《医学有机化学》课程学习指导（医用基础化学）第九章 原子结构和元素周期律（含测试，无答案）

第九章原子结构和元素周期律内容提要第一节氢原子的结构一、氢光谱和氢原子的Bohr模型α粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，原子核体积非常小，而原子的体积是核的十万倍。核外如此巨大的空间如何被电子占有，卢瑟福模型没有解决这个问题。近代对原子结构的认识基于两点，一是量子化现象，二是测不准原理。这个领域被称作量子力学。量子化概念最早由普朗克提出，他指出热物体吸收或释放能量不连续，必需要有与某个频率相联系的确定值，或称量子化的。氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。对此，玻尔大胆假定：电子沿着固定轨道绕核旋转；当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。虽然玻尔模型人为假定了这些固定轨道，无法解释除氢以外的其它原子光谱，但是它的基本概念和术语，如定态、能级、跃迁、量子数、基态和激发态，以及能量计算RE=-(9.1)n=1,2,3,4,...n?"至今仍是认识原子结构的基础。二、电子的波粒二象性波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。波长和频率是波动性的特征，质量和速度（动量）是粒子性的特征。爱因斯坦根据其相对论的方程式E=mc2，建立了光的波动性和粒子性的关系式：1=h/mc=hlp，提出光子学说。在光的波粒二象性启发下，德布罗意给出了电子、原子等微观粒子具有波粒二象性的德布罗意关系式a=h_hpm把微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量h联系和统一起来。微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中，电子穿越晶体投射到照相底片上，每次到达的位置是随机的，多

第九章 原子结构和元素周期律 内容提要 第一节 氢原子的结构 一、 氢光谱和氢原子的 Bohr 模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型，原子核体积非常小，而原子的 体积是核的十万倍。核外如此巨大的空间如何被电子占有，卢瑟福模型没有解决 这个问题。近代对原子结构的认识基于两点，一是量子化现象，二是测不准原理。 这个领域被称作量子力学。 量子化概念最早由普朗克提出，他指出热物体吸收或释放能量不连续，必需 要有与某个频率相联系的确定值，或称量子化的。氢原子的线状光谱也表现了原 子辐射能量的量子化。对此，玻尔大胆假定：电子沿着固定轨道绕核旋转；当电 子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。虽然玻尔模型人为假定了 这些固定轨道，无法解释除氢以外的其它原子光谱，但是它的基本概念和术语， 如定态、能级、跃迁、量子数、基态和激发态，以及能量计算 2 H n R E = − ， n=1,2,3,4,. (9.1) 至今仍是认识原子结构的基础。 二、电子的波粒二象性 波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。波长和频率是波动性的 特征，质量和速度（动量）是粒子性的特征。爱因斯坦根据其相对论的方程式 E=mc2，建立了光的波动性和粒子性的关系式：λ=h/mc= h/p，提出光子学说。在 光的波粒二象性启发下，德布罗意给出了电子、原子等微观粒子具有波粒二象性 的德布罗意关系式 mv h p h  = = 把微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。 微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来 理解。衍射中，电子穿越晶体投射到照相底片上，每次到达的位置是随机的，多

次重复以后，电子到达底片上某个位置的概率就显现出来，得到衍射图像。图像上亮斑强度大的地方，电子出现的概率大：反之，电子出现少的地方，亮斑强度就弱。所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。三、测不准原理著名的测不准原理是德国科学家海森堡提出来的。他指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确；反之，它的动量越准确，位置就越不准确：AxApx≥h/4元式中Ax为坐标上粒子在x方向的位置误差，Apx为动量在x方向的误差。测不准原理表明微观粒子的运动不存在确定的运动轨迹。但是，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。四、氢原子的波函数原子中的电子具有波动性，电子在原子核外空间出现的概率可以用波函数来描述。表示在原子核外空间某处电子出现的概率密度，即在该处单位体积中电子出现的概率。的几何图形直观地表现电子概率密的度大小，俗称电子云。原子轨道仅仅是波函数的代名词，绝无运动轨迹的含义。原子轨道在空间是无限扩展的，一般把电子出现概率在99%的空间区域作为原子轨道的大小。波函数给出了电子运动的全部信息：电子在原子核外空间出现的概率、能量基态或激发态。第二节量子数和原子轨道一、量子数原子中的电子的波函数（原子轨道）是空间坐标的函数，表示成y(r,0,p)。合理的波函数，必须满足一些整数条件，否则波函数将为零。这些整数是n、1、m，称为量子数。n、1和m这三个量子数的取值一定时，就确定了一个不为零的波函数n,l.m(r,0,g)。波函数为零，也为零，即空间没有电子出现。量子数的取值限制和它们的物理意义如下：1.主量子数n是决定电子能量的主要因素，可以取任意正整数值：1，2

次重复以后，电子到达底片上某个位置的概率就显现出来，得到衍射图像。图像 上亮斑强度大的地方，电子出现的概率大；反之，电子出现少的地方，亮斑强度 就弱。所以，电子波是概率波，反映电子在空间某区域出现的概率。 三、测不准原理 著名的测不准原理是德国科学家海森堡提出来的。他指出，无法同时确定微 观粒子的位置和动量，它的位置越准确，动量（或速度）就越不准确；反之，它 的动量越准确，位置就越不准确： △x·△px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差，△px 为动量在 x 方向的误差。 测不准原理表明微观粒子的运动不存在确定的运动轨迹。但是，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。 四、氢原子的波函数 原子中的电子具有波动性，电子在原子核外空间出现的概率可以用波函数 ψ 来描述。 2  表 示在原子核外空间某处电子出现的概率密度，即在该处单位体积 中电子出现的概率。 2  的几何图形直观地表现电子概率密的度大小，俗称电子 云。原子轨道仅仅是波函数 ψ 的代名词，绝无运动轨迹的含义。原子轨道在空 间是无限扩展的，一般把电子出现概率在 99%的空间区域作为原子轨道的大小。 波函数给出了电子运动的全部信息：电子在原子核外空间出现的概率、能量、 基态或激发态。 第二节 量子数和原子轨道 一、量子数 原子中的电子的波函数（原子轨道）是空间坐标的函数，表示成 ψ(r,θ,φ)。 合理的波函数，必须满足一些整数条件，否则波函数将为零。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，就确定了一个不为零的 波函数 ψn,l,m(r,θ,φ)。波函数为零，ψ 2 也为零，即空间没有电子出现。 量子数的取值限制和它们的物理意义如下： 1. 主量子数 n 是决定电子能量的主要因素，可以取任意正整数值：1，2

3，。n越小，能量越低。n=1时能量最低。氢原子的能量只由主量子数决定，即式(91)：E=-祭。多电子原子由于存在电子间的静电排斥，能量在一定程度n?上还取决于量子数1。主量子数还决定原子轨道的大小，n愈大，原子轨道也愈大。n也称为电子层。电子层用下列符号表示：电子层符号KLMN...n1234..2.轨道角动量量子数1决定原子轨道的形状，取值受主量子数限制，只能取小于n的正整数和零：0、1、2、3.(n-1)，共可取n个值，给出n种不同形状的轨道。在多电子原子中，轨道角动量量子数还决定电子能量高低。当n给定，1愈大，原子轨道能量越高。所以1又称为能级或电子亚层。电子亚层用下列符号表示：能级符号号spdfg101234.3.磁量子数m决定原子轨道的空间取向，取值受轨道角动量量子数的限制，可以取-1到+/的2+1个值：0、±1、±2，.，±。所以，1亚层共有2+1个不同空间伸展方向的原子轨道磁量子数与电子能量无关。1亚层的21+1个原子轨道能量相等，称为简并轨道或等价轨道。用一套量子数n、1、m的组合表达一个原子轨道，记作n,l.m。每个电子层的轨道总数为n2。4.自旋角动量量子数s表示电子自旋的两种相反方向，可以取+和-两H22个值。一个原子轨道由n、1和m三个量子数决定，但电子的运动状态由n、1m、s四个量子数确定。电子自旋也可用箭头符号↑和I表示，自旋方向相同称为平行自旋，方向相反称反平行自旋。一个原子轨道最多容纳自旋相反的两个电子，每电子层最多容纳的电子总数应为2n2。表9-1量子数和轨道数

3，. 。n 越小，能量越低。n = 1 时能量最低。氢原子的能量只由主量子数决定， 即式(9.1)： 2 H n R E = − 。多电子原子由于存在电子间的静电排斥，能量在一定程度 上还取决于量子数 l。 主量子数还决定原子轨道的大小，n 愈大，原子轨道也愈大。n 也称为电子 层。电子层用下列符号表示： 电子层符号 K L M N ··· n 1 2 3 4 ··· 2. 轨道角动量量子数 l 决定原子轨道的形状，取值受主量子数限制，只能取 小于 n 的正整数和零：0、1、2、3 . (n – 1)，共可取 n 个值，给出 n 种不同形 状的轨道。 在多电子原子中，轨道角动量量子数还决定电子能量高低。当 n 给定，l 愈 大，原子轨道能量越高。所以 l 又称为能级或电子亚层。电子亚层用下列符号表 示： 能级符号 s p d f g ··· l 0 1 2 3 4 ··· 3. 磁量子数 m 决定原子轨道的空间取向，取值受轨道角动量量子数的限制， 可以取-l 到+l 的 2l+1 个值：0、±1、±2，.，±l。所以，l 亚层共有 2l+1 个不同 空间伸展方向的原子轨道。 磁量子数与电子能量无关。l 亚层的 2l+1 个原子轨道能量相等，称为简并轨 道或等价轨道。 用一套量子数 n、l、m 的组合表达一个原子轨道，记作 ψn,l,m。每个电子层 的轨道总数为 n 2。 4. 自旋角动量量子数 s 表示电子自旋的两种相反方向，可以取 2 1 + 和 2 1 − 两 个值。一个原子轨道由 n、l 和 m 三个量子数决定，但电子的运动状态由 n、l、 m、s 四个量子数确定。电子自旋也可用箭头符号↑和↓表示，自旋方向相同称为 平行自旋，方向相反称反平行自旋。一个原子轨道最多容纳自旋相反的两个电子， 每电子层最多容纳的电子总数应为 2n 2。 表 9-1 量子数和轨道数

轨道角动主量子数磁量子数波函数同一电子层的同一电子层容纳量量子数轨道数（n）nm4电子数（2m2）110012Vis00V2s2480V2pz1±1'W2px,"2py00V3s0V3pz1*3px±13p39180W3dz2±1"Wdxy3dyz±2*ydy' Wdx-y?*这些实波函数是经过组合以后得到的。二、原子轨道的角度分布原子轨道有其图形和空间方向。把波函数m.l.m(r,0,g)写成：n,lm(r,0,p)=Rn,(r)Yim(0,p)Rn,(r)称为波函数的径向部分或径向波函数，它是电子与核距离r的函数，与n和1有关。Yi.m0p)称为波函数的角度部分或角度波函数，它是方位角θ和的函数，与1和m有关，表达电子在核外空间的取向。角度波函数Yum(0，)的图形随方位角改变而变化。1.s轨道角度分布图是一个球形。2.p轨道角度分布图是双波瓣图形，俗称哑铃"形，每一波瓣是一个球体。三个p轨道分别在x轴、y轴和=轴方向上伸展。坐标平面上波函数值为零，称为节面。p轨道的电子云图形比相应的角度波函数图形瘦，而且两个波瓣没有代数符号的区别。3.d轨道的角度分布图一般各有两个节面，四个橄榄形波瓣。d，的图形很

主量子数 n 轨道角动 量量子数 l 磁量子数 m 波函数 ψ 同一电子层的 轨道数（n 2） 同一电子层容纳 电子数（2n 2） 1 0 0 1s 1 2 2 0 0  2s 4 8 1 0 z  2p ±1 * x  2p ，* y  2p 3 0 0  3s 9 18 1 0 z  3p ±1 * x  3p ，* y  3p 2 0 2  3dz ±1 * 3d xz ，* 3d yz ±2 * 3dxy , * 2 2 3dx -y *这些实波函数是经过组合以后得到的。 二、原子轨道的角度分布 原子轨道有其图形和空间方向。把波函数 ψn,l,m(r,θ,φ)写成： ψn,l,m(r,θ,φ)= Rn,l(r)·Yl,m(θ,φ) Rn,l(r)称为波函数的径向部分或径向波函数，它是电子与核距离 r 的函数， 与 n 和 l 有关。Yl,m(θ,φ)称为波函数的角度部分或角度波函数，它是方位角 θ 和 φ 的函数，与 l 和 m 有关，表达电子在核外空间的取向。角度波函数 Yl ,m(θ，φ)的图 形随方位角改变而变化。 1. s 轨道角度分布图是一个球形。 2. p 轨道角度分布图是双波瓣图形，俗称“哑铃”形，每一波瓣是一个球体。 三个 p 轨道分别在 x 轴、y 轴和 z 轴方向上伸展。坐标平面上波函数值为零，称 为节面。p 轨道的电子云图形比相应的角度波函数图形瘦，而且两个波瓣没有代 数符号的区别。 3. d 轨道的角度分布图一般各有两个节面，四个橄榄形波瓣。 2 z d 的图形很

特殊，负波瓣呈环状。dxy、dz和dyz的波瓣在坐标轴夹角45°处伸展，d-y和d在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。电子云图形相应比较瘦且没有符号的区别。三、原子轨道的径向分布原子轨道的径向分布可以用径向径向分布函数作图，表现电子离核的远近。径向分布函数D(r）定义为概率密度与r为半径的球形薄壳夹层面积的乘积：D(r) = R2 n,1 (r) 4元r2它的反映了电子出现的概率与电子离核的距离r的关系。1.在基态氢原子的玻尔半径是电子出现的最大概率离核的距离。2.径向分布函数有n-1)个峰，每一个峰表现电子在距核r处出现的概率的一个极大值。n越大，主峰距核越远。平均概率离核也越远，原子半径也越大。n一定时，1越小，峰越多，电子在核附近出现的概率越大。两个原子轨道的n和1都不相同时，外层电子也可能在内层出现。第三节电子组态和元素周期表一、多电子原子的能级多电子原子中某电子受其它电子的排斥，抵消了部分核电荷它的吸引，称为屏蔽作用，屏蔽常数表示抵消掉的部分核电荷。引某电子的有效核电荷Z是核电荷Z和屏蔽常数的差：Z=Z-0以Z代替Z，就能近似应用式(9.1)计算电子的能量2'2E=-2H3XR电子的能量与n、Z、α有关。n越小，能量越低：Z愈大，能量愈低：6愈大，能量越高。屏蔽作用主要来自内层电子。当1相同时，n越大，电子层数越多，外层电子受到的屏蔽作用越强，轨道能级愈高：E1s <E2s <E3s <...E2p<E3p<E4p<..*

特殊，负波瓣呈环状。dxy、dxz 和 dyz 的波瓣在坐标轴夹角 45o 处伸展， 2 2 x y d − 和 2 z d 在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。电子云图形相应比较瘦且没有符 号的区别。 三、原子轨道的径向分布 原子轨道的径向分布可以用径向径向分布函数作图，表现电子离核的远近。 径向分布函数 D(r) 定义为概率密度与 r 为半径的球形薄壳夹层面积的乘积： D(r) = R 2 n ,l (r) 4πr2 它的反映了电子出现的概率与电子离核的距离 r 的关系。 1. 在基态氢原子的玻尔半径是电子出现的最大概率离核的距离。 2. 径向分布函数有(n- l)个峰，每一个峰表现电子在距核 r 处出现的概率的一 个极大值。n 越大，主峰距核越远。平均概率离核也越远，原子半径也越大。n 一定时，l 越小，峰越多，电子在核附近出现的概率越大。两个原子轨道的 n 和 l 都不相同时，外层电子也可能在内层出现。 第三节 电子组态和元素周期表 一、多电子原子的能级 多电子原子中某电子受其它电子的排斥，抵消了部分核电荷它的吸引，称为 屏蔽作用，屏蔽常数 σ 表示抵消掉的部分核电荷。引某电子的有效核电荷 Z′是核 电荷 Z 和屏蔽常数 σ 的差： Z′= Z –σ 以 Z′代替 Z，就能近似应用式(9.1)计算电子的能量 2 H 2 R n Z E   = − 电子的能量与 n、Z、σ 有关。n 越小，能量越低；Z 愈大，能量愈低；σ 愈 大，能量越高。 屏蔽作用主要来自内层电子。当 l 相同时，n 越大，电子层数越多，外层电 子受到的屏蔽作用越强，轨道能级愈高： E1s ＜E2s ＜E3s ＜. E2p ＜E3p ＜E4p ＜

n相同时，1愈小，径向分布函数D(r)的峰越多，电子在核附近出现的可能性越大，受到的屏蔽就越弱，能量就愈低：Ens<Enp<End<Enf<...n、1都不同时，一般n越大，轨道能级愈高。但有时会出现反常现象，比如E4s<E3d，称为能级交错。鲍林的近似能级顺序是：E1s<E2s<E2p<E3s<E3p<E4s<E3d<E4p<...徐光宪用（n+0.71）估算原子轨道的能级。二原子的电子组态原子核外的电子排布又称为电子组态。基态原子的电子排布遵守三条规律。（一）Pauli不相容原理在同一原子中不可能有2个电子具有四个完全相同的量子数。或者说一个原子轨道最多只能容纳自旋相反的两个电子。据此，一个电子层最多可以容纳2n2个电子。（二）能量最低原理基态原子的电子排布时，总是依据近似能级顺序，先占据低能量轨道，然后才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。（三）Hund规则电子在能量相同的轨道（简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。有些副族元素，简并轨道全充满、半充满或全空才是能量最低的稳定状态。这个规律称为洪特规则的补充规定。例如氮原子组态是1s22s22p3，三个2p电子的运动状态是：+2.1.1#1t12，1,0，++2: 2, 1, -1, +2在书写20号元素以后基态原子的电子组态时，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。为简化电子组态的书写，把内层达到稀有气体电子层结构的部分称为原子芯，用稀有气体元素符号加方括号表示。原子芯写法还指明了元素的价层电子结构。化学反应中价电子的结构发生改变，引起元素化合价的变化；原子芯部分的

n 相同时，l 愈小，径向分布函数 D(r)的峰越多，电子在核附近出现的可能 性越大，受到的屏蔽就越弱，能量就愈低： Ens ＜Enp ＜End ＜Enf＜. n 、l 都不同时，一般 n 越大，轨道能级愈高。但有时会出现反常现象，比 如 E4s＜E3d，称为能级交错。 鲍林的近似能级顺序是： E1s ＜E2s ＜E2p＜E3s ＜E3p＜E4s＜E3d＜E4p＜. 徐光宪用（n+0.7l）估算原子轨道的能级。 二 原子的电子组态 原子核外的电子排布又称为电子组态。基态原子的电子排布遵守三条规律。 （一）Pauli 不相容原理 在同一原子中不可能有 2 个电子具有四个完全相同的量子数。或者说一个原 子轨道最多只能容纳自旋相反的两个电子。据此，一个电子层最多可以容纳 2n 2 个电子。 （二）能量最低原理 基态原子的电子排布时，总是依据近似能级顺序，先占据低能量轨道，然后 才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。 （三）Hund 规则 电子在能量相同的轨道（简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方 向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。 有些副族元素，简并轨道全充满、半充满或全空才是能量最低的稳定状态。 这个规律称为洪特规则的补充规定。 例如氮原子组态是 1s22s22p3，三个 2p 电子的运动状态是： 2，1，0， 2 1 + ；2，1，1， 2 1 + ；2，1，-1， 2 1 + 在书写 20 号元素以后基态原子的电子组态时，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。 为简化电子组态的书写，把内层达到稀有气体电子层结构的部分称为原子 芯，用稀有气体元素符号加方括号表示。原子芯写法还指明了元素的价层电子结 构。化学反应中价电子的结构发生改变，引起元素化合价的变化；原子芯部分的

电子结构一般不改变。价电子所处的电子层称为价层。离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写。三、元素周期表（一）能级组和元素周期按能级的高低把原子轨道划分为若干能级组，不同能级组的原子轨道之间能量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别小。能级组与近似能级顺序一致。（n+0.71）计算法同样能预测能级组。每一个能级组对应元素周期表的一个周期。第1能级组只有1s能级，容纳2个电子，对应的第1周期只有2个元素。。其后第n能级组从ns能级开始到np能级结束，形成第n周期。根据电子排布规律，各周期元素的数目按2、8、8、18、18、32、32的顺序增加。（二）价层电子组态与族原子价层电子组态相似的元素为一族。元素的性质也与价层电子组态相关。1.周期表中有8个主族：IA~VIIA。主族元素的内层轨道全充满，外层电子组态是nsl到ns-np，外电子层同时又是价层。外层电子的总数等于族数。2.周期表中有8个副族：IB~VIIB。副族元素一般是(n-1)d或(n-2)f轨道依次填充电子，(n-2)f、(n-1)d和ns电子都是副族元素的价层电子。第1、2、3周期没有副族元素。第4、5周期副族各有10个元素：IIIB~VIB，族数等于（n-1)d及ns电子数的总和；VB族有三列元素，(n-1)d及ns电子数的和达到8~10；IB、IIB族元素完成了(n-1)dI0电子结构，ns电子数等于族数。第6、7周期，IIIB族是镧系和钢系元素，它们各有14个，(n-2)f轨道被填充，(n-1)d轨道电子数为1或0。IVB族到IIB族元素的(n-2)f轨道全充满，(n-1)d和ns轨道的电子结构与第4、5周期相应的副族元素类似。（三）元素分区1.s区元素的价层电子组态是nsl和ns?，包括IA和IA族元素。除H外都是活泼金属。2.p区元素的价层电子组态是nsnpl~6，包括IIA~VIIA族。大部分是非金属元素。VIA族是稀有气体。第1周期的He在p区，电子组态是1s2，属稀有气体。p区元素多有可变的氧化值

电子结构一般不改变。价电子所处的电子层称为价层。 离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写。 三、元素周期表 （一）能级组和元素周期 按能级的高低把原子轨道划分为若干能级组，不同能级组的原子轨道之间能 量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别小。能级组与近似能级顺序一致。 （n+0.7l）计算法同样能预测能级组。 每一个能级组对应元素周期表的一个周期。第 1 能级组只有 1s 能级，容纳 2 个电子，对应的第 1 周期只有 2 个元素。其后第 n 能级组从 ns 能级开始到 np 能级结束，形成第 n 周期。根据电子排布规律，各周期元素的数目按 2、8、8、 18、18、32、32 的顺序增加。 （二）价层电子组态与族 原子价层电子组态相似的元素为一族。元素的性质也与价层电子组态相关。 1. 周期表中有 8 个主族：ⅠA~ⅧA。主族元素的内层轨道全充满，外层电 子组态是 ns 1 到 ns 2np 6，外电子层同时又是价层。外层电子的总数等于族数。 2. 周期表中有 8 个副族：ⅠB~ⅧB。副族元素一般是 (n-1)d 或 (n-2)f 轨道 依次填充电子，(n-2)f、(n-1)d 和 ns 电子都是副族元素的价层电子。第 1、2、3 周期没有副族元素。第 4、5 周期副族各有 10 个元素：ⅢB~ⅦB，族数等于 (n-1)d 及 ns 电子数的总和；ⅧB 族有三列元素，(n-1)d 及 ns 电子数的和达到 8~10；ⅠB、 ⅡB 族元素完成了(n-1)d10 电子结构，ns 电子数等于族数。第 6、7 周期，ⅢB 族 是镧系和锕系元素，它们各有 14 个， (n-2)f 轨道被填充， (n-1)d 轨道电子数为 1 或 0。ⅣB 族到ⅡB 族元素的(n-2)f 轨道全充满，(n-1)d 和 ns 轨道的电子结构与 第 4、5 周期相应的副族元素类似。 （三）元素分区 1. s 区元素的价层电子组态是 ns 1 和 ns 2，包括ⅠA 和ⅡA 族元素。除 H 外都 是活泼金属。 2. p 区元素的价层电子组态是 ns 2np 1~6，包括ⅢA~ⅧA 族。大部分是非金属 元素。ⅧA 族是稀有气体。第 1 周期的 He 在 p 区，电子组态是 1s2，属稀有气体。 p 区元素多有可变的氧化值

3.d区元素的价层电子组态一般为n一1)dl~8ns?，包括IIIB~VIB族。它们都是金属，每种元素都有多种氧化值。4.ds区元素的价层电子组态为(n一1)d10nsl~2，包括IB和IIB族。它们(n-1)d轨道是充满的。它们都是金属，一般有可变氧化值。5.f区元素的价层电子组态一般为（n-2)f0~14(n一1)d0~1ns，包括镧系和钢系元素。它们的最外层电子数目、次外层电子数目大都相同，只有(n－2)层电子数目不同，每个系内各元素化学性质相似。它们都是金属，也有可变氧化值。（四）过渡元素概念过渡元素包括d区、ds区和f区的元素，其中镧系和钢系称为内过渡元素。第四节元素性质的周期性变化规律一、有效核电荷周期表从上到下每增加一个周期，就增加一个电子层，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。同一周期中从左到右，增加的几乎都是同层电子，屏蔽常数较小，有效核电荷增加迅速。短周期增加较快，长周期增加较慢，f区元素几乎不增加。二、原子半径共价半径是指以共价单键结合的两原子核间距离的一半。同一周期从左到右，有效核电荷愈大，主族元素的原子半径逐渐减少，过渡元素原子半径缩小缓慢，内过渡元素有效核电荷变化不大，原子半径几乎不变同一主族从上到下，有效核电荷增加缓慢，而电子层数增加使得原子半径递增。三、元素的电负性元素的第一电离能是气态的基态原子失去一个电子，变成气态的正一价离子所需要的最低能量。同一周期中，第一电离能从左到右逐渐增加，同一主族中，第一电离能从上到下逐渐减小。气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量，称为电子亲合势。卤族元素的原子结合电子放出能量较多，金属元素放出能量较少甚至吸收能量

3. d 区元素的价层电子组态一般为(n－1)d1~8ns 2，包括ⅢB~ⅧB 族。它们都是 金属，每种元素都有多种氧化值。 4. ds 区元素的价层电子组态为(n－1)d10ns 1~2，包括ⅠB 和ⅡB 族。它们(n－ 1)d 轨道是充满的。它们都是金属，一般有可变氧化值。 5. f 区元素的价层电子组态一般为(n – 2)f 0~14(n－1)d 0~1ns 2，包括镧系和锕系 元素。它们的最外层电子数目、次外层电子数目大都相同，只有(n – 2)层电子数 目不同，每个系内各元素化学性质相似。它们都是金属，也有可变氧化值。 （四）过渡元素概念 过渡元素包括 d 区、ds 区和 f 区的元素，其中镧系和锕系称为内过渡元素。 第四节 元素性质的周期性变化规律 一、有效核电荷 周期表从上到下每增加一个周期，就增加一个电子层，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。 同一周期中从左到右，增加的几乎都是同层电子，屏蔽常数较小，有效核电 荷增加迅速。短周期增加较快，长周期增加较慢，f 区元素几乎不增加。 二、原子半径 共价半径是指以共价单键结合的两原子核间距离的一半。 同一周期从左到右，有效核电荷愈大，主族元素的原子半径逐渐减少，过渡元素 原子半径缩小缓慢，内过渡元素有效核电荷变化不大，原子半径几乎不变。 同一主族从上到下，有效核电荷增加缓慢，而电子层数增加使得原子半径递 增。 三、元素的电负性 元素的第一电离能是气态的基态原子失去一个电子，变成气态的正一价离子 所需要的最低能量。同一周期中，第一电离能从左到右逐渐增加，同一主族中， 第一电离能从上到下逐渐减小。 气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量，称为电子 亲合势。卤族元素的原子结合电子放出能量较多，金属元素放出能量较少甚至吸 收能量

元素电负性X表示原子吸引成键电子的相对能力，电负性大者，原子在分子中吸引成键电子的能力强，反之就弱。同一周期中，从左到右元素电负性递增：同一主族中，从上到下元素电负性递减。副族元素的电负性没有明显的变化规律。金属元素的电负性一般小于2，非金属元素的电负性一般大于2。第五节元素和人体健康（略）难题解析例9-1什么是原子轨道？原子轨道是什么样子？析原子轨道不是像月球绕地球运动或地球绕太阳运动的那种圆形或椭圆形的运动轨迹，因为原子核外的电子具有波粒二象性，不可能同时有确定的位置和速度，也就无法按照一定方向行进。电子的运动并不是没有规律可循：我们不能知道某一刻电子在什么位置，但是我们能知道它出现在那个位置的可能性有多大。为了表达这样的概率，人们发现了波函数。波函数的几何图形就是原子轨道的形状。答原子中的电子在核外空间出现的概率是通过波函数描述的，波函数的平方的意义是电子在核外空间出现的概率密度。习惯上把这种描述电子运动的波函数称作原子轨道。原子轨道的角度部分和径向部分可以用几何图形表现出来。角度部分的几何图形是原子轨道的形状，如s轨道是球形的，p轨道是哑铃形的。径向部分的图形是曲线，例如径向分布函数曲线的峰表现据原子核一定距离处电子概率的极大值。例9-2概率密度、概率、径向分布函数之间是些什么关系？析概率就是可能性。电子在原子核外的整个无限区间出现的概率为1，在空间某一有限区域出现的概率必小于1。这个空间区域电子概率的大小与空间区域的大小和概率密度有关，是这两个因素的总体体现。答概率密度反映了电子在原子核外的某一点周围微小区域单位体积内出现的概率，概率密度与此微体积的乘积就是这个微区域的电子概律；把微体积扩大到无限空间，概率等于1。如果把微小区域定义为离原子核一定距离的球形表面乘以表面上微壳层的厚度，那么概率密度函数乘以求表面积所得到的径向分布函

元素电负性 X 表示原子吸引成键电子的相对能力，电负性大者，原子在分 子中吸引成键电子的能力强，反之就弱。 同一周期中，从左到右元素电负性递增；同一主族中，从上到下元素电负性 递减。副族元素的电负性没有明显的变化规律。 金属元素的电负性一般小于 2，非金属元素的电负性一般大于 2。 第五节 元素和人体健康 （略） 难题解析 例 9-1 什么是原子轨道？原子轨道是什么样子？ 析 原子轨道不是像月球绕地球运动或地球绕太阳运动的那种圆形或椭圆形 的运动轨迹，因为原子核外的电子具有波粒二象性，不可能同时有确定的位置和 速度，也就无法按照一定方向行进。电子的运动并不是没有规律可循：我们不能 知道某一刻电子在什么位置，但是我们能知道它出现在那个位置的可能性有多 大。为了表达这样的概率，人们发现了波函数。波函数的几何图形就是原子轨道 的形状。 答 原子中的电子在核外空间出现的概率是通过波函数描述的，波函数的平 方的意义是电子在核外空间出现的概率密度。习惯上把这种描述电子运动的波函 数称作原子轨道。原子轨道的角度部分和径向部分可以用几何图形表现出来。角 度部分的几何图形是原子轨道的形状，如 s 轨道是球形的，p 轨道是哑铃形的。 径向部分的图形是曲线，例如径向分布函数曲线的峰表现据原子核一定距离处电 子概率的极大值。 例 9-2 概率密度、概率、径向分布函数之间是些什么关系？ 析 概率就是可能性。电子在原子核外的整个无限区间出现的概率为 1，在 空间某一有限区域出现的概率必小于 1。这个空间区域电子概率的大小与空间区 域的大小和概率密度有关，是这两个因素的总体体现。 答 概率密度反映了电子在原子核外的某一点周围微小区域单位体积内出现 的概率，概率密度与此微体积的乘积就是这个微区域的电子概律；把微体积扩大 到无限空间，概率等于 1。如果把微小区域定义为离原子核一定距离的球形表面 乘以表面上微壳层的厚度，那么概率密度函数乘以求表面积所得到的径向分布函

数，表现了离原子核一定距离处电子概率的大小。例9-3为什么周期表中从左到右原子半径减小，从上到下原子半径增大？非金属元素的原子一般都比金属原子小吗？析原子半径的大小可以表现为电子出现的平均概率离原子核的远近，或者直接说电子离核的远近，它受核对电子吸引力大小的直接影响。所以本题的关键是有效核电荷的变化规律。答同一周期从左到右各元素原子的核电荷和主族元素原子的外层电子数都逐一增加；因为电子层数不变，同层电子的屏蔽效应不大，有效核电荷增加就明显。有效核电荷愈大，对外层电子的吸引力愈大，原子半径就愈小。所以周期表中从左到右原子半径减小。从上到下各元素原子的电子层数逐一增加，由于内层电子的屏蔽效应，有效核电荷增加缓慢，但电层数是增多的，所以原子半径就增大。从此规律来看，原子半径小的元素分布在周期表的右上角，非金属元素也正好在此位置，因此非金属元素原子一般比同周期金属小，也比同一族的金属小。例9-4为什么第n电子层有n2个原子轨道，能容纳2m2个电子？析本题要么看似简单，要么不好作答。解题关键是明确决定原子轨道和决定电子运动状态的量子数的取值规律。答：电子层由主量子数n确定，而原子轨道必须由n，l，m三个量子数来确定。1取值受n的制约，m取值又受1的制约。第n电子层中，1取0到(n-1)的n个值，给出n个电子亚层；1电子亚层中，m取-1到+1的2+1个值，即1亚层共有2+1个原子轨道。所以第n电子层的原子轨道数按各亚层排列应该是：1个、3个、5个、***、2(n-1)+1=2n-1个。现在求和这些奇数，得n2。一个原子轨道最多容纳自旋相反的两个电子，所以第n电子层的n2个原子轨道能容纳2个电子。相关知识介绍测不准原理是物质世界的一个基本的不可回避的性质人们习惯于对物体运动轨迹的准确描述，大到天体如何运行、小到微尘如何飞扬。这种认识基于对物体能够准确定位。为了预测一个物体运动状态，人们必须准确测量它的位置和速度。测定意味着施加一个物理作用于作为被测对象的物体之上，这在任何一种测量中都无法幸免。显然对在微观粒子尺度空间的测量方法用光照合适。然而，光照也无法把粒子的位置确定到比光的波长更小的程度

数，表现了离原子核一定距离处电子概率的大小。 例 9-3 为什么周期表中从左到右原子半径减小，从上到下原子半径增大？非 金属元素的原子一般都比金属原子小吗？ 析 原子半径的大小可以表现为电子出现的平均概率离原子核的远近，或者 直接说电子离核的远近，它受核对电子吸引力大小的直接影响。所以本题的关键 是有效核电荷的变化规律。 答 同一周期从左到右各元素原子的核电荷和主族元素原子的外层电子数都 逐一增加；因为电子层数不变，同层电子的屏蔽效应不大，有效核电荷增加就明 显。有效核电荷愈大，对外层电子的吸引力愈大，原子半径就愈小。所以周期表 中从左到右原子半径减小。从上到下各元素原子的电子层数逐一增加，由于内层 电子的屏蔽效应，有效核电荷增加缓慢，但电层数是增多的，所以原子半径就增 大。从此规律来看，原子半径小的元素分布在周期表的右上角，非金属元素也正 好在此位置，因此非金属元素原子一般比同周期金属小，也比同一族的金属小。 例 9-4 为什么第 n 电子层有 n 2 个原子轨道，能容纳 2n 2 个电子？ 析 本题要么看似简单，要么不好作答。解题关键是明确决定原子轨道和决 定电子运动状态的量子数的取值规律。 答：电子层由主量子数 n 确定，而原子轨道必须由 n , l , m 三个量子数来确 定。l 取值受 n 的制约，m 取值又受 l 的制约。第 n 电子层中，l 取 0 到(n-1)的 n 个值，给出 n 个电子亚层；l 电子亚层中，m 取-l 到+l 的 2l+1 个值，即 l 亚层共 有 2l+1 个原子轨道。所以第 n 电子层的原子轨道数按各亚层排列应该是： 1 个、 3 个、5 个、···、2(n-1)+1=2n-1 个。现在求和这些奇数，得 n 2。一个原子轨道最 多容纳自旋相反的两个电子，所以第 n 电子层的 n 2个原子轨道能容纳 2n 2个电子。 相关知识介绍 测不准原理是物质世界的一个基本的不可回避的性质 人们习惯于对物体运动轨迹的准确描述，大到天体如何运行、小到微尘如何 飞扬。这种认识基于对物体能够准确定位。为了预测一个物体运动状态，人们必 须准确测量它的位置和速度。测定意味着施加一个物理作用于作为被测对象的物 体之上，这在任何一种测量中都无法幸免。显然对在微观粒子尺度空间的测量方 法用光照合适。然而，光照也无法把粒子的位置确定到比光的波长更小的程度