自旋量子数：代表了自旋角动量在外加磁场方向分量的大小，表示自旋状态。 取值：
±。一般用“”和“ˉ”表示。
自旋量子数ms有两种取值
四个量子数 说明了氢光谱的精细结构。
总结：原子中每个电子的运动状态可以用来描述，它们确定之后，则电子在核外空间的运动状态就确定了。
2.2.3波函数的空间图象 1．概率密度的表示方法
(1) 电子云：在以原子核为原点的空间坐标系内，用小黑点密度表示电子出现的概率密度，离核越近，小黑点越密，表示电子在那些位置出现的概率密度大；离核越远，小黑点越稀，表示电子在那些位置出现的概率密度小。 (2) 等概率密度面图：将电子在原子核外出现的概率密度相对值大小相等的各点连接起来形成一个曲面叫做等概率密度面。
(3) 界面图：界面图是选择一个等密度面，使电子在界面以内出现的总概率为90~95% 。
a) 1s电子云 b) 1s态等几率密度面图 c) 1s态界面图 氢原子1s电子几率密度分布的几种表示方法
各种状态的电子云的分布形状：
s电子云
px py pz p电子云
d电子云
电子云的轮廓图
y(r,θ,φ)＝R(r)·Y(θ,φ)
R(r) ——径向分布部分，仅与r (原子轨道半径)有关，与空间取向无关。
Y(q,f)——角度分布部分，只取决于轨道的空间取向，与轨道半径无关。
（1）径向分布：在半径为r、厚度为Δr的球壳内发现电子的概率为4pr2Δr
，将其除以Δr，得到
，以D(r)～
氢原子电子云的径向分布图
r作图，可得各种状态的电子的概率的径向分布图。
(2)角度分布
Y(q,j)对q,j作图可得原子轨道的角度分布图，
对q,j作图可得到电子云的角度分布图。
①原子轨道角度分布图胖一点，而电子角度分布图瘦一点。这是因为?Y?<1，所以?Y?2< ?Y?。 ②原子轨道角度分布图有 “＋”、“－”，符号表示Y(q,j)的角度分布图形的对称性关系，符号相同则表示对称性相同，符号相反则表示对称性相反；而电子云角度分布图均为正值。
原子轨道的角度分布图 电子云的角度分布图 2.3原子的电子层结构与元素周期系 2.3.1多电子原子的能级 1. 鲍林近似能级图
＋＋
（1）对于氢原子或类氢离子(如He 、Li2)原子轨道的能量：
l 原子轨道的能量E随主量子数n的增大而增大，即E1s 1939 年，鲍林(Pauling，美国化学家)根据光谱实验的结果，提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图，又称鲍林能级图。 a) 近似能级图按原子轨道能量高低排列。 b) 能量相近的能级合并成一组，称为能级组，共七个能级组，原子轨道的能量依次增大，能级组之间能量相差较大而能级组之内能量相差很小。 c) 在近似能级轨道中，每个小圆圈代表一个原子轨道。 d) 各原子轨道能量的相对高低是原子中电子排布的基本依据。 e) 原子轨道的能量：l相同时，主量子数n 越大能量越高。 原子轨道的近似能级图 主量子数n 相同，角量子数l越大能量越高，即发生“能级分裂”现象。 例如：E4s< E4p < E4d < E4f 当主量子数 n和角量子数 同时变动时，发生“能级交错”。 例如： “能级交错”和“能级分裂”现象都是由于“屏蔽效应”和“钻穿效应”引起的。 屏蔽效应：a.内层电子对外层电子的作用；b.有效核电荷Z*； c.屏蔽系数σ；Z*=Z-σ 各电子层电子屏蔽作用的大小顺序为：K > L > M > N > O > P …… 屏蔽效应使原子轨道能量升高。 钻穿效应：外层电子钻到内部空间而靠近原子核的现象，通常称为钻穿作用。由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象称为钻穿效应，钻穿效应使原子轨道能量降低。 钻穿效应 2．核外电子排布的三个原则 （1）泡利不相容原理：一个原子轨道最多只能容纳2个自旋相反的电子，即在同一个原子中没有四个量子数完全相同的电子。每个电子层中原子轨道的数目是n2个，因此每个电子层最多所能容纳的电子数为2n2个。 （2）能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道。 （3）洪德规则：也叫等价轨道原理，电子在能量相同的原子轨道上排布时，总是尽可能地以自旋方向相同的形式分占不同的轨道，此时体系能量低、稳定。 电子填入轨道次序图 61014357 洪德规则的特例：等价轨道全充满(p, d, f) ，半充满（p, d, f） 和全空（ p0 , d0, f0）状态比较稳定。 例如，氮原子核外有7个电子，核外电子排布为1s22s22px12py12pz1。 氮原子核外电子的排布图 3．电子结构式 Ne（Z=10）：1s22s22p6 Na（Z=11）：1s22s22p63s1 K（Z=19）：1s22s22p63s23p64s1 简化写法，用稀有气体表示全充满的结构，称为原子实。例，Ca（Z=20）：1s22s22p63s23p64s2简写为[Ar]4s2；Cr（Z=24）：1s22s22p63s23p63d54s1，简写为[Ar]3d54s1。 2.3.2核外电子排布与周期系的关系 1．每周期的元素数目 周期：元素周期表中的行，共分为七个周期，与七个能级组相对应。 每个周期的元素数量等于各能级组对应的原子轨道所能够容纳的最多电子数。 元素周期表中的周期与各周期元素的数目 周期 1 2 3 4 5 6 7 能级组 1 2 3 4 5 6 7 能级组内原子轨道 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d 所能容纳的最多电子数 2 8 8 18 18 32 32 最大元素数目 2 8 8 18 18 32 32 2．元素在周期表中的位置 元素在周期表中所处周期的序数等于该元素原子所具有的电子层数。 族：元素周期表中的列，共有7个主族(IA～VIIA族)、零族、7个副族(IB～VIIB族)和VIII族（含3列）。元素在周期表中的族数，基本上取决于元素的最外层电子数或价电子数。 各主族元素(IA～VIIA)、第ⅠB、第ⅡB副族元素的最外层电子数等于族序数；零族元素最外层电子数为2或8，是全充满结构；第Ⅲ至第ⅦB族元素的族的序数等于最外层s电子数与次外层d 电子数之和； Ⅷ族元素的最外层s电子数与次外层d电子数之和为8，9，10。 3．元素在周期表中的分区 1 2 3 4 5 6 镧系元素 锕系元素 f区 （n-2）f1ns2 ~ （n-2）f14ns2 （有例外） s区 ns1~ns2 IA IIIB~VIIB VIII d区 （n-1）d1ns2 ~ （n-1）d8ns2 （有例外） IB IIB p区 ds区 2126(n-1)d10ns1 nsnp~nsnp ~ (n-1)d10ns2 0 IIA IIIA~VIIA 2.3.3元素性质的周期性 1．原子半径 常用的原子半径有三种： l 共价半径：同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半叫做共价半径。 l 金属半径：把金属晶体看成是由球状的金属原子堆积而成的，假定相邻的两个原子彼此互相接触，它们核间距离的一半叫做金属半径。
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