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第一章 原子结构 1.1 氢原子结构 1.1.1 氢原子光谱与Bohr理论 1.1.2 电子的波粒二象性 1.1.3 Schr?dinger方程与量子数 1.1.4 氢原子的基态 1.1.5 氢原子的激发态 1.2 多电子原子结构 1.2.1 多电子原子轨道能级 1.2.2 核外电子排布 1.3 元素周期律 1.3.1 原子的电子层结构和元素周期系 1.3.2 元素性质的周期性 轨道：与氢原子类似，其电子运动状态 可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s… 能量：与氢原子不同, 能量不仅与n有关, 也与l有关; 在外加场的作用下, 还 与m有关。 1.Pauling近似能级图 2.Cotton原子轨道能级图 n 相同的氢原子轨道的简并性。 原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。 随着原子序数的增大，原子轨道产生能级交错现象。 3.屏蔽效应 +2 e- e- He +2 e- He+ 2-σ e- 假想He 由核外电子云抵消一些核电荷的作用。 屏蔽效应： σ为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。 Z－σ= Z*，Z* ——有效核电荷数 进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。 2s,2p轨道的径向分布图 3d 与 4s轨道的径向分布图 4.钻穿效应 核外电子分布三规则： 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。 Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。 Hund 规则 在 n 和 l 相同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。 半满全满规则： 当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 N：1s2 2s2 2p3 原子芯 1.3.1 原子的电子层结构和 元素周期系 1.3.2 元素性质的周期性 元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。 元素周期表(长表)： 周期号数等于电子层数。 各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。 主族元素的族号数等于原子最外层电子数。 s 区—ns1－2 p 区—ns2np1－6 d 区—(n－1)d1－10ns1－2 (Pd无 s 电子) f 区—(n－2)f1－14(n－1)d0－2ns2 结构分区： 量子数，电子层，电子亚层之间的关系 每个亚层中轨道数目 1 3 5 7 2 6 10 14 2 8 18 2n2 每个亚层最多容纳电子数 每个电子层最多 容纳的电子数 主量子数 n 1 2 3 4 电子层 K L M N 角量子数 l 0 1 2 3 电子亚层 s p d f 1.有效核电荷Z* 元素原子序数增加时，原子的有效核电荷Z*呈现周期性的变化。 同一周期： 短周期：从左到右，Z*显著增加。 长周期：从左到右，前半部分有Z*增加 不多，后半部分显著增加。 同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。 * 1.1 氢原子结构 1.2 多电子原子结构 1.3 元素周期律 1.1.1 氢原子光谱与Bohr理论 1.1.5 氢原子的激发态 1.1.4 氢原子的基态 1.1.3 Schr?dinger方程与量子数 1.1.2 电子的波粒二象性 1.光和电磁辐射 红 橙 黄 绿 青 蓝 紫 2.氢原子光谱 Hα Hβ Hγ Hδ 不连续光谱,即线状光谱 其频率具有一定的规律 n= 3,4,5,6 式中 2，n，3.289×1015各代