第三章 原子结构
§ 3-1 原子核外电子运动状态
电子围绕原子核高速运转，
从最简单的原子氢光谱开始研究
1.氢原子光谱
? （ 1） 实验事实：当极少量的高纯氢
气在高真空玻璃管中, 加入高电压
使之放电, 管中发出光束, 使这种
光经过分光作用 。 在可见光区得到
四条颜色不用的谱线, 如下图所示,
这种光谱叫做不连续光谱或线状光
谱 。 所有的原子光谱都是线性光谱 。
1.氢原子光谱
? （ 2）实验总结,1885年，瑞士一位中学物
理教师 J.J.Balmar(巴尔多 )指出，上述谱线的频
率 符合下列公式：
ν=3.289╳ 1015( )s-1
? 由此公式可算出：
– 当 n＝ 3时，是 Hα 的频率
– 当 n＝ 4时，是 Hβ 的频率
– 当 n＝ 5时，是 Hγ 的频率
– 当 n＝ 6时，是 Hδ 的频率
22
1
2
1
n?
2.Bohr理论：
? 1913年，丹麦物理学家 N.Bohr首次
认识到氢原子光谱与结构之间的内
在联系，并提出了氢原子结构模型。
并用经典的牛顿 力学推导了结论
(1)Bohr的原子结构理论的三点假设,
– 原子核外的电子只能在有确定的半径和能量的 轨道 上运动。
电子在这些轨道上运动时并不辐射能量。
– 在正常情况下，原子中的电子尽可能处在离核最近的轨道上。
这时原子的能量最低，即原子处于 基态 。当原子受到辐射，
加热或通电时获得能量后电子可能跃迁到离核较远的轨道上
去。即电子被激发到高能量的轨道上，这时原子处于 激发态 。
– 处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，
同时释放出光能。
光的频率 ν ＝
– 式中,E1————离核较近的轨道的能量
E2————离核较远的轨道的能量
2.Bohr理论：
h
EE 12 ?
? 轨道
? 基态、激发态
? 引入量子数－ n,1,2,3…
Bohr在其三点假设的基础上，运用牛顿力学定律
推算出下列关系式,r=a0n2
E=－ KJ.mol－ 1
ν= 3.29╳ 1015( )s-1 (n1<n2)
式中,r——氢原子轨道的半径, a0＝ 0.053纳米
（ 玻尔半径 ）
E——氢原子轨道的能量
ν ——氢原子中电子由高能态跃迁到低能
态时辐射光的平率 n——正整数 （ 自然数, 量
子数 ） 。
2.Bohr理论：
2
1312
n
2221
11
nn ?
? 根据 ν ＝ 3.29╳ 1015( )s-1
在可见光区：
当 n1＝ 2,n2＝ 3 为 Hα 谱线的频率
n2＝ 4 为 Hβ 谱线的频率
n2＝ 5 为 Hγ 谱线的频率
n2＝ 6 为 Hδ 谱线的频率
在红外光区：
当 n1＝ 3,n2＝ 4,5,6,7有一组谱线
在紫外光区：
当 n1＝ 3,n2＝ 2,3,4,5也有一组谱线
2.Bohr理论：
2
22
1 n
1
n
1 ?
（ 3）玻尔理论的贡献和局域性：
– 贡献：
? 成功的解释了氢原子光谱。
? 提出了主量子数 n和能级的重要概念，为
近代原子结构的发展作出一定的贡献。
– 局限性：
? 不能说明多电子原子光谱和氢原子光谱的
精细结构；
? 不能说明化学键的本质。
2.Bohr理论：
– 产生局限性的原因：
?把宏观的牛顿经典力学用于微观
粒子的运动，没有认识到电子等
微观粒子的运动必须遵循特有的
运动规律和特征，即能量量子化,
微观波粒二象性规律。
2.Bohr理论：
（ 1）光的波动性：
1）光的干涉：指同样波长的光束在传播时，
光波相互重叠而形成明暗相间的条纹的现象。
1.光的波粒二象性：
（ 1）光的波动性：
（ 2）光的衍射：
如右图所示，如果光是
直线传播的，则只能
如红线所示；而光的
传播如黑线所示。因
此说明光能绕过障碍
物弯曲传播，即光能
衍射。而光的干涉和
衍射实波动才有的现
象，即光具有波动性。
1.光的波粒二象性：
（ 2）光的粒子性：
1905年,A,Ainstein（爱因斯坦）应用 Planck
量子论成功解释了光电效应，并提出了光子
学说。他认为光是具有粒子特征的光子所组
成，每一个电子的能量与光的频率成正比，
即光子的能量 E＝ hν o由此可见具有特定频
率 ν 的光的能量只能是光子能量 E的整数倍
nE（ n为自然数）。而不能是 1.1E，
1.2E,2.3E…… 。这就是说，光的能量是量
子化的。
1.光的波粒二象性：
（ 3）光的波粒二象性：
– 由实验测定的，光的动量 P与其波长 λ 成反
比。
– 即 P＝
（ h——Planck常数,6.626╳10 － 24J.s）
– 此式表明了光具有波粒二象性。
1.光的波粒二象性：
?
h
（ 1） L,De Broglie(德布罗衣 )预言：
– 对于电子这样的实物粒子, 其粒子性早在发现电子时就已
得到人们的公认, 但电子的波动性就不容易被发现 。 经过
人们长期的研究和受到波力二象性的启发 。 1924年, 法国
物理学家 L,De Broglie认为：既然关具有波力二象性,
则电子等微观粒子也可有波动性, 并指出, 具有质量为 m，
运动速率为 v的粒子, 相应的波长为,λ＝
即 λ＝
– 这个关系式把电子等微观粒子的波动性和粒子性的定量地
联系起来 。 表明：粒子的动量越大, 其波长越短 。
2.电子的波粒二象性：
mv
h
p
h
（ 2）电子衍射实验：
1927年,Davisson和 Germer
应用 Ni晶体进行的电子衍
射实验证实了电子具有波
动性。将一束电子流经过
一定的电压加速后通过金
属单晶，象单色光通过小
圆孔一样发生衍射现象，
在感光底片上，得到一系
列明暗相同的衍射环纹
（如右图所示）。
2.电子的波粒二象性：
（ 2）电子衍射实验：
– 根据电子衍射图计算得到的电子射线的波长
与德布罗衣关系式预期的波长一致。这就证
实了电子等微观粒子具有波粒二象性。
– 对于宏观物体，也可根据德布罗衣关系式计
算其波长，只不过计算出的波长极断，根本
无法测量。故其主要表现粒子性，服从牛顿
静电力学的运动规律。
2.电子的波粒二象性：
（ 3）物质波的统计性规律：
– 在电子衍射实验中，若以极弱的电子束通过金属箔
进行衍射，则电子几乎是一个一地通过金属箔。若实
验时间较短，则在照相底片上出现若干似乎不规则分
布的感光点，表明电子显粒子性。只有实验时间较长，
底片上才形成衍射环纹，显示出波动性。
– 在衍射实验中，就一个电子来说，不能确定它究竟
会落在哪一点上（测不准原理），但若重复进行多次
相同的实验，就能显示出电子在空间位置上出现具有
衍射环纹的规律。这就是说，电子的波动性是电子无
数次行为的统计结果。
2.电子的波粒二象性：
（ 3）物质波的统计性规律：
– 在衍射图系中，衍射强度大的地方表示电
子在该处出现的次数多，即电子出现的几
率较大。反之则电子出现的的几率较小。
衍射强度是物资波强度的一种反映，在空
间任一点物质波的强度与微观粒子出现的
几率密度（单位体积的几率）成正比。因
此，电子的物质波是具有统计性的几率波。
2.电子的波粒二象性：
由于微观粒子的运动具有波粒二象性，
其运动规律须用量子力学来描述，它
的基本方程是 Schrodinger方程，是一
个偏微分方程
式中：
——波函数（是空间坐标的一种函数式）
E——总能量（动能＋势能）（氢原子总能
量）
V——势能
（原子核对电子吸引能 V＝－ ； Z——核
电荷数,e电子电荷,r——电子离核距离）
m——微观粒子质量（电子质量）
h —— Planck常数
0)VE(
h
m8
zyx 2
2
2
2
2
2
2
2
?????
?
???
?
???
?
??
?
r
ze2
2.量子数：
（ 1）四个量子数的取值：
Schodinger方程是一个二阶偏微分方程，可以
有无穷多的解 。需要引进三个参量（量子
数），才能解出确定的有意义的解（ E和
? ）。这三个量子数及其取值分别是：
主量子数 n＝ 1,2,3,4…… （任意正整数）
角（副）量子数 l =0,1,2……(n -1)
磁量子数 m＝ 0,?1,? 2…… ? l
自旋量子数 ms＝ 21?
2.量子数：
（ 2）四个量子数的意义：
n———确定电子离核的远近和原子轨道 ?的
解决。 n越大，电子离核越远，原子轨道离
核能级越高。
l ———反映原子轨道 ?的形状和电子亚层的
能级：
如,l =0,s轨道 如,Ens<Enp<End<Enf
l =1,p轨道
l =2,d轨道
l =3,f轨道
2.量子数：
m———基本反映原子轨道的空间取向 ;如
2pz,p轨道哑铃型在 z轴上。
ms ———表示电子自旋的两种方向
（状态），通常用, ↑, 表示，
如, ↑↑, 或, ↓↓, 表示自旋平行；
,↑↓, 表示自旋反平行。
总之，电子在核外的运动，可以用四个
量子数来确实。
2.量子数：
（ 2）四个量子数的意义：
n———确定电子离核的远近和原子轨道（ ）
的解决。 n越大，电子离核越远，原子轨道
离核能级越高。
L———反映原子轨道（ ）的形状和电子亚
层的能级：
如,l=0,s轨道 如,Ens<Enp<End<Enf
l=1,p轨道
l=2,d轨道
l=3,f轨道
?
?
2.量子数：
（ 2）四个量子数的意义：
m——基本反映原子轨道（ ）的空间取向
如 2px：表示第二电子层中最大值在 X轴的 P
轨道。
mp ——表示电子自旋的两种方向（状态），通
常用,↑”表示，如,↑↑”或,↓↓”表示自
旋平行；,↑↓”表示自旋反平行。
总之，电子在核外的运动，可以用四个量子数
来确实。
?
当 n,l,m都有确定的值时，可以从
Schodinger方程解出一个（原子轨道）及其
能级 E。对氢原子来说，其光谱中各能级间
定量关系式为
式中。 Rh——Rydberg（里德保）常数。其
值为 0.179╳10 -18J
)n 1n 1(RE
2212
H ????
当 n等于无穷大的时候，表示电子完全脱离了核的
吸引，其能级为 0，而其它比 n等于无穷低的能级，
其能量比小于 0，均为负值。
当 n1＝ 1,n2＝ ∞ 时，上式△ E＝－ 2.179╳10 -18J，
这表示 H原子的一个电子从 n＝ 1能级跃迁至 n＝ ∞
能级。即电子完全离开原子核，因此，氢原子的
电离能为 2.179╳10 -18J。
其中：
)n 1n 1(RE
2212
H ????
115
34
18
s10289.3S.J10626.6 J10179.2 ??
?
??? ?
分别处理,
1.氢原子轨道的能级：当轨道上有一个电子在运动时所具
有的能量叫能级。
E＝－ KJ.Mol－ 1
=2.179╳ 10-18J╳ 6.022╳ 10-23Mol－ 1╳ 10-3KJ.J－ 1
=1312KJ.Mol－ 1
2.多电子原子的能级：
。 式中 Z*——有效核电荷 2H )nZ(RE ???
分别处理,
3.类氢原子（如 He＋, Li2＋,Be3＋ …… ）的能级,
解 Schodinger方程得到氢原子系统的总能量为：
对氢原子,Z＝ 1，故其能级
。而上述类氢原子,Z＝ 2,3,4…,..
2
H )n
Z(RE ??
2
H )n
1(RE ??
1.波函数（ ）
*定义,
用空间坐标（ x,y,z）来描述波的数学函数式。通
常波函数也叫原子轨道（借用 Bohr名称）
*表示,
对原子中电子运动状态的波函数, 一般可用
（ x,y,z,t） 来表示 。
而在定态时,1，力学量平均值； 2，几率密度，
二者不随时间而变化时，可用（ x,y,z）表示。
?
1.波函数（ ）
(1)当 n,l,m都是有确定值时，就可以从 Schodinger方程
解出一个确定的波函数。因此，波函数的数目等于 n,l，
m的合理组合数。
如,n=1,只能 l=0,m=0,只有 1(即 12)个原子轨道（ ）。
n=2 l=0,1 m=0,1其组合数有：
（ 2,0,0） (2,1,0),(2,1,-1),（ 2,1,+1)有 4(即 22 )个原子
轨道
?
?
1.波函数（ ）
(1) 如,n=3 l=0,1,2 m=0,1,2,
其组合数有,（ 3,0,0） (3,1,0)(3,1,+1)
(3,1,-1)(3,2,0)(3,2,+1)
(3,2,-1)(3,2,+2)(3,2,-2)
有 9(即 32个原子轨道 )
?
1.波函数（ ）
(2)电子层和电子亚层：
把具有相同 n值的原子轨道叫电子层，则各电
子层会有的原子轨道数为：
n=1,K层 12＝ 1
n=2,L层 22＝ 4
n=3,M层 32＝ 9
?
1.波函数（ ）
(2)电子层和电子亚层：
把具有相同 l值的原子轨道叫做电子亚层，则各电子亚
层会有的原子轨道数等于 m的取值数,如：
l=0 s亚层 一个原子轨道 m＝ 0一个值
l=1 p亚层 三个原子轨道 m＝ 0,1，三个值
d=2 d亚层 五个原子轨道 m＝ 0,1,2,五 个值
l=3 f亚层 七个原子轨道 m＝ 0,1,2,3 7个值
?
2.波函数的角度分布图：
(1)坐标变换：
为求解 Schodinger方程的方法，同时要符合实
际情况，通常把（ x,y,z）变换为
（ r,θ,φ ）,
其变换关系式为：
x=r.sinθ,cosφ
y=r.sinθ,cosφ
Z=rcosθ
2.波函数的角度分布图：
(2)的角度分布图：
坐标变换后，把
R(r) ―― 径向部分
Y（ θ, φ ） ―― 角度部分
），）（分解 ???? ????? (Y.rR),,r(
2.波函数的角度分布图：
(2)的角度分布图：
1) S轨道的角度分布图：
如：
此式中不出现 θ,,即其角度分布与 θ,φ 无关, 换句话说,
就是任意的 θ, 都满足此关系式, 所以, 它的图系应是
一个以原点 （ 原子核 ） 为球 1s的球面 。
事实上，所有的 S轨道的角度分布图都是以原点为球心的球
面，所不同的是半径不同，随着 n的增大，球面的半径
增大。
???? 4
1),(Y
s1
2.波函数的角度分布图：
(2)的角度分布图：
2) P轨道的角度分布图：
由 schodinger方程得出,
Y2pz (θ, φ )= cosθ =A.cosθ
θ =00,cosθ =1
θ =300,cosθ =
θ =600,cosθ =
θ =900,cosθ =0
2
3
21
?4
3
2.波函数的角度分布图：
(2) 角度分布图：
2) P轨道的角度分布图：
Y2pz (θ, φ )= cosθ =A.cosθ
此 关系式中不出现, 说明其角度分布与无关, 所
以其图系是两个相切的球面, 其最大值在 Z轴 。 故表
示为 P2pz。
对于 P2px,P2py的角度分布图, 均为相切双球面,
其最大值分别在 X轴和 Y轴 。
事实上, 所有 P轨道的角度分布图都是相切的双
球面,
?4
3
2.波函数的角度分布图：
(2)的角度分布图：
3)D轨道的角度分布图：
2.波函数的角度分布图：
（ 3）角度分布图的特征：
? 除了 S轨道外，其他轨道的角度分布图均有正、负值。
? 角度分布图与 n无关，主要取决于 l的数值，如 2p，
3p,4p…… 均为相切双球面。
? 当 l相同时，角度分布图最大值取向与 m有关，分别
标在轨道符号右下脚，如,2px,3d,4dxy…… 等。
1.电子云与几率密度：
(1)电子云,以小黑点的疏密表示几率密度分布的图形。
前已述及，电子与光子一样具有波力二象性。
从光的波动性来说，光的强度与光波的振幅平方成正比；
从光的粒子性来说，光的强度与光子的密度成正比；
若把光的波动性与例子性统一起来，则光子的密度与光波的振
幅成正比。
因此，电子出现的几率密度 。
所以,可用来反映电子在空间某位置上的单位体积内出现的
几率（即几率密度）的大小。
2???
2?
2.电子云的角度分布图
因为 （ r,θ,φ ） ≡ R (r).Y (θ,φ )
（ r,θ,φ ） ≡ R2(r).Y2(θ,φ )
因此,Y2(θ,φ )可用来表示电子云（几率密度）的角度
分布，即 Y2(θ,φ )的 图象 可作为电子云的角度分布图。
其图形的画法与波函数图形的画法相似,又有其自身的
特征 。这种图形反映了电子出现在核外各个方向上几
率密度的分布规律。
?
2?
2.电子云的角度分布图
其 特征如下,
? 从 外形上看,s,p,d电子云角度分布图的形状与波函
数角度分布图的相似，但 p,d电子电子云的角度分布
图较, 瘦, 些。这就因为，如 2pz电子云：
Y2pz= cosθ,而 Y22pz=[ cosθ ]2= cos2θ
? 波函数角度分布图中有正负之分（ cosQ有正负）。但
cos2Q却无正负，故电子云角度分布图无正负。
? 电子云角度分布图和波函数角度分布图都只与 l,m有
关，而与 n无关。
?4
3
?4
3
?4
3
3.电子云径向分布图
(1) --r图和电子云界面图：
例如 H原子基态：
则
2?
00 a
r
2
0
s1
a
r
3
0
s1 ea
12)r(R,e
a
1 ?? ?
???
020 a
r2
2
0
a
r2
3
0
s12 ea
4)r(R,e
a
1 ?? ?
???
由图可见：
r越小，电子离核越近，出现的几率密度就越大；
r越大，电子离核越远，出现的几率密度就越小。
3.电子云径向分布图
(1) --r图和电子云界面图：
界面图：把电子出现的几率密度相等的点连接起来所
构成的图形，如右图所示。通常使界面内的电子出
现的几率 >90％；界面外电子出现的几率 <10％（可
忽略不计）。
2?
3.电子云径向分布图
(2)径向分布函数图：
1)径向分布函数：
∵ 几率＝几率密度 × 体积
对 1s电子，在离核距离为 r，厚度为 dr的薄球壳内出现的几率＝
dV，而球面的面积 A＝ 4П r2，则球壳的体积 dV＝ 4П r2dr，如
右图所示。
所以电子在球壳内出现的几率＝,4П r2dr
令 D（ r）＝ 4П r2,则 D（ r）叫做电子云的径向分布函数，它
是 r的函数。它表示电子在核外空间出现的几率随 r的变化情
况。
2?
2?
2?
3.电子云径向分布图
(2)径向分布函数图：
2)径向分布函数图,以 D（ r）－ r作图，如 下 图所示：
3.电子云径向分布图
(2)径向分布函数图：
2)径向分布函数图：
由图中可见：
? 随 n增大，电子离核平均距离增大，如 1s<2s<3s,
2p<3p<4p
? 当 n相同而 l不同时，电子离核平均距离较接近，如
3s,3p,3d相差不多。
所以，通常把 n相同的原子轨道合并一个电子层，把 n、
L都相同的原子轨道合并为一个电子亚层。
多电子原子结构
?多电子原子轨道的能级
?多电子原子核外电子排布和周
期系
多电子原子轨道的能级,
在已发现的 109种元素中,H原子（类氢原子）
核外只有一个电子，只存在电子与原子核
的作用，可以解 Schodinger方程得到精确
解。除此之外的其他原子，均是多电子原
子。不仅存在电子与核的作用，且存在电
子之间的相互作用，难以用 Schodinger方
程得到精确解。只能用光谱实验的数据，
经过理论分析得到。
1.屏蔽效应
以 He原子为例,He原子核外有 2个电子，因此,He
原子中存在：核外电子的作用；电子与电子之
间的作用，情况比 H原子复杂的许多。 Slater屏
蔽模型把电子 2对电子 1的作用，看做电子 2抵清
了一部分核电荷对电子 1的作用，即电子 2对电
子 1有屏蔽作用（同样地电子 1对电子 2也有屏蔽
作用），这样，实际作用于电子 1（或电子 2）
地核电荷叫做有效核电荷（ Z*），因此，多电子
原子轨道的能级为 2H )nZ(RE ???
2.Pauling近似能级图
? L,Pauling（贝尔化学奖获得者）根据光谱试验数据
及理论计算结果，总结出多电子原子的近似能级图,
近似能级组 周期
7s,5f,6d,7p 7
6s,4f,5d,6p 6
5s,4d,5p 5
4s,3d,4p 4
3s,3p 3
2s,2p 2
1s 1
2.Pauling近似能级图
由图可见：
? l相同时，能级高低由 n决定,如 E1s<E22s<E3s……
E2p<E3p<E4p……
E3d<E4d<E5d……
? n相同,l不同时，随 l增大,E增大,如：
Ens<Enp<Enp<Enf.
? n和 l均不同时，出现能级交错：如,E4s<E3d<E4p……
1.核外电子排布的三原则
? 能量最低原理：电子在原子轨道上的分布，要
尽可能使整个原子系统的能量最低（即电子将
优先占据能量最低的原子轨道，这样的原子处
于基态）。
? Pauling不相容原理：同一原子中不能有四个量
子数完全相同的两个电子（每个原子轨道至多
容纳两个自旋方式相反的电子）。
1.核外电子排布的三原则
? hund规则：在相同 n和相同 l的轨道上分布的电
子，将尽可能分占 m值不同的轨道，且自旋平行。
如 C原子：
1s22s22p2,
而不是,
2.原子的核外电子分布式和外层电子分布式
? 根据 Pauling近似能级和电子分布三原则进行分布：
如 25Mn：
电子分布式,1s22s22p63s23p63d54s2
外层电子分布式,3d54s2
如 82Pb:
电子分布式,1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f14
外层电子分布式,6s26p2
3.离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构型）
1.正离子,原子变成正离子时依次从最外层失去电子。
? 如 Mn2＋, 1s22s22p63s23p63d5
外层电子分布式,3s23p63d5
电子构型,9－ 17电子构型
? 如 19K＋, 1s22s22p63s23p6(4s1)
外层电子分布式,3s23p6
电子构型,8电子构型
3.离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构型）
1) 正离子,原子变成正离子时依次从最外层失去电子。
? Pb2+,1s22s22p63p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2
外层电子分布式,5s25p65d106s2
电子构型,18＋ 2电子构型。
? 47Ag＋, 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10
外层电子分布式,4s24p64d10
电子构型,18电子构型
3.离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构型）
2)负离子：
如 16s,1s22s22p63s23p4
s－ 2,1s22s22p63s23p6
外层电子分布式,3s23p6
电子构型,8电子构型
4.核外电子分布和周期系
原子核外电子分布的周期性是元素周
期律的基础。而元素周期表是周期
律的表现形式。周期表有多种表现
方式。周期表有多种形式。现常用
的是长式周期表。
4.核外电子分布和周期系
(1)元素周期系
1)元素周期表（长式）：
? 周期：周期号数＝元素的电子层数
? 族：
? 主族和 IB,ⅡB 族：族号数＝最外层电子数
? ⅢB － ⅦB 族：族号数＝（ n－ 1） d电子数＋最
外层电子数
? Ⅷ 族：（ n－ 1） d电子数＋ ns电子数＝ 8～ 10
? 零族：最外层电子数＝ 8（ He为 2）
4.核外电子分布和周期系
(1)元素周期系, 2)周 期系分区：
区 包含的族 列层电子构型
s IAⅡA ns1~2
p ⅢA ~Ⅶ A,0 ns2np1~6
d ⅢB( 除镧系 `锕系 ) ~Ⅶ B,Ⅷ (n-1)d1~8ns2 (有
例外 )
f 镧系,锕系 (n-1)f1~14ns2 (更
多例外 )
4.核外电子分布和周期系
(2)周期系分区和离子的电子构型,
? 8电子构型,S区正离子,p区负离子（ Li＋ 为 2电子
构型）
? 9～ 17电子构型,d区正离子
? 18电子构型,ds区。（＋ 1价 IB族和＋ 2价 ⅡB 族离
子）
? 18＋ 2电子构型,P区正离子
元素性质的周期性变化
元素的性质通常包括元素的氧化
值，金属性和非金属性以及化合物的
酸碱性。氧化还原性，而金属性和非
金属性可用电离能，电子亲合能，电
负性来衡量。同时，原子的有效核电
荷和原子半径都影响元素的金属性和
非金属性。
元素性质的周期性变化
?原子半径和有效核电荷的周期递变性
?电负性（ X）
1.原子半径
由于电子层没有明确的界限，原子核到最
外层的距离难以确定。人们假定原子
呈球形。能够较准确测定相邻原子的
核间距。但原子的存在形式不同，故
原子半径可分为：
1.原子半径
(1)共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结
合时，其核间距的一半，叫做该原子的共价半
径。 如,
1.原子半径
(2)金属半径：金属单质晶体中，两个相邻金
属原子核间的一半，叫金属半径。
(3)范德华半径：稀有气体形成的单原子分子
晶体中，两个同种原子核间的一半，叫作
范德华半径。
§ 3-1 原子核外电子运动状态
电子围绕原子核高速运转，
从最简单的原子氢光谱开始研究
1.氢原子光谱
? （ 1） 实验事实：当极少量的高纯氢
气在高真空玻璃管中, 加入高电压
使之放电, 管中发出光束, 使这种
光经过分光作用 。 在可见光区得到
四条颜色不用的谱线, 如下图所示,
这种光谱叫做不连续光谱或线状光
谱 。 所有的原子光谱都是线性光谱 。
1.氢原子光谱
? （ 2）实验总结,1885年，瑞士一位中学物
理教师 J.J.Balmar(巴尔多 )指出，上述谱线的频
率 符合下列公式：
ν=3.289╳ 1015( )s-1
? 由此公式可算出：
– 当 n＝ 3时，是 Hα 的频率
– 当 n＝ 4时，是 Hβ 的频率
– 当 n＝ 5时，是 Hγ 的频率
– 当 n＝ 6时，是 Hδ 的频率
22
1
2
1
n?
2.Bohr理论：
? 1913年，丹麦物理学家 N.Bohr首次
认识到氢原子光谱与结构之间的内
在联系，并提出了氢原子结构模型。
并用经典的牛顿 力学推导了结论
(1)Bohr的原子结构理论的三点假设,
– 原子核外的电子只能在有确定的半径和能量的 轨道 上运动。
电子在这些轨道上运动时并不辐射能量。
– 在正常情况下，原子中的电子尽可能处在离核最近的轨道上。
这时原子的能量最低，即原子处于 基态 。当原子受到辐射，
加热或通电时获得能量后电子可能跃迁到离核较远的轨道上
去。即电子被激发到高能量的轨道上，这时原子处于 激发态 。
– 处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，
同时释放出光能。
光的频率 ν ＝
– 式中,E1————离核较近的轨道的能量
E2————离核较远的轨道的能量
2.Bohr理论：
h
EE 12 ?
? 轨道
? 基态、激发态
? 引入量子数－ n,1,2,3…
Bohr在其三点假设的基础上，运用牛顿力学定律
推算出下列关系式,r=a0n2
E=－ KJ.mol－ 1
ν= 3.29╳ 1015( )s-1 (n1<n2)
式中,r——氢原子轨道的半径, a0＝ 0.053纳米
（ 玻尔半径 ）
E——氢原子轨道的能量
ν ——氢原子中电子由高能态跃迁到低能
态时辐射光的平率 n——正整数 （ 自然数, 量
子数 ） 。
2.Bohr理论：
2
1312
n
2221
11
nn ?
? 根据 ν ＝ 3.29╳ 1015( )s-1
在可见光区：
当 n1＝ 2,n2＝ 3 为 Hα 谱线的频率
n2＝ 4 为 Hβ 谱线的频率
n2＝ 5 为 Hγ 谱线的频率
n2＝ 6 为 Hδ 谱线的频率
在红外光区：
当 n1＝ 3,n2＝ 4,5,6,7有一组谱线
在紫外光区：
当 n1＝ 3,n2＝ 2,3,4,5也有一组谱线
2.Bohr理论：
2
22
1 n
1
n
1 ?
（ 3）玻尔理论的贡献和局域性：
– 贡献：
? 成功的解释了氢原子光谱。
? 提出了主量子数 n和能级的重要概念，为
近代原子结构的发展作出一定的贡献。
– 局限性：
? 不能说明多电子原子光谱和氢原子光谱的
精细结构；
? 不能说明化学键的本质。
2.Bohr理论：
– 产生局限性的原因：
?把宏观的牛顿经典力学用于微观
粒子的运动，没有认识到电子等
微观粒子的运动必须遵循特有的
运动规律和特征，即能量量子化,
微观波粒二象性规律。
2.Bohr理论：
（ 1）光的波动性：
1）光的干涉：指同样波长的光束在传播时，
光波相互重叠而形成明暗相间的条纹的现象。
1.光的波粒二象性：
（ 1）光的波动性：
（ 2）光的衍射：
如右图所示，如果光是
直线传播的，则只能
如红线所示；而光的
传播如黑线所示。因
此说明光能绕过障碍
物弯曲传播，即光能
衍射。而光的干涉和
衍射实波动才有的现
象，即光具有波动性。
1.光的波粒二象性：
（ 2）光的粒子性：
1905年,A,Ainstein（爱因斯坦）应用 Planck
量子论成功解释了光电效应，并提出了光子
学说。他认为光是具有粒子特征的光子所组
成，每一个电子的能量与光的频率成正比，
即光子的能量 E＝ hν o由此可见具有特定频
率 ν 的光的能量只能是光子能量 E的整数倍
nE（ n为自然数）。而不能是 1.1E，
1.2E,2.3E…… 。这就是说，光的能量是量
子化的。
1.光的波粒二象性：
（ 3）光的波粒二象性：
– 由实验测定的，光的动量 P与其波长 λ 成反
比。
– 即 P＝
（ h——Planck常数,6.626╳10 － 24J.s）
– 此式表明了光具有波粒二象性。
1.光的波粒二象性：
?
h
（ 1） L,De Broglie(德布罗衣 )预言：
– 对于电子这样的实物粒子, 其粒子性早在发现电子时就已
得到人们的公认, 但电子的波动性就不容易被发现 。 经过
人们长期的研究和受到波力二象性的启发 。 1924年, 法国
物理学家 L,De Broglie认为：既然关具有波力二象性,
则电子等微观粒子也可有波动性, 并指出, 具有质量为 m，
运动速率为 v的粒子, 相应的波长为,λ＝
即 λ＝
– 这个关系式把电子等微观粒子的波动性和粒子性的定量地
联系起来 。 表明：粒子的动量越大, 其波长越短 。
2.电子的波粒二象性：
mv
h
p
h
（ 2）电子衍射实验：
1927年,Davisson和 Germer
应用 Ni晶体进行的电子衍
射实验证实了电子具有波
动性。将一束电子流经过
一定的电压加速后通过金
属单晶，象单色光通过小
圆孔一样发生衍射现象，
在感光底片上，得到一系
列明暗相同的衍射环纹
（如右图所示）。
2.电子的波粒二象性：
（ 2）电子衍射实验：
– 根据电子衍射图计算得到的电子射线的波长
与德布罗衣关系式预期的波长一致。这就证
实了电子等微观粒子具有波粒二象性。
– 对于宏观物体，也可根据德布罗衣关系式计
算其波长，只不过计算出的波长极断，根本
无法测量。故其主要表现粒子性，服从牛顿
静电力学的运动规律。
2.电子的波粒二象性：
（ 3）物质波的统计性规律：
– 在电子衍射实验中，若以极弱的电子束通过金属箔
进行衍射，则电子几乎是一个一地通过金属箔。若实
验时间较短，则在照相底片上出现若干似乎不规则分
布的感光点，表明电子显粒子性。只有实验时间较长，
底片上才形成衍射环纹，显示出波动性。
– 在衍射实验中，就一个电子来说，不能确定它究竟
会落在哪一点上（测不准原理），但若重复进行多次
相同的实验，就能显示出电子在空间位置上出现具有
衍射环纹的规律。这就是说，电子的波动性是电子无
数次行为的统计结果。
2.电子的波粒二象性：
（ 3）物质波的统计性规律：
– 在衍射图系中，衍射强度大的地方表示电
子在该处出现的次数多，即电子出现的几
率较大。反之则电子出现的的几率较小。
衍射强度是物资波强度的一种反映，在空
间任一点物质波的强度与微观粒子出现的
几率密度（单位体积的几率）成正比。因
此，电子的物质波是具有统计性的几率波。
2.电子的波粒二象性：
由于微观粒子的运动具有波粒二象性，
其运动规律须用量子力学来描述，它
的基本方程是 Schrodinger方程，是一
个偏微分方程
式中：
——波函数（是空间坐标的一种函数式）
E——总能量（动能＋势能）（氢原子总能
量）
V——势能
（原子核对电子吸引能 V＝－ ； Z——核
电荷数,e电子电荷,r——电子离核距离）
m——微观粒子质量（电子质量）
h —— Planck常数
0)VE(
h
m8
zyx 2
2
2
2
2
2
2
2
?????
?
???
?
???
?
??
?
r
ze2
2.量子数：
（ 1）四个量子数的取值：
Schodinger方程是一个二阶偏微分方程，可以
有无穷多的解 。需要引进三个参量（量子
数），才能解出确定的有意义的解（ E和
? ）。这三个量子数及其取值分别是：
主量子数 n＝ 1,2,3,4…… （任意正整数）
角（副）量子数 l =0,1,2……(n -1)
磁量子数 m＝ 0,?1,? 2…… ? l
自旋量子数 ms＝ 21?
2.量子数：
（ 2）四个量子数的意义：
n———确定电子离核的远近和原子轨道 ?的
解决。 n越大，电子离核越远，原子轨道离
核能级越高。
l ———反映原子轨道 ?的形状和电子亚层的
能级：
如,l =0,s轨道 如,Ens<Enp<End<Enf
l =1,p轨道
l =2,d轨道
l =3,f轨道
2.量子数：
m———基本反映原子轨道的空间取向 ;如
2pz,p轨道哑铃型在 z轴上。
ms ———表示电子自旋的两种方向
（状态），通常用, ↑, 表示，
如, ↑↑, 或, ↓↓, 表示自旋平行；
,↑↓, 表示自旋反平行。
总之，电子在核外的运动，可以用四个
量子数来确实。
2.量子数：
（ 2）四个量子数的意义：
n———确定电子离核的远近和原子轨道（ ）
的解决。 n越大，电子离核越远，原子轨道
离核能级越高。
L———反映原子轨道（ ）的形状和电子亚
层的能级：
如,l=0,s轨道 如,Ens<Enp<End<Enf
l=1,p轨道
l=2,d轨道
l=3,f轨道
?
?
2.量子数：
（ 2）四个量子数的意义：
m——基本反映原子轨道（ ）的空间取向
如 2px：表示第二电子层中最大值在 X轴的 P
轨道。
mp ——表示电子自旋的两种方向（状态），通
常用,↑”表示，如,↑↑”或,↓↓”表示自
旋平行；,↑↓”表示自旋反平行。
总之，电子在核外的运动，可以用四个量子数
来确实。
?
当 n,l,m都有确定的值时，可以从
Schodinger方程解出一个（原子轨道）及其
能级 E。对氢原子来说，其光谱中各能级间
定量关系式为
式中。 Rh——Rydberg（里德保）常数。其
值为 0.179╳10 -18J
)n 1n 1(RE
2212
H ????
当 n等于无穷大的时候，表示电子完全脱离了核的
吸引，其能级为 0，而其它比 n等于无穷低的能级，
其能量比小于 0，均为负值。
当 n1＝ 1,n2＝ ∞ 时，上式△ E＝－ 2.179╳10 -18J，
这表示 H原子的一个电子从 n＝ 1能级跃迁至 n＝ ∞
能级。即电子完全离开原子核，因此，氢原子的
电离能为 2.179╳10 -18J。
其中：
)n 1n 1(RE
2212
H ????
115
34
18
s10289.3S.J10626.6 J10179.2 ??
?
??? ?
分别处理,
1.氢原子轨道的能级：当轨道上有一个电子在运动时所具
有的能量叫能级。
E＝－ KJ.Mol－ 1
=2.179╳ 10-18J╳ 6.022╳ 10-23Mol－ 1╳ 10-3KJ.J－ 1
=1312KJ.Mol－ 1
2.多电子原子的能级：
。 式中 Z*——有效核电荷 2H )nZ(RE ???
分别处理,
3.类氢原子（如 He＋, Li2＋,Be3＋ …… ）的能级,
解 Schodinger方程得到氢原子系统的总能量为：
对氢原子,Z＝ 1，故其能级
。而上述类氢原子,Z＝ 2,3,4…,..
2
H )n
Z(RE ??
2
H )n
1(RE ??
1.波函数（ ）
*定义,
用空间坐标（ x,y,z）来描述波的数学函数式。通
常波函数也叫原子轨道（借用 Bohr名称）
*表示,
对原子中电子运动状态的波函数, 一般可用
（ x,y,z,t） 来表示 。
而在定态时,1，力学量平均值； 2，几率密度，
二者不随时间而变化时，可用（ x,y,z）表示。
?
1.波函数（ ）
(1)当 n,l,m都是有确定值时，就可以从 Schodinger方程
解出一个确定的波函数。因此，波函数的数目等于 n,l，
m的合理组合数。
如,n=1,只能 l=0,m=0,只有 1(即 12)个原子轨道（ ）。
n=2 l=0,1 m=0,1其组合数有：
（ 2,0,0） (2,1,0),(2,1,-1),（ 2,1,+1)有 4(即 22 )个原子
轨道
?
?
1.波函数（ ）
(1) 如,n=3 l=0,1,2 m=0,1,2,
其组合数有,（ 3,0,0） (3,1,0)(3,1,+1)
(3,1,-1)(3,2,0)(3,2,+1)
(3,2,-1)(3,2,+2)(3,2,-2)
有 9(即 32个原子轨道 )
?
1.波函数（ ）
(2)电子层和电子亚层：
把具有相同 n值的原子轨道叫电子层，则各电
子层会有的原子轨道数为：
n=1,K层 12＝ 1
n=2,L层 22＝ 4
n=3,M层 32＝ 9
?
1.波函数（ ）
(2)电子层和电子亚层：
把具有相同 l值的原子轨道叫做电子亚层，则各电子亚
层会有的原子轨道数等于 m的取值数,如：
l=0 s亚层 一个原子轨道 m＝ 0一个值
l=1 p亚层 三个原子轨道 m＝ 0,1，三个值
d=2 d亚层 五个原子轨道 m＝ 0,1,2,五 个值
l=3 f亚层 七个原子轨道 m＝ 0,1,2,3 7个值
?
2.波函数的角度分布图：
(1)坐标变换：
为求解 Schodinger方程的方法，同时要符合实
际情况，通常把（ x,y,z）变换为
（ r,θ,φ ）,
其变换关系式为：
x=r.sinθ,cosφ
y=r.sinθ,cosφ
Z=rcosθ
2.波函数的角度分布图：
(2)的角度分布图：
坐标变换后，把
R(r) ―― 径向部分
Y（ θ, φ ） ―― 角度部分
），）（分解 ???? ????? (Y.rR),,r(
2.波函数的角度分布图：
(2)的角度分布图：
1) S轨道的角度分布图：
如：
此式中不出现 θ,,即其角度分布与 θ,φ 无关, 换句话说,
就是任意的 θ, 都满足此关系式, 所以, 它的图系应是
一个以原点 （ 原子核 ） 为球 1s的球面 。
事实上，所有的 S轨道的角度分布图都是以原点为球心的球
面，所不同的是半径不同，随着 n的增大，球面的半径
增大。
???? 4
1),(Y
s1
2.波函数的角度分布图：
(2)的角度分布图：
2) P轨道的角度分布图：
由 schodinger方程得出,
Y2pz (θ, φ )= cosθ =A.cosθ
θ =00,cosθ =1
θ =300,cosθ =
θ =600,cosθ =
θ =900,cosθ =0
2
3
21
?4
3
2.波函数的角度分布图：
(2) 角度分布图：
2) P轨道的角度分布图：
Y2pz (θ, φ )= cosθ =A.cosθ
此 关系式中不出现, 说明其角度分布与无关, 所
以其图系是两个相切的球面, 其最大值在 Z轴 。 故表
示为 P2pz。
对于 P2px,P2py的角度分布图, 均为相切双球面,
其最大值分别在 X轴和 Y轴 。
事实上, 所有 P轨道的角度分布图都是相切的双
球面,
?4
3
2.波函数的角度分布图：
(2)的角度分布图：
3)D轨道的角度分布图：
2.波函数的角度分布图：
（ 3）角度分布图的特征：
? 除了 S轨道外，其他轨道的角度分布图均有正、负值。
? 角度分布图与 n无关，主要取决于 l的数值，如 2p，
3p,4p…… 均为相切双球面。
? 当 l相同时，角度分布图最大值取向与 m有关，分别
标在轨道符号右下脚，如,2px,3d,4dxy…… 等。
1.电子云与几率密度：
(1)电子云,以小黑点的疏密表示几率密度分布的图形。
前已述及，电子与光子一样具有波力二象性。
从光的波动性来说，光的强度与光波的振幅平方成正比；
从光的粒子性来说，光的强度与光子的密度成正比；
若把光的波动性与例子性统一起来，则光子的密度与光波的振
幅成正比。
因此，电子出现的几率密度 。
所以,可用来反映电子在空间某位置上的单位体积内出现的
几率（即几率密度）的大小。
2???
2?
2.电子云的角度分布图
因为 （ r,θ,φ ） ≡ R (r).Y (θ,φ )
（ r,θ,φ ） ≡ R2(r).Y2(θ,φ )
因此,Y2(θ,φ )可用来表示电子云（几率密度）的角度
分布，即 Y2(θ,φ )的 图象 可作为电子云的角度分布图。
其图形的画法与波函数图形的画法相似,又有其自身的
特征 。这种图形反映了电子出现在核外各个方向上几
率密度的分布规律。
?
2?
2.电子云的角度分布图
其 特征如下,
? 从 外形上看,s,p,d电子云角度分布图的形状与波函
数角度分布图的相似，但 p,d电子电子云的角度分布
图较, 瘦, 些。这就因为，如 2pz电子云：
Y2pz= cosθ,而 Y22pz=[ cosθ ]2= cos2θ
? 波函数角度分布图中有正负之分（ cosQ有正负）。但
cos2Q却无正负，故电子云角度分布图无正负。
? 电子云角度分布图和波函数角度分布图都只与 l,m有
关，而与 n无关。
?4
3
?4
3
?4
3
3.电子云径向分布图
(1) --r图和电子云界面图：
例如 H原子基态：
则
2?
00 a
r
2
0
s1
a
r
3
0
s1 ea
12)r(R,e
a
1 ?? ?
???
020 a
r2
2
0
a
r2
3
0
s12 ea
4)r(R,e
a
1 ?? ?
???
由图可见：
r越小，电子离核越近，出现的几率密度就越大；
r越大，电子离核越远，出现的几率密度就越小。
3.电子云径向分布图
(1) --r图和电子云界面图：
界面图：把电子出现的几率密度相等的点连接起来所
构成的图形，如右图所示。通常使界面内的电子出
现的几率 >90％；界面外电子出现的几率 <10％（可
忽略不计）。
2?
3.电子云径向分布图
(2)径向分布函数图：
1)径向分布函数：
∵ 几率＝几率密度 × 体积
对 1s电子，在离核距离为 r，厚度为 dr的薄球壳内出现的几率＝
dV，而球面的面积 A＝ 4П r2，则球壳的体积 dV＝ 4П r2dr，如
右图所示。
所以电子在球壳内出现的几率＝,4П r2dr
令 D（ r）＝ 4П r2,则 D（ r）叫做电子云的径向分布函数，它
是 r的函数。它表示电子在核外空间出现的几率随 r的变化情
况。
2?
2?
2?
3.电子云径向分布图
(2)径向分布函数图：
2)径向分布函数图,以 D（ r）－ r作图，如 下 图所示：
3.电子云径向分布图
(2)径向分布函数图：
2)径向分布函数图：
由图中可见：
? 随 n增大，电子离核平均距离增大，如 1s<2s<3s,
2p<3p<4p
? 当 n相同而 l不同时，电子离核平均距离较接近，如
3s,3p,3d相差不多。
所以，通常把 n相同的原子轨道合并一个电子层，把 n、
L都相同的原子轨道合并为一个电子亚层。
多电子原子结构
?多电子原子轨道的能级
?多电子原子核外电子排布和周
期系
多电子原子轨道的能级,
在已发现的 109种元素中,H原子（类氢原子）
核外只有一个电子，只存在电子与原子核
的作用，可以解 Schodinger方程得到精确
解。除此之外的其他原子，均是多电子原
子。不仅存在电子与核的作用，且存在电
子之间的相互作用，难以用 Schodinger方
程得到精确解。只能用光谱实验的数据，
经过理论分析得到。
1.屏蔽效应
以 He原子为例,He原子核外有 2个电子，因此,He
原子中存在：核外电子的作用；电子与电子之
间的作用，情况比 H原子复杂的许多。 Slater屏
蔽模型把电子 2对电子 1的作用，看做电子 2抵清
了一部分核电荷对电子 1的作用，即电子 2对电
子 1有屏蔽作用（同样地电子 1对电子 2也有屏蔽
作用），这样，实际作用于电子 1（或电子 2）
地核电荷叫做有效核电荷（ Z*），因此，多电子
原子轨道的能级为 2H )nZ(RE ???
2.Pauling近似能级图
? L,Pauling（贝尔化学奖获得者）根据光谱试验数据
及理论计算结果，总结出多电子原子的近似能级图,
近似能级组 周期
7s,5f,6d,7p 7
6s,4f,5d,6p 6
5s,4d,5p 5
4s,3d,4p 4
3s,3p 3
2s,2p 2
1s 1
2.Pauling近似能级图
由图可见：
? l相同时，能级高低由 n决定,如 E1s<E22s<E3s……
E2p<E3p<E4p……
E3d<E4d<E5d……
? n相同,l不同时，随 l增大,E增大,如：
Ens<Enp<Enp<Enf.
? n和 l均不同时，出现能级交错：如,E4s<E3d<E4p……
1.核外电子排布的三原则
? 能量最低原理：电子在原子轨道上的分布，要
尽可能使整个原子系统的能量最低（即电子将
优先占据能量最低的原子轨道，这样的原子处
于基态）。
? Pauling不相容原理：同一原子中不能有四个量
子数完全相同的两个电子（每个原子轨道至多
容纳两个自旋方式相反的电子）。
1.核外电子排布的三原则
? hund规则：在相同 n和相同 l的轨道上分布的电
子，将尽可能分占 m值不同的轨道，且自旋平行。
如 C原子：
1s22s22p2,
而不是,
2.原子的核外电子分布式和外层电子分布式
? 根据 Pauling近似能级和电子分布三原则进行分布：
如 25Mn：
电子分布式,1s22s22p63s23p63d54s2
外层电子分布式,3d54s2
如 82Pb:
电子分布式,1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f14
外层电子分布式,6s26p2
3.离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构型）
1.正离子,原子变成正离子时依次从最外层失去电子。
? 如 Mn2＋, 1s22s22p63s23p63d5
外层电子分布式,3s23p63d5
电子构型,9－ 17电子构型
? 如 19K＋, 1s22s22p63s23p6(4s1)
外层电子分布式,3s23p6
电子构型,8电子构型
3.离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构型）
1) 正离子,原子变成正离子时依次从最外层失去电子。
? Pb2+,1s22s22p63p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2
外层电子分布式,5s25p65d106s2
电子构型,18＋ 2电子构型。
? 47Ag＋, 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10
外层电子分布式,4s24p64d10
电子构型,18电子构型
3.离子的电子分布式与外层电子分布式（离子的电子构型）
2)负离子：
如 16s,1s22s22p63s23p4
s－ 2,1s22s22p63s23p6
外层电子分布式,3s23p6
电子构型,8电子构型
4.核外电子分布和周期系
原子核外电子分布的周期性是元素周
期律的基础。而元素周期表是周期
律的表现形式。周期表有多种表现
方式。周期表有多种形式。现常用
的是长式周期表。
4.核外电子分布和周期系
(1)元素周期系
1)元素周期表（长式）：
? 周期：周期号数＝元素的电子层数
? 族：
? 主族和 IB,ⅡB 族：族号数＝最外层电子数
? ⅢB － ⅦB 族：族号数＝（ n－ 1） d电子数＋最
外层电子数
? Ⅷ 族：（ n－ 1） d电子数＋ ns电子数＝ 8～ 10
? 零族：最外层电子数＝ 8（ He为 2）
4.核外电子分布和周期系
(1)元素周期系, 2)周 期系分区：
区 包含的族 列层电子构型
s IAⅡA ns1~2
p ⅢA ~Ⅶ A,0 ns2np1~6
d ⅢB( 除镧系 `锕系 ) ~Ⅶ B,Ⅷ (n-1)d1~8ns2 (有
例外 )
f 镧系,锕系 (n-1)f1~14ns2 (更
多例外 )
4.核外电子分布和周期系
(2)周期系分区和离子的电子构型,
? 8电子构型,S区正离子,p区负离子（ Li＋ 为 2电子
构型）
? 9～ 17电子构型,d区正离子
? 18电子构型,ds区。（＋ 1价 IB族和＋ 2价 ⅡB 族离
子）
? 18＋ 2电子构型,P区正离子
元素性质的周期性变化
元素的性质通常包括元素的氧化
值，金属性和非金属性以及化合物的
酸碱性。氧化还原性，而金属性和非
金属性可用电离能，电子亲合能，电
负性来衡量。同时，原子的有效核电
荷和原子半径都影响元素的金属性和
非金属性。
元素性质的周期性变化
?原子半径和有效核电荷的周期递变性
?电负性（ X）
1.原子半径
由于电子层没有明确的界限，原子核到最
外层的距离难以确定。人们假定原子
呈球形。能够较准确测定相邻原子的
核间距。但原子的存在形式不同，故
原子半径可分为：
1.原子半径
(1)共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结
合时，其核间距的一半，叫做该原子的共价半
径。 如,
1.原子半径
(2)金属半径：金属单质晶体中，两个相邻金
属原子核间的一半，叫金属半径。
(3)范德华半径：稀有气体形成的单原子分子
晶体中，两个同种原子核间的一半，叫作
范德华半径。
