無機(jī)及分析化學(xué)：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(xué)習(xí)原子結(jié)構(gòu)知識對于掌握物質(zhì)的性質(zhì)和化學(xué)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(gè)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(chǔ)。本章從氫原子結(jié)構(gòu)入手，討論電子在核外的運(yùn)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(guān)系當(dāng)以火焰或其他方法灼熱氫氣時(shí)，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(yùn)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(lán)

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(guān)系式：ν=1/λ=3.29×1015(1/22-1/n2)n:大于2的正整數(shù)當(dāng)n＝3、4、5、6、7，可標(biāo)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(gè)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(shí)，1913年年輕的丹麥物理學(xué)家玻爾提出了一個(gè)原子結(jié)構(gòu)模型。要點(diǎn)：1、電子只能沿著某些特許的圓形軌道運(yùn)動——穩(wěn)定軌道。此時(shí)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(guān)。

氫原子的能量：E＝－13.6/n2（電子伏）

n123E(電子伏)－13.6－3.40－1.51

負(fù)號：吸引。

能量E越負(fù)，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(gè)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(shí)，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(shí)，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(gè)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(yùn)動，此時(shí)電子處于基態(tài)。當(dāng)原子從外界吸收能量時(shí)，電子被激發(fā)到離核較遠(yuǎn)、能級較高的軌道（n=2、3、4）上去。此時(shí)電子處于激發(fā)態(tài)（n越大，電子離核越遠(yuǎn)）。

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(gè)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(shí)驗(yàn)室中之所以能觀察到全部的譜線，是因?yàn)闊o數(shù)個(gè)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(dāng)于激發(fā)時(shí)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(dāng)于656.3nm）的Hα譜線（相當(dāng)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(dāng)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(dāng)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(xué)鍵本質(zhì)。（例如氫原子形成氫分子的化學(xué)鍵。）根據(jù)玻爾理論還可推導(dǎo)出基態(tài)氫原子軌道半徑＝0.53A，這個(gè)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(xué)搬進(jìn)微觀世界，認(rèn)為電子運(yùn)動和行星繞太陽的軌道運(yùn)動一樣，沿著原子軌道作繞核運(yùn)動，這種原子軌道的概念和實(shí)驗(yàn)事實(shí)相違背。宏觀世界經(jīng)典力學(xué)微觀世界量子力學(xué)（20世紀(jì)20年代發(fā)展起來的一門研究微觀粒子運(yùn)動規(guī)律的學(xué)科。）

描述描述那么微觀粒子運(yùn)動和宏觀物體究竟有什么不同呢？大量事實(shí)表明：微觀粒子的運(yùn)動和宏觀物體不同，它具有波的特性，因此核外電子運(yùn)動狀態(tài)不能適用經(jīng)典力學(xué)定律來描述。只用通過量子力學(xué)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(xué)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(guān)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(yùn)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(yùn)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(gè)波也不是一個(gè)粒子，而是有時(shí)象波有時(shí)像粒子，是具有“波粒二象性”的另外的東西，運(yùn)動時(shí)粒子性更為明顯，傳播時(shí)波動性更為突出。

由于電子具有波的特性，所以在量子力學(xué)中用波函數(shù)ψ來描述核外電子的運(yùn)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(xué)中用波函數(shù)ψ來描述核外電子的運(yùn)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(xué)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(yuǎn)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(yùn)動電子的一個(gè)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(yùn)動的特殊性，不能同時(shí)測準(zhǔn)它的位置速度：測不準(zhǔn)原理。）原子軌道角度分布圖（注平面圖實(shí)際是立體的）Y（θ、φ）

種類形狀符號1，S軌道只有一個(gè)球形

都是正值

P軌道有三個(gè)

啞鈴形有正負(fù)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(gè)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(fù)號表示波函數(shù)在一個(gè)區(qū)域里是正值另一個(gè)區(qū)域里是負(fù)值而不要理解為一部分帶正電，一部分帶負(fù)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(xué)中軌道名稱例如：氫原子1S原子軌道，空間圖形是個(gè)球，不能理解電子繞核旋轉(zhuǎn)的軌跡是個(gè)圓圈，這個(gè)因?yàn)殡娮佑胁６笮?，它的運(yùn)動軌跡是測不準(zhǔn)的

P電子云繞核旋轉(zhuǎn)是個(gè)啞鈴形，它的數(shù)學(xué)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(gè)電子，這個(gè)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(jī)會多）有的地方幾率?。C(jī)會小）電子在核外空間微體積內(nèi)的幾率（機(jī)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(diǎn)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(diǎn)較密|ψ2|小的地方是黑點(diǎn)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(diǎn)數(shù)目：對1個(gè)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(gè)電子的許多可能的瞬間位置。量子力學(xué)用統(tǒng)計(jì)的原理來研究電子在核外空間運(yùn)動的“統(tǒng)計(jì)性”從而掌握電子運(yùn)動的規(guī)律，電子云：根據(jù)統(tǒng)計(jì)的觀點(diǎn)，電子在原子核外運(yùn)動時(shí)，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(diǎn)圖

黑點(diǎn)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(yùn)動電子在核外空間狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式做體積內(nèi)的幾率（機(jī)會）

圖象原子軌道電子云

數(shù)值

ψ|ψ2|

圖形胖瘦

符號有正負(fù)無正負(fù)

用途討論討論形成化學(xué)鍵共價(jià)分子的幾何構(gòu)形。因?yàn)棣资切?shù)小數(shù)的平方是更小的數(shù)所以ψ有正負(fù)，|ψ2|無負(fù)數(shù)六、波函數(shù)的由來和四個(gè)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(gè)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(biāo)

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(biāo)（x、y、z）換為球坐標(biāo)（r、θ、φ），它們之間的變換關(guān)系如下：如果把直角坐標(biāo)（x、y、z）換為球坐標(biāo)（r、θ、φ），則:

R（r）是與r有關(guān)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(gè)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(yuǎn)近。取值：由近及遠(yuǎn)，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(yuǎn)。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(gè)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(gè)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(yùn)動的角動量沿磁場方向的分量有關(guān)，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(gè)值)3、磁量子數(shù)m例：l＝0，m＝0，1個(gè)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(gè)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(gè)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?yàn)樵诤送膺\(yùn)動，除了一定的空間狀態(tài)外，本身還有自旋運(yùn)動。取值：電子自旋有兩種方向。順時(shí)針方向：↑，ms

＝＋1/2逆時(shí)針方向：↓，ms

＝－1/2四個(gè)角量子數(shù)的物理意義：

n、l、m三個(gè)量子數(shù)可以確定電子在空間的一個(gè)運(yùn)動狀態(tài)，即1個(gè)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(gè)值n個(gè)值n個(gè)值n個(gè)值七、量子數(shù)與電子層數(shù)最大容量主量子數(shù)n對應(yīng)：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(yīng)：軌道數(shù)目每個(gè)軌道可容納自旋量子數(shù)為ms=+1/2、ms=－1/2的電子各1個(gè)。所以電子數(shù)目＝軌道數(shù)目的2倍。每個(gè)電子層最大容量＝2n2如：n=1（2個(gè)）；n=2（8個(gè)）；n=3（18個(gè)）；n=4（32個(gè)）.角量子數(shù)l對應(yīng)：電子亞層n＝1,1個(gè)亞層，1sn＝2,2個(gè)亞層，2s、2pn＝3,3個(gè)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(gè)能級中都有多少個(gè)電子？

根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)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?？v坐標(biāo)是能量，在下面的能級低，在上面的能級高。圖中每個(gè)圓圈代表1個(gè)原子軌道近似能級圖的意義：可用它反應(yīng)的能級高低順序來填充核外電子，而實(shí)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(dǎo)致周期表中化學(xué)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(yīng)。n、l都不相同，n≥3時(shí)，不同亞層上軌道與軌道之間可能發(fā)生能級交錯(cuò)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(yīng)例：Li原子核帶3個(gè)單位正電荷，核外有3個(gè)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(rèn)為像屏風(fēng)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(yīng)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(yīng)越大，能量就越高，電子離核越遠(yuǎn)。若這個(gè)電子處于最外層，則原子半徑比未受屏蔽時(shí)大。不同運(yùn)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(jì)?！嗤恢鲗?，角量子數(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(yuǎn)，受到其他電子的屏蔽作用增大，受核引力越小，能量就相應(yīng)地升高。如：2p＜3p＜4p.n、l都不相同，n≥3時(shí)，不同亞層上軌道與軌道之間可能發(fā)生能級交錯(cuò)現(xiàn)象?！@是由于鉆穿效應(yīng)引起的。由于角量子數(shù)不同，電子鉆到核附近的機(jī)會不同，因而能量不同，稱為電子的鉆穿效應(yīng)。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(yīng)、鉆穿效應(yīng)，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(gè)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?yàn)槟芰孔畹偷臓顟B(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(gè)電子在基態(tài)下總是投入1s軌道。因?yàn)檫@是氫原子中能量最低的軌道。同理，氦原子的兩個(gè)電子在基態(tài)下也投入1s軌道。（2）、保里不相容原理

每個(gè)原子軌道至多只能容納兩個(gè)電子，而且這兩個(gè)電子必須自旋相反。因?yàn)橐粋€(gè)原子不可能有四個(gè)量子數(shù)完全相同的兩個(gè)電子。同一軌道的電子三個(gè)量子數(shù)n、l、m已相同，第四個(gè)量子數(shù)必不相同（＋1/2、－1/2）。例如：1s軌道的2個(gè)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(gè)電子，這2個(gè)電子是擠在1個(gè)p軌道中，還是分占2個(gè)p軌道呢？如果分占2個(gè)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(xué)計(jì)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(gè)p電子的排布應(yīng)該是：而不是：從實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)中總結(jié)出一個(gè)規(guī)律，叫做洪特規(guī)則：在能量相等的軌道（也稱等價(jià)軌道或簡并軌道，例如：3個(gè)p軌道、5個(gè)d軌道、7個(gè)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(jià)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(shí)驗(yàn)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(gè)元素的原子沒有能級交錯(cuò)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(gè)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(yīng)該說明：電子結(jié)構(gòu)排布原理是概括大量事實(shí)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(shí)驗(yàn)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(xué)的任務(wù)是承認(rèn)矛盾，發(fā)展這些原理，使它更科學(xué)。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(gè)軌道寫在一起。例如：50Sn的電子分布式應(yīng)寫為：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2而不應(yīng)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(xué)反應(yīng)有重要意義的外層價(jià)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(jià)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(cuò)。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(dāng)錳原子填充電子，先填4s軌道，再填3d軌道，當(dāng)錳原子失去電子→錳離子時(shí)，4s軌道的電子先失，3d軌道的電子后失。25Mn:1s22s22p63s23p63d54s2Mn2+:1s22s22p63s23p63d5

而不是1s22s22p63s23p63d34s2∵M(jìn)n2+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(shí)，把原子的電子分布式依次從外層失去若干電子。書寫負(fù)離子的電子分布式時(shí)，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(gè)軌道電子的分布和未成對電子數(shù)的確定可根據(jù)相應(yīng)的電子分布式或外層電子分布式作圖?！鸫?個(gè)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(guān)系

19世紀(jì)開始從大量的科學(xué)事實(shí)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(guān)系。直到今天仍是指導(dǎo)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(gè)橫行代表7個(gè)周期；鑭系、錒系元素：排在表底部。豎向是族：18個(gè)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?cái)?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(gè)原子軌道上布的自然結(jié)果。每周期元素的數(shù)目＝相應(yīng)能級組所容納的最多電子數(shù)周期能級組元素?cái)?shù)目11s222s2p833s3p844s3d4p1855s4d5p1866s4f5d6p3277s5f6d未完成以第3周期為例:當(dāng)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(gè)電子層，但不屬于同一能級組。第7周期目前是一個(gè)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(dāng)。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(gè)f軌道增多了14個(gè)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(gè)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(gè)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(guān)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(xué)反應(yīng)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(xué)習(xí)化學(xué)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(gè)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(guān)系

元素由于原子的某些性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)密切相關(guān)，如：電離勢、電子親和勢和電負(fù)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(jià)半徑：同種元素的2個(gè)原子以共價(jià)單鍵結(jié)合，連接時(shí)核間距離的一半。r共