§ 4-3 原子核外电子结构
? 一、多电子原子的能级
? 二、核外电子排布的规律
? 三、原子的电子结构与元素周期表
多电子原子的运动状态
? 对于多电子原子,核与电子的相互作用情况 较
复杂，不能从薛定谔方程中精确解出电子的各
种运动状态。
? 在氢原子体系的基础上，通过建立一些近似模
型，如 中心立场模型,对薛定谔方程进行近似
处理，来研究多电子原子体系。
? 得到了与氢原子体系相类似的结果,
? 原子轨道的能量；
? 表示电子各种运动状态的一系列波函数；
? 原子轨道近似能级图。
多电子原子
吸引力
吸引力
排斥力
复杂 简单
单电子原子
原子核与电子作用力示意图
吸引力
?中心力场模型
?把其他电子对指定电子的排斥平
均起来并看成是球形对称的，这
样指定电子可处理成只受带正电
的原子核的作用。
单电子体系
多电子原子
Z— 核电荷数
2
18
22,1 8 1 0 ( )n
Z
EJ
n
?? ? ?
*2
18
22, 1 8 1 0 ( )n
Z
EJ
n
?? ? ?
Z*=Z-σ称为有效核电荷
原子轨道能量 (能级 )高低
? 单电子原子,
原子轨道的能级高低与主量子数 n有
关。 n相同，原子轨道的能级相同。
例如,E4s=E4p=E4d=E4f
? 多电子原子,
原子轨道的能级高低与主量子数 n和
角量子数 l有关。
n相同,l 越大，原子轨道的能级越高。
例如,E4s<E4p<E4d<E4f
l 相同,n越大，原子轨道的能级越高。
例如,E2p<E3p<E4p
能级：最早在玻
尔理论中提出，
表示各原子轨道
的能量状态是不
连续的。通常将
某个原子轨道的
能量状态称为某
能级，如 1s能级，
2p能级等。
一、多电子原子的能级
? 鲍林 根据大量光谱实验数据及某些近似计算，提出
多电子原子中原子轨道近似能级图。
? 鲍林近似能级图 表明,
? 原子轨道 (用圆圈表示 )按能级高低次序排布；
? 一般来说,n越大，原子轨道的能级越高,n相同,l 越大，
原子轨道的能级越高。
? 将能量相近的能级划分为一组，称为 能级组,每一能级组
从 ns开头，以 np结束；
? 不同能级组之间能量差别较大；
? 从第四能级组开始，出现了能级交错现象；
? 前七个能级组对应于元素周期表的七个周期。
1.鲍林近似能级图
1s
鲍林近似能级图
n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7
2p
2s
3p
3s
4p
3d
4s
5p
4d
5s
6p
5d
4f 6s
7p
6d
5f
7s
能级组与元素周期表
能级组 一，二，三，四，五，六，七
周期 一，二，三，四，五，六，七
原子轨道数 1,4,4,9,9,16,16
最大电子容量 2,8,8,18,18,32,32
各周期元素数 2,8,8,18,18,32,32
电子层与能级组的差别
电子层数与主量子数 n有关，同一个电子层中可
以有 n个电子亚层。
能级组是由一个或多个 能量相近的亚层组成，
这些亚层的主量子数 n可以相同也可以不同。
例如，第四能级组包括 3d,4s,sp三个亚层。
鲍林 Pauling L C
1901-1994,美国化学家
? 1931年用量子力学理论研究化学键的本质，创立杂化轨
道理论。
? 1950年提出蛋白质存在 ?和 ?螺旋体。
? 晚年在维生素 C服用效果方面作了大量工作。
? 1954年,因对化学键本质的研究及生物高分子结构和性
能之间关系的研究获得诺贝尔化学奖。
? 在 1950年 -1960年间，他极力反对核试验因而在 1963年
获得诺贝尔和平奖。
? 他是惟一的两次诺贝尔奖获得者。曾于 1973年和 1981年
到中国访问讲学。著有, 量子力学导论, (1935)和, 化
学键的本质, (1939)。
徐光宪
? 中国物理化学和无机化学家
? 徐光宪等建议：利用（ n+0.7 l ）来计算原子轨道
的能级相对次序，并将 (n+0.7 l )的首数相同的原
子轨道合并为一组，称为能级组。
? 所得结果与鲍林近似能级图相同。
? 例如,3+0.7*0=3 3+0.7*1=3.7
3+0.7*2=4.4 4+0.7*0=4 4+0.7*1=4.7
? 第三能级组有 3s和 3p能级
? 第四能级组有 3d,4s,4p能级
? 把其他电子对 指定电子 i的排斥
力归结为核对指定电子吸引力
的减弱。
? 实际作用在指定电子上的核电
荷称为有效核电荷 Z*，并且有
Z*=Z-σ σ称为 屏蔽常数
? 屏蔽效应的大小,
? 内层电子对外层电子的屏蔽作用
较大；
? 同层电子间屏蔽作用较小；
? 外层电子对内层电子无屏蔽作用。
2、屏蔽效应和穿透效应
电子 i
屏蔽效应
? 由于电子钻穿而引起能
量发生变化的现象。
? 从径向分布图可以看出，
当电子为 3s或 3p或 3d
电子时，钻穿效应的大
小是不同的。
? 钻穿效应的大小为,
当 n相同时,l 越小，
钻穿效应越大。
穿透效应
能级交错现象
? 在原子轨道近似能级图
中，从第四能级组开始
出现了能级交错现象，
这一现象可用屏蔽效应
和穿透效应来解释。
比较 4s和 3d轨道的径向分布图,
?4s的最大峰比 3d远
?4s的穿透作用较 3d强
?4s电子能更好地回避其它电子
的屏蔽，因而 E4s<E3d。
?能级交错现象出现在,
E4s<E3d<E4p
E5s<E4d<E5p
E6s<E4f<E5d<E6p
E7s<E5f<E6d<E7p
解释鲍林能级近似图
? 在多电子原子中，屏蔽效应和钻穿效应同时存在，共
同作用的结果使得多电子原子中原子轨道的能量高低
为,
? l 相同,n越大，电子的能量越高，如 E1s<E2s<E3s
? n相同,l 越大，电子的能量越高，如 E3s<E3p<E3d
? 发生能级交错现象。
二、核外电子排布的原则
基态原子核外电子排布遵循以下三条原则,
? 能量最低原理
? 保里不相容原理
? 洪特规则
保里不相容原理
或：一个原子轨道最多只能容纳两个自旋
相反的电子。
在一个原子中不可能有四个量子数
完全相同的两个电子同时存在。
电子的不可分辨性
能量最低原理
? 1H 1s1
? 2He 1s2
? 3Li 1s22s1
? 4Be 1s22s2
? 5B 1s22s22p1
? 6C 1s22s22p2
? 7N 1s22s22p3
电子优先占据能量较低的原子轨道。
? 8O 1s22s22p4
? 9F 1s22s22p5
? 10Ne 1s22s22p6
? 11Na
? 12Mg
? 13Al
? 18Ar
洪特规则
? 电子在等价轨道上排布时，总是尽可能
以相同的自旋方向分占不同的轨道。
7N 1s2 2s2 2px12py12pz1
?? ??
?
? ?
6C 1s2 2s2 2px12py1
?? ?? ? ?
洪特规则特例
? 在等价轨道上，电子处于
全充满（ p6,d10,f14）
半充满（ p3,d5,f7）
全空（ p0,d 0,f0）
时，原子的能量最低，结构最稳定。
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
? ? ? ? ? ?
?? ?? ?? ?? ?? ?
三、原子的电子结构与元素周期律
? 1.原子的电子结构
? 2.原子的电子结构与元素周期律
1.原子的电子结构
? 电子排布式
? 电子结构
? 电子构型
?基态与激发态 6C 1s22s22p2 1s22s12p3
?外围电子构型
?价电子构型
?价层电子构型
25Mn 3d54s2
25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
[Ar] 3d54s2
在书写基态电结构时应注意,
? (1) 元素的电子构型应 按电子层数递增的顺序依次写出。
例如,
21Sc 电子排布顺序为 1s22s22p63s23p64s23d1
电子结构为 1s22s22p63s23p63d14s2
? (2)对核电荷数较大的原子，常常用稀有气体元素符号加
中括号表示内层电子结构。内层电子结构也称为原子实。
例如,
19K [Ar]4s1 50Sn [Kr]4d105s25p2
? (3) 元素的化学性质主要与 外围电子构型有关，因此常
用外围电子构型表示原子的结构。例如,
19K 4s1 21Sc 3d14s2 50Sn 5s25p2
6C 2s22p2 29Cu 3d104s1 24Cr 26Fe
? 当金属原子电离成为离子时，失电子的
顺序是,np,ns,(n-1)d,(n-2)f。
电子构型 外围电子构型
Cu [Ar]3d104s1 3d104s1
Cu+ [Ar]3d10 3s23p63d10
Cu2+ [Ar]3d9 3s23p63d9
Fe [Ar]3d64s2 3d64s2
Fe2+ [Ar]3d6 3s23p63d6
Fe3+ [Ar]3d5 3s23p63d5
例：用四个量子数分别表示元素氮基态
时 7个电子的运动状态。
? 解 元素氮基态时 7个电子的运动状态分别为,
1s2 (1,0,0,+1/2)； (1,0,0,-1/2)
2s2 (2,0,0,+1/2)； (2,0,0,-1/2)
2p3 (2,1,0,+1/2)； (2,1,-1,+1/2)； (2,1,+1,+1/2)
或
1s2 (1,0,0,+1/2)； (1,0,0,-1/2)
2s2 (2,0,0,+1/2)； (2,0,0,-1/2)
2p3 (2,1,0,-1/2)； (2,1,-1,-1/2)； (2,1,+1,-1/2)
例：写出元素铁的电子构型、外围电子构型，
并指出铁原子中有多少个未成对电子。
? 解 铁的原子序数 Z=26，因此,
电子构型, 1s22s22p63s23p63d64s2
或, [Ar]3d64s2
外围电子构型, 3d64s2
只有未充满的亚层上含有未成对电子。在铁原子中，
3d亚层上只有 6个电子，是未充满的，根据洪特规则，
这 6个电子在 3d亚层上的排布如下，因此铁原子中有
4个未成对电子。
?? ? ? ? ?
门捷列夫 1834-1907
? 1869年，编制了一张包括当时已发现
的 63种元素的周期表，并指出,
? (1)元素按原子量大小排列；
? (2)原子量的大小决定元素的特征；
? (3)预料应有新元素发现；
? (4)修正了一些元素的原子量。
? 元素周期律的发现，激起了人们去发
现新元素和研究无机化学理论的热潮。
? 因发现元素周期律而获得英国皇家学
会戴维奖章。
无缘于诺贝尔奖,
1905年的候选人；
1906年 1票落选；
1907年去世。
俄国化学家
2.原子的电子结构和元素周期律
? 周期：分 7个周期
? 族,
? 8个主族 ns1~2,np1~6
? 8个副族 (n-1)d1~10,ns1~2
? 区：分 5个区 s,p,d,ds,f
周期
? 周期 一 二 三 四 五 六 七
? 元素数 2,8,8,18,18,32,32
? 结构特点,
? 由 ns1（氢或碱金属）开始，以 1s2或 np6（稀有元素）
结束；
? 元素周期表的七个周期对应于原子轨道近似能级图
的前七个能级组；
? 元素的化学性质具有递变规律。
族
?主族
?包括,IA,IIA,… VIIA,0族，共 8个主族
?结构特点：主族族数 = ns+np(电子数 )
?同族元素有相似的外围电子构型，因此同族
元素具有相似的化学性质。
?例如 11Na，电子构型为 [Ne]3s1，属 IA族
15P，电子构型为 [Ne]3s23p3，属 VA族
18Ne，电子构型为 [Ne]3s23p6，属 VIIIA族或 0族
? 副族
? 包括,IB,IIB,… VIIB,VIII,共 8个副族
? 副族族数 =(n-1)d1~10+ns1~2(电子数 )
(n-1)d+ns(电子 )=3~7时，为 IIIB－ VIIB族
=8~10时，为 VIII族
=10+1或 10+2时，为 IB,IIB族
区
? 元素周期表共分成 5个区
? s区：包括 IA,IIA族。
? p区：包括 IIIA－ VIIA及 0族元素。
? d区：包括 IIIB－ VIIB及 VIII族。
? ds区：包括 IB和 IIB族。
? f区：为 La系,Ac系元素。
应用
? 从原子结构推出在周期表中的位置
? 从在周期表中的位置推出原子结构
例 已知 Hg元素原子序数为 80，试写出其外围电
子构型，并指出其在周期表中的位置。
解
? 各周期包含的元素数为
2,8,8,18,18,32,32,…
? 前五个周期共有 2+8+8+18+18=54个元素,80-54=26，
可推出该元素为第六周期元素，原子实为 [Xe]。
? 因为第六能级组电子填充顺序为 6s24f145d106p6，所
以外围的 26个电子的排布为 4f145d106s2。
? 由于 5d+6s的电子数 =10+2，是 IIB族元素。
? Hg为第六周期 IIB族元素。
例 已知某元素处于第五周期 VA族，试推其
外围电子构型和原子序数。
解
? 该元素为 VA元素,ns+np电子数 =5，可推出其外
围电子构型为 5s25p3。
? 因该元素处于第五周期，原子实为 [Kr]，电子构
型为 [Kr]4d105s25p3，原子序数可如下计算,
Z＝ 36＋ 10+5＝ 51
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3
§ 4-4 元素基本性质的周期性变化
? 一、原子半径
? 二、电离能和电子亲和能
? 三、电负性
结构与性质的关系
relationship structure and activity
? 电子结构
原子序数
有效核电荷
电子层数
?基本性质
原子半径
电离能
电子亲和能
电负性
一、原子半径（ atomic radius）
? 无法说出单独一个原子的大小；
? 假定原子成球形对称,原子半径一般是指形
成共价键或金属键时原子间接触所表现出来
的半径。
? 共价半径 非金属
? 金属半径 金属
? 范德华半径 稀有气体
? 原子半径的大小主要由原子的有效核电荷数
和电子层数决定。
原子半径在周期表中的变化规律
1.同一周期从左到右，原子半径逐渐减少。主族元
素比副族元素原子半径减少的幅度大。
? 短周期
? 长周期
? 副族
? 镧系
? 锕系
2.同一主族从上至下原子半径增大。
副族
二、电离能和电子亲和能
1.电离能 I
? 基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离
子时所需能量称为第一电离能。用 I1表示。表示
为
A(g)=A+(g)+e I1
A+(g)=A2+(g)+e I2 I1<I2<I3<I4… 。
? 电离能可以定量比较气态原子失去电子的难易，
电离能越大，越难失去电子，其金属性越弱。
? 影响电离能的因素：有效核电荷、原子半径和原
子的电子结构等。
? 同周期，元素的电离能自左自右总的趋势是逐渐增大。
? 同族，元素的电离能从上自下总的趋势是减小。
2.电子亲和能 EA
? 一个基态气态原子得到一个电子形成气态一价负离子时
所放出的能量称为第一亲和能。用 EA1表示。
A(g)+e =A-(g) EA1
A-(g)+e =A2-(g) EA2
? 亲和能越大，得电子倾向越大，其非金属性越强。
? 影响亲和能的因素：有效核电荷、原子半径和原
子的电子结构等。
? 同周期，元素的亲和能自左自右总的趋势是逐渐增大。
? 同族，元素的亲和能从上自下总的趋势是减小。
三、电负性 ?(electronegative)
? 电负性：原子在分子中吸引成键电子的能力。
? 元素的电负性大，表示原子在分子内吸引电子的
能力强。
? 元素的电负性目前还无法直接测定，只能用间接
的方法来标度。
? 目前较为通用的是鲍林的电负性标度。
? 鲍林的电负性标度,
指定元素氟 F的电负性 ?=4.0
然后通过比较和计算得到其它元素的电负性。
元素电负性的变化规律
? 同周期元素，电负性从左到右加大。
? 同族元素，电负性从上到下减少。
? 稀有气体的电负性是同周期元素中最高的。
? 电负性最大的元素是 F，最小的元素是 Fr。
? 非金属元素电负性 >2.0
? 金属元素电负性 <2.0
原子结构部分学习要求
? 1,能理解电子运动的波粒二象性。
? 2,能理解原子轨道角度分布图和径向分布图。
? 3,掌握四个量子数的取值范围及其物理意义。
? 4,能理解 屏蔽作用、穿透作用和能级交错现象。
? 5,能运用保里不相容原理、能量最低原理和洪
特规则熟练写出 1~36号元素的基态原子电子
构型和外围电子构型。
? 6,掌握原子结构和元素周期表的关系。
? 7.了解元素若干性质与原子结构的关系。
? 一、多电子原子的能级
? 二、核外电子排布的规律
? 三、原子的电子结构与元素周期表
多电子原子的运动状态
? 对于多电子原子,核与电子的相互作用情况 较
复杂，不能从薛定谔方程中精确解出电子的各
种运动状态。
? 在氢原子体系的基础上，通过建立一些近似模
型，如 中心立场模型,对薛定谔方程进行近似
处理，来研究多电子原子体系。
? 得到了与氢原子体系相类似的结果,
? 原子轨道的能量；
? 表示电子各种运动状态的一系列波函数；
? 原子轨道近似能级图。
多电子原子
吸引力
吸引力
排斥力
复杂 简单
单电子原子
原子核与电子作用力示意图
吸引力
?中心力场模型
?把其他电子对指定电子的排斥平
均起来并看成是球形对称的，这
样指定电子可处理成只受带正电
的原子核的作用。
单电子体系
多电子原子
Z— 核电荷数
2
18
22,1 8 1 0 ( )n
Z
EJ
n
?? ? ?
*2
18
22, 1 8 1 0 ( )n
Z
EJ
n
?? ? ?
Z*=Z-σ称为有效核电荷
原子轨道能量 (能级 )高低
? 单电子原子,
原子轨道的能级高低与主量子数 n有
关。 n相同，原子轨道的能级相同。
例如,E4s=E4p=E4d=E4f
? 多电子原子,
原子轨道的能级高低与主量子数 n和
角量子数 l有关。
n相同,l 越大，原子轨道的能级越高。
例如,E4s<E4p<E4d<E4f
l 相同,n越大，原子轨道的能级越高。
例如,E2p<E3p<E4p
能级：最早在玻
尔理论中提出，
表示各原子轨道
的能量状态是不
连续的。通常将
某个原子轨道的
能量状态称为某
能级，如 1s能级，
2p能级等。
一、多电子原子的能级
? 鲍林 根据大量光谱实验数据及某些近似计算，提出
多电子原子中原子轨道近似能级图。
? 鲍林近似能级图 表明,
? 原子轨道 (用圆圈表示 )按能级高低次序排布；
? 一般来说,n越大，原子轨道的能级越高,n相同,l 越大，
原子轨道的能级越高。
? 将能量相近的能级划分为一组，称为 能级组,每一能级组
从 ns开头，以 np结束；
? 不同能级组之间能量差别较大；
? 从第四能级组开始，出现了能级交错现象；
? 前七个能级组对应于元素周期表的七个周期。
1.鲍林近似能级图
1s
鲍林近似能级图
n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7
2p
2s
3p
3s
4p
3d
4s
5p
4d
5s
6p
5d
4f 6s
7p
6d
5f
7s
能级组与元素周期表
能级组 一，二，三，四，五，六，七
周期 一，二，三，四，五，六，七
原子轨道数 1,4,4,9,9,16,16
最大电子容量 2,8,8,18,18,32,32
各周期元素数 2,8,8,18,18,32,32
电子层与能级组的差别
电子层数与主量子数 n有关，同一个电子层中可
以有 n个电子亚层。
能级组是由一个或多个 能量相近的亚层组成，
这些亚层的主量子数 n可以相同也可以不同。
例如，第四能级组包括 3d,4s,sp三个亚层。
鲍林 Pauling L C
1901-1994,美国化学家
? 1931年用量子力学理论研究化学键的本质，创立杂化轨
道理论。
? 1950年提出蛋白质存在 ?和 ?螺旋体。
? 晚年在维生素 C服用效果方面作了大量工作。
? 1954年,因对化学键本质的研究及生物高分子结构和性
能之间关系的研究获得诺贝尔化学奖。
? 在 1950年 -1960年间，他极力反对核试验因而在 1963年
获得诺贝尔和平奖。
? 他是惟一的两次诺贝尔奖获得者。曾于 1973年和 1981年
到中国访问讲学。著有, 量子力学导论, (1935)和, 化
学键的本质, (1939)。
徐光宪
? 中国物理化学和无机化学家
? 徐光宪等建议：利用（ n+0.7 l ）来计算原子轨道
的能级相对次序，并将 (n+0.7 l )的首数相同的原
子轨道合并为一组，称为能级组。
? 所得结果与鲍林近似能级图相同。
? 例如,3+0.7*0=3 3+0.7*1=3.7
3+0.7*2=4.4 4+0.7*0=4 4+0.7*1=4.7
? 第三能级组有 3s和 3p能级
? 第四能级组有 3d,4s,4p能级
? 把其他电子对 指定电子 i的排斥
力归结为核对指定电子吸引力
的减弱。
? 实际作用在指定电子上的核电
荷称为有效核电荷 Z*，并且有
Z*=Z-σ σ称为 屏蔽常数
? 屏蔽效应的大小,
? 内层电子对外层电子的屏蔽作用
较大；
? 同层电子间屏蔽作用较小；
? 外层电子对内层电子无屏蔽作用。
2、屏蔽效应和穿透效应
电子 i
屏蔽效应
? 由于电子钻穿而引起能
量发生变化的现象。
? 从径向分布图可以看出，
当电子为 3s或 3p或 3d
电子时，钻穿效应的大
小是不同的。
? 钻穿效应的大小为,
当 n相同时,l 越小，
钻穿效应越大。
穿透效应
能级交错现象
? 在原子轨道近似能级图
中，从第四能级组开始
出现了能级交错现象，
这一现象可用屏蔽效应
和穿透效应来解释。
比较 4s和 3d轨道的径向分布图,
?4s的最大峰比 3d远
?4s的穿透作用较 3d强
?4s电子能更好地回避其它电子
的屏蔽，因而 E4s<E3d。
?能级交错现象出现在,
E4s<E3d<E4p
E5s<E4d<E5p
E6s<E4f<E5d<E6p
E7s<E5f<E6d<E7p
解释鲍林能级近似图
? 在多电子原子中，屏蔽效应和钻穿效应同时存在，共
同作用的结果使得多电子原子中原子轨道的能量高低
为,
? l 相同,n越大，电子的能量越高，如 E1s<E2s<E3s
? n相同,l 越大，电子的能量越高，如 E3s<E3p<E3d
? 发生能级交错现象。
二、核外电子排布的原则
基态原子核外电子排布遵循以下三条原则,
? 能量最低原理
? 保里不相容原理
? 洪特规则
保里不相容原理
或：一个原子轨道最多只能容纳两个自旋
相反的电子。
在一个原子中不可能有四个量子数
完全相同的两个电子同时存在。
电子的不可分辨性
能量最低原理
? 1H 1s1
? 2He 1s2
? 3Li 1s22s1
? 4Be 1s22s2
? 5B 1s22s22p1
? 6C 1s22s22p2
? 7N 1s22s22p3
电子优先占据能量较低的原子轨道。
? 8O 1s22s22p4
? 9F 1s22s22p5
? 10Ne 1s22s22p6
? 11Na
? 12Mg
? 13Al
? 18Ar
洪特规则
? 电子在等价轨道上排布时，总是尽可能
以相同的自旋方向分占不同的轨道。
7N 1s2 2s2 2px12py12pz1
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?
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6C 1s2 2s2 2px12py1
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洪特规则特例
? 在等价轨道上，电子处于
全充满（ p6,d10,f14）
半充满（ p3,d5,f7）
全空（ p0,d 0,f0）
时，原子的能量最低，结构最稳定。
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
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三、原子的电子结构与元素周期律
? 1.原子的电子结构
? 2.原子的电子结构与元素周期律
1.原子的电子结构
? 电子排布式
? 电子结构
? 电子构型
?基态与激发态 6C 1s22s22p2 1s22s12p3
?外围电子构型
?价电子构型
?价层电子构型
25Mn 3d54s2
25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
[Ar] 3d54s2
在书写基态电结构时应注意,
? (1) 元素的电子构型应 按电子层数递增的顺序依次写出。
例如,
21Sc 电子排布顺序为 1s22s22p63s23p64s23d1
电子结构为 1s22s22p63s23p63d14s2
? (2)对核电荷数较大的原子，常常用稀有气体元素符号加
中括号表示内层电子结构。内层电子结构也称为原子实。
例如,
19K [Ar]4s1 50Sn [Kr]4d105s25p2
? (3) 元素的化学性质主要与 外围电子构型有关，因此常
用外围电子构型表示原子的结构。例如,
19K 4s1 21Sc 3d14s2 50Sn 5s25p2
6C 2s22p2 29Cu 3d104s1 24Cr 26Fe
? 当金属原子电离成为离子时，失电子的
顺序是,np,ns,(n-1)d,(n-2)f。
电子构型 外围电子构型
Cu [Ar]3d104s1 3d104s1
Cu+ [Ar]3d10 3s23p63d10
Cu2+ [Ar]3d9 3s23p63d9
Fe [Ar]3d64s2 3d64s2
Fe2+ [Ar]3d6 3s23p63d6
Fe3+ [Ar]3d5 3s23p63d5
例：用四个量子数分别表示元素氮基态
时 7个电子的运动状态。
? 解 元素氮基态时 7个电子的运动状态分别为,
1s2 (1,0,0,+1/2)； (1,0,0,-1/2)
2s2 (2,0,0,+1/2)； (2,0,0,-1/2)
2p3 (2,1,0,+1/2)； (2,1,-1,+1/2)； (2,1,+1,+1/2)
或
1s2 (1,0,0,+1/2)； (1,0,0,-1/2)
2s2 (2,0,0,+1/2)； (2,0,0,-1/2)
2p3 (2,1,0,-1/2)； (2,1,-1,-1/2)； (2,1,+1,-1/2)
例：写出元素铁的电子构型、外围电子构型，
并指出铁原子中有多少个未成对电子。
? 解 铁的原子序数 Z=26，因此,
电子构型, 1s22s22p63s23p63d64s2
或, [Ar]3d64s2
外围电子构型, 3d64s2
只有未充满的亚层上含有未成对电子。在铁原子中，
3d亚层上只有 6个电子，是未充满的，根据洪特规则，
这 6个电子在 3d亚层上的排布如下，因此铁原子中有
4个未成对电子。
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门捷列夫 1834-1907
? 1869年，编制了一张包括当时已发现
的 63种元素的周期表，并指出,
? (1)元素按原子量大小排列；
? (2)原子量的大小决定元素的特征；
? (3)预料应有新元素发现；
? (4)修正了一些元素的原子量。
? 元素周期律的发现，激起了人们去发
现新元素和研究无机化学理论的热潮。
? 因发现元素周期律而获得英国皇家学
会戴维奖章。
无缘于诺贝尔奖,
1905年的候选人；
1906年 1票落选；
1907年去世。
俄国化学家
2.原子的电子结构和元素周期律
? 周期：分 7个周期
? 族,
? 8个主族 ns1~2,np1~6
? 8个副族 (n-1)d1~10,ns1~2
? 区：分 5个区 s,p,d,ds,f
周期
? 周期 一 二 三 四 五 六 七
? 元素数 2,8,8,18,18,32,32
? 结构特点,
? 由 ns1（氢或碱金属）开始，以 1s2或 np6（稀有元素）
结束；
? 元素周期表的七个周期对应于原子轨道近似能级图
的前七个能级组；
? 元素的化学性质具有递变规律。
族
?主族
?包括,IA,IIA,… VIIA,0族，共 8个主族
?结构特点：主族族数 = ns+np(电子数 )
?同族元素有相似的外围电子构型，因此同族
元素具有相似的化学性质。
?例如 11Na，电子构型为 [Ne]3s1，属 IA族
15P，电子构型为 [Ne]3s23p3，属 VA族
18Ne，电子构型为 [Ne]3s23p6，属 VIIIA族或 0族
? 副族
? 包括,IB,IIB,… VIIB,VIII,共 8个副族
? 副族族数 =(n-1)d1~10+ns1~2(电子数 )
(n-1)d+ns(电子 )=3~7时，为 IIIB－ VIIB族
=8~10时，为 VIII族
=10+1或 10+2时，为 IB,IIB族
区
? 元素周期表共分成 5个区
? s区：包括 IA,IIA族。
? p区：包括 IIIA－ VIIA及 0族元素。
? d区：包括 IIIB－ VIIB及 VIII族。
? ds区：包括 IB和 IIB族。
? f区：为 La系,Ac系元素。
应用
? 从原子结构推出在周期表中的位置
? 从在周期表中的位置推出原子结构
例 已知 Hg元素原子序数为 80，试写出其外围电
子构型，并指出其在周期表中的位置。
解
? 各周期包含的元素数为
2,8,8,18,18,32,32,…
? 前五个周期共有 2+8+8+18+18=54个元素,80-54=26，
可推出该元素为第六周期元素，原子实为 [Xe]。
? 因为第六能级组电子填充顺序为 6s24f145d106p6，所
以外围的 26个电子的排布为 4f145d106s2。
? 由于 5d+6s的电子数 =10+2，是 IIB族元素。
? Hg为第六周期 IIB族元素。
例 已知某元素处于第五周期 VA族，试推其
外围电子构型和原子序数。
解
? 该元素为 VA元素,ns+np电子数 =5，可推出其外
围电子构型为 5s25p3。
? 因该元素处于第五周期，原子实为 [Kr]，电子构
型为 [Kr]4d105s25p3，原子序数可如下计算,
Z＝ 36＋ 10+5＝ 51
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3
§ 4-4 元素基本性质的周期性变化
? 一、原子半径
? 二、电离能和电子亲和能
? 三、电负性
结构与性质的关系
relationship structure and activity
? 电子结构
原子序数
有效核电荷
电子层数
?基本性质
原子半径
电离能
电子亲和能
电负性
一、原子半径（ atomic radius）
? 无法说出单独一个原子的大小；
? 假定原子成球形对称,原子半径一般是指形
成共价键或金属键时原子间接触所表现出来
的半径。
? 共价半径 非金属
? 金属半径 金属
? 范德华半径 稀有气体
? 原子半径的大小主要由原子的有效核电荷数
和电子层数决定。
原子半径在周期表中的变化规律
1.同一周期从左到右，原子半径逐渐减少。主族元
素比副族元素原子半径减少的幅度大。
? 短周期
? 长周期
? 副族
? 镧系
? 锕系
2.同一主族从上至下原子半径增大。
副族
二、电离能和电子亲和能
1.电离能 I
? 基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离
子时所需能量称为第一电离能。用 I1表示。表示
为
A(g)=A+(g)+e I1
A+(g)=A2+(g)+e I2 I1<I2<I3<I4… 。
? 电离能可以定量比较气态原子失去电子的难易，
电离能越大，越难失去电子，其金属性越弱。
? 影响电离能的因素：有效核电荷、原子半径和原
子的电子结构等。
? 同周期，元素的电离能自左自右总的趋势是逐渐增大。
? 同族，元素的电离能从上自下总的趋势是减小。
2.电子亲和能 EA
? 一个基态气态原子得到一个电子形成气态一价负离子时
所放出的能量称为第一亲和能。用 EA1表示。
A(g)+e =A-(g) EA1
A-(g)+e =A2-(g) EA2
? 亲和能越大，得电子倾向越大，其非金属性越强。
? 影响亲和能的因素：有效核电荷、原子半径和原
子的电子结构等。
? 同周期，元素的亲和能自左自右总的趋势是逐渐增大。
? 同族，元素的亲和能从上自下总的趋势是减小。
三、电负性 ?(electronegative)
? 电负性：原子在分子中吸引成键电子的能力。
? 元素的电负性大，表示原子在分子内吸引电子的
能力强。
? 元素的电负性目前还无法直接测定，只能用间接
的方法来标度。
? 目前较为通用的是鲍林的电负性标度。
? 鲍林的电负性标度,
指定元素氟 F的电负性 ?=4.0
然后通过比较和计算得到其它元素的电负性。
元素电负性的变化规律
? 同周期元素，电负性从左到右加大。
? 同族元素，电负性从上到下减少。
? 稀有气体的电负性是同周期元素中最高的。
? 电负性最大的元素是 F，最小的元素是 Fr。
? 非金属元素电负性 >2.0
? 金属元素电负性 <2.0
原子结构部分学习要求
? 1,能理解电子运动的波粒二象性。
? 2,能理解原子轨道角度分布图和径向分布图。
? 3,掌握四个量子数的取值范围及其物理意义。
? 4,能理解 屏蔽作用、穿透作用和能级交错现象。
? 5,能运用保里不相容原理、能量最低原理和洪
特规则熟练写出 1~36号元素的基态原子电子
构型和外围电子构型。
? 6,掌握原子结构和元素周期表的关系。
? 7.了解元素若干性质与原子结构的关系。
