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教学内容：
教材名称（版次）《基础化学》第六版____
起止章节页码第九章168—194_______
讲授题目原子结构和元素周期律
计划用学时4
教学要求：
掌握内容氢原子的Bohr模型量子数和原子轨道
多电子原子的电子组态元素周期表
元素性质的周期性变化规律
熟悉内容氢原子的光谱原子轨道的径向分布
了解内容元素和人体健康
教学要点：
重点四个量子数原子轨道的角度分布
难点多电子原子的电子组态元素性质的周期性变化规律
教学进程：
第一节氢原子的结构60min
（步骤）第二节量子数和原子轨道
量子数25min原子轨道25min
第三节电子组态和元素周期律
电子组态25min元素周期律25min
第四节元素性质的周期性变化规律60min
教学方法讲解 对比 举例多媒体板书习题
参考资料 《基础化学》
《结构化学》
作业
教案续页
辅助手段和时间分配
板书
详细讲解
基本内容
第一节 氢原子的结构
一、氢光谱和氢原子的Ｂｏｈｒ模型
１.氢原子的线状光谱
氢光谱是所有元素的光谱中最简单的光谱。
在可见光区，
它的光谱只由几根分立的线状谱线组成,其波长和代号如下
谱线 HαHβHγHδH…
编号（n）12345…
波长/nm656.279486.133434.048410.175397.009
不难发现，从红到紫,谱线的波长间隔越来越小。
ｎ>5
的谱线密得用肉眼几乎难以区分。
1883年，瑞士的巴尔麦
发现，谱线波长（λ）与编号（n）之间存在如下经验方程：
式中：
λ是波长，RH/hc=1.097*107，n为正整数且n2大于n1。
2.氢原子的Ｂｏｈｒ模型
①能级假说定态能级基态激发态
主量子数当n=1时能量最低，此时能量为2.179×10-18J，
②能级间的跃迁当电子的能量由一个能级改变到另一
个能级，称为跃迁。
玻尔理论的成功之处和其局限性。
辅助手段和时间分配
基本内容
二、电子的波粒二象性
物理学家们把光的粒子说和光的波动说统一起来，提
出光的波粒二象性，认为光兼具粒子性和波动性两重性。
1923年，法国物理学家deBroglieL在光的波粒二象性的启
发下提出，微观粒子如电子、原子等，也具有波粒二象性。
他类比光的波粒二象性关系式，导出微观粒子具有波动
性的deBroglie关系式：
式中p为粒子的动量，m为质量，v为速度，λ为粒子波波长。
这意味着动量是粒子的特性，波长是波的特性，因而上式
就是粒子的波粒二象性的数学表达式，这表明，粒子既是
连续的波又是不连续的粒子流。
按德布罗意关系式计算的各种实物粒子的质量、速度和波
长λ。
察觉，因此我们对宏观物体不必考察其波动性，而对高速
计算表明，宏观物体的波长太短，根本无法测量，也无法
察觉，因此我们对宏观物体不必考察其波动性，而对高速
察觉，因此我们对宏观物体不必考察其波动性，而对高速
波动性。
这一关系式被戴维森和革尔麦的电子衍射实验所证实。
辅助手段和时间分配
基本内容
三、测不准原理
量子力学论证了，不能用描述宏观物体运动的“轨迹”概念
来描述微观物体的运动。
所谓“轨迹”，就意味着运动中的
物体在每一确定的时刻就有一确定的位置。
微观粒子不同
于宏观物体,它们的运动是无轨迹的，即在一确定的时间没
有一确定的位置。
这一点可以用海森堡不确定原理来说明：
对于一个物体的动量（mv）的测量的偏差（mv）和对该物体的
位置（x）的测量偏差（x）的乘积处于普朗克常数的数量级,
即：
ΔχΔpχ≥h/4π
测不准原理是粒子波动性的必然结果，微观粒子的运
动规律可以用量子力学来描述，即表达它在空间出现的概
率及其它全部特征。
宏观物体也遵守测不准原理，不过其
质量和体积都非常大，位置和动量的误差可以忽略，仍适
用于经典力学处理。
四、氢原子的波函数
1926年，奥地利物理学家SchrodingerE推导出在力场作
用下微观粒子运动的波动方程，称为SchrodingerE方程。
SchrodingerE方程的解是一个函数，用希腊字母ψ来描述
电子的运动状态。
波函数本身的物理意义并不明确，但是
波函数绝对值的平方却有明确的物理意义。
|ψ|2表示在原
子核外空间某点P（r,θ,Φ）处电子出现的概率密度，即在该点
辅助手段和时间分配
基本内容
处单位体积中电子出现的概率。
电子的概率密度|ψ|2经常用它的几何图形来直观的表
现，俗称电子云，是电子出现概率密度的形象表现。
电子
出现几率密度大的地方，电子云浓密一些，电子出现几率
密度小的地方，电子云稀薄一些。
因此，电子云的正确意
义并不是电子真的象云那样分散，不再是一个粒子，而只
是电子行为统计结果的一种形象表示。
电子云图象中每一
个小黑点表示电子出现在核外空间中的一次几率，几率密
度越大，电子云图象中的小黑点越密。
描述原子中单个电子运动状态的波函数又常被称为原
子轨道。
严格地说原子轨道在空间是无限扩张的，但一般
把电子出现概率在99%的空间区域的界面作为原子轨道
的大小。
波函数给出了电子运动的全部信息：
1.电子具有波粒二象性，电子的波动性与其运动的统计规律
相联系，电子波是概率波。
2.电子不能同时确定它的位置和动量，原子中电子的运动状
态体现为在核外空间出现的概率。
3.电子的运动状态可用波函数ψ描述。
波函数ψ是薛定谔
方程的合理解，|ψ|2表示电子的概率密度。
4.每一波函数ψ对应一确定的能量值，称为定态。
电子的
能量具有量子化的特征，是不连续的
辅助手段和时间分配
基本内容
第二节量子数和原子轨道
一、量子数
氢原子核外只有一个电子，它的SchrodingerE方程可
以精确解得波函数。
原子轨道是空间坐标的函数，表示成
波函数合理的解必须满足一些整数条件，这些整数是n、l、
m，称为量子数。
n、l和m这三个量子数的取值一定时，就确定了一个波函
数ψn，l，m（r，θ，）。
1.主量子数n取任意正整数值，是决定电子能量的主要
因素，还决定电子离核的平均距离，也称为电子层数。
电子层用下列符号表示：
电子层符号KLMN···
n0123···
2.轨道角动量量子数l取小于n的正整数和零，即0、1、
2、3···（n-1），共可取n个值，它决定原子轨道的形状，也
决定电子能量高低。
当n给定时，即在同一电子层中，l越
大，原子轨道能量越高。
所以l又称为能级或电子亚层。
电子亚层符号spdfg···
l01234···
3.磁量子数m取-l到+l的2l+1个值，即0、±1、±2，
···，±l，他决定原子轨道的空间取向。
.磁量子数与电子
辅助手段和时间分配
基本内容
能量无关，能级相同，能量相同的轨道称为简并轨道或等
价轨道。
4.自旋角动量量子数s取+1/2或–1/2，表示电子自
旋的两个相反方向，也可以用箭头符号↑和↓表示。
电子的运动状态由n、l、m和s四个量子数确定。
二、原子轨道的角度分布
波函数ψn，l，m（r，θ，）可以写成函数Rn，l（r）和Yl，m（θ,）
的积：
式中Rn，l（r）称为径向波函数，是电子与核的距离r的函数，
称为角度波函数，表达电子在核外空间的取向。
氢原子的某些波函数、径向波函数和角度波函数见表9-2
原子轨道的角度分布图是角度波函数的图形。
1.s轨道角度分布图
s轨道的角度波函数是一个常数，s轨道为球形对称，无
方向性，在空间只有一种取向。
2.p轨道角度分布图
p轨道的角度波函数的值随方位角θ和φ的改变而改变。
p轨道的图形是双波瓣形，每一波瓣形成一个球体，两波
瓣的波函数的值相反，中间有一节面。
p轨道在空间有三种不同取向：
px、py、pz
3.d轨道角度分布图
辅助手段和时间分配
基本内容
d轨道角度分布图有两个节面，在空间有五种不同取向，
分别为dxy、dxz、dyz、dx²–y²、dz²，波瓣呈橄榄形。
dz²的图形负波瓣呈环状，但和其它d轨道是等价的。
电子云的角度分布图与原子轨道的角度分布图，二者形状
相似，但有两点区别：
（1）电子云的角度分布图比原子轨道的角度分布图要瘦些，
这是因为Y值小于1，平方后Y2值更小。
（2）原子轨道的角度分布图有正负号之分，而电子云的角度
分布图均为正值，因为Y值平方后无正负的区别。
三、原子轨道的径向分布
1.径向分布函数原子轨道的径向分布是径向波函数
的图形。
用D（r）表示，它表示电子在一个以原子核为中心，
半径为r、微单位厚度为dr的同心圆薄球壳夹层内出现的概
率，反映的是原子核外电子出现的概率与距离的关系。
D（r）=Rn,l2（r）4πr2
概率=概率密度*体积
薄球壳夹层的表面积为4πr2，薄球壳夹层的体积为
dv=4πr2dr
所以，概率=Rn,l2（r）4πr2dr=D（r）dr
以D（r）为纵坐标，以r为横坐标作图，则得到径向分布
函数图。
辅助手段和时间分配
基本内容
2.从径向分布函数图可以看出：
⑴在基态氢原子中，电子出现概率的极大值在r=a0（玻尔半
径，a0=52.9pm）的球面上，玻尔半径就是电子出现概率最
大的球壳离核的距离。
⑵径向分布函数图中的峰函数有（n-1）个，例如，1s有
1个峰，4s有4个峰，2p有1个峰，3p有2个峰….
⑶轨道角动量量子数l相同，主量子数n不相同时，主峰距
核距离不同，n越小，距核越近，n越大，距核越远，好象
电子处于某一电子层
⑷主量子数n相同，轨道角动量量子数l不同时，ns比np
多一个离核较近的峰，np又比nd一个离核较近的峰，第一
个峰与核的距离是ns〈np〈nd〈nf，说明不同l的电
子“钻穿”到核附近的能力不同，外层电子也可以在内层出
现。
钻穿能力的顺序是ns〉np〉nd〉nf。
辅助手段和时间分配
E
RH
基本内容
第三节电子组态和元素周期律
多电子原子的精确波函数迄今未解出，只能近似处理，
氢原子结构的结论仍然可近似的用到多电子原子中：
1.在多电子原子中，每个电子都各有其波函数，其具体形式
也取决于一组量子数。
各电子层中的轨道数，与氢原子中
各电子层轨道数相等。
2.多电子原子的波函数的角度部分和氢原子的相似，所以
多电子原子各原子轨道角度分布图与氢原子各原子轨道的
角度分布图相似。
电子云的角度分布图也相似。
3.多电子原子的能量等于处于各能级的电子能量的总和。
一、多电子原子的能级
1.有效核电荷Ζˊ
多电子原子的能级是一种近似处理。
设想原子中某电子i
即受到原子核的吸引，又受到其它电子的屏蔽作用，这样，
能吸引电子i的有效核电荷Ζˊ为Ζˊ=Ζ-σ
式中σ称为屏蔽常数，Ζ为核电荷，电子i的能量为
多电子原子中电子的能量与n、Ζ、σ有关。
2.影响σ的因素
①外层电子对内层电子的屏蔽作用可以不考虑，σ=0。
②内层电子对外层电子有屏蔽。
次外层（n-1层）电子对外
层（n层）电子屏蔽作用较强，σ=0.85；更内层的电子几
辅助手段和时间分配
基本内容
乎完全屏蔽了核对外层电子的吸引，σ=1.00。
③同层电子间也有屏蔽作用，但比内层电子的屏蔽作用弱，
σ=0.35，1s电子之间σ=0.30。
综上所述，屏蔽作用主要来自内层电子。
3.多电子原子的能级
①当l相同，n不同时，n越大，电子层数越多，外层
电子受到的屏蔽作用越强，轨道能级越高：
E1sE2p②当n相同，l不同时，电子的钻穿能力越强，离核愈近，
受到其它电子的屏蔽就越弱，能量就愈低，能级顺序为：
Ens③当l、n都不同时，一般越大，轨道能级越高。
但有时会
出现反常现象，比如3d和4s，E4s美国化学家Pauling根据光谱实验的结果，总结出多
电子原子的原子轨道的近似能级高低顺序：
E1s我国化学家徐光宪从光谱实验中总结出（n+0.7l）规
则，依此规则来计算多电子原子的能级高低，
根据徐光宪
能级分组规则得到的能级组划分次序，与Pauling近似能
级图是一致的。
辅助手段和时间分配
基本内容
二、原子的电子组态
原子核外的电子排布又称为电子组态，就是根据多电
子原子的能级给出所有电子的运动状态。
基态原子的电子
排布遵守下面三条规律。
（一）Pauli不相容原理
在一个原子中，不可能存在四个量子数完全相同的两
个电子，即每个原子轨道中最多只能容纳自旋相反的两个
电子，称为Pauli不相容原理。
根据Pauli不相容原理可以
知道，各电子层最多能容纳的电子数为2n2个电子。
（二）能量最低原理
能量最低原理认为：
电子在原子轨道上的排布，在不
违背Pauli不相容原理的前提下电子将尽可能先地进入能
量最低的轨道，然后再按原子轨道近似能级的次序，依次
向能量较高的能级填充，使整个体系能量最低，最稳定。
（三）Hund规则
Hund规则指出：
在能量相同的轨道（等价轨道、简
并轨道）上分布的电子，将尽可能分占不同的轨道并且自
旋方向相同。
在书写20号元素以后基态原子的电子组态时要注意，
虽然电子填充按近似能级顺序进行，但电子组态必须按电
子层排列。
辅助手段和时间分配
基本内容
有些副族元素虽然按原子轨道能级顺序排列了电子，但
并没有达到使整个原子能量最低。
光谱实验结果指出，简
并轨道全充满，半充满或全空，是能量较低的稳定状态。
全充满p6d10f14
半充满p3d5f7
全空p0d0f0
为了简化电子组态的书写，把内层已达稀有气体电子
层结构的部分，用稀有气体的元素符号加方括号表示，称
为原子芯。
原子芯写法的另一优点是指明了元素的价电子
结构。
价电子所处的电子层称为价电子层或价层。
例如：
Fe的原子序数为26，其电子组态为：
1s22s22p63s23p63d64s2
[Ar]3d64s2
48号元素Cd的电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2
[Kr]4d105s2
Cd原子的价层电子组态为：
4d105s2
Cr（24）：
[Ar]3d54s1而不是3d44s2
即1s22s22p63s23p63d54s1
Cu（29）：
[Ar]3d104s1而不是3d94s2
即1s22s22p63s23p63d104s1
辅助手段和时间分配
基本内容
三、元素周期表
元素周期表是元素周期性质的表现形式，原子的电子
组态是构成元素周期表的基础。
1.能级组与元素周期
按能级高低，把原子轨道划分为若干个能级组。
不同
能级组的原子轨道之间能量差别大，同一能级组内的原子
轨道之间能量差别小。
每一个能级组对应元素周期表的一个周期。
周期中元
素其原子的外层电子结构从开始到结束，元素的数目与能
级组能容纳的电子数目一致。
元素周期表共有七个横行，每一横行为一个周期，共
有七个周期。
元素在周期表中所属周期数等于该元素原子的电子层
数，也等于元素原子的最外电子层的主量子数。
周期数=电子层数=最外电子层的主量子数n
例如19号元素钾，K原子核外电子排布有四个电子层：
[Ar]4s1，最外电子层n=4，所以钾元素属于第四周期。
周期中元素的数目按2、8、8、18、18、32、32的顺
序递增,一般将第一、二、三周期称为短周期，第四、五、
六周期称为长周期，第七周期未满，只有23个元素，故称
为不完全周期。
辅助手段和时间分配
基本内容
2.价层电子组态与族
在周期表中，把性质相似的元素归为一个纵列，称为族。
元素周期表共有18个纵行，除第八，九，十3个纵行为
第Ⅷ族外，其余15个纵行，每一个纵行为一个族。
元素周
期表共有16个族，其中八个主（A）族，八个副（B）族。
主族由长周期元素和短周期元素组成；副族只由长周期元
素组成。
⑴主族
按电子填充顺序，凡最后一个电子填入ns或np轨道的元
素称为主族元素，共有八个主族，我们常用罗马数字加A来
表示主族元素。
ⅠA—ⅦA族元素，内层电子处于全满状
态:
族数=最外层电子数
=价层电子数=最高氧化值
⑵副族凡最后一个电子填入次外层（n－1）d轨道或倒
数第三层（n－2）f轨道的元素称为副族元素，共有八个副
族，我们常用罗马数字加B来表示副族元素。
副族元素的
价电子层包括了ns、np、（n-1）d和（n-2）f轨道，最外
层一般只有1~2个电子，显然，副族元素的最外层电子数
与它们所在的族数不相等。
副族元素的族数与价层电子数的关系可分三种情况：
①ⅠB和ⅡB族：
（n-1）d轨道全满，
辅助手段和时间分配
基本内容
价层电子组态为（n-1）d10ns1－2
族数=ns电子数
②ⅢB~ⅦB族：
次外层（n-1）d轨道电子数少于或等于5，
价层电子组态为（n-1）d1－5ns1－2
族数=（n-1）d+ns电子总数
③ⅧB族：
包括了三个纵列、9种元素，（n-1）d电子数大
于5，性质相似，故合并为一个副族，
价层电子组态为（n－1）d6－9ns1－2。
特殊：
Ⅷ族钯Pd：
[Kr]4d105s0
3.元素分区
周期表中的元素
可以根据原子的电子层结构特征划分为五
个区：
s.p.d.ds和f区
⑴s区元素：
指最后一个电子填充到s轨道上的元素，
其价层电子组态为：
ns1~2，位于周期表的左侧，包括ⅠA
族碱金属和ⅡA族碱土金属，这些元素的原子易失去1个
或2个电子，形成+1价或+2价金属离子，是活泼金属。
⑵p区元素：
最后一个电子填充到p轨道上的元素，其价
层电子组态为：
ns2np1~6，位于周期表的右侧，包括ⅢA
~零族元素。
周期表中的非金属元素，几乎都集中于p区，
p区元素多有可变的氧化值。
⑶d区元素：
最后一个电子填充到d轨道上的元素，
辅助手段和时间分配
基本内容
其价层电子组态为：
（n-1）d1~9ns1~2，位于周期表的中部，
包括ⅢB~ⅦB和Ⅷ族元素，它们都是过渡元素，每个元素
都有多种氧化值。
⑷ds区元素：
最后一个电子填充到d轨道并且达到d10
状态的元素，其价层电子组态为（n－1）d10ns1~2，包括
ⅠB和ⅡB族元素，元素原子的次外层电子已填满，最外层
电子数与s区元素相似，故称为ds区元素，也属于过渡
元素，有多种氧化值。
⑸f区元素：
最后一个电子填充到f轨道上的元素，价
层电子组态一般为：
（n-2）f1~14ns2,包括镧系和锕系
元素，这些元素最外层和次外层几乎相同，只是倒数第三
层不同，所以，它们的化学性质极为相似。
例题：
已知某元素的原子序数为22，试写出该原子的
电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。
解：
该元素的原子序数为22，根据电子的填充顺序，其电
子组态为：
1s22s22p63s23p63d24s2
或[Ar]3d24s2
最外层电子的主量子数n=4，所以，该元素属于第四周期。
最后一个电子填入到3d轨道，且3d电子数等于2，
（n-1）d+ns电子总数为2+2=4，所以它属于ⅣB族，d轨
道未满，属d区元素，是金属钛Ti。
助手段和时间分配
基本内容
4.过渡元素概念
副族元素介于典型的金属元素和非金属元素之间，因
此称为过渡元素，其中镧系和锕系元素称为内过渡元素。
过渡元素最外层电子数较少，除个别外，都只有1~2个电
子，所以它们仍为金属元素，由于它们的（n-1）d轨道未
满或刚充满，或（n-2）f轨道也未充满，因此在化合物中
常有多种氧化值，它们的性质与主族元素有较大的差别。
第四节元素性质的周期性变化规律
一、有效核电荷
吸引最外层电子的有效核电荷随着原子序数的增加呈
现周期性的变化。
当每增加一个周期，就增加一个电子层。
对最外层电子而言，也就增加了一层屏蔽作用大的内层电
子，所以有效核电荷增加缓慢。
同一个周期中，随着原子
序数的增加，外层电子受到的有效核电荷增加较迅速。
二、原子半径
1.原子半径单个原子并不存在明确的界面，通常所说、
的原子半径，实际上是指用不同方法测定出来的共价半径
金属半径或vanderWaals半径。
共价半径：
同种元素的两个原子以共价单键结合时，两原
辅助手段和时间分配
基本内容
子核间距离的一半称为该原子的共价半径。
金属半径：
在金属单质的晶体中，相邻两原子核间距离的
一半称为该原子的金属半径。
vanderWaals半径：
两个原子间没有形成化学键，只
是靠分子间的作用力（vanderWaals力）结合在一起，两
原子核间距离的一半称为该原子的vanderWaals半径。
2.原子半径在周期表中的变化规律:
（1）同一周期主族元素：
从左到右，电子层数不变，有效
核电荷数逐渐增加，因此原子半径逐渐减小。
最后稀有气
体元素的原子半径突然增大是因为它们是范德华半径。
同一周期副族元素：
从左到右，有效核电荷增加不明
显，所以原子半径逐渐减小，但减小的幅度比主族元素小。
当ⅠB、ⅡB族元素时，（n-1）d轨道全满，d电子在空间分
配均匀、合理，屏蔽效应显著增强
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