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原子的结构和周期表原子是构成物质的基本单位。
为了更好地理解原子的结构和性质，科学家们发展了一个非常重要的工具，即周期表。
本文将深入探讨原子的结构和周期表的特点，以及它们在化学研究和应用中的重要性。
一、原子的结构原子由三个基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子和中子位于原子核中心，质子带有正电荷，而中子则没有电荷。
电子以轨道的形式绕原子核运动，每个电子带有负电荷。
原子的质量数由质子和中子的数量之和决定，而原子的电荷数由质子和电子的数量之差决定。
对于稳定的原子，质子和电子的数量一定是相等的，因此原子是电中性的。
原子的结构可以用原子模型来描述。
最简单的原子模型是Rutherford模型，他提出了原子核的概念，并认为电子在空间中绕原子核轨道运动。
然而，根据量子力学的理论，使用波函数来描述电子的运动更为准确和全面。
二、原子的元素根据原子核中质子的数量，每种元素拥有不同的原子序数。
原子序数决定了元素在周期表中的位置。
周期表按照原子序数的增加顺序排列，每个元素都有其特定的原子序数、原子符号和原子质量。
周期表的布局遵循一定的规则。
主要被分为周期和族。
周期是指横向的行数，而族是指纵向的列数。
周期表中的元素根据原子结构的相似性进行分类，相似的元素位于同一族或同一侧。
三、周期表的特点周期表的主要特点有以下几个方面：1. 阶梯状分布：从周期表可以清晰地看出，从左上到右下有一条倾斜的分界线，被称为金属和非金属的分界线。
金属通常位于分界线的左侧，而非金属位于分界线的右侧。
这种分布方式反映了不同元素的化学性质和反应特点。
2. 周期性特征：周期表中的元素按照原子序数自然排列，从左到右和从上到下都显示出周期性的特征。
同一周期中的元素有着相似的化学性质和反应规律。
周期表的周期性特征为科学家们预测元素的性质和研究化学反应提供了重要的线索。
3. 原子半径的变化：在周期表中，原子半径随着周期数的增加而减小，而在同一周期中，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大。
原子结构与元素周期表的关系解析原子结构是描述原子内部组成的理论模型，而元素周期表则是对所有已知元素进行系统分类和整理的表格。
原子结构和元素周期表之间存在着紧密的关系，本文将对这一关系进行深入解析。
一、原子结构的基本组成原子是由质子、中子和电子组成的基本粒子。
质子具有正电荷，质量接近于1个原子质量单位（amu），位于原子核中心；中子无电荷，质量与质子相近，也位于原子核中心；电子具有负电荷，质量极轻，约为1/1836 amu，以环绕在原子核外部的轨道上。
二、元素周期表的组织结构元素周期表按照原子序数的大小排列，同一列上的元素具有相似的化学性质。
每个元素都由一个原子核和相应数量的电子构成。
元素周期表的主要组成部分有周期数、族数、元素符号、相对原子质量等。
三、原子结构与周期表的关系1. 原子序数与周期表：原子序数即为元素在周期表中的位置，它反映了原子核中质子的数目，也决定了元素的化学性质。
原子序数从左至右递增，与周期表的周期数对应。
每个周期的最后一个元素一般为惰性气体，即具有稳定的电子配置，不易参与化学反应。
2. 原子质量与周期表：原子质量是指元素中质子和中子的总质量。
原子质量与周期表中的相对原子质量相对应。
一般来说，相对原子质量越大，元素的原子质量也越大。
周期表中的元素按照相对原子质量的递增顺序排列。
3. 电子结构与周期表：原子的电子结构决定了元素的化学性质。
元素周期表中的每个周期代表了主量子数的变化，而每个组则代表了元素的价电子层数目。
根据元素的电子结构，可以预测元素的化合价以及各种化学反应的倾向性。
四、元素周期表的应用元素周期表对化学、物理等领域具有重大的意义和应用价值。
1. 元素周期表为化学元素的分类与整理提供了基本框架，有助于系统地研究元素的性质和相互关系。
2. 元素周期表为了预测和解释元素的化学性质提供了便利，有助于合成新的化合物以及开发材料科学的领域。
3. 元素周期表通过列出元素的物理特性和化学性质，为教学和研究提供了重要的参考和学习工具。
第六章 原子结构与周期系内容1．量子力学的提出； 2．原子中电子运动状态的描述；3．氢原子波函数和电子云图；4．量子数n 、l 、m 的物理意义； 5．多电子原子结构和元素周期表。
知识点与考核点1． 微观粒子的波粒二象性微观粒子（电子、原子、分子等静止质量不为零的实物粒子）集波动性（概 率波）与粒子性为一体的特性。
2． 概率波微观粒子在空间某处出现的可能性，具有统计意义，不是物理学中的经典波， 而是波强与微粒出现概率成正比的概率波。
3． 粒子运动状态的描述宏观物体的运动状态可以同时用准确的坐标．．和动量．．来描述；但是对微观粒子 （例如电子）却不能同时准确地确定坐标和动量。
量子力学对微观粒子的运动状态是用描述概率波的波函数来描述的。
4． 波函数描述概率波的波函数ψ。
一个ψ是描述微观粒子一种状态的某种数学函数式。
通过解薛定谔方程可以得到波函数的具体形式。
氢原子定态的薛定谔方程为)xyz (E )xyz (V )xyz ()zy x (m h ψψψπ=+∂∂+∂∂+∂∂-222222228m 是电子的质量，x 、y 、z 是电子的坐标，V 是势能，E 是总能量， h 是普朗克常数，)xyz (ψ是波函数。
5． 主量子数（n ）它决定轨道的能量，可反映电子在原子核外空间出现区域离原子核平均距 离的量子数。
n = 0， 1， 2， 3， 4， 5 6…光谱学符号为K ， L ， M ， N ， O ， P ， Q …。
n 相同则处于同一电子层。
6． 角量子数（l ）决定电子运动角动量的量子数，也决定电子在空间角度分布的情况，与电子云的形状密切相关，多电子体系中l 和能量有关。
l 可取值为：0，1，2，3，…（n –1）。
当n 一定时，共有n 个l 数值。
例如当n=3时，l 可取0，1，2（三个数值）。
n 、l 相同时的电子归为同一亚层。
例如5个3d 轨道（n=3，l =2）属于同一d 亚层。
与l 取值对应的符号及轨道形状如下：角量子数（l ） 0， 1， 2， 3，…（n –1） 光谱学符号 s ， p ， d ， f … 轨道形状 球型， 哑铃型， 花瓣型 7． 磁量子数（m ）表示角动量在磁场方向的分量。
原子结构与元素周期表原子结构和元素周期表是化学中两个基础的概念。
原子是构成所有物质的最小单元，而元素周期表则是对元素进行分类并展示它们的相关属性。
了解原子结构和元素周期表的组成、特征和相互关系对于理解化学的基本原理至关重要。
一、原子结构原子是构成所有物质的基本单位。
它由三个主要粒子组成：质子、中子和电子。
质子和中子位于原子核中心，形成了原子的核。
电子围绕原子核以特定的能级和轨道运动。
质子带正电荷，符号为“+”，其质量接近于1。
中子是中性的，不带电荷，其质量也接近于1。
电子则带负电荷，符号为“-”，质量远小于质子和中子。
原子的质量主要由质子和中子的总质量决定，而电子的质量可以忽略不计。
原子的质量数等于它的质子数和中子数之和，由标识元素的上标表示。
原子的电荷数等于质子数和电子数之差，由标识元素的下标表示。
原子的大小主要由它的电子云决定。
电子云是电子在空间中分布的概率密度。
根据量子力学理论，电子云存在于一系列能级，每个能级可以容纳一定数量的电子。
第一能级最靠近核心，容纳最多2个电子；第二能级容纳最多8个电子；第三能级容纳最多18个电子，以此类推。
二、元素周期表元素周期表是将所有已知元素按一定规律排列的表格。
它是由俄国化学家门捷列夫于1869年提出的。
元素周期表按照原子序数（即原子核中质子的数目）的增加顺序排列元素。
每个元素都有自己的原子序数、元素符号和元素名。
元素周期表的主要特点有以下几个方面：1. 周期性：元素周期表以水平行（称为周期）和垂直列（称为族）的形式展示元素。
周期从左到右，族从上到下。
周期表的周期数为7，族数为18。
周期表的这种布局使得具有相似性质的元素在同一族中，可以更好地理解元素之间的相似性和变化规律。
2. 原子序数：元素周期表按照原子序数的增加顺序排列元素。
原子序数增加时，元素的电子数也相应增加。
这使得元素周期表呈现出一种递增的结构。
3. 主族元素与过渡元素：元素周期表中的元素可以分为主族元素和过渡元素两大类。
第5章原子结构与周期系5课时教学目标及基本要求1. 了解原子核外电子运动的特征(量子化、波粒二象性、统计性)，了解波函数、四个量子数和电子云的基本概念，了解S，P，d原子轨道和电子云的角度分布示意图。
2. 掌握周期系元素的原子的核外电子分布的一般规律及与周期表的关系，明确原子的外层电子分布和元素按S，P，d，d s，f分区的情况。
3. 联系原子结构了解元素的某些性质的一般递变情况。
教学重点1. 核外电子的运动特征及其运动状态描述2. 核外电子分布规律与周期系3. 元素基本性质的周期性教学难点1. 核外电子运动特征波函数、电子云角度分布图2. 四个量子数核外电子分布及周期系教学方式（手段）教学方式（手段）及教学过程中应注意的问题教学方式：以多媒体教学为主，讲述法、模型演示、动画模拟、课堂讨论相结合注意问题：本章内容从微观角度阐述，非常抽象，要通过多媒体形象、生动的演示使不同理解能力的同学都能逐步掌握本章知识。
主要教学内容5.1 氢原子结构的近代概念5.1.1 核外电子的运动状态(1) 氢原子光谱和玻尔理论连续光谱——按一定顺序连续分布的不同波长的光谱。
原子光镨（线光谱）——原子受激发后从原子内部辐射出来的光谱。
氢原子光谱红色镨线λ =656.3nm Hα蓝绿色谱线λ =486.1nm Hβ兰色谱线λ =434.1nm Hγ紫色谱线λ =410.1nm Hδ玻尔理论•定态轨道的概念•轨道能级的概念及轨道能级量子化的概念氢原子核外电子的轨道能量为：n= 1. 2. 3 . 4. … 正整数n 值越大，能量越高，离核越远。
反之n 值越小，能量越低，离核越近。
能量最低的状态叫基态，其余的叫激发态。
当氢原子核外电子在n=1 的轨道上运动时，半径a0 =52.9pm——玻尔半径•激发态原子发光的原因玻尔理论成功的解释了氢原子光谱产生的原因及规律性，解决了以下几个问题：•氢原子为什麽是线光谱，是由于轨道的能量是量子化的，发射光的频率也是量子化的，因此氢原子光谱不是连续光谱，而是线光谱。
•提出了电子运动能量量子化的概念。
•对氢原子光谱频率的计算结果与实验结果十分吻和玻尔理论的局限性：•不能解释氢原子光谱的精细结构。
•不能解释多电子原子的光谱。
•不能解决化学键形成的本质原因（2）微观粒子的波粒二象性德布罗意假设。
电子、原子、分子等实物微粒除了具有粒子性外，同样具有波动性，其波长满足下列公式：式中h ——普朗克常数m——电子的质量v——电子的运动速率德布罗意的假设不久就被电子衍射实验所证实了。
（3）微观粒子的几率分布规率从电子衍射实验说明，衍射环纹是电子无数次行为的统计结果。
因此，电子波是一种具有统计性的几率波。
同样的道理，核外电子的运动具有几率分布的规律。
综上所述，原子核外电子的运动具有三大特征：量子化——线光谱波粒二象性——物质波统计性——几率波5.1.2 波函数(wave function)1926 年, Schrodinger 根据de Broglie 物质波的观点，引用电磁波的波动方程，提出了描述微观粒子运动的波动方程-Schrodinger equation, 建立了近代量子力学理论。
=0Schrodinger equation 中，m为电子质量,E为电子的总能量,V 为势能。
•波函数的概念波函数不是一个具体的数值，而是用空间坐标描述波的函数式, 在量子力学中，将描述原子中单个电运动状态的波的函数式称为波函数，也称为原子轨道。
记为或或, 其中表示为球极坐标的函数。
n,l,m 是解Schrodinger equation 产生的三个参数，也成为量子数.•主量子数n,取正整数：1,2 ，3 ，4 ，… 是确定电子离核远近和能级的主要参数，n 越大, 则电子离核的平均距离越远, 所处状态的能级越高。
•量子数,可取的值为0,1,2,3,4,…(n-1), 的数值受n 的数值的限制，=0,1,2,3 的轨道分别称为s, p, d, f 轨道。
•量子数m可取的数值为0, ± 1, ± 2, ± 3... ±反映波函数的空间取向.将波函数简化成:=R(r) ·Y( θ , φ )Y( θ , φ ) ——波函数角度部分• s 轨道与θ , φ角无关, 为球面, 无方向性• p 轨道特点:• p 轨道有3 条, 为相切于原点的双球面•有正负, 有节面•有极大值• d 轨道:5 条5.1.3 电子云(1) 几率密度ψ2波函数本身不能与任何可以观察的物理量相联系，但波函数的平方ψ2可以反映电子在空间某位置上单位体积内出现的几率大小，即几率密度。
•电子云——ψ2在空间的分布。
•电子云黑电图•电子云等密度面图•电子云界面图•电子云角度分布图Y2 ( θ , φ )—θ , φ作图• s 电子云：球面，无方向性• p 电子云：•相交于原点的两个橄榄型曲面•无正负•有极大值，核附近电子出现的几率密度等于零• d 电子云量子力学方法描写核外电子运动状态归纳为以下几点:•电子在原子中运动服从Schrodinger equation, 没有确定的运动轨道，但有与波函数对应的确定的空间几率分布。
是电子几率密度分布函数, 可分别通过径向分布、角度分布及电子云空间分布图来描绘单位球壳, 单位立体角以及核外空间单位体积内的几率分布情况。
波函数角度分布图突出表示了轨道波函数极值方向和正负号.•电子的几率密度分布状态是与确定的能量相联系，而能量是量子化的。
在氢原子中，E 由n 规定，在多电子原子中还与l 有关。
波函数是用空间坐标(r, θ , φ ) 来描写实物微粒波的数学表达式. 人们总觉得它比较抽象，因为实物微粒的波, 本身就不象声波或电磁波那样具有具体和直接的意义，但波函数的平方代表微粒几率分布的这种性质就比较具体了。
ψ2∝ρ电子云密度也可分为径向部分和角度部分来考虑。
5.1.4 电子运动状态的完全描述与四个量子数•主量子数n意义：决定电子层的划分及电子能量高低的主要因素n=1 2 3 4 5 -------K L M N O•角量子数l意义：·决定电子亚层·描述电子运动状态随空间角度的变化——原子轨道或电子云的形状l = 0 1 2 3 4 ------ （n-1 ）s p d f g•磁量子数m意义：描述电子运动状态（原子轨道或电子云）在空间的方向m = 0 ± 1 ± 2 ± 3 ----- ± l•自旋量子数m s意义：描述电子的自旋运动特征m s= ± 1/2 “ ↑↓ ”5.2 多电子原子中的电子分布和周期系 5.2.1 核外电子分布 （1）三条原则 :1） Pauli 不相容原理 He 1s 2ψ (1 ， 0 ， 0 ，+1/2)ψ（1 ， 0 ， 0 ， -1/2）2）能量最低原理核外电子在各种可能的轨道上的分布总是采取使体系总能量尽可能低的一种排布方式 . 在稳定的基态 , 原子中的电子总是优先占据能量较低的轨道。
n 和 l 都确定的轨道称为一个能级。
同 l 不同 n 的轨道， n 大 , 则 E 大 ; 同 n 不同 l 的轨道， l 大则 E 大 ; n,l 都不相同，轨道有能级交错现象。
鲍林近似能级图(n+ 0.7l ) 规则我国北京大学 徐光宪 教授根据对光谱数据的分析，提出(n+ 0.7l )规则。
1）(n+ 0.7l )）值越大，则能级越高。
2）将(n+ 0.7l )值整数部分相同的能级编成同一个能级组，共分为 7 个能级组。
能级分组情况见下表。
3）Hund 规则等价轨道—— n, l 均相同的轨道例3p3：3p x3p y3p z n = 3 l = 1p x p z p y洪特规则特例：全充满p6d10f14半充满p3d5f7多电子原子中，电子的能量由所处轨道的主量子数n 和角量子数l 二者决定。
（2）电子填入轨道的顺序与电子分布式1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6…5.2.2 原子结构与周期系同一周期元素性质的递变是因为原子核外电子分布的递变。
同一主族元素性质的相似是因为核外电子分布情况的相似。
•原子的外层电子构型与周期表分区外层电子分布式( 外层电子构型式)主族V A, ns1~2np0~6副族VB, (n-1)dns镧系锕系: 通常还需考虑第三层f 及次外层 d 即: (n-2)f(n-1)dnss 区----IA, IIA, ns1 ,ns2p 区——ⅢA ——ⅦA 0 族ns2，np1-6d 区——ⅢB ——ⅦB Ⅷ（n-1）d1- 9，ns1-2ds 区——ⅠB 、ⅡB (n-1)d10ns1 ; (n-1)d10ns2d 区, ds 区称为过渡元素区.f 区---- 镧系，锕系,(n-2)f1ns2~(n-2)f14ns2 , 内过渡元素(2) 周期Pd 例外，4p64d10为第五周期。
(3) 族( 主族，副族，零族)5.3 元素基本性质的周期性5.3.1 有效核电荷数多电子原子中，某一指定电子除受到核电荷Z 的吸引外，还受到其余电子的排斥. 根据中心势场模型，近似得到Z-1 个电子对指定电子的排斥作用看成是抵消了一部分核电荷对指定电子的吸引，使有效核电荷Z 减小为Z`,Z` 为有效核电荷. 在多电子原子中, 其余电子抵消核电荷对指定电子的作用称屏蔽作用, 用屏蔽常数σ来表示。
Z`=Z- σσ的取值方法:以n 层电子为研究对象n+1 及更外层: σ 外=0n 层：σ n =0.35( 第一层之间σ =0.35)n-1 层：σ =0.85n-2 层及更内层: σ =1例：计算作用在20 Ca 最外层的有效核电荷数:原子结构示意图:1s22s22p63s23p64s2第1 层: Z`=20-1 × 0.3第2 层：Z`=20-0.85 × 2-7 × 0.35第3 层：Z`=20-7 × 0.35-8 × 0.85-2 × 1第4 层( 最外层) ：Z`=20-0.35 × 1-8 × 0.85-10 × 1= 2.85周期表中, 核电荷数递变的规律：同一周期中，Z 增加1, 外层电子数也增加1, 因而Z` 增加1-0.35=0.65,同一主族中，核电荷数增加，电子层增加，屏蔽作用增强，有效核电荷数增加很小。
电子层增加是主要因素。
5.3.2 原子半径定义：在单质分子（晶体）中，相邻的原子核间平均距离的一半。
原子半径：共价半径、金属半径、范德华半径副族元素由上至下半径增大的幅度不如主族元素的幅度大，特别是第五、第六周期的同族元素原子半径非常接近，这是由于镧系收缩造成的。
