原子结构 学习目标 1,质量数、同位素、电子云、原子轨道、能级、原子半径、电离能、电子亲合能、电 负性等基本概念 2.四个量子数的物理意义及取值规则，原子核外电子排布的规则。 3.原子的电子层结构与元素周期律、元素性质之间关系。 原子结构是指原子核的结构和核外电子结构。化学反应取决于物质的性质，而物质的性 质则取决于组成物质的分子或原子的结构。分子是由原子组成的，要研究物质的性质与其结 构的关系，首先婴了解原子的结构。 原子的组成和同位素 原子是参与化学反应的最小微粒，它由原子核和核外电子两部分组成。原子间形成化学 键时改变了电子的运动状态，但原子核没有变化。 一、原子的组成 1.原子 原子是由带正电的原子核和核外带负电的电子组成的。原子很小（直径约为10m), 但原子核比原子更小，它的直径约在106m10“m之间，约为原子直径的十万分之一。原 子核位于原子的中心，是由带正电的质子和不带电的中子组成的，原子核的正电荷数与核外 电子的负电荷数相等，所以整个原子不带电。1个质子带1个单位正电荷，质子数等于核电 荷数，等于元素的原子序数（亿）。将元素按核电荷数由小到大排列成序而形成的原子序号 称为该原子的原子序数 对原子而言：原子序数=核电荷数核内质子数=核外电子数。 2.质量数 相对于原子核而言，电子的质量很小，可忽略不计。因此原子的质量近似等于原子核的 质量。当每个质子和中子的相对质量都近似取1时，则原子的近似原子量就等于质子数（乙） 和中子数(N)之和，称为质量数(A)。 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 若以X代表原子的组成。元素符号为X,元素符号的左下角标记核电荷数，左上角标 记质量数，则构成原子的基本粒子间的关系可以表示如下： 质子2个 原子核 原子(X) I中子N个 核外电子Z个
1 原子结构 学习目标 1．质量数、同位素、电子云、原子轨道、能级、原子半径、电离能、电子亲合能、电 负性等基本概念。 2．四个量子数的物理意义及取值规则，原子核外电子排布的规则。 3．原子的电子层结构与元素周期律、元素性质之间关系。 原子结构是指原子核的结构和核外电子结构。化学反应取决于物质的性质，而物质的性 质则取决于组成物质的分子或原子的结构。分子是由原子组成的，要研究物质的性质与其结 构的关系，首先要了解原子的结构。 原子的组成和同位素 原子是参与化学反应的最小微粒，它由原子核和核外电子两部分组成。原子间形成化学 键时改变了电子的运动状态，但原子核没有变化。 一、原子的组成 1．原子 原子是由带正电的原子核和核外带负电的电子组成的。原子很小（直径约为 10-10 m）， 但原子核比原子更小，它的直径约在 10-16 m~10-14 m 之间，约为原子直径的十万分之一。原 子核位于原子的中心，是由带正电的质子和不带电的中子组成的，原子核的正电荷数与核外 电子的负电荷数相等，所以整个原子不带电。1 个质子带 1 个单位正电荷，质子数等于核电 荷数，等于元素的原子序数（Z）。将元素按核电荷数由小到大排列成序而形成的原子序号 称为该原子的原子序数。 对原子而言：原子序数 =核电荷数= 核内质子数 =核外电子数。 2.质量数 相对于原子核而言，电子的质量很小，可忽略不计。因此原子的质量近似等于原子核的 质量。当每个质子和中子的相对质量都近似取 1 时，则原子的近似原子量就等于质子数（Z） 和中子数（N）之和，称为质量数（A）。 质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）。 若以 X A Z 代表原子的组成。元素符号为 X，元素符号的左下角标记核电荷数，左上角标 记质量数，则构成原子的基本粒子间的关系可以表示如下：
3.核外电子 核外电子带负电，1个电子带1个单位的负电荷。核外电子的数目取决于核电荷数。原 子中的电子质量很小（质量为9.1×103kg),运动速度极快（约为10ms)。原子核和核外 电子（电子本身几平没有大小）仅占整个原子所占空间的极小一部分，原子的大小由电子运 动的轨道半径决定。 二、同位素 (一)同位素的概念 元素是具有相同质子数的同一类原子的总称。根据原子所含质子数目的不同，可以把原 子区分为不同种类的元素。同种元素的原子，质子数相同，但中子数不一定相同。质子数相 同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称同位素。例如，核电荷数为8的氧元素就有 0(质子数为8，中子数为8)和0（质子数为8，中子数为10）两种原子：自然界中 核电荷数为17的氯元素就有C(质子数为17，中子数为18)和C1(质子数为17，中 子数为20)两种原子。我们把原子核内具有相同的质子数而中子数不同的同种元素的不同 原子互称为同位素。0与0：衫C1与C1就互为同位素。氢元素有三种同位素。H即 通常所指的氢(H),又称气，其核内只有一个质子，无中子：H称为重氢，又称氘，常用 符号D表示，核内有一个中子和一个质子：H称为超重氢，又称氟，常用符号T表示，核 内有一个质子和两个中子。由于它们的质子数相同而中子数不同，因此它们具有不同的质量 (二)放射性同位素 同位素按它们的性质分为稳定性同位素和放射性同位素两类，它们的化学性质相同，但 放射性同位素能放射出特殊的射线，广泛应用于经济建设、科学研究和医药领域。例如，临 床上，可以让甲状腺病人服用放射性来检测诊断甲状腺的病变。 (三)平均原子量 具有同位素的元素的原子量是按照各种天然同位素原子所占的百分比计算出来的平均 值，称为平均原子量。 如氯的平均原子量为：35×75.53%+37×24.4796-35.45 这便是为什么一般元素的原子量不为整数的原因。 核外电子的运动状态 一、电子云的概念
2 3.核外电子 核外电子带负电，1 个电子带 1 个单位的负电荷。核外电子的数目取决于核电荷数。原 子中的电子质量很小（质量为 9.1×10-31kg），运动速度极快（约为 106 m·s -1）。原子核和核外 电子（电子本身几乎没有大小）仅占整个原子所占空间的极小一部分，原子的大小由电子运 动的轨道半径决定。 二、同位素 （一）同位素的概念 元素是具有相同质子数的同一类原子的总称。根据原子所含质子数目的不同，可以把原 子区分为不同种类的元素。同种元素的原子，质子数相同，但中子数不一定相同。质子数相 同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称同位素。例如，核电荷数为 8 的氧元素就有 O 16 8 （质子数为 8，中子数为 8）和 O 18 8 （质子数为 8，中子数为 10）两种原子；自然界中 核电荷数为 17 的氯元素就有 Cl 35 17 （质子数为 17，中子数为 18）和 Cl 37 17 （质子数为 17，中 子数为 20）两种原子。我们把原子核内具有相同的质子数而中子数不同的同种元素的不同 原子互称为同位素。 O 16 8 与 O 18 8 ； Cl 35 17 与 Cl 37 17 就互为同位素。氢元素有三种同位素。 H 1 1 即 通常所指的氢（H），又称氕，其核内只有一个质子，无中子； H 2 1 称为重氢，又称氘，常用 符号 D 表示，核内有一个中子和一个质子； H 3 1 称为超重氢，又称氚，常用符号 T 表示，核 内有一个质子和两个中子。由于它们的质子数相同而中子数不同，因此它们具有不同的质量 数。 （二）放射性同位素 同位素按它们的性质分为稳定性同位素和放射性同位素两类，它们的化学性质相同，但 放射性同位素能放射出特殊的射线，广泛应用于经济建设、科学研究和医药领域。例如，临 床上，可以让甲状腺病人服用放射性 131I 来检测诊断甲状腺的病变。 （三）平均原子量 具有同位素的元素的原子量是按照各种天然同位素原子所占的百分比计算出来的平均 值，称为平均原子量。 如氯的平均原子量为：35×75.53%+37×24.47%=35.45 这便是为什么一般元素的原子量不为整数的原因。 核外电子的运动状态 一、电子云的概念
电子是一种极微小的粒子，它就像人造卫星围绕地球运转一样用绕若原子核高速旋转。 但两者不同的是：人造卫星有固定的轨道，人们可以在任何时间内同时准确测出它的位置和 速度：而电子在原子核外的运动具有波粒二象性，根据测不准原理，无法同时准确地测出其 在某一瞬间的具体位置和速度，因而其运动的轨迹不能像宏观物体容易确定，只能用统计学 的方法推算出电子在空间某一区域出现的概率，或它在原子核外某一单位体积空间内出现的 图2115电子云示意图 国22氢原子电子云等概率密度剂面示意图 概率，即概率密度。为了形象地表示电子在原子中的概率密度分布情况，常用密度不同的 黑点来表示，这种图像称之为“电子云”，即电子云是电子在核外空间出现的概率密度分布 的形象化表示法。1s电子云如图2-1所示。小黑点的疏密并不代表电子数目的多少，而是表 明电子出现概率大小。图21表明，离核越近，单位体积空间内电子出现的概率越大：离核 越远，单位体积空间内电子出现的概率越小。 把电子云概率密度相等的各点连接起来，就得到一个曲面，称为等概率密度，如图2-2 所示。 如果将核外电子在空间出现的总概率的95%以上包括在 内的地方做一等密度图，就得到电子云界面图。1s电子云界 面图如图23所示。 因此，电子云是表示电子在核外空间出现的概率密度， 它能形象化地描述核外电子运动状态。人们为了更形象化的 描述电子在核外出现概率较大的区域，借助经典的宏观物体 运动轨道的概念，习惯将电子在核外出现概率较大的区域形 象地称为原子轨道。电子云的界面图表示电子在核外空间 国231s电子云界面图 的运动范围，而电子在核外空间的一定运动范围叫做一个原 子轨道。事实上，真正的原子轨道是不存在的，只是电子在原子核外出现概率密度的一种表 示方式
3 电子是一种极微小的粒子，它就像人造卫星围绕地球运转一样围绕着原子核高速旋转。 但两者不同的是：人造卫星有固定的轨道，人们可以在任何时间内同时准确测出它的位置和 速度；而电子在原子核外的运动具有波粒二象性，根据测不准原理，无法同时准确地测出其 在某一瞬间的具体位置和速度，因而其运动的轨迹不能像宏观物体容易确定，只能用统计学 的方法推算出电子在空间某一区域出现的概率，或它在原子核外某一单位体积空间内出现的 概率，即概率密度。为了形象地表示电子在原子中的概率密度分布情况，常用密度不同的小 黑点来表示，这种图像称之为“电子云”， 即电子云是电子在核外空间出现的概率密度分布 的形象化表示法。1s 电子云如图 2-1 所示。小黑点的疏密并不代表电子数目的多少，而是表 明电子出现概率大小。图 2-1 表明，离核越近，单位体积空间内电子出现的概率越大；离核 越远，单位体积空间内电子出现的概率越小。 把电子云概率密度相等的各点连接起来，就得到一个曲面，称为等概率密度，如图 2-2 所示。 如果将核外电子在空间出现的总概率的95%以上包括在 内的地方做一等密度图，就得到电子云界面图。1s 电子云界 面图如图 2-3 所示。 因此，电子云是表示电子在核外空间出现的概率密度， 它能形象化地描述核外电子运动状态。人们为了更形象化的 描述电子在核外出现概率较大的区域，借助经典的宏观物体 运动轨道的概念，习惯将电子在核外出现概率较大的区域形 象地称为“原子轨道”。电子云的界面图表示电子在核外空间 的运动范围，而电子在核外空间的一定运动范围叫做一个原 子轨道。事实上，真正的原子轨道是不存在的，只是电子在原子核外出现概率密度的一种表 示方式。 图 2-1 1s 电子云示意图 图 2-2 氢原子电子云等概率密度剖面示意图 图 2-3 1s 电子云界面图
研究表明，原子中电子的运动状态不同，电子云的形状也不同，有的为球形，有的为哑 铃型，有的为花瓣形，见图24所示。 浓装来 图24、P、d电子云角度分布图 二、核外电子运动状态的描述 由于电子在原子核外运动的特殊性，要描述原子中各种电子的运动状态，例如，电子离 原子核的远近、电子云（或原子轨道）的形状、在空间的伸展方向及电子的自旋方向，化学 上引入了四个参数，即四个量子数用来描述核外电子运动状态。 1.主量子数n ”称为主量子数，对应电子层，表示电子出现概率最大的区域高原子核距离远近的参数， 也是决定电子能量高低的主要因素。n可取任意非零正整数，即n=1、2、3、,在光谱 学上也常用大写英文字母来表示值，对应关系为： 主量子数(m) 23 4 567 电子层符号： K LM n越小，表示该层电子能量越低，电子层离核越近：反之，n越大，电子层离核越远， 电子能量越高。n相同的电子称为同层电子。 2.角量子数1 1称为角量子数，又称副量子数，对应电子亚层，描述原子轨道的形状，是影响轨道能 量高低的次要因素。1的取值受n的制约，可取0,1,2,3.(m-1),共n个，按照光谱 学习惯可用s,pd,￡g表示，对应关系 角量子数0 0 2 3 4 5
4 图 2-4 s、p、d 电子云角度分布图 Y 2 s x z Y 2 Py x y Y 2 Pz x z Y 2 Px x z x y x y z z Y 2 dxy Y 2 dyz Y 2 dxz x x z y Y 2 dz2 Y2 dx 2 -y2 研究表明，原子中电子的运动状态不同，电子云的形状也不同，有的为球形，有的为哑 铃型，有的为花瓣形，见图 2-4 所示。 二、核外电子运动状态的描述 由于电子在原子核外运动的特殊性，要描述原子中各种电子的运动状态，例如，电子离 原子核的远近、电子云（或原子轨道）的形状、在空间的伸展方向及电子的自旋方向，化学 上引入了四个参数，即四个量子数用来描述核外电子运动状态。 1．主量子数 n n 称为主量子数，对应电子层，表示电子出现概率最大的区域离原子核距离远近的参数， 也是决定电子能量高低的主要因素。n 可取任意非零正整数，即 n ＝1、2、3、.，在光谱 学上也常用大写英文字母来表示 n 值，对应关系为： n 越小，表示该层电子能量越低，电子层离核越近；反之，n 越大，电子层离核越远， 电子能量越高。n 相同的电子称为同层电子。 2．角量子数 l l 称为角量子数，又称副量子数，对应电子亚层，描述原子轨道的形状，是影响轨道能 量高低的次要因素。l 的取值受 n 的制约，可取 0，1，2，3.（n-1），共 n 个，按照光谱 学习惯可用 s，p，d，f，g.表示，对应关系： 角量子数(l) 0 l 2 3 4 5 . 主量子数(n) 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号： K L M N O P Q
电子亚层符号 d f g h 例如，n取2,1可取0、1共两个值，对应的亚层为2s、2p,以此类推。 不同的电子亚层，电子云的形状也不相同。如图2-5所示，=0表示圆球形的s原子轨 道，s亚层电子云的形状是以原子核为中心的球体：=1表示哑铃形的p原子轨道，p亚层 电子云的形状呈无柄哑铃形：仁2表示花瓣形的原子轨道，d亚层电子云的形状呈花瓣 形，f亚层电子云的形状较复杂，在此不作介绍。 s亚层电子云 p亚层电子云 d亚层电子云 国25各种亚层的电子云形状 显然，角量子数1不同，原子轨道的形状也不同。当n和1都相同时，电子具有相同的 能量，他们处在同一能级、同一电子亚层。在同一电子层中，能量依s、P、d、f依次升高。 3.磁量子数m m称为磁量子数，表示原子轨道在空间的伸展方向。取值受1的制约，对应给定的1值 m取0，±1，±2，±3.，士出，共计取(241)个值，即(241)种伸展方向。 m也可用光谱学符号表示。0时，m0,只有1种取向，光谱符号用s表示：1时， m=0,只有3种取向，光谱符号用p,Py,P,表示：2时，m0,2,有5种取 向，光谱符号用d2,da,dz,do,d2表示： s0) P(1) d(F2) 取问数(2+1) 1 m取值 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 对应原子轨道名称 Py:Pa:P dsy dyz d2,ded m,m三个量子数规定了一个原子轨道，在没有外加磁场的情况下，”，1相同，m不 同的同一亚层的原子轨道属于同一能级，其能量完全相等，叫等价轨道，或称简并轨道，如 n取2,1取0、1，m取0、1时，对应的原子轨道2p、2p,、2p,2印、2印、2p,称为简并 轨道或等价轨道。 主量子数越大，不仅轨道能量升高，轨道的数目也增多，而且原子轨道类型（形状和方 向)也更多样。 4.自旋量子数m, m,称为自旋量子数，描述电子在空间的自旋方向。原子光谱研究表明，电子在核外空 间高速绕核运动的同时，也在做自旋运动。其自旋运动的方向只可能是顺时针和逆时针两种 5
5 电子亚层符号 s p d f g h 例如，n 取 2，l 可取 0、1 共两个值，对应的亚层为 2s、2p，以此类推。 不同的电子亚层，电子云的形状也不相同。如图 2-5 所示，l＝0 表示圆球形的 s 原子轨 道，s 亚层电子云的形状是以原子核为中心的球体；l＝1 表示哑铃形的 p 原子轨道， p 亚层 电子云的形状呈无柄哑铃形； l＝2 表示花瓣形的 d 原子轨道，d 亚层电子云的形状呈花瓣 形， f 亚层电子云的形状较复杂，在此不作介绍。 s 亚层电子云 p 亚层电子云 d 亚层电子云 图 2-5 各种亚层的电子云形状 显然，角量子数 l 不同，原子轨道的形状也不同。当 n 和 l 都相同时，电子具有相同的 能量，他们处在同一能级、同一电子亚层。在同一电子层中，能量依 s、p、d、f 依次升高。 3．磁量子数 m m 称为磁量子数，表示原子轨道在空间的伸展方向。取值受 l 的制约，对应给定的 l 值， m 取 0，±1，±2，±3.，±l ，共计取（2l+1）个值，即（2l+1）种伸展方向。 m 也可用光谱学符号表示。l=0 时，m=0，只有 1 种取向，光谱符号用 s 表示；l=1 时， m=0，±1，只有 3 种取向，光谱符号用 px，py，pz表示；l=2 时，m=0，±1，±2，有 5 种取 向，光谱符号用 dz 2，dxz，dyz，dxy，dx 2 -y 2表示； s(l=0) p(l=1) d(l=2) 取向数（2l+1） m 取值 对应原子轨道名称 1 0 s 3 －1，0，+1 py，pz，px 5 －2，－1， 0， +1，+2 dxy， dyz，dz 2，dxz，dx 2 -y 2 n，l，m 三个量子数规定了一个原子轨道，在没有外加磁场的情况下，n，l 相同，m 不 同的同一亚层的原子轨道属于同一能级，其能量完全相等，叫等价轨道，或称简并轨道，如 n 取 2，l 取 0、1，m 取 0、±1 时，对应的原子轨道 2px、2py、2pz，2px、2py、2pz称为简并 轨道或等价轨道。 主量子数越大，不仅轨道能量升高，轨道的数目也增多，而且原子轨道类型(形状和方 向)也更多样。 4．自旋量子数 ms ms 称为自旋量子数，描述电子在空间的自旋方向。原子光谱研究表明，电子在核外空 间高速绕核运动的同时，也在做自旋运动。其自旋运动的方向只可能是顺时针和逆时针两种
用m=+)或-)表示。通常也用“T”或“来表示。由于自旋量子数%只有两个取值，因 此每个原子轨道最多只能容纳两个电子。 综上所述，描述一个原子轨道要用3个量子数(m,1,m),描述一个原子轨道上电子 运动状态要用4个量子数(m,1,m,m,),而描述一个原子轨道能量的高低要用2个量子数 (m,D。量子数的取值范围及其与原子轨道的关系列于表2-1。 表21量子数与原子轨道数 K M N 1 电子亚层 s p d p 0 4p 0 0 磁量子数m 0090出 电子亚层轨道数目 n电子层最大容量2 35 第三节原子核外电子的排布 一、原子轨道能级图 对于多电子原子来说，由于电子间的相互影响，原子轨道能级关系较为复杂。原子中各 原子轨道能级的高低主要根据光谱实验确定，用图示法近似表示，称之为原子近似能级图。 在无机化学中较为实用的是鲍林的近似能级图，参见图2-6。 6
6 用 ms= 2 1 或 2 1 表示，通常也用 “↑”或 “↓”来表示。由于自旋量子数 ms 只有两个取值，因 此每个原子轨道最多只能容纳两个电子。 综上所述，描述一个原子轨道要用 3 个量子数（n，l，m），描述一个原子轨道上电子 运动状态要用 4 个量子数（n，l，m，ms），而描述一个原子轨道能量的高低要用 2 个量子数 （n，l）。量子数的取值范围及其与原子轨道的关系列于表 2-1。 表 2-1 量子数与原子轨道数 第三节 原子核外电子的排布 一、原子轨道能级图 对于多电子原子来说，由于电子间的相互影响，原子轨道能级关系较为复杂。原子中各 原子轨道能级的高低主要根据光谱实验确定，用图示法近似表示，称之为原子近似能级图。 在无机化学中较为实用的是鲍林的近似能级图，参见图 2-6。 n K L M N 1 2 3 4 电子亚层 电子亚层角量子数 l 电子亚层（轨道）符号 s 0 1s s 0 2s p 1 2p s 0 3s p 1 3p d 2 3d s 0 4s p 1 4p d 2 4d f 3 4f 磁量子数 m 0 0 0 ±1 0 0 ±1 0 ±1 ±2 0 0 ±1 0 ±1 ±2 0 ±1 ±2 ±3 电子亚层轨道数目 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 容纳电子数目 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 n 电子层最大容量 2n 2 2 8 18 32
5d,00000 400000000 6 40000g 4p.000 3,00000 4 L20o0 被 相酮单的亚 K Is 1s 电于层O执道 图2-6鲍林近似能级图 在图2-6中，每一个小圆圈代表一个原子轨道，每一个小圆圈所在位置的高低表示这个 轨道能级的高低。根据各轨道能级大小的相互接近情况，将原子轨道划分成若干个能级组， 能级组与元素周期表的“周期”是相对应的，即能级组是元素划分为周期的依据。由图2-6可 得： (1)各电子层能级相对高低为：K<L<M<N<: (2)同一原子中的同一电子层内，各亚层之间的能量次序为s<p<d<f: (3)同一原子中的不同电子层内，相同类型亚层之间的能量次序为1s<2s<3s<4s: (4)不同类型的亚层之间，在能级组中常出现能级交错现象： 4s<3d<4p:5s<4dk5p:6s<4f5d<6p. 我国化学家徐光宪根据光谱数据总结出一条经验规律：对原子的外层电子来说，原子轨 道的(+0.7D值越大，能级越高。徐光宪把(+0.7D值的整数部分相同的能级归为相应 的能级组。例如： 对于3能级，n=3,=2。即0.7=3+0.7×2=4.4，整数部分为4，故归为第4能级组 对于4s能级，n=4,0,即+0.7仁4+0.7×0=4.0，整数部分为4，也归为第4能级组。 对于4p能级，n=4,=1,即0.7仁4+0.7×1=4.7，整数部分为4，也归为第4能级组。 这就是为什么3刘能级属于第4能级组而不是第3能级组的原因。 二、原子核外电子的排布及其规律 核外电子运动的特征和电子在核外可能存在的各种运动状态，那么多电子原子的核外电 子是怎样分布的呢？根据光谱实验结果，归钠出基态原子中电子分布的三条原理。 .泡利不相容原理
7 在图 2-6 中，每一个小圆圈代表一个原子轨道，每一个小圆圈所在位置的高低表示这个 轨道能级的高低。根据各轨道能级大小的相互接近情况，将原子轨道划分成若干个能级组， 能级组与元素周期表的“周期”是相对应的，即能级组是元素划分为周期的依据。由图 2-6 可 得： （1）各电子层能级相对高低为：K<L<M<N<.； （2）同一原子中的同一电子层内，各亚层之间的能量次序为 ns<np<nd<nf； （3）同一原子中的不同电子层内，相同类型亚层之间的能量次序为 1s<2s<3s<4s； （4）不同类型的亚层之间，在能级组中常出现能级交错现象： 4s<3d<4p；5s<4d<5p；6s<4f<5d<6p。 我国化学家徐光宪根据光谱数据总结出一条经验规律：对原子的外层电子来说，原子轨 道的（n+0.7l）值越大，能级越高。徐光宪把（n+0.7l）值的整数部分相同的能级归为相应 的能级组。例如： 对于 3d 能级，n =3，l=2。即 n+0.7l=3+0.7×2=4.4，整数部分为 4，故归为第 4 能级组。 对于 4s 能级，n =4，l=0，即 n+0.7l=4+0.7×0=4.0，整数部分为 4，也归为第 4 能级组。 对于 4p 能级，n =4，l=1，即 n+0.7l=4+0.7×1=4.7，整数部分为 4，也归为第 4 能级组。 这就是为什么 3d 能级属于第 4 能级组而不是第 3 能级组的原因。 二、原子核外电子的排布及其规律 核外电子运动的特征和电子在核外可能存在的各种运动状态。那么多电子原子的核外电 子是怎样分布的呢？根据光谱实验结果，归纳出基态原子中电子分布的三条原理。 1．泡利不相容原理 图 2-6 鲍林近似能级图
每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子，或在同一原子中，不可能有四个 量子数完全相同的电子存在。即在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子存 在，这一规律称为泡利不相容原理。根据这个原理，我们可以推算出各电子层所能容纳电子 的最大容量。 2.能量最低原理 在不违背泡利不相容原理的前提下，电子总是优先排布在能量较低的轨道上，以使原子 处于能量最低的状态，只有当能量最低的轨道已占满后，电子才能依次进入能量较高的轨道， 这个规律叫能量最低原理。它解决了在m、1不同的轨道中，电子的排布规律。 3.洪特规则 1925年，德国物理学家洪特(FHud)根据大量光谱数据总结出一条普遍规则，即： 电子在进入同一亚层的等价轨道时，总是尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同，这就 是洪特规则， 洪特规则解决了在m、1相同的轨道中，电子的排布规律。例如，N的电子排布式为 1s2s22p,其轨道上电子排布应为N:1s2s2印，2印，'2p,'。在分析原子之间相互结合形成化学 键的过程时，为了直观、形象地表示原子的电子构型，常使用轨道表示式表示核外电子的排 布。具体方法是，用方框（或短线、圆圈）代表原子轨道，短线的下方注明轨道的符号，短 线的上方用向上和向下箭头代表自旋状态不同的电子。例如，N和O的轨道表示式分别为： NNN个个个 1s 2s 2p 0个N↑个个 Is 2s 2p 另外，根据光谱实验，归纳出又一规律：等价轨道在全充满(p或d”或)、半充洲 (p或d或f)、全空(p或d或r)的状态时，体系具有较高的稳定性，这就是洪特规 则的特例。 例如，铬和铜的核外电子排布： 24Cr不是1s22s22p3s23p3d4s2,而是1s22s22p3s23p3d4s,其中为3d为半充满. 2Cu不是1s2s2p3s3p3d°4s2,而是1s2s2p3s3p3d4s,其中为3d为全充满。 为了书写方便，电子排布式也可简写成：24CA3d4s'，29CuAr3d4s 式中[Ar表示Cr和Cu的原子实，也称原子芯（在离子的电子排布式中使用时称离子芯） 或原子实，是指某种原子的内层电子排布与相应的稀有气体的电子排布相同的那部分实体。 在正常状态下，原子核外电子遵循核外电子排布的三大原理，排布在离核较近、能量较 低的轨道上，休系处于相对稳定的状态，原子的这种状态称为基态：当外界因素的影响使基 态原子中的电子获得能量，跃迁到能量较高的空轨道时，原子将处于激发态。一些原子在与 其它原子结合成化学键的过程中，会受其它原子的影响而处于激发态
8 每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子，或在同一原子中，不可能有四个 量子数完全相同的电子存在。即在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的 2 个电子存 在，这一规律称为泡利不相容原理。根据这个原理，我们可以推算出各电子层所能容纳电子 的最大容量。 2．能量最低原理 在不违背泡利不相容原理的前提下，电子总是优先排布在能量较低的轨道上，以使原子 处于能量最低的状态，只有当能量最低的轨道已占满后，电子才能依次进入能量较高的轨道， 这个规律叫能量最低原理。它解决了在 n、l 不同的轨道中，电子的排布规律。 3．洪特规则 1925 年，德国物理学家洪特（F.Hund）根据大量光谱数据总结出一条普遍规则，即： 电子在进入同一亚层的等价轨道时，总是尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同，这就 是洪特规则。 洪特规则解决了在 n、l 相同的轨道中，电子的排布规律。例如，7N 的电子排布式为 1s2 2s2 2p3，其轨道上电子排布应为 7N:1s2 2s2 2px 1 2py 1 2pz 1。在分析原子之间相互结合形成化学 键的过程时，为了直观、形象地表示原子的电子构型，常使用轨道表示式表示核外电子的排 布。具体方法是，用方框（或短线、圆圈）代表原子轨道，短线的下方注明轨道的符号，短 线的上方用向上和向下箭头代表自旋状态不同的电子。例如，N 和 O 的轨道表示式分别为： 7N 1s 2s 2p 8O 1s 2s 2p 另外，根据光谱实验，归纳出又一规律：等价轨道在全充满（ p 6或 d 10或 f 14）、半充满 （p 3或 d 5或 f 7）、全空（p 0或 d 0或 f 0）的状态时，体系具有较高的稳定性，这就是洪特规 则的特例。 例如，铬和铜的核外电子排布： 24Cr 不是 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2，而是 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1，其中为 3d5 为半充满。 29Cu 不是 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2，而是 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s1，其中为 3d10 为全充满。 为了书写方便，电子排布式也可简写成：24Cr[Ar]3d5 4s1 ， 29Cu[Ar]3d104s1 式中[Ar]表示 Cr 和 Cu 的原子实，也称原子芯（在离子的电子排布式中使用时称离子芯） 或原子实，是指某种原子的内层电子排布与相应的稀有气体的电子排布相同的那部分实体。 在正常状态下，原子核外电子遵循核外电子排布的三大原理，排布在离核较近、能量较 低的轨道上，体系处于相对稳定的状态，原子的这种状态称为基态；当外界因素的影响使基 态原子中的电子获得能量，跃迁到能量较高的空轨道时，原子将处于激发态。一些原子在与 其它原子结合成化学键的过程中，会受其它原子的影响而处于激发态