单元总览

结构 2：电子排布

IB 化学 SL· 5 分钟阅读 📊 占考试总分的8-12%

1. 单元概览

本单元建立在第一单元的简单玻尔原子模型基础上，介绍现代量子力学对电子位置的认知。学习顺序从基础轨道结构开始，到支配电子填充的规则，再到支撑该模型的可观测光谱证据，最后讲解电子排布如何解释一个关键的周期趋势。每个子主题都依赖之前的内容，因此建议按顺序学习。

本单元分为4个相互关联的子主题：

介绍s、p、d、f轨道，它们的形状、量子数和能量排序规则。

★★⏱ 8 min

讲解构造原理、泡利原理和洪特规则，用于书写完整和简化电子排布式。

★★★⏱ 10 min

解释电子跃迁如何产生线状光谱，以及这如何支撑量子模型。

★★⏱ 7 min

将电子排布与电离能在同周期和同主族的变化趋势联系起来。

★★★⏱ 9 min

错误做法:

在电子排布中将3d轨道写在4s之前

原因:

对于中性原子，4s的能量低于3d，因此会先填充4s

正确做法:

将4s排在3d之前，形成离子时先失去4s电子

错误做法:

在所有亚层轨道都填充单个电子之前就配对电子

原因:

根据洪特规则，电子占据不同轨道且自旋平行时能量更低

正确做法:

在配对任何电子前，先给亚层的每个轨道添加一个电子

错误做法:

认为主量子数 $n$ 越大，轨道能量一定越高

原因:

轨道能量同时取决于 $n$ 和角量子数 $l$

正确做法:

使用 $(n + l)$ 规则对轨道按能量排序，以进行填充

概念/规则	要点总结
轨道能量排序规则	$(n + l)$ 规则： $(n + l)$ 越小，能量越低；若 $(n + l)$ 相同， $n$ 越小，能量越低
泡利不相容原理	每个轨道最多容纳2个电子，且自旋相反
洪特规则	简并轨道在配对电子前，先以自旋平行的方式逐个单独填充
电子跃迁能量变化	$Δ E = h ν = \frac{h c}{λ}$
第一电离能定义	从1摩尔气态中性原子中移除1摩尔电子所需的最小能量
标准中性原子轨道能量顺序	$1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s < 3 d < 4 p$

本单元请从原子轨道的第一个子主题开始学习，为后续所有内容打好基础。完成本单元全部四个子主题后，请进入下一单元关于周期性的第一个子主题学习。