元素周期表
第 1章 原子结构和元素周期性
一, 原子结构 Atomic Structure
Particle Location Charge Mass(amu)
Proton Nucleus +1 1.0
Neutron Nucleus 0 1.0
Electron Around nucleus -1 0.00055
化学,电子排布与化学性质 之间的关系
?历史发展
?实验基础
?基本结构
原子光谱
连续光谱（自然界）
连续光谱 (实验室）
电磁波连续光谱 c = ??
和 Borh量子化 模型
氢原子光谱, 线谱
二, 微观粒子的运动规律
1、波粒二象性,法国 Louis de Broglie ( 1924)
粒子的微粒性和波动性的关系
能量 E = h?,E =mv2= pc=h?
动量 p = h/?
能量和动量,E,p 粒 性
频率和波长,?,? 波性
De Broglie关系 ? = h / p= h /mv
例：
子弹, m = 2.5 × 10-2 kg,v = 300 ms-1;
电子, me = 9.1× 10-31 kg,v = 5.9× 10-5 ms-1;
波长：
子弹 ? = h / (mv) = 6.6× 10-34 / (2.5 × 10-2 ? 300)
= 8.8 ? 10-35 (m) 主要为粒性
电子 ? = h / (mv)
= 6.6× 10-34 / (9.1 × 10-31 ? 5.9× 10-5)
= 12 ? 10-10 (m) = 1.2 nm 波粒二象性
1926年, 奥地利 Schr?dinger
Schr?dinger 方程 （ 对于单电子体系 ）,
?2?/?x2 + ?2?/?y2 + ?2?/?z2 + 8?2m/h2(E-V)? = 0
其中, 波函数 ?,反映了电子的波性； m(质量 )，
E(动能 ),V(势能 ),等反映了 电子的粒性 。
波函数（ ?）和 Schr?dinger方程
一, 量子力学用于微观粒子的要点
1,微观粒子的波粒二象性，电子的运动状态用波函数
?(r,?,?)描述,?可为正，负或零
2,解 Schr?dinger方程可得到相应的量子数,?2表示波
函数在空间的几率密度，即电子云的密度
3,能量量子化，非连续性，量子数为正整数（自旋量
子数除外）
二, 四个量子数及其物理意义
1,主量子数 n,n为 1,2,3,4等正整数 。 n无穷大时, 能量为零,
基态时,n=1,能量最低 （ 负值 ）, n越大, 能级越高 。 直观可以认
为 n为原子外电子排列的层数 。 E ? -1/n2
2,角量子数 l （ 轨道角动量 ）,l为 0,1,2,...n-1正整数, 共有 n
个, 它表示原子轨道 （ 或波函数 ） 的角度分布, 即电子云的形状 。
例如, 当 l = 0,1,2,3 时, 原子轨道分别用 s,p,d,f 表示 。 当 n 相同
时, 不同 l 的原子轨道称为亚层 。 l 越大, 能量越高 。 例如, 主量
子数 n = 2 时, l 可以为 0,1,即原子轨道可以有 2s,2p,两个亚层,
2p 电子的能量高于 2s。
s轨道 p轨道 d轨道
l = 0 l = 1 l = 2
3,磁量子数 ml,轨道角动量在磁场方向的分量, 表示原子轨道在空
间的取向, 数值可以是 0,?1,?2,....?l,对于某个运动状态, 可
以有 2l+1个磁量子数 。 例如 l＝ 1,ml 可以为 0,?1三个不同的取向,
用 px,py,pz表示 。 l＝ 2,ml 可以为 0,?1,?2,五个不同的取向, 用
dxy,dyz,dxz,dx2-y2,dz2表示
4,自旋磁量子数 ms,自旋角动量在磁场方向的分量, 电子自旋
有顺时针和逆时针两个方向, 因此, 自旋磁量子数为 ?1/2。
s轨道的轮廓图 (l=0,ms=0,)
p轨道的轮廓图
(l=1,ml=0,?1)
电子云密度为 0的平面是节面
d轨道的轮廓图
( l=2,ml=0,?1,?2 )
H原子轨道的径向分布
多电子原子的原
子轨道能级图
E= -13.595 eV (H原子 ）
E=0
多电子原子的能级图
（ 1） 电子排布的三条基本原理
保里 （ Pauli） 不相容原理, 在一个原子中, 不可能 4个量子数完全
相同 。 或者说一个原子轨道上最多只能排列两个电子, 必须自旋相
反 。
（ 2） 能量最低原理, 能量高低由主量子数 n 和角量子数 l 决定 。 n
相同时, l 越大, 能量越高, l 相同时, n 越大, 能量越高, 例如,
能量顺序 1s <2s<3s<4s......,3s<3p<3d。
（ 3） 洪特 （ Hund） 规则 。 在能量相等的轨道上, 电子尽量自旋平
行 （ 高自旋 ）
能级顺序
三、基态原子的电子排布
7s 7p
6s
6p
6d
5s 5p
5d 5f
4s 4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s 2p
1s
2
2
3
4
5
6
7
核外电子填充顺序
核外电子的排布顺序：
1s2 <2s2 <2p6< 3s2< 3p6< 4s2< 3d10<
4p6< 5s2< 4d10< 5p6< 6s2< 4f14< 5d10<
6p6< 7s2< 5f14< 6d10< 7p6…
1s2 <2s2 <2p6< 3s2< 3p6< 4s2< 3d10< 4p6< 5s2< 4d10<
5p6< 6s2< 4f14< 5d10< 6p6< 7s2< 5f14< 6d10< 7p6…
练习, 写出下列原子的核外电子排布
Ca (20)
Zn (30)
Ti (22)
Fe (26)
Br (35)
Kr (36)
（ 1） 7个周期, 18族 （ 旧的分法,I－ VIIIA,I－ VIIIB
族, 或主副族 ）
周期数为 n,即最大的主量子数
四、元素周期表
（ 2）按价电子组态分为 5个区
s 区 (n-1)s2(n-1)p6 ns1-2 1,2族，即碱金属，碱土金
属（主族）
d 区 (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d1-9 ns1-2 3－ 10族，过渡金属
（副族）
（ ds 区 (n-1)s2(n-1)p6 (n-1)d10 ns1-2 11,12族，铜锌分
组）
p 区 (n-1)s2(n-1)p6 ns2np1-6 13－ 18族（主族）
f 区 (n-2)f1-14 (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d0-2ns2 镧系，锕系
元素
元素周期表中的区域划分
（ 1） 电离能, 定义, 气态原子失去一个电子变为气态离子所需的
能量 （ I1）
规律：同一周期, 碱金属电离能最小, 例如 Cs,光电阴极材料,
稀有气体最大
同一主族, n越大, 电离能越小
（ 2） 亲和能 气态原子得到一个电子放出的能量, 卤素最大, 稀
有气体, 碱土及碱金属为 0,不能准确测定
（ 3） 电负性, ?,原子对成键电子吸引力的大小, 综合亲和能及
电负性, Pauling or mulliken 电负性值, 卤素最大 （ F）
五、元素周期性
周期表中部分元素的电负性
金属，电负性小，大约 <2，
非金属，电负性大，大约 >2
判断化合物的键型,??＝ ?A-?B
??大，离子键
??小，共价键
??=0,非极性 共价键
离子性 %=1-exp[-1/4(?A-?B)2]
HF 19% ; HCl 11%,HBr 4%,ZnS 18%; NaCl 67%;
CsF 93%
元素周期表中的原子半径变化规律
主族原子的半径比较
元素周期表中第一电离能的变化
（ 1） 氧化态和化学性质
s 区, p 区 最高氧化态数＝ 1,2,3,4,5,6,7
d区 最高氧化态数 =族数 （ 8族前 ）
f 区 +3价为主
s区 K (Ar)4s1 ds区 Cu (Ar)3d104s1
Rb(Kr)5s1 Ag (Kr) 4d105s1
Cs (Xe)6s1 Au (Xe) 5d106s1
六、化合物性质的周期性
（ 2） 化合物键型的分布
s区和 p区, 典型活泼金属和非金属, 离子键 NaCl
有共价键成分 ZnS GaP
p区和 p区 共价键, 小分子 CCl4 SO2 Cl2
无机大分子,SiO2,B2O3（ 属原子晶格 ）
d区和 d区,Fe Cu金属晶格
离子键 共价键 金属键
七, 原子光谱和光电子能谱
原子光谱,包括原子吸收, 原子发射, X光荧光光谱, 内层电子跃
迁的能量决定, 和化学环境无关 。
元素的指纹鉴定 。
例如,H原子的电子从 n=3跃迁到 n=2的能量为：
22
1 4 1
1 1 1
[ 13,595 e V ( ) ] 1.8 882 e V /
23
4.5 66 10
E
h
hh
s
?
?
?
? ? ? ?
??
?=656.5nm ( H的 Balmer系的谱线）
H原子光谱
Na原子光谱 chap.7,p15
光电子能谱, UPS,XPS,被激发的电子动能 （ 即结合能 ） 决定,
和化学环境, 原子的氧化态有关 。 化合物中原子的周围环境及元
素分析 。
Eu2+,Eu3+ 氧化态不同, Al和 Al2O3,固体中的 Fe (II)和 Fe(III)
CH3-CH2-OH H周围的化学环境不同, 结合能不同 。
表面和体相的结合能不同 。
第 1章 原子结构和元素周期性
一, 原子结构 Atomic Structure
Particle Location Charge Mass(amu)
Proton Nucleus +1 1.0
Neutron Nucleus 0 1.0
Electron Around nucleus -1 0.00055
化学,电子排布与化学性质 之间的关系
?历史发展
?实验基础
?基本结构
原子光谱
连续光谱（自然界）
连续光谱 (实验室）
电磁波连续光谱 c = ??
和 Borh量子化 模型
氢原子光谱, 线谱
二, 微观粒子的运动规律
1、波粒二象性,法国 Louis de Broglie ( 1924)
粒子的微粒性和波动性的关系
能量 E = h?,E =mv2= pc=h?
动量 p = h/?
能量和动量,E,p 粒 性
频率和波长,?,? 波性
De Broglie关系 ? = h / p= h /mv
例：
子弹, m = 2.5 × 10-2 kg,v = 300 ms-1;
电子, me = 9.1× 10-31 kg,v = 5.9× 10-5 ms-1;
波长：
子弹 ? = h / (mv) = 6.6× 10-34 / (2.5 × 10-2 ? 300)
= 8.8 ? 10-35 (m) 主要为粒性
电子 ? = h / (mv)
= 6.6× 10-34 / (9.1 × 10-31 ? 5.9× 10-5)
= 12 ? 10-10 (m) = 1.2 nm 波粒二象性
1926年, 奥地利 Schr?dinger
Schr?dinger 方程 （ 对于单电子体系 ）,
?2?/?x2 + ?2?/?y2 + ?2?/?z2 + 8?2m/h2(E-V)? = 0
其中, 波函数 ?,反映了电子的波性； m(质量 )，
E(动能 ),V(势能 ),等反映了 电子的粒性 。
波函数（ ?）和 Schr?dinger方程
一, 量子力学用于微观粒子的要点
1,微观粒子的波粒二象性，电子的运动状态用波函数
?(r,?,?)描述,?可为正，负或零
2,解 Schr?dinger方程可得到相应的量子数,?2表示波
函数在空间的几率密度，即电子云的密度
3,能量量子化，非连续性，量子数为正整数（自旋量
子数除外）
二, 四个量子数及其物理意义
1,主量子数 n,n为 1,2,3,4等正整数 。 n无穷大时, 能量为零,
基态时,n=1,能量最低 （ 负值 ）, n越大, 能级越高 。 直观可以认
为 n为原子外电子排列的层数 。 E ? -1/n2
2,角量子数 l （ 轨道角动量 ）,l为 0,1,2,...n-1正整数, 共有 n
个, 它表示原子轨道 （ 或波函数 ） 的角度分布, 即电子云的形状 。
例如, 当 l = 0,1,2,3 时, 原子轨道分别用 s,p,d,f 表示 。 当 n 相同
时, 不同 l 的原子轨道称为亚层 。 l 越大, 能量越高 。 例如, 主量
子数 n = 2 时, l 可以为 0,1,即原子轨道可以有 2s,2p,两个亚层,
2p 电子的能量高于 2s。
s轨道 p轨道 d轨道
l = 0 l = 1 l = 2
3,磁量子数 ml,轨道角动量在磁场方向的分量, 表示原子轨道在空
间的取向, 数值可以是 0,?1,?2,....?l,对于某个运动状态, 可
以有 2l+1个磁量子数 。 例如 l＝ 1,ml 可以为 0,?1三个不同的取向,
用 px,py,pz表示 。 l＝ 2,ml 可以为 0,?1,?2,五个不同的取向, 用
dxy,dyz,dxz,dx2-y2,dz2表示
4,自旋磁量子数 ms,自旋角动量在磁场方向的分量, 电子自旋
有顺时针和逆时针两个方向, 因此, 自旋磁量子数为 ?1/2。
s轨道的轮廓图 (l=0,ms=0,)
p轨道的轮廓图
(l=1,ml=0,?1)
电子云密度为 0的平面是节面
d轨道的轮廓图
( l=2,ml=0,?1,?2 )
H原子轨道的径向分布
多电子原子的原
子轨道能级图
E= -13.595 eV (H原子 ）
E=0
多电子原子的能级图
（ 1） 电子排布的三条基本原理
保里 （ Pauli） 不相容原理, 在一个原子中, 不可能 4个量子数完全
相同 。 或者说一个原子轨道上最多只能排列两个电子, 必须自旋相
反 。
（ 2） 能量最低原理, 能量高低由主量子数 n 和角量子数 l 决定 。 n
相同时, l 越大, 能量越高, l 相同时, n 越大, 能量越高, 例如,
能量顺序 1s <2s<3s<4s......,3s<3p<3d。
（ 3） 洪特 （ Hund） 规则 。 在能量相等的轨道上, 电子尽量自旋平
行 （ 高自旋 ）
能级顺序
三、基态原子的电子排布
7s 7p
6s
6p
6d
5s 5p
5d 5f
4s 4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s 2p
1s
2
2
3
4
5
6
7
核外电子填充顺序
核外电子的排布顺序：
1s2 <2s2 <2p6< 3s2< 3p6< 4s2< 3d10<
4p6< 5s2< 4d10< 5p6< 6s2< 4f14< 5d10<
6p6< 7s2< 5f14< 6d10< 7p6…
1s2 <2s2 <2p6< 3s2< 3p6< 4s2< 3d10< 4p6< 5s2< 4d10<
5p6< 6s2< 4f14< 5d10< 6p6< 7s2< 5f14< 6d10< 7p6…
练习, 写出下列原子的核外电子排布
Ca (20)
Zn (30)
Ti (22)
Fe (26)
Br (35)
Kr (36)
（ 1） 7个周期, 18族 （ 旧的分法,I－ VIIIA,I－ VIIIB
族, 或主副族 ）
周期数为 n,即最大的主量子数
四、元素周期表
（ 2）按价电子组态分为 5个区
s 区 (n-1)s2(n-1)p6 ns1-2 1,2族，即碱金属，碱土金
属（主族）
d 区 (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d1-9 ns1-2 3－ 10族，过渡金属
（副族）
（ ds 区 (n-1)s2(n-1)p6 (n-1)d10 ns1-2 11,12族，铜锌分
组）
p 区 (n-1)s2(n-1)p6 ns2np1-6 13－ 18族（主族）
f 区 (n-2)f1-14 (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d0-2ns2 镧系，锕系
元素
元素周期表中的区域划分
（ 1） 电离能, 定义, 气态原子失去一个电子变为气态离子所需的
能量 （ I1）
规律：同一周期, 碱金属电离能最小, 例如 Cs,光电阴极材料,
稀有气体最大
同一主族, n越大, 电离能越小
（ 2） 亲和能 气态原子得到一个电子放出的能量, 卤素最大, 稀
有气体, 碱土及碱金属为 0,不能准确测定
（ 3） 电负性, ?,原子对成键电子吸引力的大小, 综合亲和能及
电负性, Pauling or mulliken 电负性值, 卤素最大 （ F）
五、元素周期性
周期表中部分元素的电负性
金属，电负性小，大约 <2，
非金属，电负性大，大约 >2
判断化合物的键型,??＝ ?A-?B
??大，离子键
??小，共价键
??=0,非极性 共价键
离子性 %=1-exp[-1/4(?A-?B)2]
HF 19% ; HCl 11%,HBr 4%,ZnS 18%; NaCl 67%;
CsF 93%
元素周期表中的原子半径变化规律
主族原子的半径比较
元素周期表中第一电离能的变化
（ 1） 氧化态和化学性质
s 区, p 区 最高氧化态数＝ 1,2,3,4,5,6,7
d区 最高氧化态数 =族数 （ 8族前 ）
f 区 +3价为主
s区 K (Ar)4s1 ds区 Cu (Ar)3d104s1
Rb(Kr)5s1 Ag (Kr) 4d105s1
Cs (Xe)6s1 Au (Xe) 5d106s1
六、化合物性质的周期性
（ 2） 化合物键型的分布
s区和 p区, 典型活泼金属和非金属, 离子键 NaCl
有共价键成分 ZnS GaP
p区和 p区 共价键, 小分子 CCl4 SO2 Cl2
无机大分子,SiO2,B2O3（ 属原子晶格 ）
d区和 d区,Fe Cu金属晶格
离子键 共价键 金属键
七, 原子光谱和光电子能谱
原子光谱,包括原子吸收, 原子发射, X光荧光光谱, 内层电子跃
迁的能量决定, 和化学环境无关 。
元素的指纹鉴定 。
例如,H原子的电子从 n=3跃迁到 n=2的能量为：
22
1 4 1
1 1 1
[ 13,595 e V ( ) ] 1.8 882 e V /
23
4.5 66 10
E
h
hh
s
?
?
?
? ? ? ?
??
?=656.5nm ( H的 Balmer系的谱线）
H原子光谱
Na原子光谱 chap.7,p15
光电子能谱, UPS,XPS,被激发的电子动能 （ 即结合能 ） 决定,
和化学环境, 原子的氧化态有关 。 化合物中原子的周围环境及元
素分析 。
Eu2+,Eu3+ 氧化态不同, Al和 Al2O3,固体中的 Fe (II)和 Fe(III)
CH3-CH2-OH H周围的化学环境不同, 结合能不同 。
表面和体相的结合能不同 。
