2)大多数原子的电子排布式只要根据构造原理写出就满足能量最低原理 (3)24Cr、29Cu、47Ag、74Au等原子不符合构造原理，但符合洪特规则(特例)，
也符合能量最低原理
五、泡利原理、洪特规则 、能量最低原理 P14 1. 基态原子核外电子的排布规则 规则2：泡利原理 (泡利不相容原理) P14 在一个原子轨道最多只能容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。 ➢自旋方向相反就是自转方向相反 常用↑、↓表示自旋相反的电子
24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 半充满 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 d轨道全充满 47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 d轨道全充满
79Au 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1 d轨道全充满
如氢原子电子云轮廓图：
【思考2】分析通过H原子的电子云轮廓图， 说明其核外电子运动呈现怎样的特点？
①电子云呈球形对称。 ②在离核近的空间电子出现的概率大，
在离核远的空间电子出现的概率小。
四、电子云与原子轨道 P12-13
3.原子轨道 :量子力学把电子在原子核外的一个 空间运动状态 称
为一个原子轨道。
就像地球除了绕太阳运转，地球自身还会自转一样 电子除了绕原子核高速运动，电子自身也自转
➢自旋是微观粒子普遍存在的一种属性
➢根据构造原理、能量最低原理、泡利原理可知，基态原子核外有几个电子就 有几种运行状态(要么不同轨道，要么自旋方向不同)
即在任何一个原子中找不到两个完全相同的电子。
五、泡利原理、洪特规则 、能量最低原理 P14 1. 基态原子核外电子的排布规则 规则3：洪特规则 P15
也符合能量最低原理
五、泡利原理、洪特规则 、能量最低原理 P14 1. 基态原子核外电子的排布规则 规则2：泡利原理 (泡利不相容原理) P14 在一个原子轨道最多只能容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。 ➢自旋方向相反就是自转方向相反 常用↑、↓表示自旋相反的电子
24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 半充满 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 d轨道全充满 47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 d轨道全充满
79Au 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1 d轨道全充满
如氢原子电子云轮廓图：
【思考2】分析通过H原子的电子云轮廓图， 说明其核外电子运动呈现怎样的特点？
①电子云呈球形对称。 ②在离核近的空间电子出现的概率大，
在离核远的空间电子出现的概率小。
四、电子云与原子轨道 P12-13
3.原子轨道 :量子力学把电子在原子核外的一个 空间运动状态 称
为一个原子轨道。
就像地球除了绕太阳运转，地球自身还会自转一样 电子除了绕原子核高速运动，电子自身也自转
➢自旋是微观粒子普遍存在的一种属性
➢根据构造原理、能量最低原理、泡利原理可知，基态原子核外有几个电子就 有几种运行状态(要么不同轨道，要么自旋方向不同)
即在任何一个原子中找不到两个完全相同的电子。
五、泡利原理、洪特规则 、能量最低原理 P14 1. 基态原子核外电子的排布规则 规则3：洪特规则 P15
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B n2
n2 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：
R(14n12)s1 λ＝C/ν，n＝3,4,5…
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
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 h ∆X为微观粒子位置测不准量， mv ∆v为微观粒子速度测不准量 。
• 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。
8．1．4核外电子运动状态的描述
假设电子束很小，电子一个一个地从阴极灯丝飞出。开始电子无 规则分布无法预言下一个电子的出现位置。时间无限延长，开始 出现衍射环，电子出现的几率表现为波动性。
X h 6 .6 2 1 3 6 0 4 2 .4 2 4m 4
m v9 .1 1 1 3 0 1 3 14 0 1 4 0
16
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 ;
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
光电管
狭缝
棱镜
410.2 434.1 486.1
656.3
图 8
1
氢 原 子 光 投影 谱 示 意 图
λ/nm
Hδ Hγ Hβ
Hα
名称
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：
{ { 原子
原子核
质子 中子
核外电子
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。
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
解： h h6 .6 2 1 3 6 0 4 0 .7 2 1 9 8 m 0 7p 2m 8 Pm9 . v 1 1 1 3 0 1 1 1 60
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：
对相同速 X 度 的m 电h v 子 ，5 位 1 0 置6 . 6 的3 0 不3 2 准1 1 确 4 3 6 0 值0 4 1 为 4 ：0 4 .原数4 子量 2 半级3m 径。3为10－10 m
n1=1,赖曼线系 n2=1,巴尔麦线系 n3=1,帕邢线系
赖曼线系 （紫外区）
n=1
410.2 434.1 486.1
656.3 λ/nm
Hδ Hγ Hβ
Hα
图8.2 氢原子光谱产生示意图
13
三、玻尔理论得失
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
h 2 n 2
n 2
n 2
式中k,h,e均为常数,m为电子质量，Z为核电荷数
基态 ：n=1, E＝－13.6eV
激发态：n=2, E 13.6eV 4
n=3, E 13.6eV
9
11
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。
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
左边表示粒子性(动量、能量等)：与实物能量交换、光电效 应。
右边表示波动性（波长、频率）：干涉、衍射现象。 14
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
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?
EE 2E 1h
h(E 2E 1)2.1h 7 19 1 08 (n 1 1n 1 2)
3.28910 15(11)s1
n1 n2
常数 3.289×1015与里得堡常数 完全一致
12
n=6
n=5 n=4
3.2891015(11)s1
n1 n2
n=3
帕邢线系 (红外光区)
n=2
巴尔麦线系 (可见光区)
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：
E k 22 m 2 e Z 1.6 3 e V 2 .1 7 1 1 9 0 J 8(eV=1.602×10－19J)