第六章 结构化学2(21次).doc

复习玻尔理论、屏蔽效应2钻穿效应（1） 定义：外层电子避开内层电子的屏蔽钻到内层，在离核较近的地方出现。（2） 钻穿效应强弱关系：当n相同，l不同时，l越小，相应的电子云径向分布曲线的数目越多，而第一个峰值出现的地方离核越近。见书140页，钻穿效应强弱为：nsnpndnf钻穿效应的结果是电子离核越近，受其它电子的屏蔽越小，受核的引力越强，能级就越低。因为屏蔽效应与钻穿效应的结果是相反的。因此，原子轨道实际能级的高低取决于两者谁占主要地位。三、能级交错当n、l值都不相同的相邻原子轨道，比较能级的高低时，取决于屏蔽效应与钻穿效应影响的高低。屏蔽效应占主导地位时，n越大，能级越高；钻穿效应占主导地位时，n小l大的能级反而高。像E4sE3d，E5sE4d，这种现象叫能级交错。1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f 近似能级图6s 6p 6d E1sE2sE2pE3sE3pE4sE3dE4pE5s7s 7p 8s四、原子中电子的实际排布1电子排布式：知道原子中各轨道能级的高低后，按泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则将电子排入最合理的原子轨道。例如：Ti原子Z=22，先根据能级排布E1sE2sE2pE3sE3pE4sE3dE4pE5s前面讲过s轨道上最多有1个电子亚层，最多可容纳2个电子，p轨道上有3个电子亚层，最多可容纳6个电子，d轨道最多容纳10个电子，f轨道最多容纳14个电子。 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2调整顺序1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 原子失去电子变为离子，往往先失去最外层电子，因而有Ti2+ 、Ti4+同学们写Cr 24 Co 27 Ag 47 Si 14Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4在这里一定要注意，3d层最多容纳10个电子，如容纳5个电子则为半满结构，根据洪特规则，4s上的一个电子将到3d层上去，使之变为半满结构。即为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5调整顺序1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Co 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7调整顺序1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 Ag 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9根据洪特规则应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10调整顺序1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2为什么不是3s1 3p3，此种状态并不比3s2 3p2能量低，凑半满或全满主要发生在n值不同的相邻电子层间。2原子实的定义：外层电子排布式，Ti的电子排布式可写为Ar 3d2 4s2原子实 以惰性气体的符号作代表He为2电子，Ne为10电子，Ar为18电子，Kr为36电子，Xe为54电子，Rn为86电子3电子排布图：Sc原子 钪（kang）原子Ar3d14s2 3d 4sCr原子Ar3d54s1 3d 4s Cu原子Ar3d104s1 3d 4s例外情况Nb铌Kr4d45s1，而不是Kr4d35s2因为5s与4d轨道，6s、5d、4f轨道，7s、6d、5f轨道之间能级差在逐渐变小，小到和电子配对能差不多，因此往往会出现例外情况。五、原子的电子排布和元素周期表元素在周期表中的分区：五个区 s区、p区、d区、ds区、f区1s区：包括A和A族元素，价层电子构型为ns1-2，化合价为+1、+2，等于其族数，该区元素属于活泼金属元素。2P区：包括A到A族元素和零族元素，价层电子构型为ns2np1-6，He为1s2，该区右上方为典型非金属元素，左下方则带有金属性，多为低熔金属。最高化合价等于其族数，其中，O、F一般不呈正价。3d区：包括B到B族元素及第族元素，价层电子构型为（n-1）d1-3ns1-2，（pd例外，是4d105s0），化合价多为+2、+3价4ds区：包括B、B两族元素，价层电子构型为（n-1）d10ns1-2，化合价多为+1、+2价。5f区：包括镧系57-70号元素，锕系89-102号元素，化合价一般为+3、+4价，我们称d区元素和ds区元素为过渡元素，将f区称为内过渡元素。过渡元素：它们都拥有参与成键的d轨道，它们有许多共性：（1） 都是金属，是热和电的良导体；（2）硬度大，熔沸点高（w的沸点为3410）（3）化合物常呈现美丽的颜色；（4）具有多种氧化态如Mn（+2、+3、+4、+6、+7）MnCl2、Mn2O3、MnO2、K2 MnO4、K MnO4（5）易生成配合物第三节元素性质的周期性变化与原子结构的关系一、元素的原子半径的周期性变化1原子半径的定义：原子半径并不能准确衡量原子的大小，但在许多场合，这种处理方法是方便可行的，我们可以把原子半径理解为原子相互作用时的有效作用范围。2共价半径、金属半径、范德华半径（了解见书150页）3原子半径的周期性变化：（1） 同周期元素原子半径的变化：自左至右逐渐减小，到零族元素突然增大，自第四周期起，原子半径突然增大。（2） 镧系收缩 整个镧系元素的原子半径随核电荷数的增加逐渐减小，但缩小的幅度很小，因为随着原子序数的增加，新加入的电子填在4f轨道上，其对最外层6s电子和次外层5d电子的屏蔽作用较强，使核对最外层和次外层电子的吸引力变得很弱；各元素的化学性质十分相似；造成第五周期各过渡元素与第六周期各相应过渡元素的原子半径几乎相等，因而物理化学性质极为相似。（3） 同族元素原子半径的变化：同族元素从上到下，电子层数增加，原子半径随之增大，但增大的幅度降低。对过渡元素而言，第四周期元素到第五周期相应元素原子半径是增加的。但第六周期和第五周期相应元素的原子半径相近，这是由于镧系收缩造成的。二、原子电离能的周期性变化1定义：第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子，形成+1价气态离子所需的最低能量。由+1价离子再失去一个电子变成+2价离子所需的最低能量叫第二电离能，依此类推。电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度。2元素电离能周期性变化：（1） 同族元素：对于同一主族而言，原子半径逐渐增大，导致核对最外层电子吸引力减小，故电离能逐渐减小。过渡元素：每族第三个比前两个元素电离能大，第一个与第二个相比变化规律不明显，因为镧系收缩，第三个元素原子半径与第二个大小几乎相等，但有效核电荷增加许多，核对核外电子吸引力增大，因而电离能大。（2） 同周期元素：自左至右电离能递增；每周期第一个元素电离能是同周期元素里最低的；每周期最后一个电离能是同周期元素里最高的；转折点（见155页）；长周期中过渡元素，从左至右电离能增加幅度很小，规律不明显。三、元素的电子亲合能的周期性变化定义：基态的气态原子获得一个电子变成负一价的气态离子，所放出的能量定义为电子亲合能。1 同周期中，各元素的电子亲合能绝对值自左至右递增，得电子能力递增，非金属性增强。2 同族元素，自上至下，电子亲合能绝对值变小，得电子能力递降，金属性增强。3 在同族各元素中，电子亲合能最大的一般不是该族的第一个元素而是第二个元素，因为O、F原子半径小，电子云密度较大，因而电子间斥力较大，当获得一个电子形成负离子，必须消耗过多的能量克服电子斥力，因而放出的能量少。四、元素的电负性周期性变化 元素的原子在化合物中把电子吸向自己的本领，成为元素的电负性，电负性以“X”表示。X越大，表明原子在分子中吸引电子的能力越强。电负性是一种相对比较的结果。