原子結(jié)構(gòu)和元素周期律

1、第九章 原子結(jié)構(gòu)和元素周期律首 頁基本要求重點(diǎn)難點(diǎn)講授學(xué)時(shí)內(nèi)容提要1 基本要求 TOP 1.1 了解原子結(jié)構(gòu)的有核模型和Bohr模型；電子的波粒二象性、測不準(zhǔn)原理；了解了解元素和健康的關(guān)系。1.2 熟悉原子軌道和概率密度的觀念；熟悉原子軌道的角度分布圖、徑向分布函數(shù)圖的意義和特征；熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系，有效核電荷、原子半徑及電負(fù)性變化規(guī)律。1.3 掌握n、l、m、s 4個(gè)量子數(shù)的意義、取值規(guī)律及其與電子運(yùn)動狀態(tài)的關(guān)系；掌握基態(tài)原子電子組態(tài)書寫的三條原則，正確書寫基態(tài)原子電子組態(tài)和價(jià)層電子組態(tài)。2 重點(diǎn)難點(diǎn) TOP2.1 重點(diǎn) 原子軌道、概率密度的觀念；n、l、m、s 4個(gè)量子數(shù)；電子

2、組態(tài)和價(jià)層電子組態(tài)。熟悉的意義和特征；熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系，有效核電荷、原子半徑及電負(fù)性變化規(guī)律。 原子軌道的角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖；了解原子結(jié)構(gòu)的有核模型和Bohr模型；了解了解元素和健康的關(guān)系。 電子組態(tài)的書寫、與元素周期表的關(guān)系；元素性質(zhì)的變化規(guī)律。2.2 難點(diǎn) 電子的波粒二象性、測不準(zhǔn)原理；波函數(shù)和原子軌道。 原子軌道的角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖。 熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系。3 講授學(xué)時(shí) TOP建議46學(xué)時(shí)4 內(nèi)容提要 TOP 第一節(jié) 第二節(jié) 第三節(jié) 第四節(jié) 第五節(jié)4.1 第一節(jié) 氫原子的結(jié)構(gòu) 氫光譜和氫原子的玻爾模型粒子散射實(shí)驗(yàn)提供了原子結(jié)構(gòu)的有核模型，但盧瑟福模

3、型沒有解決原子核外的空間如何被電子所占有問題。量子力學(xué)基于兩點(diǎn)認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)：一是量子化現(xiàn)象，二是測不準(zhǔn)原理。普朗克提出，熱物體吸收或釋放能量不連續(xù)，稱量子化的。氫原子的線狀光譜也表現(xiàn)了原子輻射能量的量子化。玻爾假定：電子沿著固定軌道繞核旋轉(zhuǎn)；當(dāng)電子在這些軌道上躍遷時(shí)就吸收或輻射一定能量的光子。軌道能量為， n=1,2,3,4, 電子的波粒二象性波粒二象性是指物質(zhì)既有波動性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性關(guān)系式=h/mc= h/p德布羅意的微觀粒子波粒二象性關(guān)系式微觀粒子的波動性和粒子性通過普朗克常量h聯(lián)系和統(tǒng)一起來。微觀粒子的波動性被電子衍射實(shí)驗(yàn)證實(shí)。電子束的衍射現(xiàn)象必須用統(tǒng)計(jì)性來理解。衍射

4、中電子穿越晶體投射到照相底片上，圖像上亮斑強(qiáng)度大的地方電子出現(xiàn)的概率大；電子出現(xiàn)少的地方亮斑強(qiáng)度就弱。所以，電子波是概率波，反映電子在空間某區(qū)域出現(xiàn)的概率。 測不準(zhǔn)原理 海森堡指出，無法同時(shí)確定微觀粒子的位置和動量，它的位置越準(zhǔn)確，動量（或速度）就越不準(zhǔn)確；反之，它的動量越準(zhǔn)確，位置就越不準(zhǔn)確：x·pxh/4式中x為坐標(biāo)上粒子在x方向的位置誤差，px為動量在x方向的誤差。測不準(zhǔn)原理表明微觀粒子不存在確定的運(yùn)動軌跡，可以用量子力學(xué)來描述它在空間出現(xiàn)的概率及其它全部特征。 氫原子的波函數(shù)電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率可以用波函數(shù)來描述。表示在原子核外空間某處電子出現(xiàn)的概率密度，即在該處單位

5、體積中電子出現(xiàn)的概率。的幾何圖形表現(xiàn)電子概率密的度大小，俗稱電子云。4.2 第二節(jié) 量子數(shù)和原子軌道 TOP 量子數(shù)原子中電子的波函數(shù)（原子軌道）是空間坐標(biāo)的函數(shù)，由一套量子數(shù)n、l、m來確定，記作n,l,m。量子數(shù)的取值限制和它們的物理意義如下：（1）主量子數(shù)n是決定電子能量的主要因素，可以取任意正整數(shù)值：1，2，3， 。n越小，能量越低。n = 1時(shí)能量最低。氫原子的能量只由主量子數(shù)決定。多電子原子由于存在電子間的靜電排斥，能量在一定程度上還取決于量子數(shù)l。主量子數(shù)也稱為電子層，決定原子軌道的大小。n愈大，原子軌道也愈大。電子層用下列符號表示：電子層符號KLMN ··&

6、#183;n1234 ···（2）軌道角動量量子數(shù)l決定原子軌道的形狀，取值受主量子數(shù)限制，只能取小于n的正整數(shù)和零：0、1、2、3 (n 1)，共可取n個(gè)值，給出n種不同形狀的軌道。軌道角動量量子數(shù)還決定多電子原子電子能量高低。當(dāng)n給定，l愈大，原子軌道能量越高。l又稱為能級或電子亞層。電子亞層用下列符號表示：能級符號spdfg ···l01234 ···(3） 磁量子數(shù)m決定原子軌道的空間取向，取值受軌道角動量量子數(shù)的限制，可以取-l到+l的2l+1個(gè)值：0、±1、±2，±

7、;l。所以，l亞層共有2l+1個(gè)不同空間伸展方向的原子軌道。磁量子數(shù)與電子能量無關(guān)。l亞層的2l+1個(gè)原子軌道能量相等，稱為簡并軌道或等價(jià)軌道。每個(gè)電子層的軌道總數(shù)為n2。(4) 自旋角動量量子數(shù)s表示電子自旋的兩種相反方向，可以取和兩個(gè)值。一個(gè)原子軌道由n、l和m三個(gè)量子數(shù)決定，但電子的運(yùn)動狀態(tài)由n、l、m、s四個(gè)量子數(shù)確定。電子自旋也可用箭頭符號和表示，自旋方向相同稱為平行自旋，方向相反稱反平行自旋。一個(gè)原子軌道最多容納自旋相反的兩個(gè)電子，每電子層最多容納的電子總數(shù)應(yīng)為2n2。表9-1 量子數(shù)和軌道數(shù)主量子數(shù)n軌道角動量量子數(shù)l磁量子數(shù)m波函數(shù)同一電子層的軌道數(shù)（n2）同一電子層容納電子數(shù)

8、（2n2）100122004810±1* ，*30091810±1*，*20±1*，*±2*,*這些實(shí)波函數(shù)是經(jīng)過組合以后得到的。 原子軌道的角度分布原子軌道有其圖形和空間方向。把波函數(shù)n,l,m(r,)寫成：n,l,m(r,)= Rn,l(r)·Yl,m(,)Rn,l(r)稱為波函數(shù)的徑向部分或徑向波函數(shù)，它是電子與核距離r的函數(shù)，與n和l有關(guān)。Yl,m(,)稱為波函數(shù)的角度部分或角度波函數(shù)，它是方位角和的函數(shù)，與l和m有關(guān)，表達(dá)電子在核外空間的取向。角度波函數(shù)Yl ,m(，)的圖形隨方位角改變而變化。1. s軌道角度分布圖是一個(gè)球形。2.

9、p軌道角度分布圖是雙波瓣圖形，俗稱“啞鈴”形，每一波瓣是一個(gè)球體。三個(gè)p軌道分別在x軸、y軸和z軸方向上伸展。坐標(biāo)平面上波函數(shù)值為零，稱為節(jié)面。p軌道的電子云圖形比相應(yīng)的角度波函數(shù)圖形瘦，而且兩個(gè)波瓣沒有代數(shù)符號的區(qū)別。3. d軌道的角度分布圖一般各有兩個(gè)節(jié)面，四個(gè)橄欖形波瓣。的圖形很特殊，負(fù)波瓣呈環(huán)狀。dxy、dxz和dyz的波瓣在坐標(biāo)軸夾角45o處伸展，和在坐標(biāo)軸上伸展。共軸線的波瓣代數(shù)符號相同。電子云圖形相應(yīng)比較瘦且沒有符號的區(qū)別。 原子軌道的徑向分布原子軌道的徑向分布可以用徑向徑向分布函數(shù)作圖，表現(xiàn)電子離核的遠(yuǎn)近。徑向分布函數(shù)D(r) 定義為概率密度與r為半徑的球形薄殼夾層面積的乘積：

10、D(r) = R2 n ,l (r) 4r2它的反映了電子出現(xiàn)的概率與電子離核的距離r的關(guān)系。(1) 在基態(tài)氫原子的玻爾半徑是電子出現(xiàn)的最大概率離核的距離。(2) 徑向分布函數(shù)有(n- l)個(gè)峰，每一個(gè)峰表現(xiàn)電子在距核r處出現(xiàn)的概率的一個(gè)極大值。n越大，主峰距核越遠(yuǎn)。平均概率離核也越遠(yuǎn)，原子半徑也越大。n一定時(shí)，l越小，峰越多，電子在核附近出現(xiàn)的概率越大。兩個(gè)原子軌道的n和l都不相同時(shí)，外層電子也可能在內(nèi)層出現(xiàn)。4.3 第三節(jié) 電子組態(tài)和元素周期表 TOP 多電子原子的能級多電子原子中某電子受其它電子的排斥，抵消了部分核電荷它的吸引，稱為屏蔽作用，屏蔽常數(shù)表示抵消掉的部分核電荷。有效核電荷Z是

11、核電荷Z和屏蔽常數(shù)的差：Z= Z 電子能量的計(jì)算：電子的能量與n、Z、有關(guān)。n越小，能量越低；Z愈大，能量愈低；愈大，能量越高。屏蔽作用主要來自內(nèi)層電子。當(dāng)l相同時(shí)，n越大，電子層數(shù)越多，外層電子受到的屏蔽作用越強(qiáng)，軌道能級愈高：E1s E2s E3s E2p E3p E4p n相同時(shí)，l愈小，徑向分布函數(shù)D(r)的峰越多，電子在核附近出現(xiàn)的可能性越大，受到的屏蔽就越弱，能量就愈低：Ens Enp End Enf n 、l都不同時(shí)，一般n越大，軌道能級愈高。但有時(shí)會出現(xiàn)反?，F(xiàn)象，比如E4sE3d，稱為能級交錯(cuò)。鮑林的近似能級順序是：E1s E2s E2pE3s E3pE4sE3dE4p徐光憲用

12、（n+0.7l）估算原子軌道的能級。 原子的電子組態(tài)原子核外的電子排布又稱為電子組態(tài)?；鶓B(tài)原子的電子排布遵守三條規(guī)律。.1 Pauli不相容原理 在同一原子中不可能有2個(gè)電子具有四個(gè)完全相同的量子數(shù)?；蛘哒f一個(gè)原子軌道最多只能容納自旋相反的兩個(gè)電子。據(jù)此，一個(gè)電子層最多可以容納2n2個(gè)電子。.2 能量最低原理基態(tài)原子的電子排布時(shí)，總是依據(jù)近似能級順序，先占據(jù)低能量軌道，然后才排入高能量的軌道，以使整個(gè)原子能量最低。.3 Hund規(guī)則電子在能量相同的軌道（簡并軌道）上排布時(shí)，總是盡可能以自旋相同的方向，分占不同的軌道，因?yàn)檫@樣的排布方式總能量最低。有些副族元素，簡并軌道全充滿、半充滿或全空才是能

13、量最低的穩(wěn)定狀態(tài)。這個(gè)規(guī)律稱為洪特規(guī)則的補(bǔ)充規(guī)定。例如氮原子組態(tài)是1s22s22p3，三個(gè)2p電子的運(yùn)動狀態(tài)是：2，1，0，；2，1，1，；2，1，-1，在書寫20號元素以后基態(tài)原子的電子組態(tài)時(shí)，雖然電子填充按近似能級順序進(jìn)行，但電子組態(tài)必須按電子層排列。為簡化電子組態(tài)的書寫，把內(nèi)層達(dá)到稀有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分稱為原子芯，用稀有氣體元素符號加方括號表示。原子芯寫法還指明了元素的價(jià)層電子結(jié)構(gòu)。化學(xué)反應(yīng)中價(jià)電子的結(jié)構(gòu)發(fā)生改變，引起元素化合價(jià)的變化；原子芯部分的電子結(jié)構(gòu)一般不改變。價(jià)電子所處的電子層稱為價(jià)層。離子的電子組態(tài)仿照原子電子組態(tài)的方式書寫。 元素周期表.1 能級組和元素周期按能級的高低把原

14、子軌道劃分為若干能級組，不同能級組的原子軌道之間能量差別大，同一能級組內(nèi)各能級之間能量差別小。能級組與近似能級順序一致。（n+0.7l）計(jì)算法同樣能預(yù)測能級組。每一個(gè)能級組對應(yīng)元素周期表的一個(gè)周期。第1能級組只有1s能級，容納2個(gè)電子，對應(yīng)的第1周期只有2個(gè)元素。其后第n能級組從ns能級開始到np能級結(jié)束，形成第n周期。根據(jù)電子排布規(guī)律，各周期元素的數(shù)目按2、8、8、18、18、32、32的順序增加。.2 價(jià)層電子組態(tài)與族原子價(jià)層電子組態(tài)相似的元素為一族。元素的性質(zhì)也與價(jià)層電子組態(tài)相關(guān)。(1) 周期表中有8個(gè)主族：AA。主族元素的內(nèi)層軌道全充滿，外層電子組態(tài)是ns1到ns2np6，外電子層同時(shí)

15、又是價(jià)層。外層電子的總數(shù)等于族數(shù)。(2) 周期表中有8個(gè)副族：BB。副族元素一般是 (n-1)d或 (n-2)f軌道依次填充電子，(n-2)f、(n-1)d和ns電子都是副族元素的價(jià)層電子。第1、2、3周期沒有副族元素。第4、5周期副族各有10個(gè)元素：BB，族數(shù)等于 (n-1)d及ns電子數(shù)的總和；B族有三列元素，(n-1)d及ns電子數(shù)的和達(dá)到810；B、B族元素完成了(n-1)d10電子結(jié)構(gòu)，ns電子數(shù)等于族數(shù)。第6、7周期，B族是鑭系和錒系元素，它們各有14個(gè)， (n-2)f軌道被填充， (n-1)d軌道電子數(shù)為1或0。B族到B族元素的(n-2)f軌道全充滿，(n-1)d和ns軌道的電子

16、結(jié)構(gòu)與第4、5周期相應(yīng)的副族元素類似。.3 元素分區(qū)(1) s區(qū)元素的價(jià)層電子組態(tài)是ns1和ns2，包括A和A族元素。除H外都是活潑金屬。(2) p區(qū)元素的價(jià)層電子組態(tài)是ns2np16，包括AA族。大部分是非金屬元素。A族是稀有氣體。第1周期的He在p區(qū)，電子組態(tài)是1s2，屬稀有氣體。p區(qū)元素多有可變的氧化值。(3) d區(qū)元素的價(jià)層電子組態(tài)一般為(n1)d18ns2，包括BB族。它們都是金屬，每種元素都有多種氧化值。(4) ds區(qū)元素的價(jià)層電子組態(tài)為(n1)d10ns12，包括B和B族。它們(n1)d軌道是充滿的。它們都是金屬，一般有可變氧化值。(5) f區(qū)元素的價(jià)層電子組態(tài)一般為(n 2)f

17、 014(n1)d 01ns2，包括鑭系和錒系元素。它們的最外層電子數(shù)目、次外層電子數(shù)目大都相同，只有(n 2)層電子數(shù)目不同，每個(gè)系內(nèi)各元素化學(xué)性質(zhì)相似。它們都是金屬，也有可變氧化值。.4 過渡元素概念過渡元素包括d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)的元素，其中鑭系和錒系稱為內(nèi)過渡元素。4.4 第四節(jié) 元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律 TOP 有效核電荷周期表從上到下每增加一個(gè)周期，就增加一個(gè)電子層，也就增加了一層屏蔽作用大的內(nèi)層電子，所以有效核電荷增加緩慢。同一周期中從左到右，增加的幾乎都是同層電子，屏蔽常數(shù)較小，有效核電荷增加迅速。短周期增加較快，長周期增加較慢，f區(qū)元素幾乎不增加。 原子半徑共價(jià)半徑是指以共價(jià)單

18、鍵結(jié)合的兩原子核間距離的一半。同一周期從左到右，有效核電荷愈大，主族元素的原子半徑逐漸減少，過渡元素原子半徑縮小緩慢，內(nèi)過渡元素有效核電荷變化不大，原子半徑幾乎不變。同一主族從上到下，有效核電荷增加緩慢，而電子層數(shù)增加使得原子半徑遞增。 元素的電負(fù)性元素的第一電離能是氣態(tài)的基態(tài)原子失去一個(gè)電子，變成氣態(tài)的正一價(jià)離子所需要的最低能量。同一周期中，第一電離能從左到右逐漸增加，同一主族中，第一電離能從上到下逐漸減小。氣態(tài)的基態(tài)原子結(jié)合一個(gè)電子形成負(fù)一價(jià)氣態(tài)離子所放出的能量，稱為電子親合勢。鹵族元素的原子結(jié)合電子放出能量較多，金屬元素放出能量較少甚至吸收能量。元素電負(fù)性X表示原子吸引成鍵電子的相對能力

19、，電負(fù)性大者，原子在分子中吸引成鍵電子的能力強(qiáng)，反之就弱。同一周期中，從左到右元素電負(fù)性遞增；同一主族中，從上到下元素電負(fù)性遞減。副族元素的電負(fù)性沒有明顯的變化規(guī)律。金屬元素的電負(fù)性一般小于2，非金屬元素的電負(fù)性一般大于2。4.5 第五節(jié) 元素和人體健康 TOP（略）第九章 原子結(jié)構(gòu)和元素周期律首 頁基本要求重點(diǎn)難點(diǎn)講授學(xué)時(shí)內(nèi)容提要1 基本要求 TOP 1.1 了解原子結(jié)構(gòu)的有核模型和Bohr模型；電子的波粒二象性、測不準(zhǔn)原理；了解了解元素和健康的關(guān)系。1.2 熟悉原子軌道和概率密度的觀念；熟悉原子軌道的角度分布圖、徑向分布函數(shù)圖的意義和特征；熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系，有效核電荷、原子半

20、徑及電負(fù)性變化規(guī)律。1.3 掌握n、l、m、s 4個(gè)量子數(shù)的意義、取值規(guī)律及其與電子運(yùn)動狀態(tài)的關(guān)系；掌握基態(tài)原子電子組態(tài)書寫的三條原則，正確書寫基態(tài)原子電子組態(tài)和價(jià)層電子組態(tài)。2 重點(diǎn)難點(diǎn) TOP2.1 重點(diǎn) 原子軌道、概率密度的觀念；n、l、m、s 4個(gè)量子數(shù)；電子組態(tài)和價(jià)層電子組態(tài)。熟悉的意義和特征；熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系，有效核電荷、原子半徑及電負(fù)性變化規(guī)律。 原子軌道的角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖；了解原子結(jié)構(gòu)的有核模型和Bohr模型；了解了解元素和健康的關(guān)系。 電子組態(tài)的書寫、與元素周期表的關(guān)系；元素性質(zhì)的變化規(guī)律。2.2 難點(diǎn) 電子的波粒二象性、測不準(zhǔn)原理；波函數(shù)和原子軌道。

21、 原子軌道的角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖。 熟悉電子組態(tài)與元素周期表的關(guān)系。3 講授學(xué)時(shí) TOP建議46學(xué)時(shí)4 內(nèi)容提要 TOP 第一節(jié) 第二節(jié) 第三節(jié) 第四節(jié) 第五節(jié)4.1 第一節(jié) 氫原子的結(jié)構(gòu) 氫光譜和氫原子的玻爾模型粒子散射實(shí)驗(yàn)提供了原子結(jié)構(gòu)的有核模型，但盧瑟福模型沒有解決原子核外的空間如何被電子所占有問題。量子力學(xué)基于兩點(diǎn)認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)：一是量子化現(xiàn)象，二是測不準(zhǔn)原理。普朗克提出，熱物體吸收或釋放能量不連續(xù)，稱量子化的。氫原子的線狀光譜也表現(xiàn)了原子輻射能量的量子化。玻爾假定：電子沿著固定軌道繞核旋轉(zhuǎn)；當(dāng)電子在這些軌道上躍遷時(shí)就吸收或輻射一定能量的光子。軌道能量為， n=1,2,3,4, 電

22、子的波粒二象性波粒二象性是指物質(zhì)既有波動性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性關(guān)系式=h/mc= h/p德布羅意的微觀粒子波粒二象性關(guān)系式微觀粒子的波動性和粒子性通過普朗克常量h聯(lián)系和統(tǒng)一起來。微觀粒子的波動性被電子衍射實(shí)驗(yàn)證實(shí)。電子束的衍射現(xiàn)象必須用統(tǒng)計(jì)性來理解。衍射中電子穿越晶體投射到照相底片上，圖像上亮斑強(qiáng)度大的地方電子出現(xiàn)的概率大；電子出現(xiàn)少的地方亮斑強(qiáng)度就弱。所以，電子波是概率波，反映電子在空間某區(qū)域出現(xiàn)的概率。 測不準(zhǔn)原理 海森堡指出，無法同時(shí)確定微觀粒子的位置和動量，它的位置越準(zhǔn)確，動量（或速度）就越不準(zhǔn)確；反之，它的動量越準(zhǔn)確，位置就越不準(zhǔn)確：x·pxh/4式中x為坐標(biāo)

23、上粒子在x方向的位置誤差，px為動量在x方向的誤差。測不準(zhǔn)原理表明微觀粒子不存在確定的運(yùn)動軌跡，可以用量子力學(xué)來描述它在空間出現(xiàn)的概率及其它全部特征。 氫原子的波函數(shù)電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率可以用波函數(shù)來描述。表示在原子核外空間某處電子出現(xiàn)的概率密度，即在該處單位體積中電子出現(xiàn)的概率。的幾何圖形表現(xiàn)電子概率密的度大小，俗稱電子云。4.2 第二節(jié) 量子數(shù)和原子軌道 TOP 量子數(shù)原子中電子的波函數(shù)（原子軌道）是空間坐標(biāo)的函數(shù)，由一套量子數(shù)n、l、m來確定，記作n,l,m。量子數(shù)的取值限制和它們的物理意義如下：（1）主量子數(shù)n是決定電子能量的主要因素，可以取任意正整數(shù)值：1，2，3， 。n越小

24、，能量越低。n = 1時(shí)能量最低。氫原子的能量只由主量子數(shù)決定。多電子原子由于存在電子間的靜電排斥，能量在一定程度上還取決于量子數(shù)l。主量子數(shù)也稱為電子層，決定原子軌道的大小。n愈大，原子軌道也愈大。電子層用下列符號表示：電子層符號KLMN ···n1234 ···（2）軌道角動量量子數(shù)l決定原子軌道的形狀，取值受主量子數(shù)限制，只能取小于n的正整數(shù)和零：0、1、2、3 (n 1)，共可取n個(gè)值，給出n種不同形狀的軌道。軌道角動量量子數(shù)還決定多電子原子電子能量高低。當(dāng)n給定，l愈大，原子軌道能量越高。l又稱為能級或電子亞層。電子亞層用下

25、列符號表示：能級符號spdfg ···l01234 ···(3） 磁量子數(shù)m決定原子軌道的空間取向，取值受軌道角動量量子數(shù)的限制，可以取-l到+l的2l+1個(gè)值：0、±1、±2，±l。所以，l亞層共有2l+1個(gè)不同空間伸展方向的原子軌道。磁量子數(shù)與電子能量無關(guān)。l亞層的2l+1個(gè)原子軌道能量相等，稱為簡并軌道或等價(jià)軌道。每個(gè)電子層的軌道總數(shù)為n2。(4) 自旋角動量量子數(shù)s表示電子自旋的兩種相反方向，可以取和兩個(gè)值。一個(gè)原子軌道由n、l和m三個(gè)量子數(shù)決定，但電子的運(yùn)動狀態(tài)由n、l、m、s四個(gè)量子數(shù)確定。電

26、子自旋也可用箭頭符號和表示，自旋方向相同稱為平行自旋，方向相反稱反平行自旋。一個(gè)原子軌道最多容納自旋相反的兩個(gè)電子，每電子層最多容納的電子總數(shù)應(yīng)為2n2。表9-1 量子數(shù)和軌道數(shù)主量子數(shù)n軌道角動量量子數(shù)l磁量子數(shù)m波函數(shù)同一電子層的軌道數(shù)（n2）同一電子層容納電子數(shù)（2n2）100122004810±1* ，*30091810±1*，*20±1*，*±2*,*這些實(shí)波函數(shù)是經(jīng)過組合以后得到的。 原子軌道的角度分布原子軌道有其圖形和空間方向。把波函數(shù)n,l,m(r,)寫成：n,l,m(r,)= Rn,l(r)·Yl,m(,)Rn,l(r)稱為波

27、函數(shù)的徑向部分或徑向波函數(shù)，它是電子與核距離r的函數(shù)，與n和l有關(guān)。Yl,m(,)稱為波函數(shù)的角度部分或角度波函數(shù)，它是方位角和的函數(shù)，與l和m有關(guān)，表達(dá)電子在核外空間的取向。角度波函數(shù)Yl ,m(，)的圖形隨方位角改變而變化。1. s軌道角度分布圖是一個(gè)球形。2. p軌道角度分布圖是雙波瓣圖形，俗稱“啞鈴”形，每一波瓣是一個(gè)球體。三個(gè)p軌道分別在x軸、y軸和z軸方向上伸展。坐標(biāo)平面上波函數(shù)值為零，稱為節(jié)面。p軌道的電子云圖形比相應(yīng)的角度波函數(shù)圖形瘦，而且兩個(gè)波瓣沒有代數(shù)符號的區(qū)別。3. d軌道的角度分布圖一般各有兩個(gè)節(jié)面，四個(gè)橄欖形波瓣。的圖形很特殊，負(fù)波瓣呈環(huán)狀。dxy、dxz和dyz的波

28、瓣在坐標(biāo)軸夾角45o處伸展，和在坐標(biāo)軸上伸展。共軸線的波瓣代數(shù)符號相同。電子云圖形相應(yīng)比較瘦且沒有符號的區(qū)別。 原子軌道的徑向分布原子軌道的徑向分布可以用徑向徑向分布函數(shù)作圖，表現(xiàn)電子離核的遠(yuǎn)近。徑向分布函數(shù)D(r) 定義為概率密度與r為半徑的球形薄殼夾層面積的乘積：D(r) = R2 n ,l (r) 4r2它的反映了電子出現(xiàn)的概率與電子離核的距離r的關(guān)系。(1) 在基態(tài)氫原子的玻爾半徑是電子出現(xiàn)的最大概率離核的距離。(2) 徑向分布函數(shù)有(n- l)個(gè)峰，每一個(gè)峰表現(xiàn)電子在距核r處出現(xiàn)的概率的一個(gè)極大值。n越大，主峰距核越遠(yuǎn)。平均概率離核也越遠(yuǎn)，原子半徑也越大。n一定時(shí)，l越小，峰越多，電

29、子在核附近出現(xiàn)的概率越大。兩個(gè)原子軌道的n和l都不相同時(shí)，外層電子也可能在內(nèi)層出現(xiàn)。4.3 第三節(jié) 電子組態(tài)和元素周期表 TOP 多電子原子的能級多電子原子中某電子受其它電子的排斥，抵消了部分核電荷它的吸引，稱為屏蔽作用，屏蔽常數(shù)表示抵消掉的部分核電荷。有效核電荷Z是核電荷Z和屏蔽常數(shù)的差：Z= Z 電子能量的計(jì)算：電子的能量與n、Z、有關(guān)。n越小，能量越低；Z愈大，能量愈低；愈大，能量越高。屏蔽作用主要來自內(nèi)層電子。當(dāng)l相同時(shí)，n越大，電子層數(shù)越多，外層電子受到的屏蔽作用越強(qiáng)，軌道能級愈高：E1s E2s E3s E2p E3p E4p n相同時(shí)，l愈小，徑向分布函數(shù)D(r)的峰越多，電子在

30、核附近出現(xiàn)的可能性越大，受到的屏蔽就越弱，能量就愈低：Ens Enp End Enf n 、l都不同時(shí)，一般n越大，軌道能級愈高。但有時(shí)會出現(xiàn)反?，F(xiàn)象，比如E4sE3d，稱為能級交錯(cuò)。鮑林的近似能級順序是：E1s E2s E2pE3s E3pE4sE3dE4p徐光憲用（n+0.7l）估算原子軌道的能級。 原子的電子組態(tài)原子核外的電子排布又稱為電子組態(tài)?；鶓B(tài)原子的電子排布遵守三條規(guī)律。.1 Pauli不相容原理 在同一原子中不可能有2個(gè)電子具有四個(gè)完全相同的量子數(shù)?；蛘哒f一個(gè)原子軌道最多只能容納自旋相反的兩個(gè)電子。據(jù)此，一個(gè)電子層最多可以容納2n2個(gè)電子。能量最低原理基態(tài)原子的電子排布時(shí)，總是依

31、據(jù)近似能級順序，先占據(jù)低能量軌道，然后才排入高能量的軌道，以使整個(gè)原子能量最低。Hund規(guī)則電子在能量相同的軌道（簡并軌道）上排布時(shí)，總是盡可能以自旋相同的方向，分占不同的軌道，因?yàn)檫@樣的排布方式總能量最低。有些副族元素，簡并軌道全充滿、半充滿或全空才是能量最低的穩(wěn)定狀態(tài)。這個(gè)規(guī)律稱為洪特規(guī)則的補(bǔ)充規(guī)定。例如氮原子組態(tài)是1s22s22p3，三個(gè)2p電子的運(yùn)動狀態(tài)是：2，1，0，；2，1，1，；2，1，-1，在書寫20號元素以后基態(tài)原子的電子組態(tài)時(shí)，雖然電子填充按近似能級順序進(jìn)行，但電子組態(tài)必須按電子層排列。為簡化電子組態(tài)的書寫，把內(nèi)層達(dá)到稀有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分稱為原子芯，用稀有氣體元素符號加

32、方括號表示。原子芯寫法還指明了元素的價(jià)層電子結(jié)構(gòu)?；瘜W(xué)反應(yīng)中價(jià)電子的結(jié)構(gòu)發(fā)生改變，引起元素化合價(jià)的變化；原子芯部分的電子結(jié)構(gòu)一般不改變。價(jià)電子所處的電子層稱為價(jià)層。離子的電子組態(tài)仿照原子電子組態(tài)的方式書寫。元素周期表能級組和元素周期按能級的高低把原子軌道劃分為若干能級組，不同能級組的原子軌道之間能量差別大，同一能級組內(nèi)各能級之間能量差別小。能級組與近似能級順序一致。（n+0.7l）計(jì)算法同樣能預(yù)測能級組。每一個(gè)能級組對應(yīng)元素周期表的一個(gè)周期。第1能級組只有1s能級，容納2個(gè)電子，對應(yīng)的第1周期只有2個(gè)元素。其后第n能級組從ns能級開始到np能級結(jié)束，形成第n周期。根據(jù)電子排布規(guī)律，各周期元素的

33、數(shù)目按2、8、8、18、18、32、32的順序增加。價(jià)層電子組態(tài)與族原子價(jià)層電子組態(tài)相似的元素為一族。元素的性質(zhì)也與價(jià)層電子組態(tài)相關(guān)。(1) 周期表中有8個(gè)主族：AA。主族元素的內(nèi)層軌道全充滿，外層電子組態(tài)是ns1到ns2np6，外電子層同時(shí)又是價(jià)層。外層電子的總數(shù)等于族數(shù)。(2) 周期表中有8個(gè)副族：BB。副族元素一般是 (n-1)d或 (n-2)f軌道依次填充電子，(n-2)f、(n-1)d和ns電子都是副族元素的價(jià)層電子。第1、2、3周期沒有副族元素。第4、5周期副族各有10個(gè)元素：BB，族數(shù)等于 (n-1)d及ns電子數(shù)的總和；B族有三列元素，(n-1)d及ns電子數(shù)的和達(dá)到810；B、B族元素完成了(n-1)d10電子結(jié)構(gòu)，ns電子數(shù)等于族數(shù)。第6、7周期，B族是鑭系和錒系