原子结构 元素周期律

1、1.1 核外电子的运动状态核外电子的运动状态1.2 核外电子排布和元素核外电子排布和元素周期系周期系1.3 元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性专题一专题一 原子结构原子结构光和电磁辐射光和电磁辐射1.1.1 氢原子光谱与氢原子光谱与BohrBohr理论理论红红 橙橙 黄黄 绿绿 青青 蓝蓝 紫紫 连续光谱连续光谱 不连续光谱不连续光谱,即线状光谱或原子光谱即线状光谱或原子光谱光谱光谱1.氢原子光谱氢原子光谱18sm10998. 2 cc光速H3 .65657. 4H1 .48607. 6H0 .43491. 6H2 .41031. 7 /nm1 /s)10 (14 不连续光谱不连续光谱,

2、即线状光谱即线状光谱 其频率具有一定的规律其频率具有一定的规律12215s )121(10289. 3nvn= 3,4,5,6经验公式：经验公式：氢原子光谱特征：氢原子光谱特征：里德堡常数里德堡常数12215s )121(10289. 3nvn = 3 红（H）n = 4 青（H ）n = 5 蓝紫 （ H ）n = 6 紫（H ）巴尔麦巴尔麦(Balmer)线系线系 根据当时的物理学经典电磁理论根据当时的物理学经典电磁理论, 带电带电微粒如电子在力场中绕核高速运动时，电微粒如电子在力场中绕核高速运动时，电子将不断以电磁波的形式发射出能量。电子将不断以电磁波的形式发射出能量。电子自身能量不断减

3、小，绕核旋转频率也要子自身能量不断减小，绕核旋转频率也要逐渐改变，辐射电磁波频率也将随着旋转逐渐改变，辐射电磁波频率也将随着旋转频率的改变而逐渐变化，这将意味着原子频率的改变而逐渐变化，这将意味着原子发射的光谱应是连续光谱，而事实并非如发射的光谱应是连续光谱，而事实并非如此；再者，电子自身能量不断减小，其运此；再者，电子自身能量不断减小，其运动的轨道半径会动的轨道半径会越来越小越来越小, 最终将与原子核最终将与原子核相撞并导致原子毁灭相撞并导致原子毁灭。由于原子毁灭的事由于原子毁灭的事实从未发生实从未发生, 将经典物理学概念推到前所未将经典物理学概念推到前所未有的尴尬境地。有的尴尬境地。 经典

4、物理学概念面临的窘境面临的窘境 ？会不会？！2.玻尔玻尔(Bohr)理论理论 三点假设：三点假设：(1)电子不是在任意轨道上绕核运动，而是电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合一定条件的轨道上运动，在一些符合一定条件的轨道上运动，这些这些轨道的角动量轨道的角动量P，必须等于，必须等于h/2的整数倍。的整数倍。即即P= mvr = n (n为正整数为正整数1,2,3) 这种符合量子化条件的轨道称为稳定轨道，这种符合量子化条件的轨道称为稳定轨道，电子在稳定轨道上运动时，并不放出能量。电子在稳定轨道上运动时，并不放出能量。2hhEEEEh1212E：轨道能量：轨道能量h：普朗克：普朗克(Pla

5、nck) 常数常数(2)电子电子在在离核越远的轨道离核越远的轨道上运动上运动，其其能量越大能量越大。原原子在正常或稳定状态时（称为子在正常或稳定状态时（称为基态基态），各电子尽可能），各电子尽可能处在离核最近的轨道上，这时原子的处在离核最近的轨道上，这时原子的能量最低能量最低。当原。当原子从外界获得能量时（如灼热、放电、辐射等）电子子从外界获得能量时（如灼热、放电、辐射等）电子可以跃迁到离核较远的轨道上去，即电子已被激发到可以跃迁到离核较远的轨道上去，即电子已被激发到较高能量较高能量的轨道的轨道上，此时原子和电子处于上，此时原子和电子处于激发态激发态。(3)处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到处

6、于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近离核较近的轨道的轨道上上，这时这时原子会以光子形式放出能量。原子会以光子形式放出能量。光的频光的频率决定于能量较高的轨道的能量与能量较低的轨道的率决定于能量较高的轨道的能量与能量较低的轨道的能量之差：能量之差：玻尔理论的成功之处玻尔理论的成功之处 （1）计算出的里德堡常数常数）计算出的里德堡常数常数R 与实验值非常与实验值非常接近。接近。（2）成功解释了氢原子光谱产生的原因和规律）成功解释了氢原子光谱产生的原因和规律性。如氢原子的稳定性、氢原子的线状光谱、氢性。如氢原子的稳定性、氢原子的线状光谱、氢原子的电离能等原子的电离能等 玻尔理论局限性玻尔理论局限

7、性（1）对氢原子光谱的精细结构无法说明）对氢原子光谱的精细结构无法说明 （2）不能说明多电子原子光谱）不能说明多电子原子光谱 （3）不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂）不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂 量子性是微观世界的重要特征，要正确量子性是微观世界的重要特征，要正确客观地反映微观世界微粒运动的规律，就必客观地反映微观世界微粒运动的规律，就必须用建筑在微观世界的量子性和微粒运动的须用建筑在微观世界的量子性和微粒运动的统计性这两个基本特征基础上的量子力学来统计性这两个基本特征基础上的量子力学来描述。描述。 结论：结论：1.1.2 微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性1.光的二象性光的二象性

8、P=mc= = = =mc2 c E c hv c h 粒子性粒子性 波动性波动性 光具有波粒二象性光具有波粒二象性 h=6.62610-34Js，Plank常数。常数。2.电子的波粒二象性电子的波粒二象性 受到光具有波粒二象性的启发，受到光具有波粒二象性的启发，1924年，法年，法国青年物理学家德布罗意国青年物理学家德布罗意(Louis de Broglie)大胆提大胆提出电子等实物微观粒子的运动也具有波粒二象性出电子等实物微观粒子的运动也具有波粒二象性的假设。的假设。：电子的波长；：电子的波长；m:电子的质量；电子的质量；：电子的速度：电子的速度= =Phmh物质波（德布罗意波）物质波（德

9、布罗意波）1927年，美国科学家年，美国科学家Davissson和和Germer应用应用Ni晶体进行电子晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。衍射实验，证实电子具有波动性。感光屏幕感光屏幕薄晶体片薄晶体片明暗相间明暗相间衍射环纹衍射环纹电子枪电子枪电子束电子束结论：结论： 1.电子等实物粒子具有波粒二象性；电子等实物粒子具有波粒二象性； 2.不能用经典物理的波和粒的概念不能用经典物理的波和粒的概念来理解它的行为。来理解它的行为。 再次说明描述电子等微再次说明描述电子等微观观粒粒子子的的运动规律只能用描述微粒运动规律的运动规律只能用描述微粒运动规律的量子力学。量子力学。3.海森堡测不准原理海

10、森堡测不准原理 x P h/(2)1927年，德国物理学家海森堡提出了量子力学年，德国物理学家海森堡提出了量子力学中一个重要的关系式中一个重要的关系式 ：量子力学认为，对于具有波粒二象性的微观粒子，量子力学认为，对于具有波粒二象性的微观粒子，人们是不可能同时准确地测定它的空间位置和动量。人们是不可能同时准确地测定它的空间位置和动量。或或x h/(2mv) 海森堡测不准原理海森堡测不准原理例例1: 对于对于 m = 10 g的子弹，它的位置可精到的子弹，它的位置可精到 x 0.01 cm,其速度测不准情况为：其速度测不准情况为：对宏观物体可同时测定其位置与速度对宏观物体可同时测定其位置与速度xm

11、h2例例2: 对于微观粒子如电子对于微观粒子如电子, m = 9.11 10-31 kg, 当原子当原子半径数量级为半径数量级为10-10 m，则，则 x至少要达到至少要达到10-11 m才相对才相对准确，于是其速度的测不准情况为：准确，于是其速度的测不准情况为：若若m非常小，则其位置与速度是不能同时非常小，则其位置与速度是不能同时准确测定的。准确测定的。xmh2结论：结论： 海森堡测不准海森堡测不准原理很好地反映了微观粒原理很好地反映了微观粒子的运动特征子的运动特征波粒二象性；波粒二象性；但这并不是但这并不是说微观粒子的运动是虚无缥缈的、不可认识说微观粒子的运动是虚无缥缈的、不可认识的，而只

12、是说明了不能把微观粒子和宏观物的，而只是说明了不能把微观粒子和宏观物体同样用经典力学来处理。测不准关系不但体同样用经典力学来处理。测不准关系不但没有局限我们认识客观世界的能力，反而没有局限我们认识客观世界的能力，反而促促使我们对微观世界的客观规律有了更全面更使我们对微观世界的客观规律有了更全面更深刻的理解深刻的理解和认识和认识。 对微观粒子的运动对微观粒子的运动轨迹，不能象经典力轨迹，不能象经典力学所描写的那样有确定的运动轨迹，学所描写的那样有确定的运动轨迹，只能采只能采用统计的方法用统计的方法来描述电子在原子核周围某处来描述电子在原子核周围某处出出现的现的几率。几率。1.薛定谔薛定谔(Sch

13、rdinger)方程方程1.1.3波函数和原子轨道波函数和原子轨道 ：空间直角坐标zyx,常数：Planckh：势能V：能量E波函数： ：质量m0V)(Ehm8zyx22222222直角坐标直角坐标( x,y,z)与球坐标与球坐标(r,)的转换的转换 222zyxrcosrz qsinsinry qcossinrxq()()q, , rzyx ( )()q q,YrR 径向部分径向部分 角度部分角度部分2.波函数和原子轨道波函数和原子轨道一定的波函数一定的波函数 表示电子的一种运动状态，表示电子的一种运动状态，波波函数函数 叫做原子轨道叫做原子轨道. 每一种原子轨道即每一个波函数都有与之相每一

14、种原子轨道即每一个波函数都有与之相对应的能量对应的能量 E。波函数。波函数 没有明确的直观的没有明确的直观的物理意义物理意义,但波函数绝对值的平方但波函数绝对值的平方| |2却有着却有着明确的物理意义。它表示空间某处单位体积明确的物理意义。它表示空间某处单位体积内电子出现的几率，即内电子出现的几率，即几率密度几率密度。 | |2的空的空间图像就是电子云的空间分布图像。间图像就是电子云的空间分布图像。 电子云电子云 | |2 的空间图像就是电子云分布图像的空间图像就是电子云分布图像即电子云是从统计的概念出发，对核外电即电子云是从统计的概念出发，对核外电子出现的概率密度做形象化的描述。子出现的概率

15、密度做形象化的描述。电子电子绕核旋转，就好像一团带负电的云雾把原绕核旋转，就好像一团带负电的云雾把原子核包围，人们形象的称之为电子云。子核包围，人们形象的称之为电子云。在在电子云电子云图图中黑点密的地方表示电子在此处中黑点密的地方表示电子在此处出现的概率密度大，黑点稀的地方表示概出现的概率密度大，黑点稀的地方表示概率小。率小。3.电子云电子云 1s (b) 1s )a (2界面图电子云的图及电子云的r能包含能包含95%电子云的等密度面称电子云的界面图。电子云的等密度面称电子云的界面图。用电子云的界面图来表示电子云，要比电子云黑用电子云的界面图来表示电子云，要比电子云黑点图方便的多。点图方便的多

16、。 ()q,1rs是一种球形对称分布xzys电子云电子云yY2pxyzxY2pxyzxyzzY2pp电子云电子云:哑铃形（哑铃形（3种取向）种取向）22pxYxyzxyz2p2yYxyz2p2zYd电子云电子云: 花瓣形（花瓣形（5种取向）种取向）f电子云电子云: 7种分布种分布4.四个量子数四个量子数（1）主量子数）主量子数 n 取值：取值： 1， 2， 3， 4 ，5 ，6 n 为正整数为正整数 ( 自然数自然数 ) 光谱学符号：光谱学符号： K，L，M，N ，O，P 。 意义意义: 表示原子中电子出现几率最大区域离核的远近（或者说它表示原子中电子出现几率最大区域离核的远近（或者说它是决定

17、电子层数的）和电子的能量高低。是决定电子层数的）和电子的能量高低。n越大，电子离核越远，能量越高。越大，电子离核越远，能量越高。单电子体系单电子体系，电子的能量由电子的能量由 n 决定决定eVnZE226 .13 E 电子能量，电子能量，Z 原子序数，原子序数， eV 电子伏特，能量单位，电子伏特，能量单位，1 eV = 1.603 1019 J 对于对于 H 原子原子 n = 1 E = 13.6 eV n = 2 E = 3.40 eV n E = 0 即自由电子，其能量最大，为即自由电子，其能量最大，为 0 。 主量子数主量子数 n 只能取只能取 1，2，3，4 等自然数，故能量只有不连

18、等自然数，故能量只有不连续的几种取值，即能量是量子化的。所以续的几种取值，即能量是量子化的。所以 n 称为量子数。称为量子数。例如例如 n = 4 时，时， l 有有 4 种取值种取值 0， 1， 2 , 3 ，（2） 角量子数角量子数 l取值取值( l ) ： 0，1，2，3，4 ( n 1 ) ， 共共 n 个取值，个取值，光谱学符号：光谱学符号：s，p，d，f， g 表示表示 。如如 n = 3， 角量子数角量子数 l 可取可取 0， 1， 2 共三个值，共三个值， 依次表示为依次表示为 3s，3p，3d 。 意义：角量子数意义：角量子数 l 表示原子轨道或电子云的形状表示原子轨道或电子

19、云的形状 。依次表示为依次表示为 4s， 4p，4d，4f。 就是说核外第四层有就是说核外第四层有 4 种形状不同的原子轨道种形状不同的原子轨道.同层中同层中 ( 即即 n 相同相同 ) 不同形状的轨道称为亚层，不同形状的轨道称为亚层，也叫分层。也就是说核外也叫分层。也就是说核外第四层第四层有有 4 个亚层个亚层或分层。或分层。(2)多电子原子，能量由多电子原子，能量由n和和l共同决定。共同决定。能量关系能量关系：(1)单电子体系单电子体系(氢原子或类氢离子氢原子或类氢离子)，能量只与，能量只与n有关。有关。 E (1s) E (2s) E (3s) E (4s) E (ns) = E (np

20、) = E (nd) = E (nf)E (ns) E (np) E (nd) E (nf)再如再如 2p轨道轨道（ n = 2 ，l = 1，m=0， 1 ）在空间有三种不）在空间有三种不同的取向。同的取向。（）磁量子数（）磁量子数m取值取值( ) ： 0， 1， 2， 3， ， l ， 共共(2l+1) 个取值个取值如：如：l = 3时，则时，则 m = 0， 1， 2， 3， 共共 7 个值。个值。意义：磁量子数意义：磁量子数 m 决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向。决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向。n 和和 l 一定的轨道，如一定的轨道，如 1s 轨道轨道（ n = 1 ，l =

21、 0，m=0）在空间）在空间只有一种取向。只有一种取向。3d轨道轨道（ n = 3 ，l = 2，m=0, 1， 2 ）在空间有五种不同的取向。在空间有五种不同的取向。4 f 轨道轨道 ( l = 3, m = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 ) : m 七种取值七种取值, 空间七种取向空间七种取向.简并轨道简并轨道:若干能量相同的原子轨道称为简并原子轨道若干能量相同的原子轨道称为简并原子轨道.p轨道轨道：3条简并轨道条简并轨道(Px、Py、Pz)d轨道轨道：5条简并轨道条简并轨道f轨道轨道：7条简并轨道条简并轨道g轨道轨道：9条简并轨道条简并轨道主量子数（主量子数（n）角

22、量子数（角量子数（l）磁量子数（磁量子数（m）轨道符号轨道符号轨道数轨道数 1 001s1 2 00 10，1，-12p3 3 00 1 2 4 0 1 2 30，1，-1，2，-2，3，-34f7 5 0 1 2 3 40，+1， -12s13s13p30，+1， -1，+2，-23d50，+1， -14s14p30，+1， -1，+2，-24d500，+1， -15s15p30，+1， -1，+2，-25d500,+1,-1,+2,-2,+3,-35f70,+1,-1,+2,-2,+3,-3,+4,-45g9（4） 自旋量子数自旋量子数 ( ms)电子电子除除绕原子核绕原子核作高速作高速运

23、动运动外外，还还有自身的旋转有自身的旋转运动运动，称为电，称为电子的自旋。子的自旋。电子的自旋方式只有两种，通常用电子的自旋方式只有两种，通常用 “ ” 和和 “ ” 表示。表示。所以所以 m s 的取值只有两个即的取值只有两个即m s = 1/2 。故。故 Ms 也是量子化的。也是量子化的。 电子具有自旋角动量，而自旋角动量沿电子具有自旋角动量，而自旋角动量沿外磁场方向上的分外磁场方向上的分量，可用量，可用 Ms 表示，且有如下关系式表示，且有如下关系式: Ms = ms 2h式中式中 ms 为自旋量子数。为自旋量子数。【学以致用】用四个量子数描述【学以致用】用四个量子数描述 n= 4，l

24、= 3的所有电子的运动状态。的所有电子的运动状态。解：解：l = 3 对应的有对应的有 m = 0， 1， 2， 3， 共共 7 个值。个值。即有即有 7 条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为 + 1/2 和和 1/2 的自旋方向相反的电子，所以有的自旋方向相反的电子，所以有 2 7 = 14 个运动状态不同的电子。个运动状态不同的电子。分别用分别用 n ，l ， m， m s 描述如下：描述如下： n ， l ， m， m s 4 3 0 1/2 4 3 1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 2 1/2 4 3 2 1/2 4 3 3 1/2

25、 4 3 3 1/2 n ， l ， m， m s 4 3 0 1/2 4 3 1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 2 1/2 4 3 2 1/2 4 3 3 1/2 4 3 3 1/2 1.2 核外电子排布和元素周期系核外电子排布和元素周期系1.2.1多电子原子的能级多电子原子的能级鲍林（鲍林（L.Pauling）的原子轨道近似能级图）的原子轨道近似能级图 核外电子排布的原则核外电子排布的原则原子的电子层结构和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系 (1)鲍林（鲍林（L.Pauling）的原子轨道近似能级图）的原子轨道近似能级图 能能 量量6s6p5d4f5s5p4d4s4p3d3s3p

26、2s2p1s7s7p6d5f徐光宪第一规则徐光宪第一规则多电子原子中，多电子原子中， ( n + 0.7l ) 值越大，轨道能量越高。值越大，轨道能量越高。多电子原子近似能级图的特点 近似能级图是按原子轨道的能量高低而不是按原子轨道近似能级图是按原子轨道的能量高低而不是按原子轨道离核的远近顺序排列起来。把能量相近的能级划为一组，离核的远近顺序排列起来。把能量相近的能级划为一组，称为能级组称为能级组 1s 第一能级组第一能级组 2s2p 第二能级组第二能级组 3s3p 第三能级组第三能级组 4s3d4p 第四能级组第四能级组 5s4d5p 第五能级组第五能级组 6s4f5d6p 第六能级组第六能

27、级组 7s5f6d7p 第七能级组第七能级组 在能级图中可以看到：相邻的两个能级组之间的能量差在能级图中可以看到：相邻的两个能级组之间的能量差较大，而在同一能级组中各能级的能量差较小。较大，而在同一能级组中各能级的能量差较小。(a)在能级图中在能级图中:所谓等价轨道是指其能量相同、成键能力所谓等价轨道是指其能量相同、成键能力相同，只是空间取向不同的轨道。如相同，只是空间取向不同的轨道。如 p轨道轨道：3重简并；重简并；d轨道：轨道：5重简并；重简并；f轨道：轨道：7重简并。重简并。 (b)角量子数角量子数l相同的能级，其能量由主量子数相同的能级，其能量由主量子数n决定，决定，n越越大，能量越高

28、。大，能量越高。 E (2p) E (3p) E (4p) np nd nf3d 与与 4s轨道的径向分布图轨道的径向分布图“能级交错能级交错”现象：现象： E (4s) E (3d) 原因：钻穿效应原因：钻穿效应 4s 3d (屏蔽效应与钻穿效应屏蔽效应与钻穿效应)Shielding EffectSo the E: 1s2s 3s 4s2p 3p 4p3d 4d 5dPenetration EffectD(r)r3d3p3sSo the E: nsnpndnf如：如：4s4p 4d 4f AND E: ns (n-2) f (n-1)d np如：如：6s 4f 5d 6p由核外电子云抵消一些

29、核电荷的作用由核外电子云抵消一些核电荷的作用屏蔽效应：屏蔽效应：钻穿效应：进入原子内部钻穿效应：进入原子内部空间，受到核的较强的吸空间，受到核的较强的吸引作用。引作用。为什么为什么 2s 价电子比价电子比 2p 价电子价电子受到较小的屏蔽受到较小的屏蔽? Question 2s电子云径向分电子云径向分布曲线除主峰外布曲线除主峰外,还还有一个距核更近的小有一个距核更近的小峰峰. 这暗示这暗示, 部分电子部分电子云钻至离核更近的空云钻至离核更近的空间间, 从而部分回避了从而部分回避了其他电子的屏蔽其他电子的屏蔽.(4)科顿科顿(Cotton)原子原子轨道能级图轨道能级图 n 相同的氢原子相同的氢原

30、子轨道的简并性。轨道的简并性。原子轨道的能量原子轨道的能量随原子序数的增随原子序数的增大而降低。大而降低。随着原子序数的随着原子序数的增大，原子轨道增大，原子轨道产生能级交错现产生能级交错现象。象。1.2.2 核外电子排布的原则核外电子排布的原则核外电子在原子轨道上的排布服从下面核外电子在原子轨道上的排布服从下面一些原理：一些原理：核外电子在原子轨道上的排布按照核外电子在原子轨道上的排布按照Pauling的能级图的顺序陆续填满各原子的能级图的顺序陆续填满各原子轨道，这条经验规则称为轨道，这条经验规则称为构造原理构造原理。1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4

31、f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 余类推。余类推。ns (n-3)g (n-2)f (n-1)d np通式：通式：核外电子分布三原则：核外电子分布三原则： 最低能量原理最低能量原理多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能分布多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道上到能量最低的轨道上,这称为这称为能量最低原理能量最低原理。 保里保里(Pauli)不相容原理不相容原理在同一原子中，不可能有在同一原子中，不可能有4个量子数完全相同的电个量子数完全相同的电子。或者说在同一个原子轨道上最多只能容纳两子。或者说在同一个原子轨道上最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反。个电子，且自旋方

32、向相反。 洪特洪特(Hund)规则规则电子分布到能量相同的等价轨道时，总是尽先以自电子分布到能量相同的等价轨道时，总是尽先以自旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道。旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道。N：1s 2s 2p(Z=26) 26Fe：Ar3d64s2简写：简写：26Fe：原子实原子实电电 子子 排排 布布 式式（电子构型）（电子构型）轨道表示式轨道表示式1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 价电子价电子1s2 2s2 2p3 Cr )24(24：Z洪特规则的特例：洪特规则的特例： 当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。110626

33、224s3d3p3s2p2s1s 154s3dAr 4s3dAr110全充满：全充满： p6、d10、f14半充满：半充满： p3、d5、 f7全全 空空 ： p0、d0、 f015626224s3d3p3s2p2s1s Cu )29(29 ：Z练习：练习：试写出下列原子序数的基态原子的核外电子排布式试写出下列原子序数的基态原子的核外电子排布式。(Z=25) Mn:(Z=47) Ag:(Z=53) I:(Z=79) Au:(Z=82) Pb:(Z=114)254s3dAr521055s4dKrp2210146p6s5d4fXe2210147p7s6d5fRn1105s4dKr110146s5d

34、4fXe注意几个例外注意几个例外 :41Nb : Kr4d45s144Ru : Kr4d75s1 45Rh : Kr4d85s1 46Pd : Kr4d10 5s078Pt : Xe4f145d96s1理论的不足，仍需不断发展。理论的不足，仍需不断发展。价电子书写规定：价电子书写规定： 主族：主族： ns or ns np 例如：例如：16S： 3s23p4 副族：副族： (n-1)d ns 例如：例如：25Mn： 3d54s2 镧、锕系：镧、锕系： (n-2)f (n-1)d ns 例如：例如：92U：5f 36d17s2 例题：例题：铁的原子序数为铁的原子序数为 26。 （1）写出铁原子的

35、电子结构式；）写出铁原子的电子结构式；Fe2+的电子结构式呢？的电子结构式呢？ （2）写出铁原子的外围电子构型。）写出铁原子的外围电子构型。 （3）画出铁原子的轨道图式。）画出铁原子的轨道图式。 解：解： （1）铁原子的电子结构式：）铁原子的电子结构式： 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 Fe2+的电子结构式：的电子结构式： 26Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 （2）铁原子的外围电子构型）铁原子的外围电子构型 ：3d6 4s2 。 （3）铁原子的轨道图式）铁原子的轨道图式: 26Fe: Ar 3d64s2 1.2.3原子的电子层结

36、构和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系 (1)能级组与周期能级组与周期周期序数周期序数 = 电子层数电子层数 = 最外层主量子数最外层主量子数 n 的值的值周期周期第第1列列 第第18列列能级组能级组元素元素数目数目一一1s1 1s21s2二二1s22s1 1s22s22p62s2p8三三Ne3s1 Ne3s23p63s3p8四四Ar4s1 Ar3d104s24p64s3d4p18五五Kr5s1 Kr4d105s25p65s4d5p18六六Xe6s1 Xe4f145d106s26p66s4f5d6p32七七Rn7s1 7s5f6d7p 32ns12ns2 np15ns2 np6(He除外除

37、外)(n1)d18ns12(n1)d10ns12(2)原子的电子层结构与族原子的电子层结构与族七个主族七个主族(用用A表示表示)，七个副族（用，七个副族（用B表示），表示），一个零族，一个一个零族，一个族族(a)主族元素：主族元素： 主族序数主族序数= 价电子数价电子数 =最外层最外层电子数电子数(b)副族元素：以外围副族元素：以外围(n-1)d+ns的电子总数判断的电子总数判断电子总数为电子总数为37， B B。电子总数为电子总数为810，第，第族。族。电子总数为电子总数为1112，B和和B。除除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号

38、。的能级的符号。按照电子排布，可把周期表的元素划分为按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个个区：区：s区、区、 p区、区、 d区、区、 ds区、区、f区。区。(3)原子的电子层结构与元素的分区原子的电子层结构与元素的分区(b)p 区元素：区元素：AA和和0族；价电子构型为族；价电子构型为ns2np16。(a)s 区元素：区元素：A族和族和A族；价电子构型为族；价电子构型为ns12。除除H外，其余为金属。外，其余为金属。除除H外，所有非金属元素都在外，所有非金属元素都在p区。区。(c)d 区元素：区元素：BB和和 第第族；价电子构型族；价电子构型为为(n-1)d18ns12 (Pd无无s电子电

39、子)，均为金属。均为金属。(d)ds 区元素：区元素： B和和B ；价电子构型为；价电子构型为(n-1)d10ns12,均为金属。均为金属。(e)f区元素：包括镧系元素区元素：包括镧系元素(化学性质相似化学性质相似)和锕系和锕系元素元素(化学性质相似化学性质相似) 。1外围电子构型为外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中的位置的元素在周期表中的位置是是()A第四周期第四周期B族族 B第五周期第五周期B族族C第六周期第六周期B族族 D第六周期第六周期B族族解析：解析：选选D。因。因6s上有两个电子，所以该元素在第六上有两个电子，所以该元素在第六周期，周期，5d和和6s上电子之和为上电子

40、之和为3，在第，在第 B族。族。1.3 元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性1.原子半径（原子半径（r）(1)共价半径共价半径 同种元素的两个原子同种元素的两个原子, 以共价单键相连时以共价单键相连时, 如如H2、Cl2等核间距的一半等核间距的一半, 为共价半径。为共价半径。 d核间距为核间距为 d，2d(2)金属半径金属半径：金属晶体可看成由球状的金属原子紧密堆积而成，金属晶体可看成由球状的金属原子紧密堆积而成，相邻原子彼此相切。其核间距的一半，为金属半径。相邻原子彼此相切。其核间距的一半，为金属半径。金属半径金属半径r金属金属 = 2d如：金属铜中，如：金属铜中，dMM255.6pm，

41、铜的金属半径铜的金属半径r金金=255.6pm/2127.8pm。讨论原子半径的变化规律时，经常采用共价半径。讨论原子半径的变化规律时，经常采用共价半径。 由于原子形成共价键时，总是会发生原子轨道由于原子形成共价键时，总是会发生原子轨道的重叠，所以对同一金属元素其的重叠，所以对同一金属元素其金属半径金属半径（原子轨（原子轨道不发生重叠）道不发生重叠）一般比它的单键共价半径要大一般比它的单键共价半径要大1015。如。如Cu原子原子 r共价共价 117pm ， r金金属属=127.8pm金属半径和共价半径的比较：金属半径和共价半径的比较：(3)范德华半径范德华半径:稀有气体在低温高压下形成单原子分

42、子稀有气体在低温高压下形成单原子分子晶体晶体 ( He，Ne 等等 )，原子间靠范德华力，即分子间作用力，原子间靠范德华力，即分子间作用力结合结合(未成键未成键) ，因此无法得到共价半径。，因此无法得到共价半径。 两个原子核间距两个原子核间距的一半定义为其范德华半径。的一半定义为其范德华半径。 注意：原子间未相切，所以注意：原子间未相切，所以三种半径以三种半径以r范德华范德华最大。最大。范德华半径范德华半径r范德华范德华= 2d原子半径是由相同两核间距离或键长的一半来测定。原子半径是由相同两核间距离或键长的一半来测定。一般来说，一般来说，金属元素金属元素-可有金属半径、共价半径，甚至范氏半径可

43、有金属半径、共价半径，甚至范氏半径非金属元素非金属元素-可有共价半径，也可有范氏半径可有共价半径，也可有范氏半径稀有气体稀有气体-主要是范氏半径。主要是范氏半径。同一元素的不同半径，数值不同同一元素的不同半径，数值不同（r范范r金金r共共），而且相，而且相差较大。因而使用时要注意，不要同时用不同半径的数据。差较大。因而使用时要注意，不要同时用不同半径的数据。一般书中除了稀有气体用范氏半径外，其它元素（金属或非一般书中除了稀有气体用范氏半径外，其它元素（金属或非金属元素）都一律用单键的共价半径。金属元素）都一律用单键的共价半径。共价半径、金属半径、范氏半径的适用范围共价半径、金属半径、范氏半径的

44、适用范围原子半径的影响因素原子半径的影响因素（1）n。电子层数越多，半径越大。电子层数越多，半径越大。rn（2）Z。核电荷越大，对核外电子吸引越强，最外层电子至核。核电荷越大，对核外电子吸引越强，最外层电子至核的平均距离小，半径就小。的平均距离小，半径就小。 r1/Z（3）f。核外电子间斥力。核外电子间斥力f越大，电子间排斥越厉害，最外层电越大，电子间排斥越厉害，最外层电子就可被排斥而离核更远，半径就大。子就可被排斥而离核更远，半径就大。rf（4）内。内。内层电子对最外层电子的屏蔽内层电子对最外层电子的屏蔽内内越大，越大，Z*越小，核越小，核对最外层电子的吸引就小，半径就大。对最外层电子的吸引

45、就小，半径就大。r内内（5）化学键型（几重键）。对于同一元素的共价半径，）化学键型（几重键）。对于同一元素的共价半径，r单键单键r双键双键r叁键叁键，重键度越大半径越小。，重键度越大半径越小。（6）测定方法。对于同一元素，）测定方法。对于同一元素，r范范r金金r共共。只有当只有当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子分布半充满和全充满时，层中电子分布比较均匀，对最外层电子的屏蔽就更大，比较均匀，对最外层电子的屏蔽就更大，Z*相对地就少，相对地就少，核对最外层电子的吸引力相对地小，排斥力增大，这时核对最外层电子的吸引力相对地小，排斥力增大，这时 占主导地位，占主导地位，半径就相

46、对地大起来。半径就相对地大起来。 Z增大，对电子吸引力增大，增大，对电子吸引力增大， r 减小。减小。 Z增大，电子增加，之间排斥力增大，增大，电子增加，之间排斥力增大， r 增大。增大。 以以 为主为主。即同周期中从左向右原子半径减小。即同周期中从左向右原子半径减小。 同周期中同周期中,从左向右，在原子序数增加的过程中，从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化有两个因素在影响原子半径的变化这是一对矛盾，这是一对矛盾， 以哪方面为主？以哪方面为主？由表可看出由表可看出 无论是短周期，还是长周期的过渡元素，还是内过渡元无论是短周期，还是长周期的过渡元素，还是内过渡元素，总

47、的来说，素，总的来说，同周期从左至右原子半径是递减的，也即随同周期从左至右原子半径是递减的，也即随着核电荷着核电荷Z Z的增加而减小。的增加而减小。这是因为同一周期从左至右核电这是因为同一周期从左至右核电荷依次增加，而电子是填充在同层轨道上的，又知同层电子荷依次增加，而电子是填充在同层轨道上的，又知同层电子彼此间屏蔽效应是小的，这样有效核电荷依次加大，所以半彼此间屏蔽效应是小的，这样有效核电荷依次加大，所以半径递减。径递减。 短周期：短周期：长周期：长周期：ScTiVCrMnFeCoNiCuZn Sc Ni，8 个元素，个元素，r 减少减少了了 29 pm。相邻元素之间，。相邻元素之间，平均减

48、少幅度平均减少幅度 4 pm 。 同样同样 Kr 为范德华半径，为范德华半径， 所以比较大所以比较大). Na Cl，7 个元素，个元素，r 减少减少了了 55 pm。相邻元素之间，。相邻元素之间，平均减少幅度平均减少幅度 10 pm 。（。（Ar 为范德华半径，为范德华半径， 所以比较大所以比较大。）。） r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125 MgNaAl SiPSCl Ar r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154 3 问题问题1： 为什么为什么Cu、Zn半径比较反常？半径比较反常？ Cu、Zn价电子层结构是

49、价电子层结构是3d104s1和和3d104s2，次，次外层外层3d10是全满的。当是全满的。当d电子全满时，整个电子全满时，整个d电子电子的分布就均匀，对最外层电子的屏蔽就更大，因的分布就均匀，对最外层电子的屏蔽就更大，因而同周期中，有效核电荷相对地就少，核对最外而同周期中，有效核电荷相对地就少，核对最外层电子的吸引力相对地小，半径就相对地大起来层电子的吸引力相对地小，半径就相对地大起来。 短周期短周期主族元素，电子填加到外层轨道，主族元素，电子填加到外层轨道，增加的电子对最外增加的电子对最外层电子的屏蔽就相对的小些，因而有效核电荷增加就较大，核对层电子的屏蔽就相对的小些，因而有效核电荷增加就

50、较大，核对最外层电子吸引就增加的大，半径减小就相对地大。最外层电子吸引就增加的大，半径减小就相对地大。 长周期长周期过渡元素，电子填加到次外过渡元素，电子填加到次外层轨道层轨道，增加的电子对最增加的电子对最外层电子的屏蔽就相对大些，因而有效核电荷增加就不太大，核外层电子的屏蔽就相对大些，因而有效核电荷增加就不太大，核对最外层电子吸引也就增加的不太大，半径减小就相对地小些。对最外层电子吸引也就增加的不太大，半径减小就相对地小些。 问题问题2：短周期主族元素原子半径平均减少幅度短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ，长，长周期的过渡元素平均减少幅度周期的过渡元素平均减少幅度 4 pm 。

51、造成这种不同的原因是什。造成这种不同的原因是什么？么？超长周期：超长周期：内过渡系内过渡系, 镧系和锕系镧系和锕系 LaCePrNd Pm Sm Eu Gd TbDy HoEr Tm Yb Lu 15 种元素，种元素，r 共减小共减小 11 pm。电子填到内层。电子填到内层 (n2) f 轨道，轨道，屏蔽系数更大，屏蔽系数更大，Z* 增加的幅度更小。所以增加的幅度更小。所以 r 减小的幅度很小，减小的幅度很小，或或r 收缩的幅度很小。收缩的幅度很小。 此种半径收缩很小的现象称为此种半径收缩很小的现象称为镧系收缩镧系收缩。r/pm 169 165 164 164 163 162 185 162

52、161 160 158 158 158 170 158 4f7 6s2，f 半充满半充满4f14 6s2，f 全充满全充满 K Ca Sc Ti V Crr/pm 203 174 144 132 122 118 Rb Sr Y Zr Nb Mor/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta Wr/pm 235 198 169 144 134 130 镧系收缩的结果：镧系收缩的结果： 由于镧系收缩，使得由于镧系收缩，使得 15 种镧系元素的半径相似，性质相近，种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。分离困难。 而且更主要的是，而且更主要的是，使得第二、第

53、三过渡系的同族元素半径相使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。近，性质相近，分离困难。 同族中半径变化，从上到下：同族中半径变化，从上到下： 在同一在同一主族主族中，一般中，一般原子半径由上到下是依次增大原子半径由上到下是依次增大的，因为的，因为每族由上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，每族由上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，即主量子数即主量子数n n增大，所以原子半径增大。增大，所以原子半径增大。 副族元素由上到下原子半径变化不明显，特别是第五周期和第副族元素由上到下原子半径变化不明显，特别是第五周期和第六周期的元素，它们的原子半径非常相近

54、。这主要是由于镧系收缩六周期的元素，它们的原子半径非常相近。这主要是由于镧系收缩所造成的结果。所造成的结果。元素周期表中的原子半径变化规律元素周期表中的原子半径变化规律半充满和全充满时，原子半径大半充满和全充满时，原子半径大主族元素原子半径比较主族元素原子半径比较2、电离能、电离能(I)电离能：电离能：使基态气态原子失去电子变成正离子，使基态气态原子失去电子变成正离子，要消耗一定的能量克服核对电子的引力，这个能要消耗一定的能量克服核对电子的引力，这个能量叫电离能，用量叫电离能，用I表示。单位为表示。单位为kJ/mol。 从从+1价正离子再失去一个电子形成价正离子再失去一个电子形成+2价离子时，

55、价离子时，所需要的能量则为第二电离能所需要的能量则为第二电离能 I2 ，还有，还有 I3 ，I4 ， In 。即即 M ( g ) M+ ( g ) + e- - H = I1 使一个基态的气态原子失去一个电子形成使一个基态的气态原子失去一个电子形成+1+1价价气态离子时所需要的能量，叫第一电离能气态离子时所需要的能量，叫第一电离能I1。如如Mg（g）e- Mg+（g） I1=738kJ/molMg+（g）e- Mg2+（g） I2=1451kJ/mol 同一元素同一元素: I2I1 这是因为形成这是因为形成+1价离子后，核正电场对电子的有效吸引加强价离子后，核正电场对电子的有效吸引加强和离子

56、半径变小，因此要再电离第二个电子需要消耗更大的能和离子半径变小，因此要再电离第二个电子需要消耗更大的能量。量。同理，同理，I1I2I3I4。 例如碳的例如碳的:I1=1086kJ/mol I2=2353kJ/mol I3=4621kJ/mol I4=6223kJ/mol 由于第一电离势较重要，因而通常仅着重讨论第一电离能。由于第一电离势较重要，因而通常仅着重讨论第一电离能。增增减减第一电离能数据第一电离能数据失去失去p电子，易电子，易P轨道半满，稳定轨道半满，稳定趋势趋势元素周期表中第一电离能的变化元素周期表中第一电离能的变化反常：反常： Be B， N O Mg Al， P S Zn Ga，

57、 As Se Cd In Hg Tl 第一电离能变化规律第一电离能变化规律同周期同周期，从左向右，从左向右，Z 增大，增大，r 减小。核对电子的吸引增强，愈减小。核对电子的吸引增强，愈来愈不易失去电子来愈不易失去电子，所以所以 I 增大增大。 短周期短周期-主族主族 Li Be B C N O F NeI1 / kJmol 1 520 900 801 1086 1402 1314 1681 2081 在同一周期中元素的第一电离势从左到右在总趋势上依在同一周期中元素的第一电离势从左到右在总趋势上依次增大，但有些元素呈曲折变化。次增大，但有些元素呈曲折变化。这是因为价层等价轨道这是因为价层等价轨道

58、中全满（中全满（s2、p6、d10、f14）、半满（）、半满（p3、d5、f7）和全空）和全空（s0、p0、d0、f0）是相对比较稳定的结构。）是相对比较稳定的结构。 电子层结构稳定性越大的原子，比同周期其电子层结构稳定性越大的原子，比同周期其它元素的原子更不易失去电子，电离能也就比相它元素的原子更不易失去电子，电离能也就比相邻其它元素的大。如各周期末尾的稀有气体的电邻其它元素的大。如各周期末尾的稀有气体的电离势最大，其部分原因就是由于其原子具有相对离势最大，其部分原因就是由于其原子具有相对稳定的稳定的8电子结构的关系。再如同周期具有半满电子结构的关系。再如同周期具有半满、全满价电子层结构的元

59、素比周围元素电离能高、全满价电子层结构的元素比周围元素电离能高也是这样。也是这样。原子原子序数序数电子轨道图电子轨道图元素元素符号符号 电离能电离能中文中文名称名称电子结构式电子结构式核外电子的排布（原子的电子层结构）核外电子的排布（原子的电子层结构） 6 C1086 碳碳 1s2 2s22p2 7 N1402 氮氮 1s2 2s22p3 8 O1314 氧氧 1s2 2s22p4 9 F1681 氟氟 1s2 2s22p5 10 Ne2081 氖氖 1s2 2s22p6因为：电离能因为：电离能的大小，主要取决于原子核电荷、原子半径以及的大小，主要取决于原子核电荷、原子半径以及原子的电子层结构

60、。原子的电子层结构。 3 Li 520 锂锂 1s2 2s1 4 Be 900 铍铍 1s2 2s2 5 B 801 硼硼 1s2 2s22p1同族同族 同一主族，从上向下，有效核电荷虽依次增大，但电子层增同一主族，从上向下，有效核电荷虽依次增大，但电子层增加，原子半径也依次增大。加，原子半径也依次增大。r r增大因素占主要增大因素占主要 ，电子离核远，电子离核远，核对电子吸引力减小，越易失去电子，核对电子吸引力减小，越易失去电子， I I减小。减小。 IA族最下方的铯（族最下方的铯（Cs）的第一电离能最小，而的第一电离能最小，而稀有气体氦（稀有气体氦（He）则有）则有最大的第一电离能。最大的