5.原子结构与周期系
原子的结构和周期表
原子的结构和周期表原子是构成物质的基本单位。
为了更好地理解原子的结构和性质，科学家们发展了一个非常重要的工具，即周期表。
本文将深入探讨原子的结构和周期表的特点，以及它们在化学研究和应用中的重要性。
一、原子的结构原子由三个基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子和中子位于原子核中心，质子带有正电荷，而中子则没有电荷。
电子以轨道的形式绕原子核运动，每个电子带有负电荷。
原子的质量数由质子和中子的数量之和决定，而原子的电荷数由质子和电子的数量之差决定。
对于稳定的原子，质子和电子的数量一定是相等的，因此原子是电中性的。
原子的结构可以用原子模型来描述。
最简单的原子模型是Rutherford模型，他提出了原子核的概念，并认为电子在空间中绕原子核轨道运动。
然而，根据量子力学的理论，使用波函数来描述电子的运动更为准确和全面。
二、原子的元素根据原子核中质子的数量，每种元素拥有不同的原子序数。
原子序数决定了元素在周期表中的位置。
周期表按照原子序数的增加顺序排列，每个元素都有其特定的原子序数、原子符号和原子质量。
周期表的布局遵循一定的规则。
主要被分为周期和族。
周期是指横向的行数，而族是指纵向的列数。
周期表中的元素根据原子结构的相似性进行分类，相似的元素位于同一族或同一侧。
三、周期表的特点周期表的主要特点有以下几个方面：1. 阶梯状分布：从周期表可以清晰地看出，从左上到右下有一条倾斜的分界线，被称为金属和非金属的分界线。
金属通常位于分界线的左侧，而非金属位于分界线的右侧。
这种分布方式反映了不同元素的化学性质和反应特点。
2. 周期性特征：周期表中的元素按照原子序数自然排列，从左到右和从上到下都显示出周期性的特征。
同一周期中的元素有着相似的化学性质和反应规律。
周期表的周期性特征为科学家们预测元素的性质和研究化学反应提供了重要的线索。
3. 原子半径的变化：在周期表中，原子半径随着周期数的增加而减小，而在同一周期中，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大。
天津大学无机化学课件第五章原子结构与元素周期性 共74页PPT资料
例外的还有： 41Nb、 44Ru、 45Rh、 57La、
58Ce、78Pt、89Ac、90Th、91Pa、92U、 93Np
29.11.2019
课件
36
基态原子的价层电子构型
价层——价电子所在的亚层 价层电子构型——指价层的电子分布式
29.11.2019
课件
30
无机化学多媒体电子教案
第五章 原子结构和元素周期性
第三节原子中电子的分布
第三节
原子中电子的分布
29.11.2019
课件
31
5-3-1 基态原子中电子的分布原理
泡利不相容原理——每一个原子轨道，最多
只能容纳两个自旋方向相反的电子.
能量5最-３低-原1理基—态—原原子子为中基态电时子，分电子布尽原可 能地分布在能级较低的理轨道上，使原子处于
课件
29
3. 磁量子数(m)
磁量子数(m)的取值决定于l值，可取(2l+1)个 从-l到+l（包括零在内）的整数。每一个m值代表 一个具有某种空间取向的原子轨道。
4.自旋量子数(ms)
自旋量子数(ms)只有+1/2或-1/2 这两个数值， 其中每一个值表示电子的一种自旋方向（如顺 时针或逆时针方向）。
课件
12
在量子力学中是用波函数和与其对应的 能量来描述微观粒子的运动状态的.
原子中电子的波函数ψ既然是描述电子云
运动状态的数学表达式,而且又是空间坐标的
函数,其空间图象可以形象地理解为电子运动
的空间范围,俗称”原子轨道”.为了避免与经
典力学中的玻尔轨道相混淆,又称为原子轨函
(原子轨道函数之意),亦即波函数的空间图象
激发态(电子处于能
原子结构和元素周期性
电子构型与元素性质的关系
价电子构型对元素化学性质的影响
价电子构型决定了元素的氧化态和化学键的类型，从而影响元素的化学性质。例 如，第VIII族元素具有相同的价电子构型，它们的化学性质相似。
内层电子构型对元素物理性质的影响
内层电子构型决定了元素原子的半径、电离能、电子亲和能等物理性质。例如， 稀有气体元素的内层电子构型相同，它们的原子半径、电离能、电子亲和能等物 理性质相近。
原子结构和元素周期性
目录
• 原子结构 • 元素周期表 • 原子结构与元素性质的关系 • 元素周期表的应用 • 现代原子结构理论的发展
01 原子结构
原子的构成
01
原子由原子核和核外电子组成。
02
原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的种类，中子 数决定了同位素。
03
核外电子围绕原子核运动，其数量和轨道决定了原子的化学 性质。
金属性与非金属性
金属性和非金属性是指元素在化学反应中表现出的性质。金属性元素倾向于失去电子， 而非金属性元素倾向于获得电子。
在元素周期表中，金属性和非金属性的变化呈现出周期性的规律。从左到右，金属性逐 渐减弱，非金属性逐渐增强；从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性和非金属性的变化规律对于预测元素在化学反应中的行为和化合物的形成具有重 要意义，特别是在酸碱反应和氧化还原反应中。
元素周期表在材料科学中有广泛的应 用，例如合金设计、新型材料的合成 等。
通过元素周期表，科学家可以预测不 同元素组合可能产生的性质，从而指 导材料的设计和优化。
化学反应机理的研究
元素周期表中的元素性质可以用来研究化学反应机理，例如反应速率、反应活化能等。
通过比较不同元素在周期表中的位置和它们在化学反应中的表现，可以深入理解化学反应的本质和规 律。
【课件】原子结构与元素周期表课件2022-2023学年下学期高二化学人教版(2019)选择性必修2
4s→3d→4p
5s→4d→5p d d
图1-17 左侧对齐的周期表（一周期一行）
6s→4f→5d→6p p p
7s→5f→6d→7p
？ 思考与讨论
1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）推荐了一张元素周期表，
书末的元素周期表就是参照其新版制作的。请问：怎样将图1-17变成书末的
元素周期表？ ss
Rb Sr
Y Zr Nb Mo … Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Nd Pr … … Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb … … Ta W … Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi … … …
… Ra Laα Th … … … … … U … … … … Ac … … … … … … … … … … … … Pbα Biα Teα … …
这张周期表最重要的特征是从第四周期开始每一周期截成两截，第1-7族分主副族，
第八族（三素组）称为过渡元素（?）。主副族和第八族的概念使用至今。
…
……
H
… He
Li
Be B C N O F Ne
Na
Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
原子结构与元素周期系(基础班)课件2025年化学奥林匹克竞赛
例3：全国高中学生化学比赛（省级赛区）
2009年10月合成了第117号元素，从此填满了 周期表第七周期所有空格。117号元素是用249Bk 轰击48Ca靶合成的，总共得到6个117号元素的原 子，其中1个原子经p次α衰变得到 270 Db后产生 裂变；5个原子则经q次α衰变得到281 Rg后产生裂 变。用元素周期表上的117号元素符号，写出得 到117号元素的核反应方程式（在元素符号的左 上角和左下角分别标出质量数和原子序数）。
α衰变： Az X
Az42Y
+
4 2
He
β衰变是一种放射性衰变。在此过程中， 一个原子核释放一个β粒子。（电子）
β衰变：
A z
X
zA1Y
+
0 1
e
例1： 钍 23920Th
经过几次α衰变和β衰变，变成了铅
208 82
Pb。
上述过程中①重核减少了8个质子，②重核减 少了16个中子，③经过了6次α衰变和4次β衰变， ④经过了8次α衰变和6次β衰变，其中正确的是：
Az X Z---质子数； N---中子数； A---质量数 A=Z+N 188O
已知的核素品种超过2000种。
稳定核素 原子核稳定
放射性核素 原子核不稳定，会自 发释放出某些亚原子微粒（ α、 β 等 ）而转变为另一种核素。
α衰变是一种放射性衰变。在此过程中， 一个原子核释放一个α粒子（由两个中子 和两个质子形成的氦原子核），并且转变 成一个质量数减少4，核电荷数减少2的新 原子核。
由于当时的实验水平限制，德布罗意的假设不能用实验 证明，三年后，汤姆逊通过实验证实了物质波的存在，而且 验证了德布罗意关系式的正确性。
原子结构和元素周期表
2.波函数
径向部分：
角度部分：
1 r / a0 R(r ) 2 3 e a0 1 Y ( , ) 4 1 r / a0 (r , , ) e 3 4 a0
化学与化工学院
概率密度和电子云
没有物理意义，复数表达式为=a+bi ||2 代表微粒在空间某点出现的概率密度，
化学与化工学院
原子轨道的空间取向
z x s y x dxy
化学与化工学院
z x px z y dyz dxz z
y x py z x dz2 x
z x pz y x dx -y
2 2
电子自旋的发现
Stern-Gerlach 实验
电子自旋：电子自身存在的两种不同的运动状态
化学与化工学院
自旋量子数— ms
原子结构
原子序数= 核电荷数(z) = 质子数 = 核外
电子数 质量数(A) = 质子数 + 中子数 (N)
原子( X )
A z
原子核
质子 z 个
中子 N=(A-z)个 核外电子 z个
化学与化工学院
原子的古典理论
世界上任何东西都是 由原子组成的（包括 物质和灵魂）。原子 是不可分割的。
通过薛定谔方程求解而得 可以描述原子核外电子运动状态
Ψ 2 x
2
对x的二阶偏导数
对y的二阶偏导数
2Ψ y 2
2Ψ z 2
化学与化工学院
对z的二阶偏导数
求解 (1)
必须在球极坐标系中求解
(x,y,z) → (r,,) → Rn(r)Yl,m(,)
主量子数 n = 1，2，3，4，…7 角量子数 l = 0，1，2，3，…，n-1，共可取n个数值。 磁量子数 m = 0，1，2，…，l。共可取2l +1个数值。
原子结构与元素周期表的关系解析
原子结构与元素周期表的关系解析原子结构是描述原子内部组成的理论模型，而元素周期表则是对所有已知元素进行系统分类和整理的表格。
原子结构和元素周期表之间存在着紧密的关系，本文将对这一关系进行深入解析。
一、原子结构的基本组成原子是由质子、中子和电子组成的基本粒子。
质子具有正电荷，质量接近于1个原子质量单位（amu），位于原子核中心；中子无电荷，质量与质子相近，也位于原子核中心；电子具有负电荷，质量极轻，约为1/1836 amu，以环绕在原子核外部的轨道上。
二、元素周期表的组织结构元素周期表按照原子序数的大小排列，同一列上的元素具有相似的化学性质。
每个元素都由一个原子核和相应数量的电子构成。
元素周期表的主要组成部分有周期数、族数、元素符号、相对原子质量等。
三、原子结构与周期表的关系1. 原子序数与周期表：原子序数即为元素在周期表中的位置，它反映了原子核中质子的数目，也决定了元素的化学性质。
原子序数从左至右递增，与周期表的周期数对应。
每个周期的最后一个元素一般为惰性气体，即具有稳定的电子配置，不易参与化学反应。
2. 原子质量与周期表：原子质量是指元素中质子和中子的总质量。
原子质量与周期表中的相对原子质量相对应。
一般来说，相对原子质量越大，元素的原子质量也越大。
周期表中的元素按照相对原子质量的递增顺序排列。
3. 电子结构与周期表：原子的电子结构决定了元素的化学性质。
元素周期表中的每个周期代表了主量子数的变化，而每个组则代表了元素的价电子层数目。
根据元素的电子结构，可以预测元素的化合价以及各种化学反应的倾向性。
四、元素周期表的应用元素周期表对化学、物理等领域具有重大的意义和应用价值。
1. 元素周期表为化学元素的分类与整理提供了基本框架，有助于系统地研究元素的性质和相互关系。
2. 元素周期表为了预测和解释元素的化学性质提供了便利，有助于合成新的化合物以及开发材料科学的领域。
3. 元素周期表通过列出元素的物理特性和化学性质，为教学和研究提供了重要的参考和学习工具。
原子结构和元素周期表
(n+0.7l)值首位数相同的能级为
同一能级组,是划分周期的依据。
24
5.2.2 核外电子分布原理和核外电子分布式
1. 核外电子分布服从以下规则
泡利不相容原理
能量最低原理
洪德规则
此外，还有一些其它的补充规则，用以解释以上规则不足 以说明实验事实的一些特例。
25
◆泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)：
铬(Z = 24)之前的原子严格遵守这一顺序, 钒(Z = 23)
之后的原子有时出现例外。
28
◆ 洪德规则 (Hund’s rule)： 当电子在n, l 相同的数个等价轨道上分布时，每 个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。 洪德规则结果： (1)电子总数为偶数的原子(分子和离子)也可能含 有未成对电子。 (2)s、p、d 和f亚层中未成对电子的最大数目为 1、3、5、7； Hund’s rule 的补充： 此外，电子处于全满(s2,p6,d10,f14)、半满 (s1p3,d5,f7)、全空(s0,p0,d0,f0)时系统较稳定。
-
◆在多电子原子中影响能量的大小 —电子亚层的概念
对多电子原子，同一电子层中的l 值越小，该电子亚层的能级越低。
-＋ -
＋
d 轨 道 有 两 种 形 状
13
角量子数 l 的取值 n 1 2 3 4
(轨道符号)
l
0 0 0 0 s
1 1 1 p
2 2 d
亚层数 1 S） （ 2 s,p） （ （ 3 s,p,d） 3 f
运动特征 运动速度和位置可以时 时准确测定。运动规律 服从牛顿定律。 运动速度和位置不能同 时准确测定。 运动规律服从？
第六章原子结构与周期系
第六章 原子结构与周期系内容1．量子力学的提出； 2．原子中电子运动状态的描述；3．氢原子波函数和电子云图；4．量子数n 、l 、m 的物理意义； 5．多电子原子结构和元素周期表。
知识点与考核点1． 微观粒子的波粒二象性微观粒子（电子、原子、分子等静止质量不为零的实物粒子）集波动性（概 率波）与粒子性为一体的特性。
2． 概率波微观粒子在空间某处出现的可能性，具有统计意义，不是物理学中的经典波， 而是波强与微粒出现概率成正比的概率波。
3． 粒子运动状态的描述宏观物体的运动状态可以同时用准确的坐标．．和动量．．来描述；但是对微观粒子 （例如电子）却不能同时准确地确定坐标和动量。
量子力学对微观粒子的运动状态是用描述概率波的波函数来描述的。
4． 波函数描述概率波的波函数ψ。
一个ψ是描述微观粒子一种状态的某种数学函数式。
通过解薛定谔方程可以得到波函数的具体形式。
氢原子定态的薛定谔方程为)xyz (E )xyz (V )xyz ()zy x (m h ψψψπ=+∂∂+∂∂+∂∂-222222228m 是电子的质量，x 、y 、z 是电子的坐标，V 是势能，E 是总能量， h 是普朗克常数，)xyz (ψ是波函数。
5． 主量子数（n ）它决定轨道的能量，可反映电子在原子核外空间出现区域离原子核平均距 离的量子数。
n = 0， 1， 2， 3， 4， 5 6…光谱学符号为K ， L ， M ， N ， O ， P ， Q …。
n 相同则处于同一电子层。
6． 角量子数（l ）决定电子运动角动量的量子数，也决定电子在空间角度分布的情况，与电子云的形状密切相关，多电子体系中l 和能量有关。
l 可取值为：0，1，2，3，…（n –1）。
当n 一定时，共有n 个l 数值。
例如当n=3时，l 可取0，1，2（三个数值）。
n 、l 相同时的电子归为同一亚层。
例如5个3d 轨道（n=3，l =2）属于同一d 亚层。
与l 取值对应的符号及轨道形状如下：角量子数（l ） 0， 1， 2， 3，…（n –1） 光谱学符号 s ， p ， d ， f … 轨道形状 球型， 哑铃型， 花瓣型 7． 磁量子数（m ）表示角动量在磁场方向的分量。
原子结构与元素周期表
原子结构与元素周期表原子结构和元素周期表是化学中两个基础的概念。
原子是构成所有物质的最小单元，而元素周期表则是对元素进行分类并展示它们的相关属性。
了解原子结构和元素周期表的组成、特征和相互关系对于理解化学的基本原理至关重要。
一、原子结构原子是构成所有物质的基本单位。
它由三个主要粒子组成：质子、中子和电子。
质子和中子位于原子核中心，形成了原子的核。
电子围绕原子核以特定的能级和轨道运动。
质子带正电荷，符号为“+”，其质量接近于1。
中子是中性的，不带电荷，其质量也接近于1。
电子则带负电荷，符号为“-”，质量远小于质子和中子。
原子的质量主要由质子和中子的总质量决定，而电子的质量可以忽略不计。
原子的质量数等于它的质子数和中子数之和，由标识元素的上标表示。
原子的电荷数等于质子数和电子数之差，由标识元素的下标表示。
原子的大小主要由它的电子云决定。
电子云是电子在空间中分布的概率密度。
根据量子力学理论，电子云存在于一系列能级，每个能级可以容纳一定数量的电子。
第一能级最靠近核心，容纳最多2个电子；第二能级容纳最多8个电子；第三能级容纳最多18个电子，以此类推。
二、元素周期表元素周期表是将所有已知元素按一定规律排列的表格。
它是由俄国化学家门捷列夫于1869年提出的。
元素周期表按照原子序数（即原子核中质子的数目）的增加顺序排列元素。
每个元素都有自己的原子序数、元素符号和元素名。
元素周期表的主要特点有以下几个方面：1. 周期性：元素周期表以水平行（称为周期）和垂直列（称为族）的形式展示元素。
周期从左到右，族从上到下。
周期表的周期数为7，族数为18。
周期表的这种布局使得具有相似性质的元素在同一族中，可以更好地理解元素之间的相似性和变化规律。
2. 原子序数：元素周期表按照原子序数的增加顺序排列元素。
原子序数增加时，元素的电子数也相应增加。
这使得元素周期表呈现出一种递增的结构。
3. 主族元素与过渡元素：元素周期表中的元素可以分为主族元素和过渡元素两大类。
原子结构与元素周期律知识点
原子结构与元素周期律知识点一、原子结构1.原子的组成原子是最基本的化学单位，它由质子、中子和电子组成。
质子带有正电荷，中子不带电荷，电子带有负电荷。
质子和中子集中在原子核中，而电子则围绕原子核运动。
2.元素的定义元素是由具有相同原子序数的原子组成的物质。
原子序数是元素的核外电子数目，也是元素在元素周期表中的位置。
3.原子的大小原子的大小可以通过原子的半径来表示。
原子半径通常用皮克米（pm）来表示，1pm=1×10^-12m。
原子的半径随着元素的原子序数增加而增加。
4.原子的质量原子的质量可以通过原子的相对原子质量来表示。
相对原子质量是以碳-12同位素为标准进行比较的，碳-12同位素的相对原子质量为12、相对原子质量可以通过元素周期表上的数值来获得。
5.原子核原子核是原子的中心部分，其中包含了质子和中子。
原子核的直径约为1×10^-15m，而整个原子的直径约为1×10^-10m，因此原子核只占据原子体积的很小一部分。
6.原子的电子排布原子的电子排布遵循能量最低原理，即通过填充电子能级和轨道来达到最低能量状态。
根据泡利不相容原理，每个轨道最多只能容纳2个电子，且这两个电子的自旋必须相反。
7.原子的电子壳层和能级原子的电子分布在不同的壳层和能级上。
壳层按主量子数来编号，第一个壳层为K壳，第二个壳层为L壳，依次类推。
能级是指在同一个壳层上，不同轨道的电子所具有的能量。
8.原子的价电子价电子是原子中最外层的电子，它决定了原子的化学性质。
元素周期表中的元素按照价电子数目的增加顺序排列。
二、元素周期律1.元素周期表的构成元素周期表是一种将元素按照原子序数和化学性质的周期性排列的表格。
它由原子序数递增的一系列水平行（周期）和垂直列（族）组成。
2.元素周期表的分区元素周期表可以分为s区、p区、d区和f区。
s区包含1个周期，p区包含6个周期，d区包含10个周期，f区包含14个周期。
3.元素周期表的主族和过渡元素元素周期表中的1A-2A和3A-8A族元素称为主族元素，它们的电子配置在外层壳层上有相似的组成。
原子结构和元素周期表
1.3 氢原子的结构
4dxy 等值线图
1.3 氢原子的结构
5. 原子轨道的轮廓图
将等值线图围绕对称轴 转动，即可得到原子轨 道的轮廓图。 把波函数的等值面和正负 粗略地在直角坐标系中表 达出来，称原子轨道等值 轮廓图或简称原子轨道图
1s
1.3 氢原子的结构
5. 原子轨道的轮廓图
2px
2pz
1.3 氢原子的结构
a）Pauli原理：一个原子轨迹只能容纳自旋相反的两个电子（波函 数反对称要求）； b）能量最低原理：在不违背Pauli原理的前提下，电子优先占据低 能量轨道；（体系总能量最低） c）Hund规则：能量相同的轨道，电子尽可能自旋平行地分占； （总自旋S最大） d）Hund规则的补充规则：对能量相同的轨道，全充满，半充满时 比较稳定。（电子云呈球形）
称为原子质量单位，记为1u。
原子量为X，实际质量为多少？
1.1 原子和元素
元素的原子量：设元素A有n种同位素，第i(i=1,2,…,n)个同位素的原子 量和丰度分别为 wi 和 f i ，则元素A原子量为
wA wi f i
n i 1
丰度：第i种同位素在该元素中所占的原子数百分比 例：氧元素的原子量：15.9994 同位素 丰度 质子量
1.3.2量子数的物理意义 2.轨道角动量量子数l: 亚能级 角动量 M l (l 1)
l 0,1,2,3,...,n 1
s, p, d , f , g , h,...,
1.3 氢原子的结构
1.3.2量子数的物理意义 3.磁量子数m:伸展方向 角动量在z方向的分量
M z m m 0,1,2,...,l
轨道全充满或半充满体系能量 最低，最外层(n-1)dx-1ns1或(n1)dxns0 Cr原子Z=24，Cr:[Ar](3d)5(4s)1 Cu原子Z=29， Cu:[Ar](3d)10(4s)1
原子结构与元素周期表
科学探究（教材p14)
1. 横行 七个周期；2，8，8，18，18，32种；每一周期开头第一个元素的最外层的排布通式为ns1，结尾元素的
电子排布式为ns2np6;第一周期只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾 元素的原子电子排布式不同。
2.纵列 ➢18个纵列； ➢除零族元素中He（2s2）与其它稀有气体ns2np6不同外，其余相等。
原子结构与元素周期表
交流讨论：
(1)什么是元素周期律 ？ (2)元素的性质包括哪些方面？ (3)元素性质周期性变化的根本原因是什么？
周期 2 3 4
一、原子结构与元素周期表
ⅠA
ⅦA
Li [He] 2s1
F [He] 2s22p5
Na [Ne]3s1
Cl [Ne]3s [Ar]4s24p5
▪ds区元素：d能级填满并且最后一个电子填充在s能级上的元素。结构特点：（n-1）d10ns1-2，包括 ⅠB族和ⅡB族。
▪f区元素：最后一个电子填充在f能级上的元素。 包括镧系和锕系。d区、ds区和f区元素称过渡元素。
再见
4. 族
元素周期表可分为7主族，7副族，0族和一个第Ⅷ族；副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和 p区（主要是非金属）元素之间，处于由金属向非金属过渡的区域，因此，把副族元素又称为过 渡元素
5
• 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质的递变规律决定的。同周期元素从左到右非金 属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，结果使元素周期表右上方三角区内的元素主要呈现出非 金属性。
（1）1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 （2）[Ar]3d10 4s1 2．由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型
原子的结构和元素周期表
原子的结构和元素周期表原子是构成物质的基本单位，是化学反应的基础。
了解原子的结构对于理解化学性质和反应机制非常重要。
本文将介绍原子的结构以及元素周期表的重要性和应用。
一、原子的结构原子由核和电子构成。
核包含着质子和中子，而电子则绕核运动。
质子具有正电荷，中子没有电荷，电子具有负电荷。
质子和中子构成了原子的核，而电子则分布在核的周围的能级上。
原子的质子数就是它的原子序数，通常用字母Z表示。
例如，氢的原子序数是1，氧的原子序数是8。
质子数决定了原子的化学性质和元素的种类。
电子的数目与原子的质子数相等，因此正常情况下原子是电中性的。
电子分布在以核为中心的能级上，不同的能级容纳的电子数有限，一般来说，第1能级最多容纳2个电子，第2能级最多容纳8个电子，第3能级最多容纳18个电子。
二、元素周期表元素周期表是根据原子的质子数和电子排布规律组织的表格。
它将元素按照原子序数的增加顺序排列，相邻的元素具有相似的化学性质。
元素周期表的每一行称为一个周期，目前总共有7个周期。
周期的长度是根据电子能级的填充顺序决定的。
每一个周期的结束都意味着一个新的能级开始填充电子。
元素周期表的每一列称为一个族，目前总共有18个族。
族决定了元素的主要化学性质，一般来说，同一族的元素具有相似的化学反应和化合价。
周期表上的元素用符号表示，例如氢元素的符号是H，氧元素的符号是O。
每个元素的方格中通常还包含了元素的名字和相对原子质量。
三、元素周期表的重要性和应用元素周期表是化学研究和应用的基础。
它提供了化学元素的有序排列，可以帮助我们更好地了解元素的性质和规律。
通过元素周期表，我们可以快速了解元素的基本性质，包括原子半径、电负性、离子化能和电子亲和能等。
这些性质有助于我们预测和解释化学反应的过程和结果。
元素周期表还对于研究元素的同位素、同系物和同族反应具有重要意义。
通过周期表，我们可以找到同一族的元素，从而推断它们在反应中的相似性和差异性。
此外，元素周期表还指导着我们对新元素的发现和研究。
原子结构及元素周期表
原子结构及元素周期表原子结构是指原子的组成和构造，了解原子结构对于理解元素周期表及化学反应至关重要。
本文将介绍原子结构的基本知识，并探讨元素周期表的构成和应用。
一、原子结构原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子带有正电荷，中子不带电，电子带有负电荷。
原子的核心由质子和中子组成，电子绕核心运动。
原子的质量数等于质子和中子的数量之和，原子的电荷数等于质子的数量减去电子的数量。
原子中质子数和电子数相等，因此原子是电中性的。
二、元素周期表的构成元素周期表是对所有已知元素按一定规律排列的表格。
元素周期表按照原子序数（质子数）的顺序排列，将具有相似化学性质的元素放在同一垂直列中。
元素周期表的每个水平行称为一个周期，每个垂直列称为一个族。
周期表中的元素按照金属性和非金属性分成两部分，金属性元素在左侧，非金属性元素在右侧。
三、元素周期表的应用1. 元素周期表可以提供元素的基本信息。
周期表上标注了每个元素的符号、原子序数、原子质量等重要数据，这些信息对于化学实验和研究都是十分重要的参考。
2. 元素周期表可以预测元素的性质。
根据元素在周期表中所处的位置和周期表规律，可以推测元素的原子半径、电负性、离子化倾向等性质，为化学实验和反应提供指导。
3. 元素周期表有助于研究元素化合物和反应。
分析元素周期表中元素的位置和性质，可以预测元素之间的化学反应、氧化还原反应等，并进行相关实验验证。
4. 元素周期表的发展推动了新元素的发现。
周期表的存在和规律使科学家能够预测某些未被发现的元素的存在和性质，从而推动新元素的发现和研究。
总结：原子结构是指原子的组成和构造，包括质子、中子和电子。
元素周期表是对所有已知元素按照原子序数的顺序排列的表格，可以提供元素的基本信息、预测元素的性质、研究元素化合物和反应，以及推动新元素的发现和研究。
了解原子结构和元素周期表对于深入理解化学和开展科学研究具有重要意义。
元素的原子结构及周期性
元素的原子结构及周期性元素是物质的基本构成单元，由相同类型的原子组成。
每个元素都具有其独特的原子结构和周期性特征。
本文将围绕元素的原子结构和周期性进行论述。
一、原子结构原子是构成物质的最小单位，由带正电荷的质子、中性的中子和带负电荷的电子组成。
原子结构包括原子核和电子云两个主要组成部分。
1.1 原子核原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电荷。
原子核的质量主要由质子和中子的质量之和决定，而原子的化学性质主要由原子核的质子数量（即原子序数）决定。
1.2 电子云电子云环绕着原子核，呈现三维的空间分布。
电子具有负电荷，其数量与质子数量相等，使整个原子呈中性。
电子云由不同能级和轨道构成，每个能级最多容纳一定数量的电子。
能级从内到外依次增加，呈现分层排布的特点。
二、周期表周期表是元素的一种分类和排列方式，根据原子结构和周期性特征对元素进行归类。
元素周期表由化学家门捷列夫于1869年首次提出，现代的周期表则是根据元素的原子序数进行排列。
2.1 族/群周期表中，元素按照相似的化学性质分为不同的族或群。
主要的族包括有1A族到8A族，也称为1-18族；辅助的族包括3B族到2B族，1B族和2B族。
这些族的命名遵循IUPAC规范。
2.2 周期周期表中，元素按照原子序数从小到大排列，形成水平的周期。
一个周期包括7个能级，分别是1到7能级。
水平周期的元素具有相似的大小和电子结构。
2.3 主族和过渡族元素主族元素是周期表中IA到VIIA族的元素，这些元素的化学性质主要由最外层的电子数决定。
过渡族元素是周期表中IB到VIIIB族的元素，这些元素的化学性质主要由最外层和倒数第二层的电子数决定。
三、周期性规律周期表中元素的排列显示出一定的周期性规律，这些规律被称为周期性。
最早被发现和研究的周期性规律有以下三个：原子半径的周期性、电离能的周期性和电极电势的周期性。
3.1 原子半径的周期性原子半径是指原子核和最外层电子之间的距离。
第5章 原子结构与元素周期律
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5.2.3原子轨道
1. 波函数 （既然电子具有波的性质 ，就可用波函数描述它） 1926年奥地利物理学家薛定谔根据德布洛依的波 粒二象性通过经典的光的波动方程类比推演出氢原子 的波动方程即薛定谔方程：
复习总结：
❖主量子数 n 表示电子层，决定原子轨道的能量高低； ❖副量子数l表示电子亚层，决定原子轨道的形状和能量 高低； ❖磁量子数m决定原子轨道的空间取向或某亚层中原子 轨道的数目； ❖自旋量子数mS决定电子运动的自旋状态 ❖原子结构的想象
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d 轨道(l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2) :
m 五种取值, 空间五种取向, 五条等价(简并) d 轨道
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例1 n = 2, l = 1, m = 0 的原子轨道的名称是什么？ 解： n = 2, 为第二电子层；l = 1 ，为p亚层，即p轨 道。因为 n = 2, 该轨道的名称应该是 2p轨道。 m = 0 表示3个 2p轨道中的1条2p轨道。 例2. n = 2, l = 1, m = 0, ms=+1/2 对吗？为什么？
原子结构和元素周期表ppt课件
族 序 数
ⅠⅡ ⅢⅣⅤ Ⅵ A A BBB B
Ⅶ B
Ⅷ
ⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦ BBAAAAA
0
常见族的别名：
第ⅠA族（除氢外）：碱金属元素 第ⅦA族： 卤族元素 0族：稀有气体元素
（2）族的分类 18个纵行16个族
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成（7个）
表示方法：ⅠA 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、ⅤA、 ⅥA、 ⅦA
原子结构与元素周期表
原子结构：
质子
电子
中子
质子 带正电荷
{ { 原子
原子核
（带正电荷）中子
不带电
（不带电） 核外电子 (带负电荷)
核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数
构成原子 的粒子
质量/kg
电子 9.109×10－31
质子 1.673×10－27
中子 1.675×10－27
相对质量
1/1836 （电子与质子质量之比）
与氩原子电子层结构相同的阳离子是：K+、Ca 2+ 与氩原子电子层结构相同的阴离子是：S2- 、Cl-
元素周期表：
门捷列夫 相对原子质量
相对原子质量
核电荷数
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
每一横行电子层数相同；每一纵行最外层电子数相同（除稀有气体元素） 编排原则：（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。 （2）将电子层数相同的元素排列成一个横行，即周期。 （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纵行， 即族。
【知识解析】原子结构与元素周期表
原子结构与元素周期表1 元素周期律、元素周期系和元素周期表温故（1）原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
（2）原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数注意门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号。
（1）元素周期律①定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。
②实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
（2）元素周期系①含义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
②特点注意根据元素原子核电荷数递增把元素分成若干序列，这样的排列形式必须遵循元素周期律，因而不能轻易改变，故元素周期系只有一种。
（3）元素周期表元素周期表是呈现元素周期系的表格。
元素周期系与元素周期表的关系如下：注意从1869年门捷列夫制作出历史上第一张元素周期表至今，人们根据元素周期系绘制出的元素周期表有几十种（如教材中介绍的几种形式及教材最后给出的最常见的元素周期表）。
2 构造原理与元素周期表温故元素周期表的结构（1）原子核外电子排布与周期的关系①根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。
名师提醒（1）元素周期表中每个周期包含的元素数与由构造原理得出的核外电子排布密切相关，所以构造原理及核外电子排布规律能够很好地解释许多宏观、微观的事实。
（2）各周期元素原子的核外电子排布都是从n s1开始、以n p6结束（第一周期除外），中间按照构造原理依次排满各能级。
（3）第四、五周期的元素数均为18，原因是电子在排满该层的s能级后，电子依次进入次外层的d能级（最多可容纳10个电子），当d能级排满后，电子再进入p能级。
同理可解释第六、七周期的元素数均为32，镧系和锕系中的14种元素即倒数第三层f能级所能容纳的最多电子数。
（4）构造原理解释了副族、第Ⅷ族元素都是金属元素及它们的最外层电子数不超过2，即为n s1～2（Pd例外），主族元素原子的价层电子即最外层电子，而副族和第Ⅷ族元素原子的价层电子包括最外层电子、次外层d能级的电子、甚至倒数第三层f能级的电子。
第五章原子结构与元素周期系ppt课件
1885年 巴尔默(J. J. Balmer) 上述五条谱线的波长可以用一个简单公式表示：
=B
n2 n2
4
n=3 n=4 n=5 n=6 n=7
= 656.210 nm = 486.074 nm = 434.010 nm = 410.120 nm = 397.007 nm
1890年 里德堡(J. R. Rydberg) 描画碱研讨微观粒子的运动时，不能忽略其动摇性 。 微观粒子具有波粒二象性。
粒子的德布罗依波长和半径
粒子 质量/ kg 速度/(m·s–1) 波长/ m
电 子 9×10–31
106 108
7×10–10 7×10–12
氢原子
1.6×10–
27
103 106
4×10–10 4×10–13
Bohr实际(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；〔量子化条件〕
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
5.3.2核外电子运动形状的近代描画 1.薛定谔方程
波函数 的几何图象可以用来表示微观粒 子活动的区域。
1926 年，奥地利物理学家薛定谔 〔Schodinger ) 提出用于描画核外电子运动 形状的一个动摇方程，被命名为薛定谔方程。 波函数 就是经过解薛定谔方程得到的。
薛定谔〔SchrÖdinger〕方程
〔1〕元素的最终组分称为简单原子，它们是不可分 割的微粒，在一切化学变化中均坚持其独特性质。
〔2〕同一元素的各个原子，其外形、分量等各种性 质那么各不一样。
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第5章原子结构与周期系5课时教学目标及基本要求1. 了解原子核外电子运动的特征(量子化、波粒二象性、统计性)，了解波函数、四个量子数和电子云的基本概念，了解S，P，d原子轨道和电子云的角度分布示意图。
2. 掌握周期系元素的原子的核外电子分布的一般规律及与周期表的关系，明确原子的外层电子分布和元素按S，P，d，d s，f分区的情况。
3. 联系原子结构了解元素的某些性质的一般递变情况。
教学重点1. 核外电子的运动特征及其运动状态描述2. 核外电子分布规律与周期系3. 元素基本性质的周期性教学难点1. 核外电子运动特征波函数、电子云角度分布图2. 四个量子数核外电子分布及周期系教学方式（手段）教学方式（手段）及教学过程中应注意的问题教学方式：以多媒体教学为主，讲述法、模型演示、动画模拟、课堂讨论相结合注意问题：本章内容从微观角度阐述，非常抽象，要通过多媒体形象、生动的演示使不同理解能力的同学都能逐步掌握本章知识。
主要教学内容5.1 氢原子结构的近代概念5.1.1 核外电子的运动状态(1) 氢原子光谱和玻尔理论连续光谱——按一定顺序连续分布的不同波长的光谱。
原子光镨（线光谱）——原子受激发后从原子内部辐射出来的光谱。
氢原子光谱红色镨线λ =656.3nm Hα蓝绿色谱线λ =486.1nm Hβ兰色谱线λ =434.1nm Hγ紫色谱线λ =410.1nm Hδ玻尔理论•定态轨道的概念•轨道能级的概念及轨道能级量子化的概念氢原子核外电子的轨道能量为：n= 1. 2. 3 . 4. … 正整数n 值越大，能量越高，离核越远。
反之n 值越小，能量越低，离核越近。
能量最低的状态叫基态，其余的叫激发态。
当氢原子核外电子在n=1 的轨道上运动时，半径a0 =52.9pm——玻尔半径•激发态原子发光的原因玻尔理论成功的解释了氢原子光谱产生的原因及规律性，解决了以下几个问题：•氢原子为什麽是线光谱，是由于轨道的能量是量子化的，发射光的频率也是量子化的，因此氢原子光谱不是连续光谱，而是线光谱。
•提出了电子运动能量量子化的概念。
•对氢原子光谱频率的计算结果与实验结果十分吻和玻尔理论的局限性：•不能解释氢原子光谱的精细结构。
•不能解释多电子原子的光谱。
•不能解决化学键形成的本质原因（2）微观粒子的波粒二象性德布罗意假设。
电子、原子、分子等实物微粒除了具有粒子性外，同样具有波动性，其波长满足下列公式：式中h ——普朗克常数m——电子的质量v——电子的运动速率德布罗意的假设不久就被电子衍射实验所证实了。
（3）微观粒子的几率分布规率从电子衍射实验说明，衍射环纹是电子无数次行为的统计结果。
因此，电子波是一种具有统计性的几率波。
同样的道理，核外电子的运动具有几率分布的规律。
综上所述，原子核外电子的运动具有三大特征：量子化——线光谱波粒二象性——物质波统计性——几率波5.1.2 波函数(wave function)1926 年, Schrodinger 根据de Broglie 物质波的观点，引用电磁波的波动方程，提出了描述微观粒子运动的波动方程-Schrodinger equation, 建立了近代量子力学理论。
=0Schrodinger equation 中，m为电子质量,E为电子的总能量,V 为势能。
•波函数的概念波函数不是一个具体的数值，而是用空间坐标描述波的函数式, 在量子力学中，将描述原子中单个电运动状态的波的函数式称为波函数，也称为原子轨道。
记为或或, 其中表示为球极坐标的函数。
n,l,m 是解Schrodinger equation 产生的三个参数，也成为量子数.•主量子数n,取正整数：1,2 ，3 ，4 ，… 是确定电子离核远近和能级的主要参数，n 越大, 则电子离核的平均距离越远, 所处状态的能级越高。
•量子数,可取的值为0,1,2,3,4,…(n-1), 的数值受n 的数值的限制，=0,1,2,3 的轨道分别称为s, p, d, f 轨道。
•量子数m可取的数值为0, ± 1, ± 2, ± 3... ±反映波函数的空间取向.将波函数简化成:=R(r) ·Y( θ , φ )Y( θ , φ ) ——波函数角度部分• s 轨道与θ , φ角无关, 为球面, 无方向性• p 轨道特点:• p 轨道有3 条, 为相切于原点的双球面•有正负, 有节面•有极大值• d 轨道:5 条5.1.3 电子云(1) 几率密度ψ2波函数本身不能与任何可以观察的物理量相联系，但波函数的平方ψ2可以反映电子在空间某位置上单位体积内出现的几率大小，即几率密度。
•电子云——ψ2在空间的分布。
•电子云黑电图•电子云等密度面图•电子云界面图•电子云角度分布图Y2 ( θ , φ )—θ , φ作图• s 电子云：球面，无方向性• p 电子云：•相交于原点的两个橄榄型曲面•无正负•有极大值，核附近电子出现的几率密度等于零• d 电子云量子力学方法描写核外电子运动状态归纳为以下几点:•电子在原子中运动服从Schrodinger equation, 没有确定的运动轨道，但有与波函数对应的确定的空间几率分布。
是电子几率密度分布函数, 可分别通过径向分布、角度分布及电子云空间分布图来描绘单位球壳, 单位立体角以及核外空间单位体积内的几率分布情况。
波函数角度分布图突出表示了轨道波函数极值方向和正负号.•电子的几率密度分布状态是与确定的能量相联系，而能量是量子化的。
在氢原子中，E 由n 规定，在多电子原子中还与l 有关。
波函数是用空间坐标(r, θ , φ ) 来描写实物微粒波的数学表达式. 人们总觉得它比较抽象，因为实物微粒的波, 本身就不象声波或电磁波那样具有具体和直接的意义，但波函数的平方代表微粒几率分布的这种性质就比较具体了。
ψ2∝ρ电子云密度也可分为径向部分和角度部分来考虑。
5.1.4 电子运动状态的完全描述与四个量子数•主量子数n意义：决定电子层的划分及电子能量高低的主要因素n=1 2 3 4 5 -------K L M N O•角量子数l意义：·决定电子亚层·描述电子运动状态随空间角度的变化——原子轨道或电子云的形状l = 0 1 2 3 4 ------ （n-1 ）s p d f g•磁量子数m意义：描述电子运动状态（原子轨道或电子云）在空间的方向m = 0 ± 1 ± 2 ± 3 ----- ± l•自旋量子数m s意义：描述电子的自旋运动特征m s= ± 1/2 “ ↑↓ ”5.2 多电子原子中的电子分布和周期系 5.2.1 核外电子分布 （1）三条原则 :1） Pauli 不相容原理 He 1s 2ψ (1 ， 0 ， 0 ，+1/2)ψ（1 ， 0 ， 0 ， -1/2）2）能量最低原理核外电子在各种可能的轨道上的分布总是采取使体系总能量尽可能低的一种排布方式 . 在稳定的基态 , 原子中的电子总是优先占据能量较低的轨道。
n 和 l 都确定的轨道称为一个能级。
同 l 不同 n 的轨道， n 大 , 则 E 大 ; 同 n 不同 l 的轨道， l 大则 E 大 ; n,l 都不相同，轨道有能级交错现象。
鲍林近似能级图(n+ 0.7l ) 规则我国北京大学 徐光宪 教授根据对光谱数据的分析，提出(n+ 0.7l )规则。
1）(n+ 0.7l )）值越大，则能级越高。
2）将(n+ 0.7l )值整数部分相同的能级编成同一个能级组，共分为 7 个能级组。
能级分组情况见下表。
3）Hund 规则等价轨道—— n, l 均相同的轨道例3p3：3p x3p y3p z n = 3 l = 1p x p z p y洪特规则特例：全充满p6d10f14半充满p3d5f7多电子原子中，电子的能量由所处轨道的主量子数n 和角量子数l 二者决定。
（2）电子填入轨道的顺序与电子分布式1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6…5.2.2 原子结构与周期系同一周期元素性质的递变是因为原子核外电子分布的递变。
同一主族元素性质的相似是因为核外电子分布情况的相似。
•原子的外层电子构型与周期表分区外层电子分布式( 外层电子构型式)主族V A, ns1~2np0~6副族VB, (n-1)dns镧系锕系: 通常还需考虑第三层f 及次外层 d 即: (n-2)f(n-1)dnss 区----IA, IIA, ns1 ,ns2p 区——ⅢA ——ⅦA 0 族ns2，np1-6d 区——ⅢB ——ⅦB Ⅷ（n-1）d1- 9，ns1-2ds 区——ⅠB 、ⅡB (n-1)d10ns1 ; (n-1)d10ns2d 区, ds 区称为过渡元素区.f 区---- 镧系，锕系,(n-2)f1ns2~(n-2)f14ns2 , 内过渡元素(2) 周期Pd 例外，4p64d10为第五周期。
(3) 族( 主族，副族，零族)5.3 元素基本性质的周期性5.3.1 有效核电荷数多电子原子中，某一指定电子除受到核电荷Z 的吸引外，还受到其余电子的排斥. 根据中心势场模型，近似得到Z-1 个电子对指定电子的排斥作用看成是抵消了一部分核电荷对指定电子的吸引，使有效核电荷Z 减小为Z`,Z` 为有效核电荷. 在多电子原子中, 其余电子抵消核电荷对指定电子的作用称屏蔽作用, 用屏蔽常数σ来表示。
Z`=Z- σσ的取值方法:以n 层电子为研究对象n+1 及更外层: σ 外=0n 层：σ n =0.35( 第一层之间σ =0.35)n-1 层：σ =0.85n-2 层及更内层: σ =1例：计算作用在20 Ca 最外层的有效核电荷数:原子结构示意图:1s22s22p63s23p64s2第1 层: Z`=20-1 × 0.3第2 层：Z`=20-0.85 × 2-7 × 0.35第3 层：Z`=20-7 × 0.35-8 × 0.85-2 × 1第4 层( 最外层) ：Z`=20-0.35 × 1-8 × 0.85-10 × 1= 2.85周期表中, 核电荷数递变的规律：同一周期中，Z 增加1, 外层电子数也增加1, 因而Z` 增加1-0.35=0.65,同一主族中，核电荷数增加，电子层增加，屏蔽作用增强，有效核电荷数增加很小。
电子层增加是主要因素。
5.3.2 原子半径定义：在单质分子（晶体）中，相邻的原子核间平均距离的一半。
原子半径：共价半径、金属半径、范德华半径副族元素由上至下半径增大的幅度不如主族元素的幅度大，特别是第五、第六周期的同族元素原子半径非常接近，这是由于镧系收缩造成的。