原子的电子层结构和元素周期律共59页

电子云的物理意义：
黑点较密的地方表示电子出现的机会多。
电子云的角度分布图
原子轨道的角度分布图有‘’‘’。这是根据的解析式算得的。它不表示电性的正负。
03
作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称 性，因此在讨论化学键的形成时有重要作用。
02
电子云的角度分布图比波函数的角度分布图 略“瘦”些。电子云的角度分布图没有‘’‘’。
波函数
核外电子运动的特殊性
电子云
历史回顾
四个量子数
第一节 核外电子运动的特殊性
道尔顿(J.Dolton)的原子理论---19世纪初
1
汤姆逊发现带负电荷的原子
2
卢瑟福的行星式原子模型
3
近代原子结构理论-----玻尔原子模型
4
一、历史回顾
第一节 核外电子运动的特殊性
道尔顿认为：
掌握用四个量子数描述核外电子运动状态的方法。
01
掌握核外电子的排布及原子结构与元素周期系的关系。掌握元素某些性质的周期性。
02
熟悉波函数、原子轨道、电子云的概念，熟悉原子轨道和电子云的角度分布图。
03
了解核外电子运动的特殊性。了解多电子原子产生能级交错的原因。
04
教学基本要求
01
02
03
04
05
七个能级组
01
02
第二节 核外电子排布规律
1.轨道能及 轨道能级相对高低由 n 和 l 同时决定：
（1）角量子数相同，主量子数大的能量高 E1s＜E2s＜E3s＜E4s
（2）主量子数相同, 角量子数大的能量高 Ens＜Enp＜End＜Enf
（3）主量子数和角量子数均不同时, 出现能级交错 现象。 Ens＜E(n-2)f＜E(n-1)d＜Enp

6
3. 相对原子质量： 按照各种天然同位素原子的质量和丰度算出来得平 均值。 丰度： 在自然界存在的某种元素里，不论是游离 态还是化合态，各种同位素所占的原子一般是个不 变的百分比。
例2： 氯有两种天然同位素，其相对原子质量分别为34.969 （丰度为75.77％）和36.966（丰度为24.23％），试求氯的相 对原子质量。
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原子序数（Z）：将 已知元素按电荷数从 小到大依次排列起来 得到的顺序号。
2
粒子名称
质子 中子 电子
符号
p n e
质量/kg
1.673*10-27 1.675*10-27 9.110*10-31
原子质量 单位
1.007 1.008 0.00055
近似相对 电 荷 粒子质量 （电子电量）
3
原子
A Z
X
原子核
质子 Z个 中子 A-Z个
核外电子 Z个
例1：已知氯原子的原子序数为17，质量数为35，求氯原子的中
子数及核外电子数各为多少？ 解：中子数（N）＝质量数（A）－质子数（＝原子序数Z）
＝35－17＝18 电子数＝ 原子序数＝17
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练习：填写下表中的空格
原子或离子 质子数 中子数 电子数
2. 同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元 素的不同原子互称为同位素。
了解：目前已知，几乎所有的元素，其同位素少则几 种，多则几十种。自然界存在的各种元素的同位素共 三百多种，而人造同位素达一千二百多种。同一种元 素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质 几乎完全相同。
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汇报人：XXXX 日期：20XX年XX月XX日

造了“原子结构示意图”这种特殊的图形。
原子核
第3层 第2层 第1层
该电子 层上的
电子数
+ 15 2 8 5
原子核带正电
质子数
K层 L层 M层
电子层
核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
K Ca
核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
稀有气体元素原子电子层排布
核元元
电素素
荷名符 K 数称号
Z
——元素符号
Z 决定元素种类
拓展：请看下列表示
+d
Hale Waihona Puke X ac+--
b
a b c d各 代表什么
a——代表质量数； b——代表核电荷数； c——代表离子的电荷 数；
d——代表化合价值
核外电子分层排布
• 电子按能量高低在核外分层排布。
1 23 4 56 7 K LMNO P Q
由内到外，能量逐渐升高
二、核外电子排布
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2
18 氩 Ar 2
36 氪 Kr 2
54 氙 Xe 2
86 氡 Rn 2
各层最多电子
数
2
各电子层的电子数
L
M
N
O
P
最外层 电子数
2
8
8
88
8
8 18 8
8
8 18 18 8
8
8 18 32 18 8
8
8 18 32 ? ?
3.元素的化学性质、化合价与原子的 最外层电子排布密切相关
A.
B.
C.
D.
• 2.某元素原子的原子核外有三个电子层, 最外层有4个电子,该原子核内的质子数 为( A )

n
电子层
电子层符 号
1 第一层
K
2 第二层
L
3 第三层
M
4
5
第四层 第五层
N
O
n值越小，该电子层离核越近，能级越低。
15
角量子数(ι)
表示原子轨道或电子云的形状。多电子原子中， 它和主量子数共同决定电子的能量
ι=0、1、2、3 …..(n-1) 的正整数
ι
０
１
２
３
４
形状 球形 哑铃形
花瓣形
电子亚层 s
13
4、薛定谔方程――微粒的波动方程
p137
薛定谔方程的解----波函数ψ（x，y，z）及对应的能量E
对薛定谔方程求解，可以得到是一描述系核列外电波子函在三数维Ψ空１间s中、运Ψ２s、 Ψ２p..... Ψi，相应的能量值 E１s、动状E态２的s一、个数E学２函p数...式.. Ei。
方程的每一个解代表电子的一种可能运动状态
E
Z n2
2.18 1818
J
(n 1,2,3...)
E为能量；Z为核电荷数；n为量子数
7
n
En/J
1
-2.17910-18
2
-5.4510-19
3
-2.4210-19
4
-1.3610-19
5
-8.7210-20
6
-6.0510-20
n越小, 离核越近, 轨道能量越低, 势能值越负。
• 一般情况下，电子尽可能处于能量最低轨道上。获得能量后 可跃迁到激发态，激发态不稳定，电子会释放能量回到基态。
，10故10电~子10坐11标m测定误差 至少要小于 x
才有意义，计10算11 是多大？ v

因为: ε= E2 – E1 = hv
v = ————
E2 – E1
h
; E = – —————— J
2.179 ×10-18
n2
v = —————— —— – ——
2.179 ×10-18
h
n12
n22
1
1
—————— = 3.289×1015 s-1
*
第三章 原子结构
3.1 微观粒子的运动规律
3.2 原子的量子力学模型
3.3 原子核外电子排布和元素周期系
3.4 元素基本性质的周期性
p47页
3.0 氢原子光谱和玻尔理论
*
3.0 氢原子光谱和玻尔理论 p47-49页
氢原子光谱
什么是 线状光谱？
当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时, 发出由不同波长组成的光, 通过棱镜分光后, 得到不同波长的谱线称为线状光谱, 又称原子光谱。不同元素的原子光谱图不同。
根据 x · p ≥ h/2 ，则有:
*
3.2 原子的量子力学模型
3.2.1 波函数和原子轨道
3.2.2 电子云和几率密度
3.2.3 原子轨道及电子云的角度分布图
3.2.4 四个量子数
p59-80页
*
3.2.1 波函数和原子轨道 p59页
薛定锷方程(描述微观粒子运动的波动方程)
o
x
2.179 ×10-18
h
与前面“里德堡常数”比较: R = 3.289×1015 s-1 (实验值)
(计算值)
玻尔氢原子结构理论成功地解释了氢原子光谱的规律性, 但是用于解释多电子原子光谱或磁场内的光谱却遇到了困难, 其主要原因是没有完全冲破经典物理的束缚, 后来, 微观粒子二象性的发现, 导致了现代原子结构理论的产生。

1.世界著名的传统工业区：德国鲁尔区、英 国中部工业区、美国东北部工业区等。 我国传统工业区：东北工业区、目前山西 以煤炭为主的工业区。
• 2.传统工业区的发展条件：煤、铁资源以及 优越的交通条件，
• 主要传统产业煤炭、钢铁、机械、化工等。 3.传统工业区的发展：20世纪70年代前兴
盛—70年代后衰落—现在又兴盛。
应注意结合图记忆世界著名传统工业区的分布，同时结合资源 分布图理解传统工业区发展的物质条件：一般是在丰富的煤、 铁资源的基础上（加上优越的交通运输条件），以煤炭、钢铁、 机械、化工等传统工业为主，以大型工业企业为轴心，逐渐发
展起来的工业地域。
这些传统工业区在本国以至世界工业发展过程中曾经起着重要 作用。但20世纪50年代以来，尤其是70年代以来，开始出现衰 落。有些工业区后来经过长期的改造历程后，现在又成为一颗 备受瞩目的新星。下面我们就以德国的传统工业区——鲁尔区
三、鲁尔区可持续发展的主要策略
1、改造传统产业，大力扶持新兴产业，实现产业结构多元化
措施
做法
效果
改造 工业
对煤炭、钢铁等传统工 业实行集中化、合理化 的改造和整顿
厂矿企业数量大幅度下 降，生产规模大幅度提 高
扶持 产业
联邦、州政府及鲁尔区 煤管协会等着力改造投 资环境，鼓励新兴产业 迁入
新建、迁入企业数量大 大超过同期德国平均水 平
（2）煤炭的能源地位下降 （石油的地位在上升）
（3）世界性钢铁过剩 20世纪50年代以后，随着社会经济的发展，产钢 和出口钢的国家越来越多（尤其像日本、意大利等 国依靠临海区位优势发展钢铁工业，成本低，竞争 力强），另外，发展中国家相继独立后，积极发展 各自的民族工业（它们发展钢铁工业的最大优势是 当地资源丰富），使世界钢铁市场竞争激烈。70年 代的经济危机，以及钢产品的替代产品（如铝合金、 塑钢等）的广泛使用，使世界钢材消耗量急剧减少， 表现为世界性钢铁过剩，导致鲁尔区钢铁工业生产 萎缩。

结论：电离能的大小反映了原子 失去电子的难易。
电子亲和能 (EA )
元素的气态原子在基态时得到一个电子形成气态 阴离子所放出的能量，叫电子亲和能。
电子亲和能的大小反映原子获得电子的难易；电 子亲和能越负，原子获得电子的能力越强。
递变规律： 主族：左→右，减小；上→下，增大。
电离能、电子亲和能都只从一个侧面 反映了原子得失电子的能力。1932年鲍林 首先提出元素电负性的概念，可全面衡量 分子中原子争夺电子的能力 。
元素原子的电子层结构呈周期性变化，元 素性质也呈周期性变化吗？
元素性质的周期性
原子半径 电离能 电子亲和能 电负性 元素的金属性和非金属性 ……
原子半径
严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。 迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的。
金属半径
金属单质晶体中两相邻金属原子核间距离的一半， 称为该金属原子的金属半径。
若形成化合物的两种原子电负性相差(∆χ)： 离子键 >1.7，共价键<1.7。
电负性变化的形象表示
元素的氧化值
元素的氧化值与其价层电子构型有关；元素 原子参加化学反应时：
最高氧化值=该原子的价电子总数(O、F除外) 非金属元素最低负氧化值 = 最高正氧化值- 8
元素的金属性与非金属性
元素的金属性：原子失去电子成为阳离子的能 力电离能
a、主族元素的族数=原子最外层的电子数 特点：次外层的电子数为8或18
b、副族元素：主族元素以外的其它元素 特点：8<次外层的电子数<18 族数=(n-1)d+ns的电子数（第Ⅷ族外）
c、ⅠB、ⅡB副族元素的特点(n-1)d10ns1~2 族数=最外层的电子数
d、第Ⅷ族的特点: (n-1)d6~8ns2

②分子：N2、CO 和 C2H2；S 和 O2 等。
[例 1]
某同学在画某种元素的一种单核微粒的结构示意图时，忘记 在圆圈内标出其质子数，请你根据下面的提示做出自己的判断。
(1)该微粒是中性微粒，这种微粒的符号是_____A__r_。 (2)该微粒的盐溶液能使溴水褪色，并出现浑浊，这种微粒 的符号是____S_2_－__________。
(2)举例： r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 2．同主族——“序大径大” (1)规律；同主族，从上到下，最外层电子数相同，随着原 子序数的递增，原子半径逐渐增大。
(2)举例： r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) ， r(Li ＋ )<r(Na ＋ )<r(K ＋ )<r(Rb ＋)<r(Cs＋)。
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两 性氢氧化物
最高价氧化物 对应的水化物 碱性逐渐减弱
②Si、P、S、Cl 非金属性的比较
Si
P
S
单质与氢气反 应的条件
形成的气态氢 化物的热稳定
性 最高价氧化物 对应的水化物 (含氧酸)酸性
强弱
高温
SiH4□31很 不稳定
H2SiO3□ 35 弱酸
磷蒸气与 氢气能反
渐增强
结论：随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现 周期性的变化。
N金a―属―M性―g减―弱―A，l―――非S―i金―属P―性―S增→强Cl
3．元素周期律 内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的 规律。 实质：元素周期律是核外电子排布发生周期性变化的必然结 果。

产生
产生
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
剧烈反应， 产生H2
强碱
缓慢反应， 产生H2
两性氢氧化物
减弱
减弱
增强
随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈 周期性变化。
规律：
同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强， 非金属性逐渐减弱；
原子结构
反映 决定
反映 决定
表中位置
决定 反映
元素性质
课堂练习
例1：下列各组元素性质递变情况错误的是
（ C）
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．B、C、N、O、F 原子半径依次增大 D．Li、Na、K、Rb 的金属性依次增强
例2 ：某元素的气态氢化物化学式为H2R， 此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可
Cl-
+17 2 8 7
+17 2 8 8
答案：半径 Cl- > Cl
讨论：
比较Na+与Mg2+半径大小
Na+
+11 2 8
Mg2+
+12 2 8
答案：半径 Na+ > Mg2+
讨论： 比较O2-与F-半径大小
O2-
+8 2 8
F-
+9 2 8
答案：半径 O2- > F-
【课堂练习】
写出下列微粒的半径由大到小的顺序： F-、O2-、Na+、Mg2+
3、核外电子排布的表示方法
原子结构示意图

原子半径的比较方法：从左到右，逐渐减小；从上到下， 逐渐增大。（稀有气体元素除外）
思考
在1~18号元素原子中半径最小的原子和半 径最大的原子分别是什么？
知识拓展
1~18号元素原子中半径最小的原子是氢原子， 半径最大的原子为钠原子。 [练习] 比较原子半径的大小（填“>”或“<”） K < Cs，O >F，Na >Mg，Na > Cl，Na > F
X
一、原子核外电子排布 2、原子结构示意图
各电子层排布的电子数
电子层(从里到外依次为K、L、M· · · · · · 层)
核电荷数 原子核
1－18号原子结构示意图
思考： 你能由上述原子结构示意图总结出原
子核外电子排布的规律吗？
一、原子核外电子排布 2、原子核外电子排布
(1)核外电子按能量高低分层排布（运动） 根据电子的能量差异和通常运动区域离 电子层: 核的远近不同，将核外电子运动的不同 区域称为电子层。 电子层数n 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 电子能量 低 高 离核距离 近 远
倒数第三层不超过32个。
上述规律相互制约，相互联系!
前20号元素的原子结构的特殊性
H （1）原子核中无中子的原子：_______ Li 、Na 、K 、 H （2）最外层有1个电子的元素： ___________
1 1
Be 、Mg、Ca、He （3）最外层有2个电子的元素： _________________ 、Ar （4）最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be ________
随着原子序数递增，元素的化学性质是否 也会有相应的周期性变化规律呢？
信息提示！ 1、元素金属性强弱的判断依据：