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1、第一章 原子结构与性质,第一节 原子结构,华师一附中 高一年级,科学家们经过近一个世纪的研究，已经基本揭开了原子结构的面纱。,原子,原子核,质子,中子,(几乎集中原子的全部质量),(Z个),(Z个),(AZ)个,(其运动空间几乎占据了原子的整个体积),电子,原子结构的了解,2 原子核外电子的排布,在多电子的原子核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层。,（1）能层与能级,每一个能层最多可容纳的电子数：,2n2,能层（电子层）,K L M N O,+,能级,1s,2s 2p,3s 3p 3d,4s 4p 4d 4f,能级（电子亚层）,在多电子原子中，同一能层的电子，
2、能量可以不同，可以把它们分成能级。,最多容纳电子数,2,2,6,2,6,10,2,6,10,14,任一能层的能级数等于该能层的序数，依次用ns、np、nd、nf等表示,不同能层中，能级的能量高低是 1s2s3s4s.,2p3p4p,不同能层中，符号相同的能级中容纳的最多电子数相同,以s、p、d、f排序的各能级可容纳的的最多电子数 依次为2、6、10、14,1、3、5、7的二倍。,在同一能层中，能级的能量高低是 nsnpndnf,能级分裂,【问题解决】1 比较下列多电子原子的不同能层中能级的能量高低（1）1s、3d （2）3s、3p、3d （3）2p、3p、4p,1s3d,3s3p3d,2p3p
3、4p,2 将下列多电子原子的能级按照能量由高到低的顺序排列 1s、4p、2s、3s、5f、4s,5f 4p4s3s2s1s,（2）多电子原子的核外电子排布构造原理,能量升高,能级交错,能级能量高低的顺序,能量升高,4s3d4p,5s4d5p,各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数增加而增加的电子填入能级的顺序,电子排布式,表示该能级填充的电子数目,能级,虽先排4s后排3d ，但电子排布式中先写3d，后写4s。26Fe（铁）电子排布式中最后2个能级应写为3d64s2，而不能写成4s23d6。,在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边， 不能按填充顺序写。,失电子的顺序：,从外层到内层逐渐失去,能层
4、,Fe：1s22s22p63s23p63d64s2,Fe2+ ：1s22s22p63s23p63d6,Fe3+ ：1s22s22p63s23p63d5,1s1,1s2 2s1,1s2,1s2 2s2,1s2 2s22p1,1s2 2s22p2,1s2 2s22p3,1s2 2s22p4,1s2 2s22p5,1s2 2s22p6,要求熟练书写136号元素原子的电子排布式,1s2 2s22p6 3s1,1s2 2s22p6 3s2,1s2 2s22p6 3s23p1,1s2 2s22p6 3s23p2,1s2 2s22p6 3s23p3,1s2 2s22p6 3s23p4,1s2 2s22p6
5、3s23p5,1s2 2s22p6 3s23p6,1s2 2s22p6 3s23p6 4s1,1s2 2s22p6 3s23p6 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d1 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d2 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d3 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1,1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d7 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d8 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p1,1s
6、2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p2,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p3,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p4,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p5,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p6,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s1,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2,【思考】是否所有元素的基态原子的电子排布都遵循构造 原理？,铬、铜、银、金等,【练习】请写出K+、S2-、 Cu2+ 离子的电子排布式？,K+ ：1s22s22p63s23p6,S2- ：1s22s22p63s
7、23p6,Cu2+ ：1s22s22p63s23p63d9,【练习】请写出14、24、26、31号元素的简化电子排布式？,K的简化电子排布式：Ar 4s1,简化电子排布式,表示Ar(前一周期的稀有气体)的电子排布（原子实）,K的电子排布式：1s22s22p63s23p64s1,14Si：Ne 3s23p2,24Cr：Ar 3d54s1,26Fe：Ar 3d64s2,31Ga：Ar 3d104s24p1,外围电子排布式,化学反应中，原子的外围电子发生变化，而“原子实”不受影响。所以描述原子核外电子排布式时可省去“原子实”，仅写出原子的外围电子排布式（对于主族元素的原子，外围电子又称价层电子或价电
8、子）。,K原子的外围电子排布式：4s1,Fe原子的外围电子排布式：3d64s2,（3）能量最低原理,原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。,处于最低能量状态的原子,基态原子：,激发态原子：,基态原子吸收一定的能量后，电子被激发到较高能级但尚未电离的状态。,一般是指电子激发态,基态与激发态,基态,激发态,吸收能量,释放能量,光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一,吸收光谱,发射光谱,原子光谱,不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。,核外电子的跃迁,【思考】下面是部分元素的发射光谱和吸收光谱：,（2）为什
9、么不同元素原子具有不同的特征光谱？,不同原子的能级结构不同，发出的谱线的特征不同,（1）同一元素发射光谱和吸收光谱有什么差异？,一些元素的线状光谱,光谱分析：,利用原子光谱的特征谱线鉴定元素。,光谱分析方法的建立,1853年 发明本生灯,温度达2300，且没有颜色,本生利用本生灯研究各种金属盐类在火焰中呈现不同颜色的现象,3 原子核外电子的运动特征,如何描述核外电子的运动？,（1）电子云,核外电子运动的形象描述,小黑点表示在该核外空间的单位体积内电子出现的概率,运动区域距离核近，电子出现机会大；运动区域距离核远，电子出现机会小；,（2）原子轨道：,50%,90%,绘制电子云的轮廓图的方法：,等
10、密度面,电子云轮廓图：表示电子在核外空间经常出现的区域。,常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，把这种电子云轮廓图称为原子轨道,s能级的原子轨道图（球形）,ns能级只有一个原子轨道，球形,n越大，原子轨道半径越大,能级的原子轨道图（纺锤形）,np能级有三个能量相等的原子轨道，px、py、pz，纺锤形，相互垂直。, n越大，原子轨道半径越大,+,现代原子结构模型,原子轨道,1s,2s,3s,4s,5s,2p,3p,4p,5p,3d,4d,5d,4f,5f,5g,能级组,6s 4f 5d 6p5s 4d 5p4s 3d 4p3s 3p2s 2p1s,1s,2s,3s,4s,5s,6s,能量接近
11、的原子轨道划分为一个“能级组”,（3）核外电子的排布原则,能量最低原理,多电子原子在基态时核外电子优先占据能量最低的轨道。,自然界的普适规律,泡利原理,1个原子轨道最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。,用表示自旋方向,自旋,顺时针,逆时针,原子核外电子的排布：,洪特规则,当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。,总能量最低,能量最低原理的特例,推论：当轨道被电子半充满或全充满时最稳定。,【思考】从洪特规则解释Cr和Cu的核外电子排布？,即p3、d5、f7半充满和p6、d10、f14全充满稳定,（4）电子排布图（轨道表示式）：,核外电子运动状态的描述： 能
12、层、能级、原子轨道、自旋方向,D,Li,Be,B,C,1s,2s,1s,2s,2p,1s,2s,2p,1s,2s,N,O,1s,2s,2p,1s,2s,2p,F,Ne,1s,2s,2p,1s,2s,2p,【思考】请写出第二周期元素原子的电子排布图（即轨 道表示式）？,【练习】某元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电 子。请写出该元素原子的价层电子的轨道表示式 ？,【练习】请写出第四周期元素的电子排布的轨道表示式,O,2s,2p,F,2s,2p,【练习】某元素原子的L层上有3对成对电子。请写出该 元素原子的价层电子的轨道表示式 ？,C,2s,2p,区别原子的电子式、原子结构示意图、核外电子排布
13、式、电子排布图（轨道表示式）。,轨道表示式,电子排布式,原子结构示意图,电子式,1s,2s,2p,1s22s22p2,以C为例:,简化电子排布式,He2s22p2,第二节 原子结构与元素的性质,一、原子结构与元素周期表,元素周期表的发展历史,1829年 德国化学家德贝莱纳 三素组,1864年 英国化学家纽兰兹 八音律,1869年 俄国化学家门捷列夫 第一张元素周期表,1905年 瑞士化学家维尔纳 制成维尔纳长式元素周期表,1913年 英国物理学家莫斯莱,元素周期表中的原子序数是原子的核电荷数,元素周期表,对元素的分类：,主族元素,副族元素,短周期元素,长周期元素,金属元素,非金属元素,前三周期
14、，118号,后四周期，18号以后,长周期和短周期元素共同组成,长周期元素单独构成,22种,90多种,1s22s1,1s22s22p63s1,1s22s22p63s23p64s1,1s22s22p63s23p63d104s24p65s1,碱金属的电子排布式,1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1,Xe6s1,He2s1,Ne3s1,Ar4s1,Kr5s1,每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层。随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。,元素周期系的形成是元素原子核外电子排布发生周期性的重复。,能级组,6s 4f 5d 6p5s 4d 5
15、p4s 3d 4p3s 3p2s 2p1s,每个能级组相当于元素周期表中的一个周期,1、周期与能级组,各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和。,288181832,288181832,023141530,【思考】写出每个周期开头元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式？为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？,2、周期表中的族与原子的电子排布,原子核外电子的排布：,按构造原理从能量低到能量高逐层排布,失电子的顺序：,从外层到内层逐渐失去,价电子层：,周期表上元素的“外围电子排布”,这些能级上的电子可在化学反应中发生变化，这些电子称为价电子。,【思考】元素周期表
16、中每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？,主族：,最后一个电子排入ns或np能级,副族：,最后一个电子排入(n-1)d或(n-2)f能级,BB,B、B,族序数最外层电子数,零族：,稳定结构,ns2np6（He除外）,族：,最后一个电子排入(n-1)d,多数元素在化学反应中价数不等于族数,族序数=原子的最外层电子数=价电子数,族序数价电子数=(n-1)d+ns的电子数,3、原子的电子构型和元素的分区,s,d,ds,p,f,分区依据：最后一个电子排入的能级不同（除ds区）,s区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元素。除H外，其余为活泼金属。,d区元素：包含第IIIB族到VIII族元
17、素，电子构型是(n-1)d19ns12最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似。,ds区元素：包括IB族和IIB族元素，价电子构型是(n-1)d10ns12，均为金属元素 。,f区元素：最后一个电子排入(n-2)f能级，包括镧系和锕系元素，均为金属。,【思考】为什么s区、d区、ds区和f区的元素都是金属（氢元素除外）？,区元素：最外层电子构型从ns2np1ns2np6的元素。即IIIAVIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。,过渡元素,【思考】为什么副族元素和第族元素又称为过渡元素？,副族元素和第族元素（包括d区和ds区元素）介于s区元素（主要为金属）和p区（主要为非金属）
18、之间，处于由金属元素向非金属元素过渡区域。,【思考】为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？,由于元素价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的。同周期元素由左向右非金属逐渐增强，金属性逐渐减弱；同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。结果使元素周期表右上角区域主要呈现非金属性。,【思考】为什么处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属？,由于元素金属性和非金属性间没严格的界限，处于非金属三角边缘的元素既能表现出一定的金属性、又能表现出一定的非金属性。,1、原子半径,同种元素的原子以共价键连接时核间距离的一半,共价半径：,相邻原子的平均核间距,二、元素周期律
19、,元素的性质随核电荷数增加发生周期性的递变,非金属,稀有气体,范德华半径：,两个原子只靠分子间作用力相互吸引时核间距的一半,稀有气体,【思考】原子半径由哪些因素决定？, 电子层数, 核电荷数,电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大,核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小,【思考】元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势又如何？应如何理解这种趋势？,当电子层数相同（同周期）时，随核电荷数增加，原子半径逐渐减小,当最外层电子数相同（同族）时，随电子层数的增加，原子半径逐渐增大,同一周期副族元素由左到右原子半
20、径缩小的程度小于主族元素,同一纵行元素的原子与相应离子的半径变化。,原子半径 相应阴离子半径,原子半径 相应阳离子离子半径,电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。,【思考】试比较 O、F 、 Na 、 Mg 、 Al 的半径大小？,NaMgAlOF,【思考】试比较O2- 、F- 、Na+ 、Mg2+ 、Al3+ 的半径大小？,O2-F- Na+ Mg2+ Al3+,【思考】试比较Na+ 、 Mg2+ 、S2-、Cl-的半径大小？,S2-Cl- Na+Mg2+,H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar,化合价,+7+6+5+4+3
21、+2+10-1-2-3-4,1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18,原子序数（Z）,2、元素的化合价,（1）最高正化合价+负化合价= 8（或2）,最高正价等于最外层电子数,（氟、氧元素无最高正价）,（2）金属与非金属元素的化合价的典型差异,金属只显正价非金属既显正价又显负价，通常负价唯一,主族元素的化合价的周期性变化的规律,Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn,化合价,+7+6+5+4+3+2+10-1-2-3-4,21 22 23 24 25 26 27 28 29 30,原子序数（Z）,过渡元素的化合价的周期性变化的规律
22、,非金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,【思考】元素周期表中，同周期的主族元素、同主族元素的金属性和非金属性如何变化？,3、金属性和非金属性,金属性,非金属性,与H2反应的条件及生成氢化物的稳定性,最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,相互置换,与水或酸反应，置换出H2的难易,最高价氧化物的水化物碱性强弱,相互置换,4、电离能,第一电离能（I1）：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。,第二电离能（I2）：从气态基态一价正离子失去一个电子转化为气态基态二价正离子所需要的最低能量。,第三电离能（I3）？,电离能的大小反映了原子失去电子的难易
23、。,决定电离能大小的因素：,核电荷数,原子半径,（1）概念：,kJ/mol,第一电离能越小，越易失电子，金属越活泼。,（2）元素的第一电离能变化规律,【思考】预测同主族元素原子的第一电离能随核电荷数递 增有何规律？,同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小 。,【思考】预测同周期元素原子的第一电离能随核电荷数递 增有何规律？,同周期元素，从左往右第一电离能总体呈增大趋势。,电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大。即第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。,副族元素第一电离能变化缓慢，规律不明显。,最后的电子填入(n-1)d或(n-2)f，最外层基本相同, 一个原子的逐级电
24、离能是逐渐增大：I1 I2 I3 ,【思考】各元素逐级失去电子的电离能有什么特点？,随着电子的逐个失去，阳离子所带正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗能量也越来越大。,随着电子的逐个失去，阳离子核外电子逐渐达到稀有气体的稳定结构，再要失去电子需克服的电性引力消耗能量更大（突跃变化）,【思考】观察F元素的逐级电离能，分析变化特点及其原因。,电离能的突跃变化，也说明核外电子是分能层排布的。,【观察与思考】钠原子与氯原子结合成的氯化钠是离子化合物，而氢原子与氯原子结合成的氯化氢是共价化合物。为什么？,化合物中相邻原子通过化学键结合在一起。一般情况下，活泼非金属元素与活泼金
25、属元素以离子键结合成离子化合物，非金属元素之间以共价键结合成共价化合物。 成键原子之间是形成离子键还是共价键，主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。,5、电负性,元素的原子在分子中吸引键合电子能力的相对大小。,电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。,键合电子：原子中用于形成化学键的电子。,（1）概念,鲍林（美国，1901-1994）,H2.1,Li1.0,Na0.9,K0.8,Rb0.8,Cs0.7,Be1.5,Mg1.2,Ca1.0,Sr1.0,Ba0.9,B2.0,Al1.5,Ga1.6,In1.7,Tl1.8,C2.5,Si1.8,Ge1.8,Sn1.8,Pb1.9,N3.0,P2.
26、1,As2.0,Sb1.9,Bi1.9,O3.5,S2.5,Se2.4,Te2.1,Po2.0,F4.0,Cl3.0,Br2.8,I2.5,At2.2,【思考】观察主族元素的电负性数据（以F=4.0和Li=1.0作为相对标准，稀有气体未计），元素的电负性有何变化趋势？,Na Mg Al Si P S Cl,主族电负性的周期性变化,Li Na K Rb Cs,F Cl Br I At,同一周期，从左到右电负性递增。,同一主族，从上到下，电负性递减。,（2）电负性的变化规律,电负性的大小可用于衡量元素的金属性和非金属性的 强弱。,金属,电负性小于1.8,非金属,电负性大于1.8,类金属,电负性在1
27、.8左右，兼有金属和非金属的性质,金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小； 非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大,电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价； 电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。,电负性数值大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力大小。,【练习】请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断化合物中化合价为正值的元素？ CH4、NaH、NF3、NH3、SO2、H2S、ICl、HBr,通过成键元素间电负性的差值判断化学键类型。,如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键
28、； 如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。,【练习】请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物？ NaF、HCl、NO、MgO、KCl、CH4,离子化合物：NaF、MgO、KCl,共价化合物：HCl、NO、CH4,【科学探究】对角线规则,某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，称为对角线规则。,Li和Mg的相似性,在空气中燃烧均生成正常的氧化物,4Li+O2=2Li2O,2Mg+O2=2MgO,与N2的化合能力较强，易生成Li3N和Mg3N2,氢氧化物碱性相当，均为中强碱，溶解度较小，受热易脱水成氧化物,Be和Al的相似
29、性,Be和Al都是两性金属，不仅能溶于酸，也都能溶于碱放出氢气,Be+2NaOH=Na2BeO2+H2,2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2,Be和Al的氢氧化物都是两性化合物，易溶于强碱,BeCl2和AlCl3都是共价化合物。易升华、聚合、易溶于有机溶剂,Be,Al常温下不与水作用，与冷的浓硝酸接触时都发生钝化现象,B和Si的相似性,含氧酸都是弱酸,单质能溶于碱生成含氧酸盐，生成H2,在自然中都不以单质存在，是以氧化合物存在,B-O键和Si-O 键都有很高的稳定性,Ka(B(OH)3)=5.810-10,原子的价电子构型才是决定元素性质的最主要因素，因此，同族元素性质的相似性
30、以及性质的递变规律总是主要的。,【思考】对角线规则产生的原因？,某些主族元素与右下方的主族元素的电负性相近,原子半径逐渐减小，金属性减弱，非金属性增强；第一电离能增大（、反常）；电负性增大（0族除外）,原子半径逐渐增大，金属性增强，非金属性减弱；第一电离能减小（、反常）； ；电负性减小（0族除外） 。,【归纳】,【科学史话】稀有气体及稀有气体化合物的发现,1868年,He 太阳元素,18821892年英国著名实验物理学家雷利为了验证普劳特假说（该假说认为各种元素的原子都是由氢原子组成的），曾利用各种方法测定气体的密度，然后再计算原子量。,1892年,1.2572克升（空气）,N2密度,1.25
31、08克升（来自化合物）,Ar,1896年以后，拉姆塞经过几年艰苦卓绝的努力，通过分馏液态空气，发现和分离出了氖、氪、氙。,20世纪初，拉姆塞发现氡。,稀有气体的发现,1904年，瑞利获得诺贝尔物理学奖，拉姆赛获得诺贝尔化学奖。,【思考】下图是拉姆赛曾用来分离空气中含有的未知气体的实验装置图。,实验中拉姆赛采用灼热的Cu粉除去O2、灼热的Mg粉除去N2的实验方法。,（1）请根据上述实验装置，判断在A、B两处分别放置了何种金属？,（2）实验中需要将气体反复地通过灼热的A管和B管，这是为什么？,（3）为了能够获得较多的未知气体，以便于测其密度，需要适时地向实验装置中补充空气。空气是由液化空气补充。请
32、说明当向装置中鼓入空气时较为合适的操作？,1962年，英国化学家，巴特利特,稀有气体化合物的发现,O2+ PtF6=O2+PtF6-（深红色固体）,第一电离能 O2：1175.7KJ/mol Xe：1171.5KJ/mol,Xe+PtF6=Xe+PtF6-(橙黄色固体),XeF2、XeF4、XeOF2、XeOF4、XeF6、XeO3、XeO4,PtF6和Xe反应前后,美丽的XeF2晶体,（1）有时大家认为已经完全解决了的问题，实际上并未完全解决。在19世纪末，科学家认为空气的组成已经彻底被弄明白了，谁知其中还隐藏有一整族的元素。倘若雷利人云亦云地接受了当时的结论，惰性气体的发现至少要推迟若干年
33、；,（2）有时一种实验手段似乎没有多大前途，但却可以产生惊人的后果。精确测量气体密度不能算是什么了不起的研究，雷利若是看不起这个平凡的工作（那时他已是知名之士），或不亲自动手，就不会有重大发现；,（3）更重要的是他和拉姆塞不惜付出巨大的劳动。拉姆塞与特拉弗斯曾将百余升液态空气提纯蒸发，逐一检查，这个工作不是懒汉所欢迎的。,自这一段历史我们可以吸收种种教训：,两位科学家通力合作，终于在1860年前后研制出了第一台分光镜。当火焰发出的光通过狭缝、平行光管和棱镜后，就分解成各种彩色线条，不同元素形成不同线状光谱。,1859年，本生和物理学家基尔霍夫开始共同探索通过辨别焰色进行化学分析的方法。,光谱分析：“化学家的神奇眼睛”,1860年5月10日，发现了新元素铯,1861年2月23日，发现了新元素铷,1861年，发现了铊（克鲁克斯）,1863年，发现了新元素铟（赖希和李希特）,镓、钪、锗,利用光谱分析发现的元素：,He,节日燃放的焰火与金属内层的电子跃迁有关,激光的产生与电子受激跃迁有关,d能级的原子轨道图,nd能级有5个能量相等的原子轨道,
