无机化学——多电子原子核外电子的运动状态
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1、 核外电子排布原则 （1）Pauli Exclusion Principle(保里不相容原理)：每一个轨
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
1-48号元素的核外电子排布
1 H 1s1 2 He 1s2 3 Li [He]2s1 4 Be [He]2s2 5 B [He]2s22p1 6 C [He]2s22p2 7 N [He]2s22p3 8 O [He]2s22p4 9 F [He]2s22p5 10 Ne [He]2s22p6 11 Na [Ne]3s1 12 Mg [Ne]3s2 13 Al [Ne]3s23p1 14 Si [Ne]3s23p2 15 P [Ne]3s23p3 16 S [Ne]3s23p4
17 Cl [Ne]3s23p5 18 Ar [Ne]3s23p6 19 K [Ar]4s1 20 Ca [Ar]4s2 21 Sc [Ar]3d14s2 22 Ti [Ar]3d24s2 23 V [Ar]3d34s2 24 Cr [Ar]3d54s1 25 Mn [Ar]3d54s2 26 Fe [Ar]3d64s2 27 Co [Ar]3d74s2 28 Ni [Ar]3d84s2 29 Cu [Ar]3d104s1 30 Zn [Ar]3d104s2 31 Ga [Ar]3d104s24p1 32 Ge [Ar]3d104s24p2
En,l ,m
Z2 n2
(2.179
10 18 )
J
1、屏蔽效应
(2) 对多电子原子 Z为有效核电荷Z*=Z-σ，电子能级能量为：
En ,l ,m
Z *2 n2
(2.179 10 18 )
J
En,l ,m
(Z )2
n2
(2.179 10 18 )
J
ห้องสมุดไป่ตู้
由于氢原子只有一个电子，无其它电子屏蔽，其电子能级 只与主量子数n有关，即(E4s=E4p=E4d)，
第三节、多电子原子核外电子的运动状态
第三节主要内容 一、屏蔽效应与穿透效应 二、多电子原子的原子轨道能级图 三、原子核外的电子排布
一、屏蔽效应与穿透效应
1、屏蔽效应 对多电子原子，其薛定谔方程的求解十分困难，通常是
采用某些近似方法，如在中心力场模型中，把多电子原子中 其它电子对某个指定电子的作用，近似看作是该电子对部分 核电荷的抵消作用，即指定电子受到核的作用力为具有(Z-σ) 个核电荷对该电子的作用力。这里(Z-σ)=Z*称为有效核电 荷， σ叫屏蔽常数。 (1) 单电子原子-H原子 其电子能级的能量为：
(n-2)层对ns,np电子的σ=1.00 （5）左各组对nd、nf电子的σ=1.00
返回
Slater规则示例
例题：用Slater规则比较K和Ti原子的4s和3d轨道能量高低。
19 K，(1s2)(2s2 2p6)(3s23p6)(3d1) or (4s1) ?
4s 101.080.8516.8 3d 101.081.0018
对多电子原子，有效核电荷Z*=Z-σ， 其屏蔽常数σ与主 量子数n和角量子数l有关，可由Slater规则计算。
Slater规则 (近似计算适用)
（1）多电子原子中的电子分为如下几组： (1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p)
（2）右边(外层)电子对左边(内层)电子的屏蔽常数σ=0， （3）1s电子间σ=0.30，其余各组内电子间σ=0.35 （4）(n-1)层对ns,np电子的σ=0.85,
由上述原则，可直接写出大多数元素原子的核外电子排布式， 如 6C：1s22s22p2, 16S：1s22s22p63s23p4,
19K：1s22s22p63s23p64s1
29Cu：1s22s22p63s23p64s13d10
(常记为:[Ar]3d104s1 )
[Ar]—原子实
（1）电子排布应以实验事实为依据，不能凭空猜想，周期表
Z*4s 19 -16.8 2.2
Z*3d 19 -18 1.0
E4s E3d
22Ti，(1s2)(2s2 2p6)(3s23p6)(3d2)(4s2) or (3d4) ?
4s 101.0100.8510.3519.85
3d 181.0 30.3519.05
Z
* 4s
22 19.85
二、原子轨道能级顺序图
(3) n,l都不同时，将出现能级交错 : 4s<3d<4p
多电子原子的原子轨道能量大小由n和l共同决定 1、徐光宪(n+0.7l规则) (n+0.7l) 值越大能级越高
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p
记忆方法：1，22，33，434，545，6456，7567
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
1-48号元素的核外电子排布
1 H 1s1 2 He 1s2 3 Li [He]2s1 4 Be [He]2s2 5 B [He]2s22p1 6 C [He]2s22p2 7 N [He]2s22p3 8 O [He]2s22p4 9 F [He]2s22p5 10 Ne [He]2s22p6 11 Na [Ne]3s1 12 Mg [Ne]3s2 13 Al [Ne]3s23p1 14 Si [Ne]3s23p2 15 P [Ne]3s23p3 16 S [Ne]3s23p4
17 Cl [Ne]3s23p5 18 Ar [Ne]3s23p6 19 K [Ar]4s1 20 Ca [Ar]4s2 21 Sc [Ar]3d14s2 22 Ti [Ar]3d24s2 23 V [Ar]3d34s2 24 Cr [Ar]3d54s1 25 Mn [Ar]3d54s2 26 Fe [Ar]3d64s2 27 Co [Ar]3d74s2 28 Ni [Ar]3d84s2 29 Cu [Ar]3d104s1 30 Zn [Ar]3d104s2 31 Ga [Ar]3d104s24p1 32 Ge [Ar]3d104s24p2
En,l ,m
Z2 n2
(2.179
10 18 )
J
1、屏蔽效应
(2) 对多电子原子 Z为有效核电荷Z*=Z-σ，电子能级能量为：
En ,l ,m
Z *2 n2
(2.179 10 18 )
J
En,l ,m
(Z )2
n2
(2.179 10 18 )
J
ห้องสมุดไป่ตู้
由于氢原子只有一个电子，无其它电子屏蔽，其电子能级 只与主量子数n有关，即(E4s=E4p=E4d)，
第三节、多电子原子核外电子的运动状态
第三节主要内容 一、屏蔽效应与穿透效应 二、多电子原子的原子轨道能级图 三、原子核外的电子排布
一、屏蔽效应与穿透效应
1、屏蔽效应 对多电子原子，其薛定谔方程的求解十分困难，通常是
采用某些近似方法，如在中心力场模型中，把多电子原子中 其它电子对某个指定电子的作用，近似看作是该电子对部分 核电荷的抵消作用，即指定电子受到核的作用力为具有(Z-σ) 个核电荷对该电子的作用力。这里(Z-σ)=Z*称为有效核电 荷， σ叫屏蔽常数。 (1) 单电子原子-H原子 其电子能级的能量为：
(n-2)层对ns,np电子的σ=1.00 （5）左各组对nd、nf电子的σ=1.00
返回
Slater规则示例
例题：用Slater规则比较K和Ti原子的4s和3d轨道能量高低。
19 K，(1s2)(2s2 2p6)(3s23p6)(3d1) or (4s1) ?
4s 101.080.8516.8 3d 101.081.0018
对多电子原子，有效核电荷Z*=Z-σ， 其屏蔽常数σ与主 量子数n和角量子数l有关，可由Slater规则计算。
Slater规则 (近似计算适用)
（1）多电子原子中的电子分为如下几组： (1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p)
（2）右边(外层)电子对左边(内层)电子的屏蔽常数σ=0， （3）1s电子间σ=0.30，其余各组内电子间σ=0.35 （4）(n-1)层对ns,np电子的σ=0.85,
由上述原则，可直接写出大多数元素原子的核外电子排布式， 如 6C：1s22s22p2, 16S：1s22s22p63s23p4,
19K：1s22s22p63s23p64s1
29Cu：1s22s22p63s23p64s13d10
(常记为:[Ar]3d104s1 )
[Ar]—原子实
（1）电子排布应以实验事实为依据，不能凭空猜想，周期表
Z*4s 19 -16.8 2.2
Z*3d 19 -18 1.0
E4s E3d
22Ti，(1s2)(2s2 2p6)(3s23p6)(3d2)(4s2) or (3d4) ?
4s 101.0100.8510.3519.85
3d 181.0 30.3519.05
Z
* 4s
22 19.85
二、原子轨道能级顺序图
(3) n,l都不同时，将出现能级交错 : 4s<3d<4p
多电子原子的原子轨道能量大小由n和l共同决定 1、徐光宪(n+0.7l规则) (n+0.7l) 值越大能级越高
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p
记忆方法：1，22，33，434，545，6456，7567