原子结构与元素周期性ppt
合集下载
相关主题
- 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)。
•N1s22s22p3的轨道表示式
•
• （二）多电子原子轨道的能级 • • 鲍林（Pauling）近似能级图。 • 1939年, 表示各原子轨道之间能量的相 对高低顺序。 • （1）各电子层能级相对高低为 K<L<M<N<O…… • （2）同一原子同一电子层内，对多电 子原子来说，电子间的相互作用造成同层 能级的分裂成若干亚层，各亚层能级的相 对高低为： Ens<Enp<End<Enf
•
3. 体现出了电子运动的统计性 波函数ψ是表示电子运动状态的函数 ，给定空间坐标后，就可求出波函 数。 ψ2表示该轨道电子在这点上出现的 几率密度。这样就体现了电子运动 的统计性。
• 概率密度ρ ：电子在原子核外空间某 处单位体积内出现的概率
薛定锷方程体现了微观粒子运动的 三大特征。
•
原子轨道: 就指电子运动的波函 数，它不是说电子运动有特定的 轨道，我们只能说它在某一区域 出现的概率大小和该电子的能量 。
•
•比较原子轨道的角度分布图Y和电子云 2的角度分布图Y2可得：
• 相似点：图形基本相似。
• 不同点：（1）原子轨道角度分布图有 “+”、“-”之分，而电子云图的角度分布图
•均为“+”；
•
（2）电子云图要“瘦”些，因
Y值一般是小于1的。
•
• （四）量子数
• 1、主量子数（n） • 它表示原子轨道的层数, n=1,2,…n. • 决定电子能量的主要因素。n越小，能量 越低。 • 电子层符号： K L M N …… （1）描述电子层离核的远近； • (2）描述电子层能量的高低。
• 质子、中子等微观粒子也具有波粒二 象性。经典力学（宏观物质）在证明微 观粒子物质上出现问题。
•
• （二）原子轨道 • 1、波函数 • 1926年薜定谔根据波粒二象性的概 念提出了一个描述微观离子运动的基 本方程——薜定谔波动方程。
•
1. 它体现了波粒二象性。
2. 它体现出了轨道和能量的量子化：欲 使此方程有合理的解，有三个初始化条件 ：n l m ，都为整数。 n l m为三个量子数，当这三个量一定时 ，电子运动的能量就确定了，即波函数有 确定的解。
• 同一原子中每个电子中的四个量 子数不可能完全相同
• 每一个轨道只能容纳两个自旋方 向相反的电子
•
• 原子结构的近代概念（原子力学的原子模型） 归纳，重点有： • （1）电子具有波粒二象性，核外电子运动没有 固定的轨道，但具有按照几率分布的统计规律性
• （2）波函数是描述核外电子运动的数学表达
式
• （一）原子半径 • （1）共价半径：两相同原子形成共价键 时，其核间距的一半，称原子的共价半径 ，如Cl—Cl核间距198pm，rCl=99pm。有 共价单键、双键、叁键（共价单键半径）
•
• （2）金属半径：金属单质的晶体中 ，两相邻金属原子核间距离的一半， 称金属原子的金属半径，如dCuCu=256pm，rCu=128pm。 • （3）范德华半径：在分子晶体中， 分子间以范德华力结合，如稀有气体 相邻两原子核间距的一半，称该原子 的范德华半径。如dNe-Ne=320pm, rNe=160pm。
••
• 2、电子亲合能（EA） • 基态的中性气态原子得到一个电子形成气态-1氧化值阴离子所
放出的能量，称原子的EA1 。
•如
O(g)+e-→O-(g)
= -141kJ·mol-1
•
一般为负值，因电子落入中性原子的核场里，势能降低，体
系能量减小，唯稀有气体（ns2np6）和IIA原子（ns2）最外电子亚
• 1、泡利（Pauli）不相容原理 • 在同一原子中，不可能有四个量子数完 全相同的电子存在。即每一个轨道内最 多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
•
• 2、能量最低原理 • 多电子原子处于基态时，核外电子的分布 在不违反泡利原理前提下，总是尽先分布 在能量较低的轨道，以使原子处于能量最 低状态。 • 3、洪特(Hund)规则 • 原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时 ，尽可能单独分布在不同的轨道，而且自 旋方向相同（或称自旋平行）。这种分布 时，原子的能量较低，体系稳定。
•
• 原子半径变化规律
• （1）周期
• 主族：由左向右，随核电荷的增加，原 子共价半径的变化趋势总的是减少的
• d区：由左向右，随核电荷的增加，原子 半径会略有减少，从IB起略有增大 • 原因：(n－1)d轨道充满，较为显著地抵 消核电荷对外层ns电子的引力。 • f区：内过渡元素，由于电子增加在(n－ 2)f轨道，半径减小的幅度比d区更小，从La 到Lu共经过15种元素，原子半径仅收缩了 12pm左右，La系收缩影响很大，使La后第 六周期元素与上周期同族元素半径接近
•
• （2）族 • 主族：从上到下，r显著增大 • 副族（d区、f区）：除Sc副族外 从上到下一般略增大，第五、六周 期元素半径接近
• r对性质的影响：r越大，越易失 电子；r越小，越易吸电子。（难失 电子不一定易得电子，如稀有气体 ）
•
• (二）电离能（I）和电子亲合能（EA） •I—衡量失电子难易；EA—得电子难易
• • （三）电负性（ χ ） • 某原子难失电子，不一定易得电子，为了能比较全面地描述不 同元素原子在分子中对成键电子吸引的能力，鲍林提出了电负性的 概念。
• 电负性——分子中元素原子吸引电子的能力，他指定χ(F)=4.0 ，然后通过计算得到其它元素原子χ值。电负性（χ）越大，表示
它的原子在分子中吸引成键电子的能力键强。）
1
I2=△H2=1451kJ·mol-
•
•变化规律： •（1）周期：主族，从左到右，I1渐增 大；过渡元素族，不十分规律 •（2）族：主族，从上到下，I1渐减少 （原子半径增大）；过渡元素略增大（ 核电荷起较显著作用，r增加不多） •注意：I：气态原子失电子变为气态离 子的难易 •电极电势：金属在溶液中发生化学反应 形成阳离子的影响
• 解： • 25号元素：1s22s22p63s23p63d54s2 • 48号元素： • 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2
•
• 2、基态原子的价层电子构型
• 价电子所在亚层，称价层。原子 的价层电子构型指价层的电子分布式 ，它能反映该元素原子电子层结构的 特征。常用原子实＋价层电子来表示 [Ar] 3d54s2, [Kr] 4d105s2
•
例：写出27Co2+、 29Cu、 35Br-、 47Ag+、16S2-电子排布情况。
•
•（五）元素周期系与核外电子分布的关 系
•
•1、周期 •按填充顺序，最后一个电子填入的原子 能级组序号，为该元素的周期数。
•35Br [Ar]3d104s24p5 •47Ag [Kr]4d105ds1
•各周期内所含的元素种数与相应能级组 内轨道所能容纳的电子数相等。
全反映情况，所以只有近似含义。
•（2）它原意是反映同一原子内各原子轨
道间的相对高低，所以不能用它来比较不
同元素原子轨道能级的相对高低。[原子序
数（核电荷）不同]
•（3）经进一步研究发现，近似能级图实
际上只反映同一原子外电子层中原子轨道
能级的相对高低，而不一定能完全反映内
电子层原子轨道能级的高低。
•
•
•按电子填充顺序，最后一个电子进入的轨 道
• 2、元素周期系中元素的分区： • s、p、d、ds、f五个区
• 3、族（主族、副族）： • 7个主族（A），7个副族（B）、 第Ⅷ族，零族。
•
•
• 四、原子性质的周期性 • 原子的电子层结构、原子半径、电离 能、电子亲合能和电负性等随核电荷的递 增呈现周期性变化
• （三）基态原ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ中电子的分布
• 1、核外电子填入轨道的顺序p138
• 特殊规律——全充满，半充满规则： 对同一电子亚层，当电子分布为全充满 （P6、d10、f14）、半充满（P3、d5、f7 ）或全空（P0、d0、f0)时，电子云分布 呈球状，原子结构较稳定
•
例：已知元素序号为25，48，求其 电子排布情况。
•
• l=2，花瓣型， m=-2,-1,0,+1,+2, 五个方 向
•
例：下列各组量子数中，哪组正确 1. n=3, L=2, m=-2; 2. n=4, L=-1,m=0 3. n=4,L=1,m=-2 4. n=3,L=3,m=-3
•
• 研究表明：在同一原子中，不可 能有运动状态完全相同的电子存在 。
•1、电离能（I） •气态原子失电子变成气态阳离子(电离) 克服核电荷的引力所需要的能量(kJ·mol-
1)
•I1: 从基态(能量最低状态)中性气态原子 失去1个电子形成气态“+1”氧化值阳离子
所须能量。称依次类似有I2……等。
•Mg(g)-e→Mg+(g)
1
I1=△H1=783kJ·mol-
•Mg+(g)-e→Mg2+(g)
•
• 2、副（角）量子数（l）
• 表示在同一层原子轨道中的不同亚层, 每个亚层
有不同的形状。数值可取0,1,…n-1，n与l共同
决定轨道的能量。
• 副量子数(l) : 0 1
2 3(n-
1)
• 电子亚层符号: s p
d
f…
• 原子轨道(亚层) 球形 哑铃形 花瓣形
• （1）在多电子原子中与n一起决定电子亚 层的能量，l值越小，亚层能量越低
• 价层电子不一定全部都是价电子， 如Ag价层电子构型为4d105s1，但氧化 数只有+1、+2、+3
•
• （四）简单基态阳离子的电子分布 • • 通过对基态原子和基态阳离子内轨 道能级的研究，从大量光谱数据归纳 出如下经验规律：基态原子外层电子 填充顺序： • ns→(n－2)f→(n-1)d→np • • 价电子电离顺序：np→ns→(n－ l)d→(n－2)f
层已全充满，需加合一个电子，环境必须对外做功，即体系吸收能
量，此时， 为正值，因环境要对体系做功。
• 所有EA2都均为正值。 •
• 显然， 代数值越小，原子越易得电子。
• 变化规律：无论是周期或族中，主族元素的 的代数值一般都是 随着原子半径减小而减小的。∴同周期从左到右 总的是（代数值 ）减小的（因r减小）。主族从上到下， 总的趋势是增大的（用r 增大）。 • 注意：I和 仅表示孤立气态原子或离子得失电子的能力。
•
• （3）同一电子亚层内，各原子轨道 能级相同，如Enpx=Enpy=Enpz
• （4）同一原子内，不同类型的亚层 间，有能级交错现象。如E4s<E3d<E4p等
• （5）若把能级相近的电子亚层组合 ，可得到若干能级组，它与元素所在周 期有关
•
•
对鲍林能级图，需明确几点：
•（1）近似能级图是一归纳结果，不能完
• 4、自旋量子数（ms） • 含义：描述核外电子的自旋状态 (绕 电子自身的轴旋转运动）
• 取值：± • 描述一个电子: 4个量子数 • 描述一个轨道: 3个量子数
• 电子所在的电子层，原子轨道能级，形状， 方向及电子自旋的方向与何种量子数相关?
•
n=1 l=0 s轨道 m=0 无伸展方向
l=1，p轨道，是哑铃型，m= -1,0,+1,有 三个方向
• （3）原子轨道为的空间图象，以角度分布
的空间图象，作为原子轨道角度分布的近似描述
• （4）以||2的空间图象——电子云来表示核外
空间电子出现的概率密度 • （5）以四个量子数来确定核外每一个电子的运 动状态
•
• 三、核外电子的分布： • （一）基态原子中电子分布原理： • 根据原子光谱实验的结果和对元素 周期系的分析、归纳，总结出核外电子 分布的基本原理（两个原理一个规则）
原子结构与元素周期性ppt
•
• 三 原子结构的近代概念 • 运用1926年薛定谔建立起量子力学讨 论研究原子结构，形成了近代概念。
• （一）电子的波粒二象性。 • 20世纪初，发现光具有波粒二象性 • (1) 电子具有微粒性。确定体积（直径 d=10-15m）和质量（9.1×10-31kg） • (2) 电子具有波动性。1927年科学家们 用电子衍射实验。p131图示电子衍射环 纹。与光的衍射图相似。
• （2）每一个l 值决定电子层中的一个亚层
• （3）每一个l值代表一种电子云或原子轨
•
• 3、磁量子数(m)
• 取值：受l限制，取-l,…-2,1,0,1,2,……+l(即0,±1±2…±l)
• 原子轨道符号：s Pz ,Px,Py
•
dz2 , dx2 , dy2 , dx2-y2 , dxy
•
•
• （二）多电子原子轨道的能级 • • 鲍林（Pauling）近似能级图。 • 1939年, 表示各原子轨道之间能量的相 对高低顺序。 • （1）各电子层能级相对高低为 K<L<M<N<O…… • （2）同一原子同一电子层内，对多电 子原子来说，电子间的相互作用造成同层 能级的分裂成若干亚层，各亚层能级的相 对高低为： Ens<Enp<End<Enf
•
3. 体现出了电子运动的统计性 波函数ψ是表示电子运动状态的函数 ，给定空间坐标后，就可求出波函 数。 ψ2表示该轨道电子在这点上出现的 几率密度。这样就体现了电子运动 的统计性。
• 概率密度ρ ：电子在原子核外空间某 处单位体积内出现的概率
薛定锷方程体现了微观粒子运动的 三大特征。
•
原子轨道: 就指电子运动的波函 数，它不是说电子运动有特定的 轨道，我们只能说它在某一区域 出现的概率大小和该电子的能量 。
•
•比较原子轨道的角度分布图Y和电子云 2的角度分布图Y2可得：
• 相似点：图形基本相似。
• 不同点：（1）原子轨道角度分布图有 “+”、“-”之分，而电子云图的角度分布图
•均为“+”；
•
（2）电子云图要“瘦”些，因
Y值一般是小于1的。
•
• （四）量子数
• 1、主量子数（n） • 它表示原子轨道的层数, n=1,2,…n. • 决定电子能量的主要因素。n越小，能量 越低。 • 电子层符号： K L M N …… （1）描述电子层离核的远近； • (2）描述电子层能量的高低。
• 质子、中子等微观粒子也具有波粒二 象性。经典力学（宏观物质）在证明微 观粒子物质上出现问题。
•
• （二）原子轨道 • 1、波函数 • 1926年薜定谔根据波粒二象性的概 念提出了一个描述微观离子运动的基 本方程——薜定谔波动方程。
•
1. 它体现了波粒二象性。
2. 它体现出了轨道和能量的量子化：欲 使此方程有合理的解，有三个初始化条件 ：n l m ，都为整数。 n l m为三个量子数，当这三个量一定时 ，电子运动的能量就确定了，即波函数有 确定的解。
• 同一原子中每个电子中的四个量 子数不可能完全相同
• 每一个轨道只能容纳两个自旋方 向相反的电子
•
• 原子结构的近代概念（原子力学的原子模型） 归纳，重点有： • （1）电子具有波粒二象性，核外电子运动没有 固定的轨道，但具有按照几率分布的统计规律性
• （2）波函数是描述核外电子运动的数学表达
式
• （一）原子半径 • （1）共价半径：两相同原子形成共价键 时，其核间距的一半，称原子的共价半径 ，如Cl—Cl核间距198pm，rCl=99pm。有 共价单键、双键、叁键（共价单键半径）
•
• （2）金属半径：金属单质的晶体中 ，两相邻金属原子核间距离的一半， 称金属原子的金属半径，如dCuCu=256pm，rCu=128pm。 • （3）范德华半径：在分子晶体中， 分子间以范德华力结合，如稀有气体 相邻两原子核间距的一半，称该原子 的范德华半径。如dNe-Ne=320pm, rNe=160pm。
••
• 2、电子亲合能（EA） • 基态的中性气态原子得到一个电子形成气态-1氧化值阴离子所
放出的能量，称原子的EA1 。
•如
O(g)+e-→O-(g)
= -141kJ·mol-1
•
一般为负值，因电子落入中性原子的核场里，势能降低，体
系能量减小，唯稀有气体（ns2np6）和IIA原子（ns2）最外电子亚
• 1、泡利（Pauli）不相容原理 • 在同一原子中，不可能有四个量子数完 全相同的电子存在。即每一个轨道内最 多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
•
• 2、能量最低原理 • 多电子原子处于基态时，核外电子的分布 在不违反泡利原理前提下，总是尽先分布 在能量较低的轨道，以使原子处于能量最 低状态。 • 3、洪特(Hund)规则 • 原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时 ，尽可能单独分布在不同的轨道，而且自 旋方向相同（或称自旋平行）。这种分布 时，原子的能量较低，体系稳定。
•
• 原子半径变化规律
• （1）周期
• 主族：由左向右，随核电荷的增加，原 子共价半径的变化趋势总的是减少的
• d区：由左向右，随核电荷的增加，原子 半径会略有减少，从IB起略有增大 • 原因：(n－1)d轨道充满，较为显著地抵 消核电荷对外层ns电子的引力。 • f区：内过渡元素，由于电子增加在(n－ 2)f轨道，半径减小的幅度比d区更小，从La 到Lu共经过15种元素，原子半径仅收缩了 12pm左右，La系收缩影响很大，使La后第 六周期元素与上周期同族元素半径接近
•
• （2）族 • 主族：从上到下，r显著增大 • 副族（d区、f区）：除Sc副族外 从上到下一般略增大，第五、六周 期元素半径接近
• r对性质的影响：r越大，越易失 电子；r越小，越易吸电子。（难失 电子不一定易得电子，如稀有气体 ）
•
• (二）电离能（I）和电子亲合能（EA） •I—衡量失电子难易；EA—得电子难易
• • （三）电负性（ χ ） • 某原子难失电子，不一定易得电子，为了能比较全面地描述不 同元素原子在分子中对成键电子吸引的能力，鲍林提出了电负性的 概念。
• 电负性——分子中元素原子吸引电子的能力，他指定χ(F)=4.0 ，然后通过计算得到其它元素原子χ值。电负性（χ）越大，表示
它的原子在分子中吸引成键电子的能力键强。）
1
I2=△H2=1451kJ·mol-
•
•变化规律： •（1）周期：主族，从左到右，I1渐增 大；过渡元素族，不十分规律 •（2）族：主族，从上到下，I1渐减少 （原子半径增大）；过渡元素略增大（ 核电荷起较显著作用，r增加不多） •注意：I：气态原子失电子变为气态离 子的难易 •电极电势：金属在溶液中发生化学反应 形成阳离子的影响
• 解： • 25号元素：1s22s22p63s23p63d54s2 • 48号元素： • 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2
•
• 2、基态原子的价层电子构型
• 价电子所在亚层，称价层。原子 的价层电子构型指价层的电子分布式 ，它能反映该元素原子电子层结构的 特征。常用原子实＋价层电子来表示 [Ar] 3d54s2, [Kr] 4d105s2
•
例：写出27Co2+、 29Cu、 35Br-、 47Ag+、16S2-电子排布情况。
•
•（五）元素周期系与核外电子分布的关 系
•
•1、周期 •按填充顺序，最后一个电子填入的原子 能级组序号，为该元素的周期数。
•35Br [Ar]3d104s24p5 •47Ag [Kr]4d105ds1
•各周期内所含的元素种数与相应能级组 内轨道所能容纳的电子数相等。
全反映情况，所以只有近似含义。
•（2）它原意是反映同一原子内各原子轨
道间的相对高低，所以不能用它来比较不
同元素原子轨道能级的相对高低。[原子序
数（核电荷）不同]
•（3）经进一步研究发现，近似能级图实
际上只反映同一原子外电子层中原子轨道
能级的相对高低，而不一定能完全反映内
电子层原子轨道能级的高低。
•
•
•按电子填充顺序，最后一个电子进入的轨 道
• 2、元素周期系中元素的分区： • s、p、d、ds、f五个区
• 3、族（主族、副族）： • 7个主族（A），7个副族（B）、 第Ⅷ族，零族。
•
•
• 四、原子性质的周期性 • 原子的电子层结构、原子半径、电离 能、电子亲合能和电负性等随核电荷的递 增呈现周期性变化
• （三）基态原ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ中电子的分布
• 1、核外电子填入轨道的顺序p138
• 特殊规律——全充满，半充满规则： 对同一电子亚层，当电子分布为全充满 （P6、d10、f14）、半充满（P3、d5、f7 ）或全空（P0、d0、f0)时，电子云分布 呈球状，原子结构较稳定
•
例：已知元素序号为25，48，求其 电子排布情况。
•
• l=2，花瓣型， m=-2,-1,0,+1,+2, 五个方 向
•
例：下列各组量子数中，哪组正确 1. n=3, L=2, m=-2; 2. n=4, L=-1,m=0 3. n=4,L=1,m=-2 4. n=3,L=3,m=-3
•
• 研究表明：在同一原子中，不可 能有运动状态完全相同的电子存在 。
•1、电离能（I） •气态原子失电子变成气态阳离子(电离) 克服核电荷的引力所需要的能量(kJ·mol-
1)
•I1: 从基态(能量最低状态)中性气态原子 失去1个电子形成气态“+1”氧化值阳离子
所须能量。称依次类似有I2……等。
•Mg(g)-e→Mg+(g)
1
I1=△H1=783kJ·mol-
•Mg+(g)-e→Mg2+(g)
•
• 2、副（角）量子数（l）
• 表示在同一层原子轨道中的不同亚层, 每个亚层
有不同的形状。数值可取0,1,…n-1，n与l共同
决定轨道的能量。
• 副量子数(l) : 0 1
2 3(n-
1)
• 电子亚层符号: s p
d
f…
• 原子轨道(亚层) 球形 哑铃形 花瓣形
• （1）在多电子原子中与n一起决定电子亚 层的能量，l值越小，亚层能量越低
• 价层电子不一定全部都是价电子， 如Ag价层电子构型为4d105s1，但氧化 数只有+1、+2、+3
•
• （四）简单基态阳离子的电子分布 • • 通过对基态原子和基态阳离子内轨 道能级的研究，从大量光谱数据归纳 出如下经验规律：基态原子外层电子 填充顺序： • ns→(n－2)f→(n-1)d→np • • 价电子电离顺序：np→ns→(n－ l)d→(n－2)f
层已全充满，需加合一个电子，环境必须对外做功，即体系吸收能
量，此时， 为正值，因环境要对体系做功。
• 所有EA2都均为正值。 •
• 显然， 代数值越小，原子越易得电子。
• 变化规律：无论是周期或族中，主族元素的 的代数值一般都是 随着原子半径减小而减小的。∴同周期从左到右 总的是（代数值 ）减小的（因r减小）。主族从上到下， 总的趋势是增大的（用r 增大）。 • 注意：I和 仅表示孤立气态原子或离子得失电子的能力。
•
• （3）同一电子亚层内，各原子轨道 能级相同，如Enpx=Enpy=Enpz
• （4）同一原子内，不同类型的亚层 间，有能级交错现象。如E4s<E3d<E4p等
• （5）若把能级相近的电子亚层组合 ，可得到若干能级组，它与元素所在周 期有关
•
•
对鲍林能级图，需明确几点：
•（1）近似能级图是一归纳结果，不能完
• 4、自旋量子数（ms） • 含义：描述核外电子的自旋状态 (绕 电子自身的轴旋转运动）
• 取值：± • 描述一个电子: 4个量子数 • 描述一个轨道: 3个量子数
• 电子所在的电子层，原子轨道能级，形状， 方向及电子自旋的方向与何种量子数相关?
•
n=1 l=0 s轨道 m=0 无伸展方向
l=1，p轨道，是哑铃型，m= -1,0,+1,有 三个方向
• （3）原子轨道为的空间图象，以角度分布
的空间图象，作为原子轨道角度分布的近似描述
• （4）以||2的空间图象——电子云来表示核外
空间电子出现的概率密度 • （5）以四个量子数来确定核外每一个电子的运 动状态
•
• 三、核外电子的分布： • （一）基态原子中电子分布原理： • 根据原子光谱实验的结果和对元素 周期系的分析、归纳，总结出核外电子 分布的基本原理（两个原理一个规则）
原子结构与元素周期性ppt
•
• 三 原子结构的近代概念 • 运用1926年薛定谔建立起量子力学讨 论研究原子结构，形成了近代概念。
• （一）电子的波粒二象性。 • 20世纪初，发现光具有波粒二象性 • (1) 电子具有微粒性。确定体积（直径 d=10-15m）和质量（9.1×10-31kg） • (2) 电子具有波动性。1927年科学家们 用电子衍射实验。p131图示电子衍射环 纹。与光的衍射图相似。
• （2）每一个l 值决定电子层中的一个亚层
• （3）每一个l值代表一种电子云或原子轨
•
• 3、磁量子数(m)
• 取值：受l限制，取-l,…-2,1,0,1,2,……+l(即0,±1±2…±l)
• 原子轨道符号：s Pz ,Px,Py
•
dz2 , dx2 , dy2 , dx2-y2 , dxy
•