無機及分析化學：第六章 原子結(jié)構(gòu)1

第六章原子結(jié)構(gòu)原子結(jié)構(gòu)

為了深入了解事物發(fā)展的根本原因，必須研究物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，所以學習原子結(jié)構(gòu)知識對于掌握物質(zhì)的性質(zhì)和化學變化規(guī)律具有十分重要的意義。由于氫原子核外只有1個電子，結(jié)構(gòu)簡單，從研究氫原子所得到的一些重要概念：原子能級、原子軌道、電子云等可作為理解多電子原子結(jié)構(gòu)的基礎。本章從氫原子結(jié)構(gòu)入手，討論電子在核外的運動狀態(tài)。離核距離為r的球殼薄層氫原子1s電子的殼層概率與離核半徑的關系當以火焰或其他方法灼熱氫氣時，能發(fā)生不同波長的光。ν=c/λν

－頻率；

c－光速(c=3×10-8米/秒);λ－光的波長（單位：米、納米或埃）.（1nm=10-9m、1A＝10-10m、1pm=10-12m)利用三棱鏡對這些光線的折射率不同,可把它們分成譜線——列按照波長長短次序排列的線條。線狀光譜——譜線的總稱，原子光譜都是線狀光譜。第一節(jié)核外電子運動狀態(tài)一、氫原子光譜和氫原子的能級1、氫原子光譜－線狀光譜氫原子光譜在可見光范圍內(nèi)有比較明顯的4根譜線。

Hα

Hβ

Hγ

Hδ顏色：紅

綠

藍

紫波長（nm）：656.2486.1434.0410.2人們發(fā)現(xiàn)這四根譜線的頻率服從下列數(shù)字關系式：ν=1/λ=3.29×1015(1/22-1/n2)n:大于2的正整數(shù)當n＝3、4、5、6、7，可標出ν分別等于氫原子光譜的上述4條譜線的頻率。從上式可以看出：氫原子的譜線頻率不是任意的隨著2個正整數(shù)（n1和n2）改變而改變n2＞

n1隨著氫原子光譜研究的深入，在紅外區(qū)、紫外區(qū)還可以找到符合下列通式的譜線。通式：ν=1/λ=3.29×1015(1/n12－1/n22)n1＝1、2、3……;n2＝n1+1、n1+2、n1+3……2、玻爾理論

為了解釋氫原子光譜的事實，1913年年輕的丹麥物理學家玻爾提出了一個原子結(jié)構(gòu)模型。要點：1、電子只能沿著某些特許的圓形軌道運動——穩(wěn)定軌道。此時電子并不輻射出能量。氫原子得能量E也與正整數(shù)n有關。

氫原子的能量：E＝－13.6/n2（電子伏）

n123E(電子伏)－13.6－3.40－1.51

負號：吸引。

能量E越負，電子被核吸得越牢；n越大，能級越高。這樣氫原子的能量就不是任意的，而是隨著n值改變而被一級一級地分開了。原子中好象存在著一系列能量不同的臺階，電子只能從一個能量的臺階跳躍式地過渡到另一臺階。能量不是連續(xù)變化的。物質(zhì)吸收或發(fā)射能量是不連續(xù)的，即量子化的。

能級—能量的階梯，一級一級地升上去的。氫原子的能級隨著n值增大而升高。

n—主量子數(shù)，以后將討論到。2、

電子在不同軌道躍遷時，有能量的吸收或輻射。電子從較高能級（E2）躍遷到較低能級（E1）軌道時，原子所減少的能量即以光能的形式輻射出來。

光的頻率ν決定躍遷前后兩個軌道的差值：

hν＝E2－E1h—普朗克常數(shù)6.626×10－34J·SE2—高能級的能量E1—低能級的能量二、玻爾理論對氫原子光譜的解釋

氫原子在正常狀態(tài)下，電子在離核最近、能級最低（n=1）的軌道中運動，此時電子處于基態(tài)。當原子從外界吸收能量時，電子被激發(fā)到離核較遠、能級較高的軌道（n=2、3、4）上去。此時電子處于激發(fā)態(tài)（n越大，電子離核越遠）。

處于激發(fā)態(tài)的原子很不穩(wěn)定，瞬間（10－8秒）跳回基態(tài)（或能級較低的激發(fā)態(tài)）。在某一瞬間，一個氫原子只能放出一條譜線，許多氫原子才能放出不同的譜線。我們在實驗室中之所以能觀察到全部的譜線，是因為無數(shù)個氫原子受到激發(fā)電子躍遷的結(jié)果。由于受激發(fā)的情況不同，有的氫原子被激發(fā)到n＝3，有的被激發(fā)到n＝4、5……返回到n＝2，因此就出現(xiàn)了全部可見光譜。必須指出：

輻射出具有不同頻率或波長的譜線（相當于激發(fā)時所需的能量）。

如圖所示：n＝5n＝4n＝3n＝2n＝1HαHβHγ激發(fā)躍遷圖中n＝3→n＝2之間畫出一箭頭，即氫原子中的電子n＝3較高能級躍遷

n＝2較低能級。輻射頻率為4.57×10－4/S(或波長相當于656.3nm）的Hα譜線（相當于可見光中紅色譜線的波長）。氫原子中的電子n＝4較高能級躍遷

n＝3較低能級。輻射頻率為6.17×10－4/S(或波長相當于486.1nm）的Hβ譜線（綠光）。氫原子中的電子n＝5較高能級躍遷

n＝4較低能級。輻射波長相當于434.0nm的Hγ譜線。

可見光Hα、Hβ、

Hγ、

Hδ的產(chǎn)生是由于電子分別從n＝3、

4、

5、

6……→基態(tài)（n＝1）輻射出來的譜線都在紫外線區(qū)內(nèi)（波長短于400nm∴不是可見光，看不見譜線的顏色），n＝4、

5、

6、7……→（n＝3），得紅外光。

玻爾理論成功地解釋了氫原子光譜：提出了原子能級、主量子數(shù)n等重要概念，對原子結(jié)構(gòu)理論的發(fā)展起了十分重要的作用。但不能解釋：多電子原子光譜，原子如何形成分子的化學鍵本質(zhì)。（例如氫原子形成氫分子的化學鍵。）根據(jù)玻爾理論還可推導出基態(tài)氫原子軌道半徑＝0.53A，這個數(shù)值叫玻爾半徑（常用ao表示）。缺陷：把只適用宏觀世界的經(jīng)典力學搬進微觀世界，認為電子運動和行星繞太陽的軌道運動一樣，沿著原子軌道作繞核運動，這種原子軌道的概念和實驗事實相違背。宏觀世界經(jīng)典力學微觀世界量子力學（20世紀20年代發(fā)展起來的一門研究微觀粒子運動規(guī)律的學科。）

描述描述那么微觀粒子運動和宏觀物體究竟有什么不同呢？大量事實表明：微觀粒子的運動和宏觀物體不同，它具有波的特性，因此核外電子運動狀態(tài)不能適用經(jīng)典力學定律來描述。只用通過量子力學的原理才能得到較好的闡明。三、微觀粒子的波粒二象性

1924年法國年輕的物理學家德布羅依提出微觀粒子也像光一樣既有波動性又有粒子性，并提出著名的德布羅依關系式：

λ=h/mνλ－電子的波長（米）m－電子的質(zhì)量(千克);ν－電子的運動速度(c=3×10-8米/秒)；h－普朗克常數(shù).λ=h/mν等式右邊：電子具有一定的質(zhì)量（9.1×10－28克）和電荷（1.6×10－19庫）、運動速度ν

，微粒性很顯然。mv

＝p，動量是粒子性的體現(xiàn)。等式左邊：電子的波長λ，表明它的波動性特征。這就是電子的波粒二象性：電子既有波動性又有微粒性，電子既不是一個波也不是一個粒子，而是有時象波有時像粒子，是具有“波粒二象性”的另外的東西，運動時粒子性更為明顯，傳播時波動性更為突出。

由于電子具有波的特性，所以在量子力學中用波函數(shù)ψ來描述核外電子的運動狀態(tài)。波函數(shù)可分為徑向部分R(r)和角度部分r（θ、φ）。Ψ（r、θ、φ）＝R（r）·r（θ、φ）四、波函數(shù)和原子軌道

由于電子具有波的特性，所以在量子力學中用波函數(shù)ψ來描述核外電子的運動狀態(tài)原子核外電子波也和其他各種波一樣，不僅可用數(shù)學函數(shù)式來表示，也可用圖形來表示：原子軌道：

角度分布圖，描述沿空間角度分布的情況

徑向分布圖，隨著離核遠近半徑R的分布

這種圖象：反映出在原子核外的空間里可能找到該運動電子的一個區(qū)域圖象：原子軌道（注意不是宏觀軌道∵電子在核外高速運動的特殊性，不能同時測準它的位置速度：測不準原理。）原子軌道角度分布圖（注平面圖實際是立體的）Y（θ、φ）

種類形狀符號1，S軌道只有一個球形

都是正值

P軌道有三個

啞鈴形有正負沿X軸伸展：Px軌道沿Y軸伸展：Py軌道

沿Z軸伸展：Pz軌道d軌道有5個花瓣形沿X軸Y軸平面上分布：dxy

軌道

沿X軸Z軸平面上分布：dxz軌道

沿Y軸Z軸平面上分布：dyz軌道沿Z軸分布：dz2軌道沿XY軸向分布：dx2-y2軌道2，原子軌道有符號圖中正負號表示波函數(shù)在一個區(qū)域里是正值另一個區(qū)域里是負值而不要理解為一部分帶正電，一部分帶負電3,原子軌道（借用名詞）含義同行星軌道等宏觀物體軌道概念不同，借用經(jīng)典力學中軌道名稱例如：氫原子1S原子軌道，空間圖形是個球，不能理解電子繞核旋轉(zhuǎn)的軌跡是個圓圈，這個因為電子有波粒二象性，它的運動軌跡是測不準的

P電子云繞核旋轉(zhuǎn)是個啞鈴形，它的數(shù)學函數(shù)式的圖象是啞鈴形。五，幾率密度Y2和電子云

波函數(shù)ψ無物理意義（本身不能和任何可觀察的物理量相聯(lián)系）ψ2有明顯的物理意義以氫原子為例：核外一個電子，這個電子由于電子的波粒二象性在核外各處都可以出現(xiàn)，只不過有的地方幾率大（機會多）有的地方幾率?。C會?。╇娮釉诤送饪臻g微體積內(nèi)的幾率（機會）——幾率密度用|ψ2|=dp/dτ，|ψ2|（幾率密度）的圖象就是電子云。電子云是用點子疏密程度來表示幾率密度|ψ2|值大小的圖形

|ψ2|大的地方是黑點較密|ψ2|小的地方是黑點較疏電子云密度較大的地方就是幾率密度大的地方注圖中是黑點數(shù)目：對1個氫原子來說，并不代表電子的數(shù)目而只代表氫原子核外1個電子的許多可能的瞬間位置。量子力學用統(tǒng)計的原理來研究電子在核外空間運動的“統(tǒng)計性”從而掌握電子運動的規(guī)律，電子云：根據(jù)統(tǒng)計的觀點，電子在原子核外運動時，把它在空間各處出現(xiàn)的幾率密度的大小畫成圖形，這種圖形叫電子云，它是波函數(shù)絕對值的平方|ψ2|也即幾率密度的形象描述。電子云的圖形：1，黑點圖

黑點圖

2，界面圖上圖最外的殼——電子云界面圖界面圖界面內(nèi)發(fā)現(xiàn)電子的幾率很大有95%

界面外發(fā)現(xiàn)電子的幾率很小有5%3，角度分布圖spd電子云角度分布剖面圖4，徑向分布圖5，總體分布圖

小結(jié)：

波函數(shù)ψ幾率密度|ψ2|=dw/dτ定義：描寫核外電子運動電子在核外空間狀態(tài)的數(shù)學函數(shù)式做體積內(nèi)的幾率（機會）

圖象原子軌道電子云

數(shù)值

ψ|ψ2|

圖形胖瘦

符號有正負無正負

用途討論討論形成化學鍵共價分子的幾何構(gòu)形。因為ψ是小數(shù)小數(shù)的平方是更小的數(shù)所以ψ有正負，|ψ2|無負數(shù)六、波函數(shù)的由來和四個量子數(shù)由于電子有波動性，它服從波動方程—薛定鍔方程，所以氫原子的波函數(shù)可以通過求解薛定鍔方程得到。

薛定鍔方程式是一個二階偏微分方程式：

Ψ2＋Ψ2＋Ψ2＋－8π2m(E－V)Ψ=0x2y2z2h2Ψ－波函數(shù)x、y、z—空間坐標

m—電子的質(zhì)量h—普朗克常數(shù)

E—總能量（動能+勢能）V—勢能為了方便起見，將把直角坐標（x、y、z）換為球坐標（r、θ、φ），它們之間的變換關系如下：如果把直角坐標（x、y、z）換為球坐標（r、θ、φ），則:

R（r）是與r有關的徑向分布部分，稱徑向波函數(shù)，是徑向分布函數(shù)，它是由量子數(shù)n和l決定。

Y（θ、φ）稱角度波函數(shù)，是角度分布函數(shù)，它由量子數(shù)l和m決定。角度分布函數(shù)。

Ψ（r、θ、φ）＝R（r）·Y（θ、φ）

徑向部分

角度部分例：Pz=Rcosθ,作圖得原子軌道角度分布圖。

Y（θ、φ）的平方Y(jié)2（θ、φ），稱電子云角度分布函數(shù)。例：Y2Pz=R’cos2θ,作圖得電子云角度分布圖。2pz原子軌道角度分布示意圖要想從薛定鍔方程解出有意義的解（波函數(shù)），必須引出3個量子數(shù)。定義：它是確定原子軌道能級的主要量子數(shù)，它表示電子所在電子層的層數(shù)。意義：表示電子離核的遠近。取值：由近及遠，n可取1、2、3、4……∞（正整數(shù)）

n

123456電子層(主層)KLMNOPn越大，電子的能量越大，離核越遠。處在同一電子層的電子其能量極為相近。處在同一電子層的電子稱為一個電子層。例：2s、2p;3s、3p、3d.1、主量子數(shù)n意義：決定原子軌道的形狀，對多電子原子的能量決定n、l。取值：l可取0、1、2、3…（n－1），共可取n個取值。

l

0123……電子亞層

spdf……軌道形狀球形啞鈴性花瓣形花瓣形2、角量子數(shù)l定義：與電子運動的角動量沿磁場方向的分量有關，可用以解釋光譜線在磁場中分裂現(xiàn)象。意義：它主要決定原子軌道在空間的伸展方向。取值：m＝0，±1，±2……±l(共可取2l＋1個值)3、磁量子數(shù)m例：l＝0，m＝0，1個值，s軌道，無方向性，在空間只有1種取向。l＝2，m＝0，＋1，－1，+2、－2，5個值，d軌道，

dz2、dxy、dxz、dz2-y2、

dyz。有方向性，在空間有5種取向，l＝1，m＝0，＋1，－1，3個值，p軌道，有方向性，

pzpxpy在空間有3種取向.spd原子軌道的角度分布剖面圖spd電子云角度分布剖面圖意義：決定電子自旋方向。因為在核外運動，除了一定的空間狀態(tài)外，本身還有自旋運動。取值：電子自旋有兩種方向。順時針方向：↑，ms

＝＋1/2逆時針方向：↓，ms

＝－1/2四個角量子數(shù)的物理意義：

n、l、m三個量子數(shù)可以確定電子在空間的一個運動狀態(tài)，即1個原子軌道。ms

決定電子的自旋方向。4、自旋量子數(shù)msn1234l0010120123電子亞層1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f軌道形狀球形球形啞鈴形球形啞鈴形花瓣形球形啞鈴形花瓣形m00-10+10-10+1-2-10+1+20-10+1-2-10+1＋2n個值n個值n個值n個值七、量子數(shù)與電子層數(shù)最大容量主量子數(shù)n對應：電子層以上這些結(jié)論對于我們用原子結(jié)構(gòu)知識來討論原子的電子排布和元素周期表是很有用的。磁量子數(shù)m對應：軌道數(shù)目每個軌道可容納自旋量子數(shù)為ms=+1/2、ms=－1/2的電子各1個。所以電子數(shù)目＝軌道數(shù)目的2倍。每個電子層最大容量＝2n2如：n=1（2個）；n=2（8個）；n=3（18個）；n=4（32個）.角量子數(shù)l對應：電子亞層n＝1,1個亞層，1sn＝2,2個亞層，2s、2pn＝3,3個亞層，3s、3p、3d

第二節(jié)核外電子的分布一、近似能級圖各種元素的原子核外電子究竟怎樣分布？各個能級中都有多少個電子？

根據(jù)光譜實驗可總結(jié)出一些規(guī)律。按n＋0.7l公式可歸納為近似能級圖。縱坐標是能量，在下面的能級低，在上面的能級高。圖中每個圓圈代表1個原子軌道近似能級圖的意義：可用它反應的能級高低順序來填充核外電子，而實際上核外電子是按這樣的順序來排布的。近似能級圖能量電子能級分組表原子軌道n＋0.7l能級組組內(nèi)容納電子數(shù)1s1.0122s2p2.02.7283s3p3.03.7384s3d4p4.04.44.74185s4d5p5.05.45.75186s4f5d6p6.06.16.46.76327s5f6d7.07.17.47未完能級組的劃分是導致周期表中化學元素分為周期的原因。從表中可以發(fā)現(xiàn)：角量子數(shù)l相同，則主量子數(shù)n越大，軌道能量越高。如：E1s＜E2s、E2p＜E3p＜E4p、

E3d＜E4d＜E5d主量子數(shù)n相同，則角量子數(shù)l越大，軌道能量越高，這就是能級分裂。如：Ens＜Enp

＜End＜Enf這是由于在多電子原子中存在著屏蔽效應。n、l都不相同，n≥3時，不同亞層上軌道與軌道之間可能發(fā)生能級交錯現(xiàn)象，即在同一主層可能包括不同的能級，同一能級組可能包含不同層的能級。如：4s＜3d＜4p、E5s＜E4d＜E5p、

E6s＜E4f＜E5d＜E6p、E7s＜E5f＜E6d屏蔽效應例：Li原子核帶3個單位正電荷，核外有3個電子。電子不僅受原子核的吸引，而且彼此之間也存在著相互排斥作用。我們把其余電子（1、2）對選定電子（3）的排斥作用認為像屏風一樣遮擋、削弱了原子核對選定電子的吸引作用。＋3312屏蔽作用：核外其余電子抵消部分核電荷對指定電子吸引的作用。

屏蔽效應的結(jié)果是使原子核對電子的引力減小。電子受到屏蔽效應越大，能量就越高，電子離核越遠。若這個電子處于最外層，則原子半徑比未受屏蔽時大。不同運動狀態(tài)的電子互有屏蔽作用，但內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大，而外層電子對內(nèi)層電子的屏蔽作用很小，可忽略不計?！嗤恢鲗樱橇孔訑?shù)越小，電子離核越近，即受核引力越大，所以能量越低。故：ns＜np＜nd＜nf.

角量子數(shù)l相同，n值越大，電子離核越遠，受到其他電子的屏蔽作用增大，受核引力越小，能量就相應地升高。如：2p＜3p＜4p.n、l都不相同，n≥3時，不同亞層上軌道與軌道之間可能發(fā)生能級交錯現(xiàn)象?！@是由于鉆穿效應引起的。由于角量子數(shù)不同，電子鉆到核附近的機會不同，因而能量不同，稱為電子的鉆穿效應。3d和4s的徑向分布函數(shù)圖外層電子對內(nèi)層電子殼層的穿透有了屏蔽效應、鉆穿效應，就可以解釋近似能級圖了。注：這只是一般規(guī)律，隨著原子序數(shù)的不同，各元素原子軌道能級次序并不是一成不變的。如21Sc及其以后所有元素E3d＜E4s.二、核外電子排布原理和電子排布1，核外電子排布原理（1）能量最低原理（2）保里不相容原理（3）洪特規(guī)則及特例4，原子（離子）中各個軌道電子的分布和未成對電子數(shù)的確定3，離子的能級和離子的電子分布式2，原子的電子分布式和外層電子分布式（1）、能量最低原理

電子總是盡先占據(jù)能量最低的軌道，這是自然界的普遍規(guī)律，自動趨向使自己能量最低。

因為能量最低的狀態(tài)是電子最穩(wěn)定的狀態(tài)。以氫原子來說，盡管在原子中存在著許多空軌道，但它的1個電子在基態(tài)下總是投入1s軌道。因為這是氫原子中能量最低的軌道。同理，氦原子的兩個電子在基態(tài)下也投入1s軌道。（2）、保里不相容原理

每個原子軌道至多只能容納兩個電子，而且這兩個電子必須自旋相反。因為一個原子不可能有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子。同一軌道的電子三個量子數(shù)n、l、m已相同，第四個量子數(shù)必不相同（＋1/2、－1/2）。例如：1s軌道的2個電子為（1、0、0、＋1/2）、（1、0、0、－1/2）。有了保里原理的限制，電子就不可能都填充到能量最低的1s軌道上去了，而是按照保里原理的要求，依次向較高能級填充。第一，二周期原子中電子的排布，根據(jù)能量最低原理、保里原理只能按下表所示：元素電子排布式1s2s2p1H1s12He1s23Li1s22s14Be1s22s25B1s22s22p16C1s22s22p27N1s22s22p38O1s22s22p49F1s22s22p510Ne1s22s22p6↑↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↓↑↓↑↑↑↑↑↑↓↑↑↑↓↑↓↑↑↓↑↓↑↓（3）洪特規(guī)則

在上表中，C原子在2p軌道上有2個電子，這2個電子是擠在1個p軌道中，還是分占2個p軌道呢？如果分占2個p軌道，電子自旋方向是相同還是相反？

↑↓↑↓↑↑↑↓↑↓↑↓隨后根據(jù)量子力學計算的結(jié)果，也證明這樣的電子排布可能使能量最低。因此C原子中的2個p電子的排布應該是：而不是：從實驗數(shù)據(jù)中總結(jié)出一個規(guī)律，叫做洪特規(guī)則：在能量相等的軌道（也稱等價軌道或簡并軌道，例如：3個p軌道、5個d軌道、7個f軌道）上分布的電子，將盡可能分占不同軌道且自旋方向相同。

洪特規(guī)則特例 等價軌道全充滿、半充滿或全空狀態(tài)一般比較穩(wěn)定。也就是說，具有下列電子層結(jié)構(gòu)的原子是比較穩(wěn)定的：全充滿：

p6、d10、f14半充滿：p3、d5、f7全空：p0、d0、f0

根據(jù)上述規(guī)則并結(jié)合光譜實驗測定的結(jié)果，我們可以確定原子的電子層結(jié)構(gòu)。P120表6－4列出了元素基態(tài)電子構(gòu)型。有些特殊情況，可作如下說明：第一、二、三、周期的18個元素的原子沒有能級交錯現(xiàn)象，只要按順序填充。第四周期19K、20Ca原子E4s＜E3d19K：1s22s22p63s23p64s120Ca：1s22s22p63s23p64s2從21Sc→30Zn,d電子逐漸增加，但有2個特殊情況，除已填滿的電子層外，24Cr不是4s23d4,而是4s13d5(半滿d5)29Cu不是4s23d9,而是4s13d10(全滿d10)結(jié)構(gòu)特殊、穩(wěn)定3、第五周期的情況和第四周期相似，例外更多。E4d＞E5s37Ru，先填5s，在填4d41Nb，不是5s24d3,而是5s14d4，成單電子增多，有利于成鍵。42Mo，不是5s24d4,而是5s14d5，半充滿。45Rh，不是5s24d7,而是5s14d8，不好解釋。46Pd，不是5s24d8,而是5s04d1047Ag，不是5s24d9,而是5s14d10第六周期79Au，不是6s24d9,而是6s14d10注：以上是電子充填式，而不是電子層排布式。全充滿應該說明：電子結(jié)構(gòu)排布原理是概括大量事實后提出的一般結(jié)論。絕大多數(shù)符合上述原理，也有一些元素（特別是第六、七周期的某些元素），實驗測定結(jié)果并不能用排布原理圓滿的解釋。

和其他原理一樣，這些原理也只是具有相對的近似意義?？茖W的任務是承認矛盾，發(fā)展這些原理，使它更科學。2，原子的電子分布式和外層電子分布式（1）原子的電子分布式（電子排布式、電子構(gòu)型）方法：1、先按近似能級圖寫出填充式；

2、再將n相同的各個軌道寫在一起。例如：50Sn的電子分布式應寫為：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2而不應寫為：

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2（2）原子的外層電子分布式外層電子并不全是最外層電子，是指對參與化學反應有重要意義的外層價電子。

主族和零族元素：最外層s電子＋最外層p電子

過渡元素：最外層s電子＋次外層d電子例：元素鎂錫鐵銅外層電子分布式

3s25s25p23d64s23d104s1外層價電子3，離子的能級和離子的電子分布式(1)離子的能級和原子失去電子的順序離子的能級一般和原子的不同，不出現(xiàn)能級交錯。例如：E4s＞E3d

1s；2s2p；3s3p3d；4s4p4d4f；5s5p5d5f……∵離子的能級E=n＋0.4l，即不是后填的先失。例如：當錳原子填充電子，先填4s軌道，再填3d軌道，當錳原子失去電子→錳離子時，4s軌道的電子先失，3d軌道的電子后失。25Mn:1s22s22p63s23p63d54s2Mn2+:1s22s22p63s23p63d5

而不是1s22s22p63s23p63d34s2∵Mn2+的能級E4s＞E3d(2)離子的電子分布式書寫正離子電子分布式時，把原子的電子分布式依次從外層失去若干電子。書寫負離子的電子分布式時，只需在原子的最外層上加上若干電子。例：26Fe原子電子分布式：1s22s22p63s23p63d64s2Fe2＋電子分布式：1s22s22p63s23p63d6Fe3＋電子分布式：1s22s22p63s23p63d5F原子電子分布式：1s22s22p5F－離子電子分布式：1s22s22p6(3)離子的外層電子分布式，一般只需寫出外層電子即可。例：Fe3＋外層電子分布式：3s23p63d5F－外層電子分布式：2s22p6(4)原子（離子）中各個軌道電子的分布和未成對電子數(shù)的確定可根據(jù)相應的電子分布式或外層電子分布式作圖?！鸫?個軌道，↑或↓代表自旋方向。例：N原子電子分布式:1s22s22p3軌道電子分布：未成對電子數(shù)＝3Fe3+

外層電子分布式:3s23p63d5軌道電子分布：未成對電子數(shù)＝5↑↓↑↑↑↑↑↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↑三,核外電子排布和元素周期表的關系

19世紀開始從大量的科學事實和理論研究總結(jié)出元素周期律：元素及其由它所組成的單質(zhì)和化合物的性質(zhì)隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的依次遞增呈現(xiàn)出周期性的變化。

元素周期律從量轉(zhuǎn)化為質(zhì)的方面總結(jié)了各種元素的性質(zhì)，揭示了元素之間的相互關系。直到今天仍是指導我們研究各種性質(zhì)的重要規(guī)律。一、長式周期表

元素周期表1、概貌橫向是周期：7個橫行代表7個周期；鑭系、錒系元素：排在表底部。豎向是族：18個縱行代表各族元素。ⅠA－ⅦA:第1—7主族元素；

Ⅷ：第8族元素；

0：零族元素（稀有氣體）；ⅠB－ⅦB:第1—7副族元素；

2、每周期的元素數(shù)目

第1、2、3周期：短周期；第4周期及以后：長周期。

——核外電子按近似能級圖的順序在各個原子軌道上布的自然結(jié)果。每周期元素的數(shù)目＝相應能級組所容納的最多電子數(shù)周期能級組元素數(shù)目11s222s2p833s3p844s3d4p1855s4d5p1866s4f5d6p3277s5f6d未完成以第3周期為例:當電子充滿3s和3p軌道以后，由于3d軌道的能級＞4s軌道，所以新增加的電子先占據(jù)4s軌道，這樣使第三周期和第2周期相同，仍有8種元素。3d軌道雖和3s、3p軌道同屬于一個電子層，但不屬于同一能級組。第7周期目前是一個未完全周期。從Ac→Lr共15種元素叫做錒系元素，和第6周期的15種鑭系元素相當。其中從Th→Lr共14種元素，所增加的電子出現(xiàn)在5f軌道。第6周期有32種元素。由于第3層地4個f軌道增多了14個電子，所以比第5周期多了從La→Lu14種元素（鑭系元素）。鑭系元素由于性質(zhì)十分相似，在周期表中處于同一位置，這樣第6周期在形式上和第4、第5周期一樣仍保持18個縱行。第4、第5周期都有18種元素。由于分別在原子的次外層增多了10個電子，所以都比第2、3周期多了10種過渡元素。第4周期從Se→Zn；第5周期從Y→Cd。3、元素在周期表中的位置和原子結(jié)構(gòu)的關系

知道元素在周期表中的位置（哪一周期、哪一族）就可以寫出原子的電子分布式和外層電子分布式，反之亦然。元素在周期表中所處周期號數(shù)＝該元素原子的電子層數(shù)元素在周期表中所處族數(shù)：主族、

ⅠB－ⅦB

族的族數(shù)＝最外層電子數(shù)ⅢB－ⅦB

＝最外層s電子＋次外層d電子數(shù)零族最外層電子數(shù)＝2或8Ⅷ族最外層s電子＋次外層d電子數(shù)＝8～10例：有一元素，在周期表中屬于第四周期第Ⅵ主族。試寫出該元素原子的電子分布式和外層電子分布式。解：(1)根據(jù)該元素在周期表中的位置可直接寫出該元素的外層電子分布式：4s24p4.(2)再根據(jù)外層電子分布式推出完整的電子分布式：1s22s22p63s23p64s24p4例：已知Tc的外層電子分布式為4d55s2,指出該元素在周期中所屬的周期數(shù)和族數(shù)。解：

周期數(shù)＝5

族數(shù)＝ⅦB

族（最外層s電子＋次外層d電子數(shù)＝2＋5＝7）4、元素在周期表中的分區(qū)由于化學反應中一般只涉及到原子的外層原子。因此熟悉各族元素的外層電子構(gòu)型對學習化學尤為重要。

根據(jù)原子的外層電子構(gòu)型可將元素分成5個區(qū)。族數(shù)ⅠA、ⅡAⅢB－ⅦB、ⅧⅠB、ⅡBⅢA－ⅦA0外層電子構(gòu)型ns1-2(n-1)d1-9ns2(n-1)d10ns1-2ns2np1-6稀有氣體分區(qū)s區(qū)d區(qū)ds區(qū)p區(qū)f區(qū):鑭系中第58－71號元素,錒系中第90－103元素.一般為(n-2)f1-14ns2（有例外）。d區(qū)、ds區(qū)也叫過渡元素（有例外）例：試指出34號元素和元素Tc在周期表中所屬分區(qū)。解：根據(jù)34號元素的外層電子分布式：4s24p4，得知該元素屬于p區(qū)。根據(jù)Tc的外層電子分布式：4d55s2，得知該元素屬于d區(qū)。第三節(jié)元素性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關系

元素由于原子的某些性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)密切相關，如：電離勢、電子親和勢和電負性等，它們隨原子序數(shù)的增大，由于電子構(gòu)型的周期性變化呈現(xiàn)出明顯的周期性。1、原子半徑(r)共價半徑：同種元素的2個原子以共價單鍵結(jié)合，連接時核間距離的一半。r共