6.1人类对原子结构的认识过程6.2核外电子运动状态的近代描述6.3原子结构与元素性质的关系6.1人类对原子结构的认识过程原子(A)原子核电子(Z)带负电，m0质子(Z)带正电中子(N)不带电原子量(A)=质量数=质子数（Z）+中子数（N）德国物理家和化学学家道尔顿成立原子学，觉得原子如同一个小得不能再小的玻璃实心球。汤姆逊（）发觉了电子的存在行星结构原子模型1901年日本数学学家佩兰（）提出的结构模型，觉得原子的中心是一些带正电的粒子，外围是一些绕转着的电子，电子绕转的周期对应于原子发射的波谱线频度，最内层的电子抛出就发射阴极射线。中性原子模型1902年美国化学学家勒纳德（nard）提出了中性微粒动力子模型。实心带电球原子模型－汤姆生模型日本知名化学学家、发明家开尔文(年提出了实心带电球原子模型，就是把原成是均匀带正电的圆球，上面潜藏着带负电的电子，正常状态下处于静电平衡。猕猴桃干面包模型汤姆逊（以为原子富含一个均匀的阳电球，若干阳性电子在这个圆球内运行。
它除了能解释原子为何是电中性的，电子在原子里是如何分布的，并且能够解释阴极射线现象和金属在紫外线的照射下能发出电子的现象木星模型美国数学学父母冈半太郎(围绕带正电的核心有电子环转动的原子模型。太阳系模型——有核原子模型卢瑟福提出的原子模型像一个太阳系，带正电的原子核像太阳，带负电的电子像绕着太阳转的行星。在这个“太阳系”，支配它们之间的斥力是电磁互相斥力。他解释说，原子中带正电的物质集中在一个很小的核心上，但是原子质量的绝大部份也集中在这个很小的核心上。玻尔模型法国科学家尼玻尔(）在卢瑟福模型的基础上，他提出了电子在核外的量子化轨道，解决了原子结构的稳定性问题，描画出了完整而令人信服的原子结构学说。1、氢原子核外电子是处在一定的线形轨道上绕核运行的。在此轨道上运动的电子不放出能量也不吸收能量。2、在一定轨道上运动的电子有一定的能量，这些状态称为定态。3、当电子从某一轨道跃迁到另一轨道时，才会有能量的吸收或放出。具有量子化特点。白光波谱氢原子波谱氢原子波谱特不连续的、线状的，是很有规律的.缺点：不能解释多电子原子波谱,甚至不能说明氢原子波谱的精细结构缘由：没有考虑微观世界粒子的特点—波粒二象性(wave–)微观粒子的波粒二象性光的干涉、衍射现象表现出光的波动性，而光压、光电效应则表现出光的粒子性。
称为光的波粒二象性。戴维逊()和盖革()的电子衍射实验所否认微观粒子也具有波粒二象性。电子的粒子性只需通过下边实验即可否认：阴极射线管内两极之间装一个可旋转的小飞轮，当阴极射线打在小飞轮上，小飞轮即可旋转，说明电子是有质量、有动量的粒子，借以具有粒子性。6－2核外电子运动状态的近代描述波函数和四个量子数（一）波函数我们上面说电子具有波粒二象性，并不是说电子象个波一样分布于一个大的空间区域，而是指电子在空间出现的机会的种种图象，它的表现有波的特点。科学家用一个二阶偏微分等式来表示，即知名的薛定谔多项式。四个量子数(1)主量子数化学意义：主量子数n是描述电子离核的远近程度的参数，电子运动的能量主要由主量子数n来决定，n值越大，电子的能量越在一个原子内，具有相同主量子数的电子，近乎在同样的空间范围运动，故称主量子数。n相同的电子为一个电子层。常用电子层的符号：主量子数(主电子层数)6，7…电子层符号:（2）角量子数l化学意义：它是确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的基态。角量子数l的取值:0，1，2，3…，(n-1)，只能取大于n的正整数。
在波谱学上分别以:s，p，d，f，…表示。诸如轨道，形状为卧推形，3p轨道；轨道；主量子数（n）电子亚层符号n，l的关系：比如，一个电子处在n=2,l=0的运动状态它就是2s电子（3）磁量子数0，1，2，……，l；即l亚层轨道共有（2l+1）个方向的亚层轨道数。m与l的关系如下：0，+1，-1三个方向：p五个方向：dxy和l相同，但m不同的各原子轨道的能量相同，称为简并轨道或等价轨道。一种取值,空间一种取向,一条三种取值,三种取向,三条等价(简+2,+1,-1,-2)五种取值,空间五种取向,五条等价(简并)(4)载流子量子数ms数学意义：描述电子自身的运动特点。一个原子中不可能有两个运动状态完全相同的电子，每位轨道（n、l、m相同）只能容纳两个电子，这两个电子有不同的载流子形式，取值（+1/2、-1/2）量子数的物理意义，符号“”、“”表ed核外电子运动载流子运动与一套量子数相对应（自然也有1个能量E轨道运动由前面的讨论晓得n,一定,轨道也确定间取向数各轨道各电子2p-1.0.+13p-1.0.+13d-2,-1.0.+1,+24p-1.0.+14d-2,-1.0.+1,+24f-3,-2,-1.0.+1,+2.+31632符号电子层中总轨道数载流子量子状态数2n原子轨道数量等于磁量子数的数量（2l+1）,一个原子轨道有两种状态，所以运动状态数为2n2。
Rn，l(r)称为波函数的径向部份或径向波函数，它两个量子数有关。Yl，m(θ，φ)称为波函数的角度部份或角度波函数，它是方位角θ和φ的函数，只与l两个量子数有关。为画图简单，将波函数分解成径向波函数和角度波函数，从两个不同侧面观察电子的运动状态。波函数的角度部份如，1s，2s，3s等Y图都一样；2px、3px、4px等Y图都一样。几点说明：Yl，m与n无关，只要l、m相同，它们的角度分布图是一样正负号没有“电性”的意思，表示曲面上Y值的正负(估算而至)，也反映电子的波动性。类似精典的波峰与波谷。图中各点只代表Y值随θ和φ改变而变化的情况，并不代表电子离核远近的数值，Y电子云氢原子核外只有一个电子，构想核的位置固定，而电子并不是沿固定的轨道运动，因为不确定关系，也不可能同时测定电子的位置和速率。但我们可以用统计的方式来判别电子在核外空间某一区域出现的机会(机率)是多少。构想有一个高速拍照机能摄入电子在某刹那间的位置。之后在不同顿时拍摄成千上万张相片，若分别观察每一张相片，则它们的位置各不相同，似无规律可言，但假如把所有的相片叠合在一起看，就显著地发觉电子的运动具有统计规律性，电子常常出现的区域是在核外的一个球状空间这些预想中的图形就称作电子云，电子云角度分布图电子云角度分布图dr氢原子1s电子的径向分布函在能级氢原子(1s轨道)中电子出现机率的极大值在r=a0(波尔直径，a0=52.9pm)的球面上。
而机率密度的极大值处在核附近。不一致的缘由：机率=机率密度容积dV近核的地方Ψ2大，dV小，远核的地方Ψ2小，dV大，所以在其间a0处有一极大值。6.3原子结构与元素性质的关系最内层电子数(主族，8个)f区，（n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2电子排布的周期性决定了元素性质的周期性一原子直径同一主族元素的原子直径从上到下逐步减小，这是由于从上到下，元素原子的电子层数增多起主要作用，所以直径减小。副族元素区内，从上到下，原子直径通常只是稍有减小。短周期（1、2、3周期）在短周期中，从左到右随着原子序数的降低，核电荷数在减小，原子直径在逐步缩小。但最后到稀有二氧化碳时，原子直径忽然变大。长周期内原子直径的变化（4、5周期）在长周期中，从左往右，主族元素原子直径变化的趋势与短周期基本一致，原子直径逐步缩小；副族中的d区过渡元素从左往右，原子直径只是略有减弱，缩小程度不大；到了ds区元素量子数的物理意义，原子直径反倒有所减小。同短周期一样，末尾稀有二氧化碳的原子直径又忽然减小。特长周期内原子直径的变化（6、7周期）在特长周期中，除了包含有d区过渡元素，还包含有f区内过渡元素（镧系元素、锕系元素），f区元素从左往右原子直径减少的幅度更小。这就是镧系收缩。电离能一个能级的气态原子丧失1个电子成为+1价气态正离子所需要的能量，称为该元素的第一电离能，用表示，单位kJ/mol。Al(g)从+1价正离子再丧失1个电子，成为+2价正离子所消耗的能量称为第二电离能I电离能的大小，反映原子丧失电子的难易，电离能愈大，失电子愈难，金属性减慢。
