主量子数n
它规定了核外电子离核的远近和能量的高低。n取 正整数1，2，3，4等。 n值越大，表示电子离原子核越远，能量越高。反 之n越小，则电子离核越近，能量越低。 这也相当于把核外电子分为不同的电子层，凡n相 同 的 电 子 属 于 同 一 层 。 习 惯 用 K,L,M,N,O,P 来 代 表 n=1，2，3，4，5，6的电子层。
原子序数＝核电荷数
周期序数＝电子壳层数
主族序数＝最 外 层 电 子 数
零族元素最外层电子数为8（氦为2）
价电子数（Valence electron）
同 周 期 元 素 ： 左 电 离 能 ↑ ， 核 失 电 电 荷 子 ↑ ， 能 原 力 子 ↓ ， 半 得 径 电 ↓ 子 能 力 ↑ 右 ， 金 属 性 ↓ ， 非 金 属 性 ↑
全充满
Hund原则（Hund' Rule) 半充满 全空
自旋方向相同
泡利(Pauli)不相容原理 在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。每一个轨
道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
核外电子的排布（electron configuration)规律
能量最低原理（Minimum Energy principle)电子总是占据能量的壳层
泡利(Pauli)不相容原理 在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。每一个轨
道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
能量最低原理 多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，
总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。
洪特(Hund)规则 原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不
对 称 的 。 P 轨 道 i=1,m=-1,0,+1, 所 以 有 三 种取向，用px,py,和pz表示。
描述原子中一个电子的空间和能量，可用四个量子 数（quantum numbers）表示
自旋角动量量子数si
电子除绕原子核运动外，它本身还做 自旋运动。
电子自旋运动有顺时针和逆时针两个 方向，分别用si=+1/2和si =-1/2表示， 也常用↑和↓符号表示自旋方向相反的 电子。
金 属 键 （ Metallic bonding）
化 学 键 （ Chemicalbonding） 离 子 键 （ Ionicbonding）主 价 键 primaryinteratomicbonds
物 理 键 （ physicalbonding), 次 共 价 价 键 键 (（ Seccoovnadlaernytb bo on nd di in ng g) ） ， 亦 称 VanderWaalsbonding
根据汤姆生模型计算的结果，α粒子穿过金箔后偏离原来方向的角度 是很小的。因为电子的质量很小，不到α粒子的七千分之一，α粒于 碰到它，就像飞行着的子弹碰到一粒尘埃一样。运动方向不会发生明 显的改变；正电荷又是均匀分布的，α粒子穿过原子时，它受到的原 子内部两侧正电荷的斥力相当大一部分互相抵消，使α粒于偏转的力 不会很大。
同的轨道，而且自旋方向相同(或称自旋平行)。
三、元素周期表（periodic Table of the Elements)
元素（Element）：具有相同核电荷的同一类原子总称，共116种，核电荷数是 划分元素的依据
同位素（Isotope）：具有相同的质子数和不同中子数的同一元素的原子
C162，C163，C164
描述原子中一个电子的空间和能量，可用四个量子 数（quantum numbers）表示
小结：
四个量子数规定了核外电子的运动状态，每个电子都可 以用上述的四个量子数的一套数据来描述其运动状态（对应 着一个波函数），同一原子中没有四个量子数完全相同的电 子。换句话说，在同一原子中的各个电子，它们的运动状态 不可能完全相同，即四个量子数中至少有一个量子数是不同 的。
描述原子中一个电子的空间和能量，可用四个量子 数（quantum numbers）表示
四个量子数的意义
电子运动状态 轨道运动状态 自旋运动状态
量子数 主量子数 n 角量子数 li 磁量子数 Mi
自旋量子数 si
意义
作用
“轨道”半径大 小
决定“电子层”
“轨道”形状 决定“电子亚层”
“轨道”的取向 决定“电子轨道”
描述原子中一个电子的空间和能量，可用四个量子 数（quantum numbers）表示
轨道角动量量子数li
描述的是电子在原子核外出现的几率密 度随空间角度的变化，即决定原子轨道 或电子云的形状。
nl-i1可，取如小n=于4，n的l可正以整是数0，，即1，0，2，1，3，2，相应， 的符号是s,p,d,f
为了解释这个实验结果，卢瑟福在1911年提出了如下的原子核式 结构学说：在原子的中已有一个很小的核，叫做原子核，原子的全部 正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外空间 里绕着核旋转。原子核所带的单位正电荷数等于核外的电子数，所以 整个原子是中性的。电子绕核旋转所需的向心力就 是核对它的库仑 引力。
因子当亚此n相层，同，常时一把，个n相li电越同子大，层，li可不电以同子分的的为状能几态量个称越亚为高层电。。
描述原子中一个电子的空间和能量，可用四个量子 数（quantum numbers）表示
磁量子数Mi
规定电子运动状态在空间伸展的取向。 m的数值可取0，± 1 ，±2，……±l。
对某个运动状态可有2i+1个伸展方向。 s轨道的l=0, 所以只有一种取向，它是球
特点：电子共有化，既无饱和性又无方向性，形成低能量密堆结构 性质：良好导电、导热性能，延展性好
二、离子键（Ionic bonding) 多数盐类、碱类和金属氧化物
实质： 金属原子 e 非金属原子
带 带正负电电的的正负离离子子（（Caantiioon）n）静电引力 离子键
特点：以离子而不是以原子为结合单元，要求正负离子相间排列， 且无方向性，无饱和性
汤姆生测得阴极射线粒子的荷质比，大约是氢离子的荷质比的 2000倍。 试验测出，氢离子与阴极射线粒子的电荷大小基本相同， 这就说明阴极射线粒子的质量比氢离子的质量小得多，后来，人们 就把这种粒子叫做电子。由于电子的发现，人们认识到原子是可再 分的，此后人们围绕原子结构问题推动了原子物理的发展.
E.Rutherford实验卢瑟福散射实验.swf
道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
能量最低原理 多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，
总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。
核外电子的排布（electron configuration)规律
能量最低原理（Minimum Energy principle)电子总是占据能量的壳层
J.J Thomson实验汤普森原子模型.swf
科学家在研究稀薄气体放电时发现，当玻璃管内的气体足够稀 薄时，阴极就发出一种射线，这种射线能使对着阴极的玻璃管发出 荧光，叫做阴极射线。
1897年他确认阴极射线是带负电的粒子。同时，他还研究了阴极 射线在电场和磁场中的偏转，根据数据计算出这种带电粒子的荷质 比e/m。发现，不同物质的阴极发出的射线都有相同e/m 值，这表 明不同物质都能发射这种带电粒子，它是构成物质的共有成分。
同 主 族 元 素 ： 上 最 外 电 层 离 电 能 子 ↓ ， 数 失 相 电 同 子 ， 能 电 力 子 ↑ ， 层 得 数 ↑ 电 ， 子 原 能 子 力 半 ↓ 径 ↑ 下 ， 金 属 性 ↑ ， 非 金 属 性 ↓
※2原子间的键合 ( Bonding type with other atom)
1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s- 4d-5p-
Pauli不相容原理（Pauli Exclusion principle):2n2
全充满
Hund原则（Hund' Rule) 半充满 全空
自旋方向相同
泡利(Pauli)不相容原理 在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。每一个轨
然而实验却得到了出乎意料的结果。少数粒子却发生了较大的偏 转，并且有极少数粒子偏转角超过了90° ，有的甚至被弹回，偏转角 几乎达到 180°。实验中产生的α粒子大角度散射现象，使卢瑟福感到 惊奇。因为这需要有很强的相互作用力，除非原子的大部分质量和电 荷集中到一个很小的核上，大角度的散射是不可能的。
元素有两种存在状态：游离态和化合态（Free State& Combined Form)
7个横行（Horizontal rows)周期（period）按原子序数（Atomic Number)递增 的顺序从左至右排列
18个纵行（column）16族（Group），7个主族、7个副族、1个Ⅷ族、1个零族 （Inert Gases）最外层的电子数相同，按电子壳层数递增的顺序从上而下排列。
道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
能量最低原理 多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，
总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。
洪特(Hund)规则 原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不
同的轨道，而且自旋方向相同(或称自旋平行)。
核外电子的排布（electron configuration)规律
氢 键 （ Hydrogen-bonding) 介 于 化 学 键 和 范 德 华 力 之 间
一、金属键（Metallic bonding）
典型金属原子结构：最外层电子数很少，即价电子（valence electห้องสมุดไป่ตู้on）极易 挣脱原子核之束缚而成为自由电子（Free electron），形成电子云 （electron cloud）金属中自由电子与金属正离子之间构成键合称为金属键