高一化學輔導二（選修三：物質(zhì)與結(jié)構(gòu)）.ppt

1、高一化學輔導二,原子結(jié)構(gòu),第一節(jié)原子結(jié)構(gòu),一、原子結(jié)構(gòu),1. 原子結(jié)構(gòu)的演變： 道爾頓原子模型 （1803） 湯姆生原子模型 （1904） 盧瑟福模型 （1911） 玻爾模型 （1913） 電子云模型（1926）,2.原子核外電子運動的特征,核外電子質(zhì)量小，運動 速率大（接近光速）；沒有確定軌道；可用電子云形象地描述其運動。,氫原子核外電子的運動狀態(tài),電子云：,氫原子的電子云:球形對稱,二、原子核外電子的運動狀態(tài),籠統(tǒng)地說原子中電子的運動狀態(tài)是用波函數(shù)來描述的，完整地描述原子中電子的運動狀態(tài)一般需要四個量子數(shù)。 也即從四個方面描述核外電子的運動狀態(tài): 電子層； 電子亞層； 原子軌道的伸展方向；

2、 自旋方向,1.主量子數(shù)（n）-電子層,主量子數(shù)n 決定原子軌道離核的遠近，并在確定電子運動的能量時起主要作用。 當主量子數(shù)n 增大時，原子軌道離核的距離隨之增大，電子的能量也相應增加。 主量子數(shù)n 取非零的任意正整數(shù)。主量子數(shù)n 與電子層光譜符號對應關(guān)系： 光譜符號：K、L、M、N、O、P、Q n 1、 2、 3、4、5、 6、7能層,2、副量子數(shù)(l)-電子亞層,副量子數(shù)又稱為角量子數(shù)，角量子數(shù) l 確定原子軌道的形狀，并在多電子原子中與主量子數(shù)一起決定電子的能量。 光譜符號： s p d f g 亞層也稱能級 同一主量子數(shù)的原子軌道可以有一種或幾種不同形狀的原子軌道，可以用角量子數(shù)來表示

3、： S軌道：球形對稱軌道； p軌道：啞鈴形軌道； d軌道：四花瓣形軌道,3、磁量子數(shù)（m）,磁量子數(shù)m決定原子軌道在空間的伸展方向。 原子軌道s為球形對稱； 原子軌道p有三個伸展方向：Px、Py、Pz； 原子軌道d有五種伸展方向： dxy、dyz、dxz、dx2y2、dz2 。 原子軌道f有7種伸展方向，g軌道則有9 種伸展方向。 簡并軌道，也稱等價軌道。 如：2Px、2Py、2Pz。,4、自旋量子數(shù)ms：,自旋量子數(shù)ms決定電子的自旋方向，其取值只有兩個，說明電子自旋是兩種相反的狀態(tài)，一般用和表示。,基態(tài)原子的電子排布(軌道式),3Li,4Be,5B,6C,畫出N、O、F、Ne 基態(tài)原子的軌

4、道表示式：,基態(tài)原子的電子排布(軌道式),三、核外電子排布規(guī)律,核外電子排布的三個原則: 1.保里不相容原則：在一個原子中，不存在有兩個電子處于完全相同的運動狀態(tài)。 所以同一原子的一個軌道上最多容納2個電子。,三、核外電子排布規(guī)律,2 .能量最低原則：原子核外電子排布時總是先占據(jù)能量最低的軌道，排滿后才能進入能量較高的軌道。 應注意到能級交錯現(xiàn)象： 第n 能級組： n s1-2 、(n2)f1-14 、(n1)d1-10、 n p1-6,Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2 但實際上, 它們的基態(tài)電子排布

5、式分別為: Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1,對24號元素Cr和29號元素Cu，試寫出這兩種元素的電子排布式:,三、核外電子排布規(guī)律,3.洪特規(guī)則：電子總是盡可能多地占據(jù)等價軌道（簡并軌道），并且自旋方向相同。 洪特規(guī)則的特例： 全充滿：s2 p6 d10 f14 半充滿：p3 d5 f7 全 空： p0 d0 f0,由上述三個原則可以得出：,最外層電子數(shù)最多不超過8個； 次外層電子數(shù)最多不超過18個； 倒數(shù)第三層電子數(shù)最多不超過32個； 每一層最多容納的電子數(shù)為2n2個。,練習：寫出25Mn、26

6、Fe、30Zn、的電子排布式。,自學參考： 選修 3物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì),第二節(jié)分子結(jié)構(gòu),（一）離子鍵理論,一、離子鍵的形成,原子間的電負性相差較大，一般要大于2.0左右。,原子間發(fā)生電子得失，形成正、負離子，并通過靜電作用而形成的化學鍵叫離子鍵。,2.離子鍵的形成條件：,1.定義:,二、離子鍵的本質(zhì)：靜電作用力,離子鍵是由原子得失電子后，形成的正、負離子之間通過吸引靜電作用而形成的化學鍵。 在離子鍵的模型中，可以近似地將正、負離了的電荷分布看為球形對稱的。根據(jù)庫侖定律：兩種帶相反電荷（q+和q-）的離子間的靜電引力f與離子電荷的乘積成正比，而與離子間距離R的平方成反比：,三、離子鍵的特點,1.離子

7、鍵沒有方向性：,2.離子鍵沒有飽和性：,當兩個原子的電負性差值為1.7時，單鍵約有50%的離子性；若兩個原子的電負性差值大于1.7時，可以判斷它們之間形成離子鍵，該物質(zhì)是離子化合物；若兩個原子的電負性差值小于1.7時，則可以判斷它們之間主要形成共價鍵，該物質(zhì)為共價化合物。,3.鍵的離子性與元素的電負性有關(guān),離子晶體:,NaCl晶體,四、離子的特征：,1.離子的電荷：正離子的電荷數(shù)就是相應原子失去的電子數(shù)；負離子的電荷數(shù)就是相應原子獲得的電子數(shù)。,2電子構(gòu)型：最外層為2個電子的離子，如：Li+ 8電子構(gòu)型：最外層為8個電子的離子，如： Na+ 、Cl- 18電子構(gòu)型：最外層為18個電子的離子，如

8、： Zn2+、Cu+、Hg2+、Ag+ 182電子構(gòu)型：次外層為18個電子，最外層為2個電子的離子，如：Pb2+、Sn2+ 818電子構(gòu)型：最外層電子為818之間的不飽和結(jié)構(gòu)的離子，如：Fe2+、Cr3+、Mn2+,2. 離子的電子層結(jié)構(gòu)：,3.離子半徑：,當正離子A+和負離子B-通過離子鍵形成AB型離子晶體時，正、負離子間的靜電引力和核外電子與電子之間以及原子核與原子核之間的排斥力達到平衡時，正、負離子之間的保持著一定的平衡距離.,A+與B-在相互作用時所表現(xiàn)出的半徑，通常稱為離子半徑。,離子半徑大小的比較,同一主族中:從上到下具有相同電荷的同主族離子半徑依次增大. 同一周期中:主族元素隨原

9、子序數(shù)的增加,正離子半徑依次減小. 同一元素能形成幾種不同電荷的正離子時,則高價離子半徑小于低價離子的半徑. 同一周期中,負離子半徑遠大于正離子半徑. 周期表處于相鄰族的左上方與右下方對角線上的正離子半徑相近., 離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力，只有電負性相差較大的元素之間才能形成離子鍵。, 離子鍵是極性鍵的極端。, 離子鍵無方向性，無飽和性。,小結(jié),（二）共價鍵理論,1916年 柯塞爾八隅律 路易斯結(jié)構(gòu) VB法 電子配對法 海特勒和倫敦 1931年 鮑林 雜化軌道理論 1940年 VSEPR西威克 吉列斯比 MO法 洪特、馬利肯,經(jīng)典價鍵理論 現(xiàn)代價鍵理論 雜化軌道理論價層電子對互斥理論分子軌道理

10、論,一、經(jīng)典價鍵理論路易斯價鍵理論,路易斯 美 1916年提出稀有氣體最外層電子構(gòu)型（8e-）是一種穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，其他原子傾向于共用電子而合使它們的最外層轉(zhuǎn)化為稀有氣體的8電子穩(wěn)定構(gòu)型八隅律。路易斯又把用“共用電子對”維系的化學作用力稱為共價鍵。,二、現(xiàn)代價鍵理論VB法,價鍵理論又稱電子配對法，簡稱VB法。是由海特勒和倫敦用量子力學處理H2問題所得結(jié)果的推廣。,兩個氫原子的1s電子自旋方向相同 (推斥態(tài)) 兩個氫原子的1s電子自旋方向相反（基態(tài)）,能量曲線 R/pm,1. 氫分子共價鍵的形成共價鍵的本質(zhì), 共價鍵 原子之間由于成鍵電子的原子軌道發(fā)生重疊而形成的化學鍵.,我們來看兩個氫原子是如何形成

11、氫分子的。當兩個氫原子相距很遠時，每個氫原子中的電子在各自的原子軌道上運動。當兩個氫原子相距較近時，這兩個氫原子各自的運動區(qū)域原子軌道就會重疊，形成新的運動區(qū)域，這兩個電子就在新的區(qū)域中運動。在這個新的區(qū)域中，由于兩個氫原子核的吸引作用，電子更多的處于兩個氫原子核的之間，使兩個氫原子相互結(jié)合形成了共價鍵, 結(jié)合成氫分子。,(1)共價鍵的形成,兩個氫原子形成氫分子，可用下圖表示。,兩個氫原子的原子軌道重疊到一起形成的新運動區(qū)域，就是分子軌道。上圖中的新的運動區(qū)域就是H2分子的成鍵分子軌道圖示.,（2）共價鍵的本質(zhì)：,當成鍵原子相互接近時，其自旋方向相反的成單電子相互配對，原子軌道發(fā)生重疊，核間電

12、子云密度增大，核間距離減小，體系的總能量降低，形成穩(wěn)定的共價鍵。,（3）共價鍵的特點：,原子A和原子B各有一個未成對電子，則可以相互配對形成共價單鍵，如HCl分子；原子A和原子B各有兩個或三個未成對電子，則能兩兩配對成共價雙鍵A=B或共價叁鍵A B；若A原子有兩個未成對電子，B原子只有一個未成對電子則一個A和兩個B原子結(jié)合成AB2分子，如：H2O 分子。 當一個成單電子與另一個自旋方向相反的成單電子配對后，就不能再和第三個單電子配對。因此共價鍵具有飽和性。,共價鍵具有飽和性：,共價鍵具有方向性：,兩個成單電子配對時，它們的電子云要發(fā)生重疊，重疊越多，其間電子云密度越大，所形成的共價鍵越牢固，分

13、子越穩(wěn)定。在形成共價鍵時，電子云將盡可能地沿著原子軌道的空間伸展方向重疊，因此共價鍵具有方向性。,（4）共價鍵的成鍵類型,（1）鍵：原子軌道沿鍵軸（成鍵原子核的連線）方向“頭碰頭”重疊，這種鍵稱為鍵。,原子軌道的重疊方式：,原子軌道重疊部分沿著鍵軸方向呈圓柱對稱；由于成鍵軌道在軸上重疊，故形成鍵時原子軌道發(fā)生最大程度的重疊，所以 鍵的鍵能大、穩(wěn)定性高。,H2分子中的鍵,H-Cl中s-p 鍵,Cl-Cl中p-p 鍵,鍵原子軌道的重疊方式：,s電子云與s電子云重疊： s-s 鍵 s電子云與p電子云重疊： s-p 鍵 p電子云與p電子云重疊： p-p 鍵,p-p 鍵的形成,（2）鍵： 原子軌道沿鍵軸

14、方向“肩并肩”重疊，這種鍵稱為鍵。,形成鍵時,原子軌道的重疊程度比鍵小，所以 鍵的鍵能小于鍵的鍵能， 鍵的穩(wěn)定性低于鍵，鍵的電子活動性較高，在化學反應是中易斷裂。,鍵和鍵比較,沿鍵軸方向重疊,在鍵軸上、下方平行重疊,軸對稱即 “頭碰頭”,鏡像對稱即 “肩并肩”,大,小,較大,較小,不活潑,活潑,存在于單鍵、雙鍵和三鍵中,存在于雙鍵和三鍵中,（3）配位鍵：,由一個原子單方面提供共用電子對為兩個原子所共用，形成的共價鍵是配位鍵。 條件: 一方原子有孤對電子； 另一原子有空軌道。 如：NH4+、CO、AlCl3、H2SO4分子。,（5）鍵參數(shù)與分子的性質(zhì),鍵級、鍵能、鍵角、鍵長、鍵的極性等數(shù)據(jù)，定性

15、或半定量地方解釋分子的某些性質(zhì)。這些表征化學鍵性質(zhì)的物理量統(tǒng)稱為鍵參數(shù)。鍵參數(shù)可以由實驗直接或間接測量，也可以由分子的運動狀態(tài)通過理論計算求得。,(1)鍵級,鍵級:用來說明兩個相鄰原子間成鍵的強度。 價鍵理論中，通常以鍵的數(shù)目來表示鍵級。 分子軌道理論中，則以成鍵電子數(shù)與反鍵電子數(shù)之差（即凈成鍵電子數(shù)）的一半來表示鍵級。 鍵級=,鍵級的大小說明兩個相鄰原子間成鍵的強度。一般地，在同一周期和同一區(qū)內(nèi)的元素組成的雙原子分子，鍵級越大，鍵越牢固，分子也越穩(wěn)定。,(2)共價鍵的鍵能,鍵能指在101.3 kPa壓力下、298 K時, 將1mol 氣態(tài)分子AB中的化學鍵斷開, 生成氣態(tài)A和B原子所需要吸收

16、的能量。,一般來說, 鍵能越大化學鍵越強, 含該鍵的分子就越穩(wěn)定。例如NN的鍵能為946 kJ/mol, 比常見的雙原子分子的鍵能都大, 這說明N2是最穩(wěn)定的雙原子分子。下表列出了某些共價鍵的鍵能。,某些共價鍵的鍵能,(3)共價鍵的鍵長,兩個形成共價鍵的原子, 其原子核之間的距 離就是共價鍵的鍵長。鍵長是衡量共價鍵穩(wěn)定性的另一個參數(shù)。,一般來說，兩個原子之間形成的化學鍵越短，該化學鍵就越強。 例如：CC的鍵長為0.154nm，鍵能為346kJ/mol； C=C的鍵長為0.133nm，鍵能為613 kJ/mol； CC的鍵長為0.120nm，鍵能為845 kJ/mol。,部分共價鍵的鍵長,(4)

17、 鍵角,多原子分子中, 兩個化學鍵之間的夾角稱為鍵角。鍵長和鍵角是了解分子空間構(gòu)型重要數(shù)據(jù)。,例如：CO2分子中，兩個碳氧鍵之間的夾角是180， 因此該分子是直線形的；而SO2分子中，兩個硫氧鍵之間的夾角是119，因此該分子是V形分子。,常見分子的鍵角和空間構(gòu)型,V形,直線形,三角錐形,平面三角形,一般無,正四面體,10718,120,10928,NH3,BF3,CH4,CO2,H2O,104.5,180,（5）鍵的極性與分子的極性,對同核雙原子分子來說, 分子中兩個原子吸引電子的能力相同, 兩個原子都是電中性的, 因此同核雙原子分子中的共價鍵是非極性共價鍵。若不同原子形成共價鍵, 它們吸引電

18、子的能力不同, 吸引電子能力強的原子帶部分負電荷, 而吸引電子能力弱的原子帶部分正電荷, 從而使這樣的共價鍵成為極性共價鍵。如HF、CO2、SO2、H2O、NO 、O3等分子中的共價鍵都是極性共價鍵。,1.非極性鍵和極性鍵 定義：,同種非金屬元素原子間形成的共價鍵是非極性鍵。,不同種非金屬元素原子間形成的共價鍵是極性鍵。,共用電子對不偏移的是非極性鍵,共用電子對有偏移的是極性鍵,判斷 方法：,2.非極性分子和極性分子,非極性分子：,分子中正負電荷重心重疊即電荷分布均勻?qū)ΨQ的分子。,極性分子：,分子中正負電荷重心不重疊，即電荷分布不均勻不對稱的分子。,判斷方法：,根據(jù)鍵的極性的向量和是否為零。

19、若向量和為零；,若向量和不為零。,非極性分子,極性分子,常見分子的構(gòu)型及分子的極性,雙原子分子,H2、Cl2 無 無 直線型 非極性,HCl 有 無 直線型 極性,H2O 有 10430 折線型 極性,CO2 有 180 直線型 非極性,三原子分子,四原子分子,NH3 有 10718 三角錐型 極性,BF3 有 120 平面三角形 非極性,CH4 有 10928 正四面體型 非極性,五原子分子,(6)等電子原理,研究發(fā)現(xiàn):有些原子總數(shù)和價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學結(jié)構(gòu)及化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。這一規(guī)律稱為等電子原理。,具有相同的通式AXm ，而且價電子總數(shù)相等的分子或離子具有相同

20、的結(jié)構(gòu)特征，這個原理稱為等電子原理。,1.定義：,2.常見的等電子體,CO,CO2 N3-,O3 NO2-,SO42-,SO32-,直線,直線,平面 三角,正四面體,三角錐,包括立體結(jié)構(gòu)和化學鍵類型,10e-,16e-,18e-,32e-,26e-,三、雜化軌道理論,1931年鮑林美在價鍵理論的基礎上提出了雜化軌道理論，解釋了多原子分子的空間構(gòu)型和穩(wěn)定性。,1.雜化與雜化軌道：,雜化：在形成分子時，由于原子的相互影響，若干不同類型能量相近的原子軌道混合起來，重新組成一組新的軌道，這種軌道的重新組合過程叫做雜化。 所形成的新的軌道稱為雜化軌道。,2.雜化軌道的類型：,2.雜化軌道的類型：,sp雜

21、化,sp2雜化,sp3雜化,3.等性雜化與不等性雜化：,等性雜化：由不同類型的原子軌道混合起來重新組合成一組完全等量（能量、成分）的軌道叫做等性雜化軌道。如：CH4中的4個sp3雜化軌道是等性雜化軌道。每個sp3雜化軌道中都含有1/4s和3/4p的成分。 不等性雜化：由于雜化軌道中有不參與成鍵的孤對電子存在，而造成不完全等同的雜化軌道，叫做不等性雜化。如：H2O分子中，4個sp3雜化軌道中有兩個雜化軌道被孤對電子占有，因此，每個sp3雜化軌道中s成分不同。,不等性雜化,NH3分子結(jié)構(gòu),雜化軌道理論小結(jié):,一個原子的軌道在和其他原子結(jié)合成鍵的過程中,該原子的原子軌道重新混合成為新的原子軌道,這種

22、混合過程稱為雜化,形成的新的原子軌道稱為雜化軌道,參與雜化的原子軌道必須是能量相近的原子軌道。雜化過程原子軌道總數(shù)不變。,sp雜化 sp2雜化 sp3雜化等,直線形，,平面三角形，,正四面體，,H2O 、NH3 、CH4、SO42-,CH2O 、C2H2 SO3、BCl3,CO2 BeCl2 C2H2,180,夾角,夾角,120,夾角,10928,四.價層電子對互斥理論,1940年由西奇威克提出來，60年代初吉斯必等發(fā)展了這一理論。價層電子對互斥理論，比較簡單 ，不需要原子軌道的概念，而且在解釋、判斷和預見分子的結(jié)構(gòu)的準確性方面比雜化軌道理論毫不遜色。,價層電子對互斥模型,價層電子對互斥理論把

23、分子分成兩大類： 一類是中心原子上的價電子都用于形成共價鍵。 如：CO2、CH2O、CH4中的C原子。它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)n來預測。 另一類是中心原子上有孤對電子的分子，中心原子上的孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。 如：NH3、H2O等分子。,如果中心原子價層電子對全是成鍵電子對，則判斷構(gòu)型十分簡單。,如果中心原子價層電子對中含有孤電子對，則每個孤電子對占有相當一個單鍵電子對的位置(對等同的單鍵位置，可任意選取，對不等同的單鍵則要按電子對之間斥力最小的原則選取。如三角雙錐形中，孤電子對只允許占據(jù)平面三角形中任意單鍵位置)。,SO32-,價層電子對互斥理論的

24、基本要點,（1）在AXm型分子中，中心原子A的周圍配置的原子或原子團的幾何構(gòu)型，主要決定于中心原子價電子層中電子對（包括成鍵電子對和未成鍵的孤對電子）的互相排斥作用，分子的幾何構(gòu)型總是采取電子對相互排斥最小的那種結(jié)構(gòu)。,（2）對于AXm型分子，其分子的幾何構(gòu)型主要決定于中心原子A的價層電子對的數(shù)目和類型（是成鍵電子對還是孤對電子），根據(jù)電子對之間相互排斥作用最小的原則，分子的幾何構(gòu)型同電子對數(shù)目和類型如下：,價層電子對互斥理論的基本要點,中心原子A價層電子對的排列方式:,A的電子對數(shù)為2,平面三角形如:BF3,V形,如PbCl2,直線形如:CO2,A的電子對數(shù)為3,四面體如:CH4,三角錐形如

25、:NH3,V形,如H2O,A的電子對數(shù)為4,三角雙錐如PCl5,T形,如ClF3,A的電子對數(shù)為5,A的電子對數(shù)為6,八面體如:SF6,四角錐如:IF5,平面正方形如:XeF4,為了定量表示分子中不同元素的原子對電子 吸引能力的強弱, 化學家鮑林于1932年提出了電負性的概念。鮑林指出:“電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度?！彪娯撔缘臄?shù)值越大, 表示該元素的原子吸引電子的能力就越強; 反之, 電負性的數(shù)值越小, 表示該元素的原子吸引電子的能力就越弱。,電負性及其變化規(guī)律,某些主族元素的電負性,從上表可以看出, 電負性在周期表中的變化規(guī)律是: 周期表中從左到右電負性逐漸增大, 從上到

26、下電負性逐漸減小。 電負性可用于區(qū)分金屬和非金屬。金屬的電負性一般小于2.0, 而非金屬元素的電負性一般大于2.0, 電負性數(shù)據(jù)和其他鍵參數(shù)結(jié)合起來可以預估化合物中化學鍵的類型。,當兩個原子的電負性差值為1.7時，單鍵約有50%的離子性。,(2) 鍵和鍵 氫分子中形成的共價鍵就是鍵。這個鍵是兩個s原子軌道形成的, 稱為s-s 鍵。p原子軌道與s原子軌道也能形成鍵, 如HF中的共價鍵就是 這樣的鍵。,HF中的s-p 鍵,p原子軌道與p原子軌道、s原子軌道與d原子軌 道、p原子軌道與d原子軌道、d原子軌道與d原子軌 道等也能形成鍵, 見下圖。,p-p 鍵、s-d、p-d 鍵及d-d 鍵示意圖,從上

27、面各種類型的鍵可以看出, 鍵可以認 為是原子軌道“頭對頭” 形成的化學鍵。 原子軌道除“頭對頭” 形成鍵外, 還能不能采 取其他方式形成其他形式的化學鍵呢？鍵就是 另外一種類型的化學鍵。若p原子軌道與p原子軌 道“肩并肩”的重疊到一起，就形成了鍵。,p-p原子軌道“肩并肩”形成的鍵,思考: 除p-p 鍵外, p原子軌道與d原子軌道、d原子 軌道與d原子軌道也能形成鍵, 討論這些鍵的圖 象, 并畫出示意圖。 由于氫原子只有1s價軌道, 因此氫原子只能形 成一個鍵; 第二周期元素的價軌道有2s和3個2p 軌道, 因此這些元素既可以形成鍵, 也可以形成 p-p 鍵, 如氮原子的價電子組態(tài)為2s22p

28、3, 當兩個 氮原子結(jié)合到一起時, 就用三個2p軌道形成一個 鍵和兩個鍵, 因此氮分子一般寫為: NN。,S 能級的原子軌道圖,P 能級的原子軌道圖,d 能級的原子軌道圖,d軌道的五種伸展方向,多電子原子的能級交錯現(xiàn)象：,多電子原子的近似能級組是按原子軌道的能量高低排列的，而不是按原子軌道離核遠近排列的。它把能量相近的能級劃為一組，稱為能級組，共分為七個能級組。 一組：1s 二組：2s 2p 三組：3s 3p 四組：4s 3d 4p 五組：5s 4d 5p 六組：6s 4f 5d 6p 七組：7s 5f 6d 7p 鮑林原子軌道能級圖：,鮑林原子軌道能級圖：,19世紀初，英國科學家道爾頓提出近代原子學說，他認為原子是微小的不可分割的實心球體。原子不能自生自滅.,1897年，英國科學家湯姆生發(fā)現(xiàn)了電子,然后提出原子是由帶正電的連續(xù)體和在其內(nèi)部運動的負電子構(gòu)成.,1911年盧瑟福的 散射實驗證明湯姆生所說的原子中帶正電的連續(xù)體實際上只能是一個很小的核,而負電子受核的吸引在核的外圍空間運動.提出了行星式原子模型.,191