苏州大学《无机化学》第七章 原子结构和元素周期系
大一化学第七章知识点
大一化学第七章知识点大一化学第七章主要讲解了电子结构和周期性。
本章的知识点包括原子的电子结构、电子排布规则、周期表中的规律以及原子半径和离子半径等内容。
下面将逐一介绍这些知识点。
一、原子的电子结构1. 原子的组成：原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
2. 原子的电子层：电子按能级分布在不同的电子层，分别命名为K层、L层、M层等，能级越高离核越远。
3. 原子的电子壳层：原子的电子层按主量子数分为不同的壳层，第一壳层为K壳层，第二壳层为L壳层，以此类推。
4. 原子的电子云：电子在空间中的分布形成电子云，电子云表示了电子的可能位置。
二、电子排布规则1. 轨道和亚轨道：电子在不同壳层的电子层中沿不同轨道运动，轨道可分为s轨道、p轨道、d轨道和f轨道。
每个轨道可进一步分为不同的亚轨道。
2. 电子填充原则：按能级从低到高的顺序填充电子，每个轨道最多容纳一对电子。
3. 朗德规则：在同一轨道上填充电子时，优先尽量使电子自旋相反。
三、周期表中的规律1. 元素周期表：由元素按照一定的顺序排列形成的表格，主要包括元素的原子序数、元素符号和元素名称。
2. 周期：周期表中的横行称为一个周期，每个周期代表不同壳层的元素。
3. 主族元素和过渡族元素：周期表中，主族元素位于周期表的左侧，过渡族元素位于周期表的中间。
4. 周期表中的规律：周期表中元素的位置和性质呈现出周期性规律，例如电子层的增加、半径的变化、电离能的变化、电负性的变化等。
四、原子半径和离子半径1. 原子半径：原子半径是指原子核与最外层电子云之间的距离，通常以PM（皮克米）为单位。
2. 原子半径的变化：原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，在同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大。
3. 离子半径：当原子失去或获得电子形成带电离子时，离子半径会发生变化。
正离子的半径比原子半径小，负离子的半径比原子半径大。
以上就是大一化学第七章的主要知识点，包括原子的电子结构、电子排布规则、周期表中的规律以及原子半径和离子半径的相关内容。
元素的原子结构及周期性
元素的原子结构及周期性在我们所生活的这个丰富多彩的物质世界里，一切物质都是由各种元素组成的。
而要深入理解元素的性质和它们之间的相互关系，就必须从元素的原子结构入手。
原子结构不仅决定了元素的化学性质，还揭示了元素性质呈现周期性变化的规律。
首先，让我们来了解一下原子的基本结构。
原子就像是一个小小的微观宇宙，由位于中心的原子核和围绕原子核运动的电子组成。
原子核带正电荷，由质子和中子构成，质子带正电，中子不带电。
而电子则带负电，在原子核外的特定区域内运动。
电子在原子核外的分布并不是随意的，而是遵循一定的规律。
这些规律可以用电子层、电子亚层、轨道和自旋等概念来描述。
电子层就像是洋葱的一层一层，离原子核越近的电子层，能量越低；越远的电子层，能量越高。
电子亚层则进一步细分了电子层，常见的有s、p、d、f 亚层。
每个亚层中又包含着不同数量的轨道，而电子会按照一定的规则填充这些轨道。
原子结构中的质子数决定了元素的种类，我们把质子数相同的一类原子称为元素。
例如，氢原子的质子数为 1，氧原子的质子数为 8，这就决定了氢元素和氧元素的不同性质。
而元素的性质随着原子序数的递增呈现出周期性的变化，这就是元素周期律。
元素周期表则是元素周期律的直观体现。
在元素周期表中，同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
这是因为随着原子序数的增加，原子核电荷数增加，对核外电子的吸引力增强，导致原子半径减小。
同时，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，从而表现出金属性减弱，非金属性增强的趋势。
例如，第三周期的钠、镁、铝三种元素，钠的金属性最强，铝的金属性最弱。
钠很容易失去电子，表现出很强的还原性；而铝则相对较难失去电子，表现出一定的氧化性。
同一主族的元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
这是因为电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，导致原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱。
无机化学原子结构与元素周期系基态原子电子排布元素性质周期性精品PPT课件
主量子数 n 1
电子亚层 1s
每个亚层中
轨道数目
1
每个亚层可 容纳电子数
2
2
3
4
2s, 2p 3s, 3p, 3d 4s, 4p, 4d, 4f
1, 3 1, 3, 5 1, 3, 5, 7
2, 6 2, 6, 10 2, 6, 10, 14
每个电子层 1
4
9
16
轨道数目n2
每个电子层 2
8
18
32
2020/10/24
9
1. 保利不相容原理
在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数 完全相同。即，同一个原子轨道最多只能容纳 两个电子，且自旋相反。
思考；第n层最多可以排布几个电子？
答：根据保利原理，主量子数为n 的电子 层内允许排布的电子数最多为2n2个。
2020/10/24
10
电子层、电子亚层、原子轨道数、电子数之间的关系:
n l 轨道数 亚层最大容量 电子层最大容量
10
1个s
2
2
20
1个s
2
8
1
3个p
6
30
1个s
2
18
1
3个p
6
2
5个d
10
40
1个s
2
32
1
3个p
6
2
5个d
10
4
7个f
14
3. 洪特规则
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。
例 碳原子(1s22s22p2)的两个p电子在三个能量相同的2p 轨道上如何分布？
两者的影响刚好相反。 两者彼此的消长决定了原子轨道的实际能级
无机化学原子结构
无机化学原子结构原子结构是无机化学的基础，了解原子结构有助于理解元素的性质和化学反应的机理。
本文将从原子的基本组成以及结构特征，包括原子核、电子组织和能级结构进行阐述。
原子是构成物质的基本单元，在元素周期表上的每一个元素都代表着一种特定的原子。
原子由三种基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子和中子集中在原子核中，而电子则以轨道形式分布在原子核周围。
质子和中子都具有质量，而电子则没有质量，只有电荷。
原子核是原子的核心部分，由质子和中子组成。
质子带正电，中子不带电，因此原子核带正电。
原子核中质子的数量决定了元素的原子序数，即元素周期表上的位置。
例如，氢原子核只含有一个质子，所以氢的原子序数为1，氧原子核含有8个质子，所以氧的原子序数为8。
电子是带负电的粒子，围绕原子核在各个能级轨道上运动。
每个能级轨道可以容纳一定数量的电子，根据泡利不相容原理和奥卡福建议，每个能级轨道最多只能容纳一对电子。
能级轨道按能量高低排列，从内到外分别称为K、L、M、N、O等能级。
电子的分布遵循电子云模型，即电子存在于一定的空间范围内，而不是固定在某一点位置上。
电子云模型可以通过波函数来描述，波函数是一个复数函数，描述了电子在空间范围内的概率密度。
具体来说，每个电子能级轨道包含一个势能和一个波函数，电子的运动状态和能量都由波函数决定。
原子中的电子以能级的形式存在，每个能级对应一个特定的能量值。
能级结构可以通过量子力学理论解释，其中最基本的是薛定谔方程。
薛定谔方程描述了电子在原子中的行为，包括位置、动量和能量等性质。
根据薛定谔方程，每个能级可以包含多个电子亚能级，这些亚能级又进一步可以容纳不同的自旋态电子。
自旋是电子的另一个重要特性，它描述了电子旋转的方向，有两种可能性：自旋向上和自旋向下。
每个能级的亚能级都遵循泡利不相容原理，即每个亚能级最多只能容纳一对电子，这两个电子必须具有相反的自旋。
根据电子的排布规则，可以确定每个元素的电子组态，即电子在不同能级上的分布情况。
无机化学 基本知识点总结
无机化学基本知识点总结一、原子结构1. 原子的组成原子是由质子、中子和电子组成的。
质子和中子位于原子核中，电子围绕原子核运动。
2. 元素的原子序数和质量数原子序数表示元素的质子数，而质量数表示元素的质子数和中子数之和。
原子序数决定了元素的化学性质，而质量数决定了元素的同位素。
3. 电子结构原子的电子结构决定了元素的化学性质。
电子在原子内的分布遵循一定的规律，即电子遵循能级分布，并且填充规律是按照“2-8-18-32”规则进行填充。
二、元素周期表1. 周期表的性质元素周期表是根据元素的化学性质和原子结构而排列的。
周期表中的元素按照原子序数排列，具有周期性。
2. 元素的周期性规律元素周期表中的元素具有周期性规律，即元素的周期表现出周期性变化。
这种周期性变化可以通过元素的原子结构和电子的排布规律来解释。
三、化学键1. 化学键的形成化学键是由原子之间的相互作用形成的。
化学键的形成使得原子之间形成更加稳定的结构，从而形成化合物。
2. 化学键的类型化学键主要包括离子键、共价键和金属键。
离子键是正负离子之间的电荷吸引力，共价键是原子间电子的共享，金属键是金属原子之间的电子云共享。
3. 极性与非极性化学键化学键可以分为极性和非极性两种。
极性化学键是由于原子电负性差距所产生的电荷分布不均匀的现象，而非极性化学键则是由于原子电负性相等而产生的电荷分布均匀的现象。
四、晶体结构1. 晶体结构的定义晶体结构是指晶体中原子、离子或者分子的排列规律和空间结构。
不同的元素或化合物在晶体中具有不同的晶体结构。
2. 晶体结构的分类晶体结构主要可以分为离子晶体、共价分子晶体和金属晶体。
离子晶体是由正负离子通过离子键结合而形成的，共价分子晶体是由共价键结合而形成的，而金属晶体则是由金属键结合而形成的。
五、酸碱性质1. 酸碱的定义酸是指能够释放出H+离子的物质，而碱则是指能够释放出OH-离子的物质。
酸碱的定义主要有布朗斯特德理论和劳里亚-布隆斯特德理论。
无机化学第七章原子结构和元素周期律
第七章原子结构和元素周期律Chapter 7The Atomic Structure and Periodic System of Elements 这一章中，我们介绍物质的微观结构──原子结构。
化学工作者总是希望通过对物质本质的认识，来阐明元素相互化合的原理，把化学事实系统化，使化学成为可以理解的、容易加以记忆的学科。
人们利用这些原理来预言具有新功能的化合物的诞生。
例如科学家利用等电子原理（the isoelectronic principle ）合成新的化合物：In 1971,the following isoelectronic compounds were known ：Ni(CO)4、Co(CO)3(NO)、Fe(CO)2(NO)2、and Mn(CO)(NO)3.The last member of this series,Cr(NO)4,was unknown.However,in 1972,several chemists had sufficient faith in the isoelectronic principle to photolyze a solution of Cr(CO)6in the presence of NO ,and thus they prepared.For many years chemists were unsuccessfully tried to prepare the perbromate ion,4BrO -.The first successful synthesis of perbromate involved an isoelectronic species as the starting material.8324SeO -834BrO β--+因此，学习近代化学知识，从原子内部入手是完全必要的。
我们所关心的原子内部，对于元素及化合物的性质而言，主要集中在原子的电子结构（electronic structure of atoms ）,特别是它们的价电子构型（valence electronic structure of atoms ）。
无机化学原子结构与元素周期表PPT课件
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任意电子的运动状态。
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5.2.1 多电子原子轨道能 级
轨道：其电子运动状态 (轨道)可描述为 1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s…
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
单独分布不同的轨道，而且自旋方向相同。
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如N原子1s22s22p3的轨道表示式
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
h
E：轨道能量 h：Planck常数
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Balmer线系
v
3.289
1015
(
1 22
1 n2
)s1
n = 3 红（Hα） n = 4 青（Hβ ） n = 5 蓝紫 （ Hγ ） n = 6 紫（Hδ ）
Ψ =f(x.y.z)，将直角坐标变为球坐标Ψ（r.θ.φ）然后利用
数学中的变量分离法，将
Ψ=f(r.θ.φ) =R(r)·Y(θ.φ)。
波函数就分成了径向分布部分R(r)和角度分布部分
Y(θ.φ) 。
用角度部分Y(θ.φ)作的图称为原子轨道的角度分布图。
2020化学新苏教必修：元素周期律含解析
第2课时元素周期律学习目标核心素养建构1.通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化、总结出它们的递变规律、并由此认识元素周期律。
2.初步认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
[知识梳理]一、原子结构的周期性变化1.原子序数(1)概念：按核电荷数由小到大的顺序给元素编号、这种编号叫做原子序数。
(2)数量关系：原子序数＝质子数＝核外电子数＝核电荷数。
2.原子结构变化规律(1)原子最外层电子排布的规律性变化观察上图回答问题：从3～18号元素随着原子序数的递增、最外电子层上的电子数重复出现从1递增到8的变化、说明元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
(2)元素原子半径的变化规律下表为原子序数为3～9和11～17元素的原子半径：3～9号元素3Li(锂) 4Be(铍) 5B(硼) 6C(碳) 7N(氮) 8O(氧) 9F(氟)元素符号Na Mg Al Si P S Cl 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7最高正价＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7最低负价－4 －3 －2 －1观察分析上表、可以得出：(1)元素的最高化合价＝原子核外最外层电子数(O、F除外)；元素的最低化合价＝原子核外最外层电子数－8；(2)随着原子序数的递增、元素的最高正化合价由＋1递增到＋7(O、F除外)、元素的最低负化合价按硅、磷、硫、氯的顺序、由－4递增到－1。
2.金属性和非金属性(1)金属性强弱比较①按表中实验操作要求完成实验、并填写下表：实验操作实验现象实验结论在250mL烧杯中加入少量水、滴加两滴酚酞溶液、再将一小块金属钠投入烧杯中钠熔成小球、浮于水面、四处游动、有“嘶嘶”的响声、反应后溶液变红钠与冷水反应剧烈、反应的化学方程式为2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑①将一小段镁条放入试管中、加入适量的水和酚酞溶液、观察现象②加热试管加热前、镁条表面附着了少量无色气泡、加热至沸腾后、有较多的无色气泡冒出、溶液变为粉红色镁与冷水几乎不反应、能与热水反应、反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑在两支试管中分别加入镁条和铝片、再向试管中各加入2 mL 2 mol·L－1盐酸两支试管内都有无色气泡冒出、但放镁条的试管中逸出气体的速率较快镁、铝都能置换出酸中的氢、但镁更容易、反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑、2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑(3)非金属性最强的元素、其最高价氧化物对应水化物的酸性最强、氯的非金属性最强、其对应的酸是HClO4。
大学无机化学经典课件：原子结构
L
M
N
O
P…
35
2. 角量子数（l）： 确定电子运动空间
形状的量子数 l 的取值 ：0，1 ，2，3，…，n-1
n
l
1
2
3
4
…
n
0,
0， 1，
0， 1，
0
电子亚 层符号
0， 1
1， 2
2， 3
2，…,n-1
s
s， p
s， p，d
s， p，d, f
36
l =0， s 亚层， 球形
l =1， p 亚层， 亚铃型
粒子具有波粒二象性的假设。并预言了高速运动的电子的
物质波的波长
= h / P = h / mv
1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍 射实验，证实电子具有波动性。
二、 波函数与原子轨道
1.
海森堡的测不准关系 ：
测不准原理说明了微观粒子运动有其特殊的
规律，不能用经典力学处理微观粒子的运动，而 这种特殊的规律是由微粒自身的本质所决定的。
率成正比
11
E = h
式中 E 为光子的能量， 为光子的频率，h 为 Planck
常数，其值为 6.62610-34 Js。物质以光的形式吸收或放
出的能量只能是光量子能量的整数倍。 电量的最小单位是一个电子的电量。 电量是量子化的。量子化是微观领域的重要特征，后面我
我们将以上的说法概括为一句话，在微观领域中能量、
为自然数，且 n – 1 l
由解得的 R ( r )、 ( ) 和 ( ) 即可求得波函数
( r，， ) = R ( r ) ( ) ( )
34
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结无机化学知识点总结无机化学是化学领域的重要分支，涵盖了广泛而丰富的知识内容。
以下是对无机化学常见知识点的详细总结。
一、原子结构与元素周期律原子由原子核和核外电子构成。
原子核包含质子和中子，质子数决定了元素的种类。
电子在不同的能层和能级上运动。
电子排布遵循一系列原则，如能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
通过电子排布可以确定原子的电子构型，进而了解原子的化学性质。
元素周期律是无机化学的核心规律之一。
元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化。
同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
原子半径、离子半径也呈现出一定的周期性变化规律。
一般来说，同周期从左到右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大。
离子半径的比较需要考虑离子的电子构型、电荷数等因素。
二、化学键与物质结构化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键通常存在于由活泼金属和活泼非金属组成的化合物中，通过电子的转移形成。
共价键则是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
分子的空间构型对于理解物质的性质至关重要。
常见的分子构型有直线型（如二氧化碳）、平面三角形（如硼烷）、四面体型（如甲烷）等。
通过价层电子对互斥理论和杂化轨道理论可以解释和预测分子的空间构型。
晶体结构也是无机化学的重要内容。
常见的晶体类型有离子晶体（如氯化钠）、原子晶体（如金刚石）、分子晶体（如干冰）和金属晶体。
不同晶体类型具有不同的物理性质，如熔点、硬度、导电性等。
三、化学热力学基础热力学第一定律指出能量守恒，即能量可以在不同形式之间转换，但总量不变。
在化学反应中，通常关注热力学能的变化（ΔU）、焓变（ΔH）和热效应。
通过盖斯定律可以计算复杂反应的热效应。
热力学第二定律引入了熵（S）的概念，用于描述系统的混乱程度。
在自发过程中，熵通常是增加的。
吉布斯自由能（ΔG）是判断反应能否自发进行的重要热力学函数。
无机化学Lect原子结构和元素周期律优秀课件
原子的光谱
❖ 电致发光：在抽成真空的放电管中充入少量气体（如氢气） ，通过高压放电，可观测到原子的发光现象。
❖ 热致发光：将碱金属化合物在火焰上加热，也会观测到碱金 属的发光现象。
氢气
氦气 含锂化合物 含钠化合物 含钾化合物
原子光谱与光谱分析法
元素原子激发后产生的光谱又称原子光谱，原子光谱都是线 状光谱。每种元素的原子都有其特征的线状光谱，因此诞 生了分析化学中的一种重要分析方法：光谱分析法。
经典电磁理论不能解释氢原子光谱
❖ 经典电磁理论：
▪ 电子绕核作高速圆周运动，原 子不断发出连续电磁波→ 连续 光谱，电子能量↓ → 坠入原子 核→原子湮灭。
❖ 事实：
－
▪ 氢原子光谱是线状光谱而不是 连续光谱；
▪ 原子没有湮灭。
5.1.2 玻尔氢原子理论
1913年28岁的丹麦物理学家玻尔 在总结当时最新的物理学发现：
1898)发现，谱线波长λ与编号n ( n为大于2的正
整数)之间存在如下经验方程：（第二个特点，
即规律性）
36n42.6004n2
n=2，3，4，5时分别得到H、H、H和H。
1888年瑞典物理学家里德堡(J. R. Rydberg，1854-1919)把巴尔麦 的经验方程进行改写，里德堡
常数ＲH=1.09677576×107m-1。
B、每个光电子的能量只与照射光的频率有关，而与光强度无 关。光强度只影响光电流的强度。
C、当入射光频率>0时，不管光多微弱，只要照上几乎立刻 测到光电子。
爱因斯坦光子学说
❖ 为了说明光电效应中碰到的疑难，A.Einstein于1905年提出 了光量子(light quantum)概念。
❖ 他认为：光是电磁波的一种，具有波粒二相性；一束光是由 具有粒子特征的光量子(光子)组成的；每个光子的能量E与光 的频率υ成正比，即： ❖ E=h
2020高中化学竞赛—无机化学(修订版)07原子结构与周期表 第一节：核外电子的运动状态等
(3) 当电子由能量为 E1 的定态跃迁到能量为 E2 的 定态时，若 E2 E1，吸收辐射能，若 E2 E1 ，发 出辐射能。其吸收或发出辐射的频率 为：
若 E2 E1 (吸收辐射能) E2
E = E2 E1 = h E1
若 E2 E1 (发出辐射能) E1
E = E1 E2 = h E2
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(电子动能 + 电子势能)
〔 〕 =
1 2
e2 e2 rr
mv2 =
e2 r
(由式 (1) 和 Z = 1)
=
e2 2r
22me4 = n2h2
(将 r 代入)
=
R n2
R=
22me4 h2
= 13.6 eV
n = 1 , E = 13.6 eV
n = 2 , E = 3.4 eV n = 3 , E = 1.51 eV
与经典电磁学理论矛盾?!
氢原子的玻尔 (Bohr) 模型 (1913年)
普朗克 (Planck) 量子论 + 爱因思坦 (Einstein) 光子学说 + 卢瑟福 (Rutherford) 有核原子模型
假设 (三点)
(1) 定态假设: 电子只能在特殊的轨道上绕核运动。 在这轨道上运动的电子既不吸收能量也不辐射能量
Paschen series (帕邢线系)
(巴尔麦线系)
(赖曼线系)
=
波数
1/
=
RH(
1 nl2
1 n22
)
RH = 1.097107 m1 Rydberg (里德堡) constant for hydrogen
Series n1 Lyman 1 Balmer 2 Paschen 3
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第七章 原子结构和元素周期律Chapter 7 The Atomic Structure and Periodic System of Elements这一章中，我们介绍物质的微观结构──原子结构。
化学工作者总是希望通过对物质本质的认识，来阐明元素相互化合的原理，把化学事实系统化，使化学成为可以理解的、容易加以记忆的学科。
人们利用这些原理来预言具有新功能的化合物的诞生。
例如科学家利用等电子原理（the isoelectronic principle ）合成新的化合物：In 1971, the following isoelectronic compounds were known ：Ni(CO)4、Co(CO)3(NO)、Fe(CO)2(NO)2、and Mn(CO)(NO)3. The last member of this series, Cr(NO)4, was unknown. However, in 1972, several chemists had sufficient faith in the isoelectronic principle to photolyze a solution of Cr(CO)6 in the presence of NO ,and thus they prepared.For many years chemists were unsuccessfully tried to prepare the perbromate ion, 4BrO -.The first successful synthesis of perbromate involved an isoelectronic species as the starting material.8324SeO -834BrO β--+ 因此，学习近代化学知识，从原子内部入手是完全必要的。
我们所关心的原子内部，对于元素及化合物的性质而言，主要集中在原子的电子结构（electronic structure of atoms ）,特别是它们的价电子构型（valence electronic structure of atoms ）。
无机化学大一知识点讲解
无机化学大一知识点讲解无机化学是化学的一个重要分支，主要研究无机物质的性质、结构以及它们在化学反应中的变化规律。
作为化学专业的学生，大一阶段的无机化学是入门阶段，以下将为大家讲解几个大一无机化学的重要知识点。
一、原子结构和元素周期表1. 原子结构：原子由质子、中子和电子组成。
质子负责带正电荷，中子不带电，电子带负电荷，质子和中子位于原子核中，而电子则绕着原子核的轨道运动。
2. 元素周期表：元素周期表是由俄国化学家门捷列夫于1869年提出的，将元素按照原子序数的增加顺序排列。
周期表分为7周期，横向称为周期，竖向称为族。
元素周期表根据元素的电子结构将元素分为金属、非金属和半金属。
二、化学键和化合物1. 化学键：化学键是由原子之间的相互作用形成的。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键是通过正负电荷吸引力形成的，共价键是通过共用电子形成的，金属键是金属中的阳离子和自由电子之间的相互作用。
2. 化合物：化合物是由两个或多个元素以一定比例结合而成的物质。
根据化合物的组成方式可以分为离子化合物和共价化合物。
离子化合物由金属和非金属元素结合而成，共价化合物由非金属元素之间结合而成。
三、化学反应和化学方程式1. 化学反应：化学反应是指物质的组成和性质发生变化的过程。
化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应和氧化还原反应等。
合成反应是指两种或两种以上的物质合并成一种物质，分解反应是指一种物质分解为两种或两种以上的物质，置换反应是指两种物质之间的原子或离子发生替换，氧化还原反应是指物质与氧发生反应或者物质中的元素发生电子转移。
2. 化学方程式：化学方程式是化学反应过程的符号表示。
化学方程式由反应物与生成物组成，用化学式表示。
反应物位于反应箭头的左边，生成物位于箭头的右边。
方程式中的系数表示反应物与生成物的摩尔比例关系。
四、无机酸碱和盐1. 无机酸碱：无机酸是指能产生H+离子的化合物，通常具有酸性。
无机酸可分为单质酸和氧化酸。
《无机化学原子结构》课件
电子数等于质子数，决定了元素的化合价。
原子的电子排布
01
02
03
泡利不相容原理
同一能级上不能有两个或 更多的相同自旋状态的电 子。
洪特规则
在等价能级上，电子优先 以自旋方向相同的方式排 列。
能量最低原理
电子优先占据能量最低的 轨道。
原子的能级与跃迁
原子的能级由主量子数、角量子数和磁量子数决 定。
反应。
非金属元素的原子结构与性质
非金属元素原子的最外层电子 数通常较多，容易形成共价键
。
非金属元素在固态下通常呈 现共价晶体或分子晶体，具
有较高的熔点和沸点。
非金属元素在气态和液态时表 现出明显的非金属特性，例如 氧化性、还原性、电负性等。
金属元素的原子结构与性质
01
金属元素原子的最外层电子数较少，容易失去电子成为正离子 。
当原子吸收或释放能量时，电子可以从一个能级 跃迁到另一个能级。
跃迁的能量差决定了光谱线的波长，不同的光谱 线对应于不同的元素和化合物。
02
原子轨道理论
原子轨道的概念与分类
原子轨道的概念
原子轨道是指描述电子在原子核周围 运动状态的波函数。
原子轨道的分类
根据电子云的形状和空间取向，原子 轨道可分为s、p、d、f等类型。
《无机化学原子结构 》ppt课件
xx年xx月xx日
• 原子结构概述 • 原子轨道理论 • 元素周期表与原子结构 • 原子结构与元素性质的关系 • 无机化学中的重要原子结构
目录
01
原子结构概述
原子的基本组成
01
原子由质子、中子和电子组成。
02
质子数决定了元素的种类，而中子数则影响同位素 的种类。
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玻尔(Bohr)理论 构成Bohr的理论的要点 :
1)行星模型：原子核外的电子在 一定的线性轨道上绕核运行。电子在 这些轨道上运动时并不吸收和辐射能 量(称为定态)。
n越小, 离核越近, 轨道能量越低, 势能值越负 En/J n 1 -2.17910-18 2 -5.4510-19 3 -2.4210-19 4 -1.3610-19 5 -8.7210-20 6 -6.0510-20
1913年，英国物理学家莫斯莱Moseley，系统地研究 了用各种元素分别制成阴极所得到的 X射线的波长，发现 不同元素各有其特征的X射线谱线，得出原子序数与其X 射线波长的关系，而原子序数在数值上正好等于该原子的 核电荷。这样通过测定元素的特征X射线光谱，就可以确
定其核电荷数。
四、 质子的发现
1919年，卢瑟福Rutherford 用α粒子轰击氮，发现氮 原子可以放出一个带正电荷的粒子，其电量与电子相等。 由于任何中性原子都可以失去一个或多个电子而成为带正 电荷离子，这就说明每一个原子的原子核中都含有一个或 多个正电性单元—质子。
An unsatisfactory atomic model
4. 近代原子结构理论----玻尔理论 1913年，玻尔综合了普朗克的量子理论，爱因斯坦的光 子理论和卢瑟福的原子模型，提出了新的原子模型：在原子
核的周围，电子被匀称地分布在一些同心环上，他引入量子 化条件，成功地解释了氢原子光谱。
5. 微观粒子的波粒二象性
用隧道扫描显微镜观测到的硅晶体表面
§1.1-3 原子结构的认识
原子结构的探索过程
100 多年前的今天，正是人类揭开原子结构秘密的 非常时期。 我们来回顾 19 世纪末到 20 世纪初，科 学发展史上的一系列重大的事件。 一 、天然放射性的发现 1896年，法国物理学家贝克莱Becquerel发现铀的天 然放射性；1898 年 波兰人 居里夫妇Marie Curie 发现钋 和镭的放射性，二者蜕变后最后都变成铅。经研究发现， 上述射线是由α、β、γ三种射线组成。
§1.5 氢原子核外电子运动的量子力学模型
一. 光的波粒二象性
光的粒子性：1905年，A．Ainstein（爱因斯坦）应用 Planck量子论成功解释了光电效应，并提出了光子学说。 光是具有粒子特征的光子所组成，每一个光子的能量 与光的频率成正比，即光子的能量E＝h 。 由此可见具有特定频率 的光的能量只能是光子能量E 的整数倍nE（n为自然数）。而不能是1.1E,1.2E, 2.3E,…。 这就是说，光的能量是量子化的。
第一篇 物质结构基础 第一章 原子结构和元素周期系
本章教学要求
1、了解人类认识原子结构的发展历史和相 关概念(特别是相对原子质量）； 1学时 2、初步理解量子力学对核外电子的运动状态 的描述方法(电子云)和能层、能级、轨道和自旋等 概念；掌握四个量子数(主n、角l、磁m、自旋ms) 的取值和意义；掌握核外电子可能状态数的推算。 2学时
这是一种类比的科学思维方法——就像行星绕太阳 运行一样。 2)定态假设：在正常情况下，原子中的电子尽可能 处在离核最近的轨道上。这是能量最低的定态——基态 (ground state)。 当原子受到辐射，加热或通电时获得能量后电子可 能跃迁到离核较远的轨道上去。这是能量较高的定态— —激发态(excited state)。
质子的发现，还不能解释除H核以外的其它原 子核的问题。例如：He原子核内含有两个质子，而 它的质量却是H原子的4倍。这多出来的2倍质量又 是哪里来的呢？为此，卢瑟福预言，在原子核中必 定还存在着一种电中性的粒子。
五、中子的发现
1923年，卢瑟福的学生、美国物理学家查德威 克Chadwick用高速α粒子轰击Be时，发现了这种不 带电的粒子。它的质量比质子的质量略大 。
α粒子：带两个正电荷，质量为氢原子的4倍 β粒子：带1个负电荷，（后证明是电子) Γ射线：波长很短的电磁波
天然放射性物质及其蜕变现象的发现，使人们 开始意识到原子并非是组成物质的“最终质点”， 它是可分的，而且具有复杂的内部结构。
二、电子的发现
1858年，人们在研究物质在真空管的放电现 象时，发现了阴极射线；
放射性、电子的发现，证明了原子是可分可变的， 原子还有其内部结构。这是人们对物质认识的一个重大突 破，使人们对物质结构的认识从宏观领域进入到了微观领 域。
三、原子核的发现
1911年，美国物理学家卢瑟福 Rutherford 进行α粒子散射实验，提 出原子的有核模型 ：用一束平行的 α射线撞击金属箔， 观察α粒子的行 踪。发现α粒子穿过金箔后，大多数 粒子仍继续向前，没有改变方向； 少数α粒子改变它原来的途径而发生 偏转，但偏转的角度不大；仅有极 少数（约1/万）偏转的角度很大， 甚至被反弹回去。
4、掌握基态原子核外电子组态/排布/构型 的三规律(能量最低原理、泡利不相容原理、洪 特规则)；掌握根据原子序数来写基态原子的电 子组态(特别是1—4周期素)，并由此确定元素名 称和元素所在周期、族、区、价电子构型，反 过来也行。 2学时 5、掌握原子结构与周期系的关系。重点 掌握电离能、电子亲和能和电负性的物理意义 和周期规律。 1学时 共6学时
通过对光、电子的衍射实验， 证明：德布罗意预言的准 确性， 发现电子等微观粒子的运动特征除了“量子化”，还 具有“波粒二象性”。从而得出微观粒子的运动特征：“量子 化”和“波粒二象性”.
6. 测不准原理 为了描述微观粒子的运动状态，海森堡提出“测不
准 原理”—— h = x· P
7. 1926年，薛定谔提出了波动力学(量子力学)概念， 在此基础上建立了现代原子结构模型。核外电子运动状态 用波函数描述，即电子云模型。
§1.4 氢原子光谱和波尔理论
1.4)和电致发光(如 various lamplight)
光谱(spectrum) —— 复合光线经三棱镜折射后按照 波
长长短依次排列的彩色图像。
连续光谱（带状光谱）——如日光光谱，沸腾钢水、
炽热灯丝光光谱：光线通过棱镜分光，可得到红、橙、 黄、绿、青、蓝、紫连续变化、没有明显界线的谱带。
△E = E2-E1 = h = 3.2891015 ×6.62610-34{1/n12－1/n22} = 2.17910-18 {1/n12 － 1/n22} = B {1/n12 － 1/n22} J
B = 2.17910 -21× 6.02 × 10 23 = 1312 kJ· mol = 13.6eV· electron-1
一、不连续光谱 线状光谱、不连续光谱、原子光谱或原子的特征光谱—
= c/λ=
3.289╳1015(
1 1 -1 )s 2 2 n2
由此公式可算出氢原子光谱在可见光的四条谱线： 当n＝3时，是Hα的频率 当n＝4时，是Hβ的频率 当n＝5时，是Hγ的频率 当n＝6时，是Hδ的频率 里德堡Rydberg把上述公式改为：
这是一次革命性假设，是违背传统的经典力学的假设。 4) 跃迁规则：激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核 较近的轨道上，同时以光的形式放出能量，光的能量为跃 迁前后两个能级的能量之差，即
△E = E2-E1= h (光的频率) h（Planck常数）= 6.62610-34 J· s；E1—离核较近 的轨道的能量，E2—离核较远的轨道的能量。
1
2
∞ 7 6 5 4 3
n
玻尔(Bohr) 理 论
成功地解释经典物理无法解释的 1. 原子稳定存在的问题 2. H原子光谱的不连续性 3. 里德堡经验公式
由于波尔理论未能完全冲破经典物理的束缚，电子在
原子核外的运动采取了宏观物体的固定轨道，没有考虑电 子本身具有微观粒子所特有的规律性-----波粒二象性。因 此，波尔理论无法解释多电子原子的光谱和氢光谱的精细 结构等问题。
例子：连续光谱（自然界）
连续光谱(实验室）
nm
aa
γ Hδ H
β H 氢原子光谱
αH
410.2 434.1 486.1
656.3
—以受激发的原子或离子作光源，发出的光通过分光镜后得 到不连续的明暗相间线条组成的光谱。 当极少量的高纯氢气在高真空玻璃管中，加入高电压使 之放电，管中发出光束，使这种光经过分光作用，在可见光 区得到四条颜色不同的H原子的谱线（如上图）。 1885年，瑞士一位中学物理教师J.J.Balmar(巴尔麦)指 出，上述谱线的频率符合下列公式(改变了形式)：
吸收能量(跃迁)
基态 放出能量
激发态(电子处于能量 较高的状态)
3) 量子化条件：氢原子核外电子的轨道是不连续的， 而是分立的。或者说，这些轨道上的能量是不连续的。 在轨道上运行的电子必须具有一定的角动量L ( L = mvr )，只能按下式取值： L=n h n = 1,2,3,4,5, 2
阴极射线在磁场中偏转 1897年美国物理学家汤姆森thomson 研究阴极 射线的本质时，发现阴极射线是一群带负电的粒子 流，将其命名为电子，并测定了电子的荷质比 。不 论阴极射线管中的气体是什么气体或电极材料是用 什么金属制成的，发射的阴极射线的电子的荷质比 都是相等的。因此证明电子是各种原子的共同组成 部分。
-2.179
Lyman系
０ -0.445 -0.605 -0.872 -1.36 -2.42
121.6nm 120.6nm 97.25nm 94.98nm 93.78nm 91.16nm 656.5nm 486.1nm 434.1nm 410.2nm 397.2nm Hα H β γHδ H ε H
令n2=∞，n1=1、 2、 3 、 … △ E = -E1，就可以算 出氢原子各能级 的能量：
n 1 2 3 4 5 6
En/J -2.17910-18 -5.4510-19 -2.4210-19 -1.3610-19 -8.7210-20 -6.0510-20