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1、第一讲原子结构一、核外电子运动状态（一）核外电子运动状态的特殊性波动性：有波的特点，象光波一样可产生衍射粒子性：但由于微观微粒的特殊性，无法确定其位置、动量、无法描绘运动轨迹，即测不准为了形象化地描述电子的运动情况,人们用小黑点的疏密来表示电子在空间某处出现机会的多少,小黑点多的地方表示电子在该处出现的会多,小黑点少的地方表示电子在该处出现的机会少,这种表示方法的图像被称为电子云。如氢原子中的电子,处于能量最低的状态时的电子云见图1-1。图1-1处于能量最低状态的氢原子的电子云(这是一个剖面图)（二）核外电子运动状态的描述主量子数n(电子层)n=
2、1时对应第一层,n=2时对应第二层,依次类推。轨道的能量主要由主量子数n决定,n越小轨道能量越低。角量子数l(电子亚层)电子云形状有关,它也影响原子轨道的能量。n和l一定时,所有的原子轨道称为一个亚层,n确定时,l值越小亚层的能量约低。L取小于n的正整数，n＝0时符号s，1,2,3时p，d，f。磁量子数m(电子云的伸展方向)与原子轨道在空间的伸展方向有关,s亚层一种,p亚层三种,d亚层五种,f亚层七种,如2p亚层有3种不同的空间伸展方向,一般将3个2p轨道写成2px,2py,2pz。四个量子数电子层数n电子亚层原子轨道数1S12S、ｐ 1+
3、3＝4Ｓ、ｐ、ｄ1+3+5＝9Ｓ、ｐ、ｄ、ｆ1+3+5+7＝16ｎ ｎ２（4）电子的自旋实验表明,电子自身还具有自旋运动。电子的自旋运动用一个量子数ms表示,ms称为自旋磁量子数。对一个电子来说其ms可取或两个不同的数值1/2和-1/2。习惯上,一般将ms取1/2的电子称为自旋向上,表示为;将ms取-1/2的电子称为自旋向下,表示为。实验证明,同一个原子轨道中的电子不能具有相同的自旋磁量子数ms,也就是说,每个原子轨道只能占两个电子,且它们的自旋不同。电子电子亚层原子每个电子层层数n轨道数的电子数1S122
4、S、ｐ 1+3＝48Ｓ、ｐ、ｄ1+3+5＝98Ｓ、ｐ、ｄ、ｆ1+3+5+7＝1618ｎ ｎ２2n2原子轨道的图象对一个原子来说,由于主量子数n可取任意的整数值,因此原子轨道的数目是无限的。每个电子层上的原子轨道数是不相同,例如n=1时,只有一个亚层,这个亚层也只有一个原子轨道,即1s轨道;n=2时,有两个亚层,分别为s和p亚层,s亚层有一个原子轨道2s,p亚层有3个2p轨道;n=3时,有三个亚层,分别为s、p、d亚层,s亚层有一个原子轨道3s,p亚层有3个3p轨道,d亚层有5个3d轨道。依次可以知道各个层上的原子轨道数
5、目。图1-2给出了1s、2p、3d共9个原子轨道的示意图。某些原子轨道示意图.电子云的实际形状(1).电子云的总体分布图(2).电子云的界面图──能包含95%电子云的等密度面称电子云的界面图。用电子云的界面图来表示电子云，要比电子云黑点图方便的多。（三）.原子核外电子的排布规律我们知道,原子核外有无数的原子轨道,电子是如何占据这些轨道的呢?这就是核外电子的排布问题。原子中的电子按照一定的规则排布在原子轨道上,那么这些规则是什么呢?(1)能量最低原理:原子中的电子按照能量由低到高的顺序排布到原子轨道上,遵循能量最低原理。例如,氢原子只有一个电子,排
6、布在能量最低的1s轨道上,表示为1s1,这里右上角的数字表示电子的数目。影响原子轨道能量高低的因素电子层：电子层数越大能量越高电子亚层：ｓ、ｐ、ｄ、ｆ依次升高，相同电子层同一电子亚层能量相同称为等价轨道或简并轨道。电子屏蔽效应：将其它电子对某个选定电子的排斥作用，相当于降低了部分核电荷的吸引力，能量较高。电子钻穿效应：在原子核附近出现几率较大的电子可以较多的避免其它电子的屏蔽作用，直接接受较大的核电荷的吸引，能量较低。根据能量最低原理,电子在原子轨道上排布的先后顺序与原子轨道的能量高低有关,人们发现绝大多数原子的电子排布遵循下图的能量高低顺序,这
7、张图被称为构造原理(aufbauprinciple)。1s2s3s4s5s6s7s2p3p3d4p4d4f5p5d5f5g6p6d6f7p7d7f按照n+0.7l的大小顺序排列(2)泡利不相容原理(Pauliexclusionprinciple)一个原子轨道上最多能排布几个电子的呢?物理学家泡利指出一个原子轨道上最多排布两个电子,且这两个电子必须具有不同的自旋。即一个原子内不存在运动状态四个方面完全相同的电子。按照能量最低原理和泡利不相容原理,硼原子B的电子排布是1s22s22p1。其轨道表示式如图：1s2s2p3s3p(3)洪特(F.
8、Hund)规则：氮原子的电子排布是1s22s22p3,那么2p轨道上的3个电子在3个2p轨道如何排布呢?洪特在研究了大量原子光谱的实验后
