普通化学4课件

1、第四章 原子结构和周期系本章从微观角度讨论化学变化的本质。了解原子核外电子运动的基本特征，s、p、d轨道波函数及电子云的空间分布情况。掌握原子核外电子分布的一般规律及其与元素周期表的关系(元素性质的周期性变化规律)。了解元素按s、p、d、ds、f分区的依据及各区元素的共性。4 原子结构和周期系 4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征 4.1.1 量子化和原子的波尔模型 4.1.2 微观粒子的波粒二象性 4.2 核外电子的运动状态 4.2.1 波函数及量子数 4.2.2 原子轨道和电子云的图像 4.3 多电子原子结构 4.3.1 屏蔽效应和钻穿效应 4.3.2 近似能级图 4.3.3

2、基态原子核外电子的排布 4.4 原子的电子层结构和元素周期系 4.4.1 周期表的结构 4.4.2 影响元素性质的结构因素 4.4.3 元素性质的周期性变化4 原子结构和周期系引 言构成物质的元素到目前为止共有118种(其中109种有正式名称，6种有代号，另有3种仍无)，而世界上的物质则有几千万之多。所以，正是由于物质结构不同而引起物质所具有的性质的不同。因此，物质的结构理论是化学的基本理论。要研究化学运动的规律并运用这些规律认识和研究化学世界的千变万化的现象，不仅要种宏观角度去认识物质的变化规律，而且，还要研究原子与原子运动密切相关的原子结构，从微观角度寻找化学变化的本质。从化学角度看，原子

3、是构成物质世界的基石。不同组合得差异的物质；重新组合使其转变(化学变化)。其实质是核外电子运动状态发生了改变。因此，原子结构主要研究原子核外电子运动特性和规律。4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征量子化和原子的玻尔模型十九世纪末，电子、放射性和X射线等发现后，认识到原子具有较复杂的内部结构。1911年Rutherford E建立了有核原子模型原子核与核外电子组成。化学变化，原子核不发生改变，只涉及到核外电子运动状态的改变。物质结构与其化学性质紧密相关。因此，原子结构是基础, 尤其是原子核外电子的运动状态是关键。原子的核外电子的排布规律与运动状态的研究及现代原子结构理论的建立，是从对

4、微观粒子的波粒二象性的认识开始的。4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征 量子化和原子的玻尔模型 连续光谱和原子光谱(线状光谱)4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征量子化和原子的玻尔模型太阳或白炽灯发出的白光通过棱镜折射分光后，可得到可见光区420700nm所有波长的连续光谱，证明白光为一混合光。气体原子(或离子)受到激发产生的光线经棱镜折射后，为一系列按一定波长规律排列的独立谱线(属不连续光谱) 原子光谱(线状光谱)。任何原子激发后，都可给出原子光谱。不同的原子具有各自不同的特征光谱。氢原子光谱是最简单的一种原子光谱。在可见光区存在五条明显的谱线。近代的原子结构就是在研

5、究清原子光谱实验的基础上开始建立起来的。4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征 量子化和原子的玻尔模型 氢原子光谱4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征可见光区(巴尔麦系)656.28nm 486.13nm 434.05nm 410.17;396.93nm量子化和原子的玻尔模型可见光区的五条谱线是由Barlmer 在1883年首先发现，称为巴尔麦系，谱线频率符合： ( v：波数 )4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征 RH：里德堡常数(实验值)深入研究后，发现在紫外、红外等区域内都存在谱线，且符合下式(里德堡公式)：其中n为正整数，且n1 n2 。 R=3.28

6、91015s-1 。n1=1紫外(拉曼系);n1=2可见(巴尔麦系); n1=3近红外(派兴系); n1=4中红外(布拉开特系); n1=5远红外(芬特系) 量子化和原子的玻尔模型 量子化(原子光谱波长或频率的改变是跳跃式的非连续变化)微观世界的某些物理量不能连续变化，而只能以某一最小单位的整数倍发生变化的现象玻尔氢原子模型 (1913年提出) 在普朗克量子论 0= hv; =n0=nhv。能量子概念 爱因斯坦光子说 E=hv。光量子概念 卢瑟福原子模型的基础上提出的。原子中的电子只能沿着某些特定的、以原子核为中心的圆形轨道运动，其能量状态不随时间改变，称为定态。能量最低的定态叫基态，能量较高

7、时叫激发态。4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征 量子化和原子的玻尔模型 4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征电子在不同的轨道运动时，电子的能量就不同，且能量是不连续的(即量子化的)，这些不连续的能量值称为能级在正常状态下，电子总是尽可能处于能量最低的轨道(基态)上。电子受激发获得能量就会到较高的轨道(激发态)上，称为跃迁。 激发态是极不稳定的，较高能级的电子随时都可能回到低能级轨道上，并释放出多余的能量（E =E高-E低），而发射的光的频率就决定于这个能量（hv =E ）。h = 6.62610-34Js 量子化和原子的玻尔模型玻尔理论的三点基本假设：定态轨道：电子在

8、原子内进行核外运动时，只能在符合一定条件的特定的(有确定半径和能量的)圆形轨道上运动，其运动的角动量（M）必须满足下式：4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征v:电子运动速度;r:轨道半径;n:正整数m:电子质量9.110-28g;h:普朗克常数6.62610-34Js 这些特定的圆形轨道都具有各自确定的能量，并且其能量状态不随时间的改变而变化。电子在这些符合量子化条件的轨道上运动时，并不吸收或辐射能量，此时称为电子处于定态。量子化和原子的玻尔模型能级：轨道所具有不同的能量状态称为能级。轨道离核愈远，其能量愈高。电子在不同能级的轨道上运动时，所具有的能量不同。 对于氢原子来说：其能量

9、形式符合下式：4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征电子可处于不同的定态。当原子中的电子处在离核最近的轨道时，它们处于最低能量状态，此时称为基态。当原子从外界获得能量，则可跃迁到离核较远的、能量较高的轨道上，这种状态称为激发态。量子化和原子的玻尔模型跃迁：只有当电子在两个能量不同的轨道之间跳跃时，原子才能发射或吸收能量，其能量的变化与两轨道间的能量差相关。当电子处于激发态时，可以从高能量状态向低能量状态跃迁，能量差以光辐射形式发射出来。光量子能量的大小取决于两个轨道之间的能量差。 E = E2 -E1 =hv v：辐射光的频率 由于轨道是不连续变化的(即轨道能量的量子化)，因此电子跃

10、迁时吸收或发射的能量E必然是量子化的，所以，原子光谱为不连续的线状光谱。4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征 量子化和原子的玻尔模型 4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征量子化和原子的玻尔模型根据玻尔假设，可推导得到氢原子的各级轨道半径和能量。（代入量子化条件） 半径的推导是：离心力 = 库仑引力； 能量的推导是根据势能和动能之和。4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征玻尔理论的成功点：引入了量子化条件，得到了能级、主量子数等重要的原子结构概念。量子力学理论建立在微观粒子的量子性和运动规律的统计性这两个基本特征上的。 微观粒子的波粒二象性 光的本性既有波动性又

11、具有微粒性波粒二象性 波动性：干涉、衍射， 0= h v； 粒子性：光电效应， 0= m c2。光子具有的动量 p：光子的动量（代表光的粒子性）； ：光子的波长（代表光的波动性）。4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征微观粒子的波粒二象性德布罗依的预言表征波动性的波长和表征粒子性的动量之间存在如下关系： 4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征这种实物粒子的波称为德布罗依波(又称物质波或实物波) 例如一个电子 m =9.1110-11g =6105m.s-1按德布洛依关系此电子的波长 =1.21nm波长与物质的质量成反比。 微观粒子的波粒二象性 单位体积内电子出现几率（概率）

12、的大小称为几率密度。空间任何一点电子波的强度和电子在该处出现的几率密度成正比。海森堡测不准原理: xph p= mv；微观粒子运动的两个基本特征：量子化和波粒二象性电子衍射实验1927年应用Ni晶体进行的电子衍射实验,说明波粒二象性在微观世界中具有普遍意义。实物粒子的波动性是大量微粒行为（或少量粒子的极多次行为）所表现出来的统计性的结果。4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征微观粒子的波粒二象性例：质量为m=10g的子弹运动，其位置能准确地测定到x=0.01cm，求v解：4 原子结构和周期系 4.1 微观粒子的运动特征例：电子的质量为m=9.1110-28g，原子的直径为10-8cm

13、，因此，电子位置的合理准确度至少需要精确到x=10-9cm。求v解： 波函数及量子数 波函数和原子轨道薛定谔方程4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 解此方程可得：描述电子运动状态的数学函数式波函数对应的能量E 每一个波函数都描述着电子的一种可能运动状态“原子轨道”波函数(x.y.z)中自然引入三个常数项 n、l、m，称为量子数。n、l、m 均有确定的值时，波函数才能表示电子运动的某一确定状态。波函数是量子力学中描述核外电子在空间运动状态的数学表达式，是空间坐标的函数。只有当山的量子数n,l,m均有确定值时，波函数n,l,m(r,)才能表示核外电子运动的某一稳定状态。原子轨道(原子

14、轨函)：量子力学借用经典力学中的轨道名词。表示波函数的空间图像即所谓的原子轨道(函)。如果说电子在某个原子轨道上运动，也就是说其运动状态可以用相应的波函数n,l,m(r,)来描述。所以，原子轨道和波函数是同义词。其一旦确定，则能量E以及在空间各处出现的几率等性质也就随之而定。4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 波函数及量子数 波函数及量子数薛定谔方程的来源 1926年薛定谔根据微观离子波粒二象性的概念运用德布罗依关系式，联系光的波动方程提出了电子的波动方程式。一般微粒的大小是有限的，因此相应的电子波也就局限在一定的空间。与经典力学中的驻波（具有端点的谐振波）类似。对于三维空间，相

15、应的驻波方程为：4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态波函数及量子数设微观粒子的总能量E是动能T和位能V之和：4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态代入前式得：波函数及量子数薛定谔方程的合理解必须满足如下三个条件：应是x、y、z的连续函数， 对x、y、z的一级偏微商也是连续函数。因为|2既然是代表微粒在空间分布的概率密度，则这种分布必然是连续的。必须是单值的。薛定谔方程一般可有很多个解，但每个合理解的必须是有确定的单值，也就是说：应是x、y、z的单值函数，在空间某点(x、y、z)上，只能是一个确定的数值。这样，在这点上才能有确定的概率密度|2。|2值应该可以积分，并且在整个

16、空间的积分值等于1 即：4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态波函数及量子数 因为，| |2d代表微粒在微体积d中出现的概率，所以，在全部空间中（即x、y、z从-到+），概率的总和等于1。称为薛定谔方程的归一化条件。 为了满足以上条件，波函数中的某些数值就不能是任意的，这就自然得到了量子化条件。 当将薛定谔方程应用于某系统时，对其求解，就可得到代表系统运动状态的波函数和系统的相应能量E。能满足上述条件的称为本征函数，方程式中的E也只能是某些特殊的值，这些特殊的能量称为本征值。4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态波函数及量子数求解时应将直角坐标表示的 (x,y,z)变换为以

17、球极坐标表示的(r,)。4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 (x、y、z) = R(r)Y(,)解薛定谔方程得到(r,)的具体函数形式是一个包含n，l，m三个常量和三个变量r,的函数，而解得的能量E却只与n有关。 n，l，m是薛定谔方程有合理解的必要条件，称为三个量子数。波函数及量子数主量子数n取值范围 n = 1、 2、 3、 4、 5、 K、 L、 M、 N、 O、 （光谱符号）描述原子中电子出现的几率最大区域离核的远近。电子的能量主要决定于n，对于单电子系统(如氢原子)，电子能量唯一决定于n。电子离核的平均距离电子层 n值越大，轨道离核越远，能量越高。4 原子结构和周期系

18、4.2 核外电子的运动状态 波函数及量子数 角量子数l l = 0、1、 2、 3、4 n-1 （共 n 个） s、 p、d、 f、 g确定波函数的形状和几率的径向分布情况多电子系统中，同一电子层的电子在能量上还会有所差别电子亚层 电子绕核运动的角动量的量子化条件。决定原子轨 道的形状，即波函数的角度函数部分(空间的形状)由其决定。l=0, s轨道球星对称；l=1, p轨道哑铃型轴向对称；l=2，d轨道花瓣形。能级一组确定的n、l 值决定一个能级。能级符号：n 值用数字，l 值用字母。如1s、2s、3p 、5f4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 波函数及量子数 磁量子数mm =

19、0、1、2、l （共 2l+1 个）决定波函数(原子轨道)的空间取向，与能量无关 n、l 相同，但m不同的轨道能量均相等，称为简并轨道。|m|l，m只能取到lm的取值个数决定了同一能级中所能拥有的轨道数。一组确定的n、l、m 值唯一地确定一条原子轨道。实验证明原子运动的角动量是量子化的，且角动量在磁场方向上的分量也是量子化的。表明同一亚层往往还包含若干个空间伸展方向不同的轨道(间并)。4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 自旋量子数ms描述电子自旋状态的参数ms= ;小结知道 描述 n 电子层（离核远近） n、l 多电子系统能级 n、l、m 原子轨道（电子在核 外空间的运动状态）

20、n、l、m 、 ms 一个电子的全部信息 波函数及量子数 4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 ，;符号：, 波函数及量子数 例： (210)= 210= 2p n = 2 第二电子层； l = 1 2p 能级；m = 0 2pz 轨道，沿z轴取向。三个量子数的取值相关性如下： n l |m|；l的取值地位较为特殊，既受制于n ，又制约m 。所以当n和m已确定，则 l 的取值需左顾右盼。4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 根据等差级数的求和公式第n电子层的轨道总数等于下 式： 所容纳的电子数为2n2。 类别 K L n 1 2 l 0 0 1 m 0 0 +1 0 -

21、1 ms 亚层 1s 2s 2px 2py 2pz n,l,m 1,0,0 2,0,0 2,1,1 2,1,0 2,1,-1 轨道数 1 4 电子数 2 84 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 波函数及量子数 原子轨道和电子云的图像 几率密度和电子云 具有波粒二象性的微观粒子不能求得其运动的准确位置和动量。对于电子在核外的运动，只能用统计的方法指出其在原子核外某处出现的可能性几率的大小，其在各处出现的几率不等。根据波恩的统计解释电子在核外空间的某点附近出现的几率与波函数绝对值的平方|2成正比。4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 |2表示电子在原子体系中空间某一位小体积

22、内出现的几率几率密度。电子云：形象地将电子在空间某点附近的几率密度分布称为“电子云”，是电子运动行为统计型的形象化描述。电子云与几率密度为同义词。电子云的表示图形常用的是界面图，如氢原子的1s轨道的电子云图表示：在5.3(53pm)为半径的球体的空间区域内电子出现的几率占95 %。所以，一般认为氢原子的1s轨道半径等于5.3(53pm)玻尔半径。4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 原子轨道和电子云的图像 原子轨道和电子云的图像 电子云图像2 反映电子在空间特定位置上的几率密度。以小点的疏密来表示几率密度分布的图形称为电子云。径向函数角度函数原子轨道图像界面图以几率为90-95%的

23、等密度面作为“界面”4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 原子轨道和电子云的图像n,l,m(x,y,z) = Rn,l(r)Yl,m(,)。 Rn,l(r)为径向波函数，仅与n,l有关；Yl,m(,)为角度波函数，与l,m有关。角度分布：表示波函数在空间不同角度上的伸展情况。P.137表7-1列出了氢原子的解，s轨道的角度分布具有相同的形式；p轨道形式相同，但角度最大伸展方向不同。轨道的角度分布图有正负波向之分，而电子云则无。径向分布：表示在任意给定的角度方向上波函数随r变化情况。一般以径向分布函数D(r)表示：D(r) = 4r2R2(r) 。4 原子结构和周期系 4.2 核外电

24、子的运动状态4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 原子轨道和电子云的图像 p轨道及电子云的图形s轨道及电子云的图形4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 原子轨道和电子云的图像 d 轨道及电子云的图形4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 原子轨道和电子云的图像 f 轨道及电子云的图形原子轨道和电子云的图像 概率=概率密度体积 见P.142 研究在半径r的球面，厚度为dr的薄层球壳内电子出现的概率。薄层球壳的体积dV=4r2dr。则在此薄层球壳内电子出现的概率为： =|R(r)|2 dV = 4r2 |R(r)|2 dr 令D(r) = 4r2R2(r) 以D(

25、r)r以及R2(r)r作图。4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态原子轨道和电子云的图像对于1s电子径向分布的最大球壳是r=0.53(52.9pm)此处恰好等于波尔半径a0。从D(r)r图中可以得出以下结论:曲线高峰的数目(峰数)= n l个；节点数(谷数)，既电子密度为零处=n-l-1个；n值越大出现最大峰值(最高峰)离核越远。从轨道和电子云的角度分布及径向分布,对四个量子数的更深理解; 物理意义 通常的描述主量子数n 决定原子轨道的 轨道的大小既离核的远近 能量(能级) (电子层)角量子数l 决定轨道的角动量 轨道的形状(电子亚层)磁量子数m 决定轨道角动量在 轨道在空间的取向

26、z轴上的分量 (亚层中轨道的方向)自旋量子数ms 决定电子自旋角动量 电子的自旋方向4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 原子轨道和电子云的图像 s、p、d的原子轨道角度分布图 和对应的电子云角度分布图4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 原子轨道和电子云的图像 1s、2s、2p电子云及其径向分布图4 原子结构和周期系 4.2 核外电子的运动状态 多电子原子核外电子运动状态氢原子核外只存在一个电子，其仅受到核的吸引作用。氢原子的波动方程可精确求解，且原子轨道能级的高低，只取决于主量子数。 既E1sE2s=E2pE3s=E3p=E3d；但对于多电子原子来说，电子除受核的吸

27、引作用外，还受到其他电子的排斥作用。因此原子轨道的能级次序发生改变，轨道能级不仅与主量子数相关，还与角量子数有关。多电子原子的波动方程无法精确求解，只能作近似处理或根据光谱数据，找出一定规律。鲍林根据大量的光谱实验数据，得到多电子原子的近似能级图。4 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 屏蔽效应和钻穿效应 屏蔽效应核对某一电子的吸引力由于其余电子的排斥作用而被减弱的现象。有效核电荷扣除屏蔽作用后，电子实际所受的核电荷4 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 钻穿效应外层电子避过内层电子的屏蔽，而进入到原子内部空间的作用。屏蔽效应和钻穿效应有效核电荷相当于核电荷的减少Z*=Z,:屏蔽常

28、数因此多电子原子的电子能量E= -13.6(Z-)/n2 (eV)。屏蔽常数计算的斯莱脱规则：将轨道分组(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),只考虑内层电子对外层电子的屏蔽效应。屏蔽常数值的规定原则：(1s)组时,同组间电子的=0.30(ns,np)组时，同组间电子的=0.35，(n-1)组对其产生的=0.85，(n-2)组则为=1.00(nd)和(nf)组时，同组间电子的=0.35，位于左侧各组对其产生的=1.004 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构屏蔽效应和钻穿效应例：23号元素钒的电子结构为:1s22s22p63s23p63d34

29、s2,应用斯莱脱规则计算3d和4s的电子能量E值。解：钒原子中4s电子所受有效核电荷Z*4s=23- =0.351+0.8511+1.0010=19.7; Z*4s=3.34 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 3d电子所受到的有效核电荷Z*3d=23- =0.352+1.0018=18.7; Z*3d=4.3屏蔽效应和钻穿效应例：解释19号元素钾最后一个电子进入4s能级，而不进入3d能级。解：K：1s22s22p63s23p6（3d1）或（4s1） Z*4s=19-(0.858+1.0010)=2.2; E4s= - 6.610-19J= - 4.11eV Z*3d=19-(1.001

30、8)=1; E3d= -2.4210-19J= -1.51eV 所以E4s E3d，出现能级交错 K元素的电子层结构为： 1s22s22p63s23p64s14 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 近似能级图 鲍林(Pauling)能级图4 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 近似能级图 鲍林(Pauling)能级图l 相同时，轨道能级随n而增；n相同时，轨道能级随l 而增；第四能级组开始出现“能级交错”现象(n+0.7l )规则 如: 6s 4f 5d 6p 6.0 6.1 6.4 6.7每个能级组以ns开始，以np结束。鲍林(Pauling)能级图只适用于基态中性原子。4 原子

31、结构和周期系 4.3 多电子原子结构 近似能级图 Cotton原子轨道能级图能级的高低及顺序是可变的4 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 基态原子核外电子的排布 基态原子核外电子排布三原则 能量最低原理：基态原子中，电子总是尽先占据能量最低的原子轨道保里(Pauli)不相容原理：同一原子中，不可能存在运动状态完全相同的两个电子洪特(Hund)规则：电子在等价轨道上分布时，将尽先分占不同轨道，且自旋平行例： 7N的电子排布式: 洪特(Hund)规则特例：电子处于全满(s2,p6,d 10,f 14)、半满(s1,p3,d 5,f 7)、全空(s0,p 0,d 0,f 0)时较稳定1s22

32、s22p34 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 基态原子核外电子的排布 电子结构式26Fe1s22s22p63s23p64s23d61s22s22p63s23p63d64s2外层(价)电子构型26Fe 3d64s218Ar 1s22s22p63s23p626Fe Ar3d64s2原子实外层电子构型离子的电子构型Fe2+ 3d64s0 Fe3+ 3d5用量子数描述电子构型例：基态S的最外层电子1s22s22p63s23p4nmlms300+300-310+3s23p4310-31+1+31-1+4 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 基态原子核外电子的排布所谓的外层电子是指对参与反

33、应有重要意义的外层价电子。 主族元素和零族元素最外层s电子+ 最外层p电子外层电子 过渡元素最外层s电子+次外层d电子 镧系、锕系元素最外层s电子+ 次外层d电子+(n-1)层f 电子4 原子结构和周期系 4.3 多电子原子结构 周期表的结构 4 原子结构和周期系 4.4 原子的电子层结构和元素周期系 周期表的结构 周期由能级组决定周期数=n(最外层)各周期元素数目= 对应能级组所能容纳电子总数 4 原子结构和周期系 4.4 原子的电子层结构和元素周期系1869年门捷列夫建立了最早的周期表。1913年英国物理学家莫斯莱通过X-射线研究发现，元素的原子序数就是元素所带的核电荷数。现代元素周期律认

34、为：元素性质随原子序数（既核电荷数）的增大而呈现周期性的变化。 原子序数 = 核电荷数 = 核外电子数 周期表的结构 族由价电子层构型决定族数 = ns、np电子数之和（主族及、副族） = ns 、(n-1)d电子数之和（副族） 族(三个纵列)ns、(n-1)d电子数之和=8,9,10 零族最外层有8个电子 (He为2)，呈稳定结构。4 原子结构和周期系 4.4 原子的电子层结构和元素周期系 周期表的结构 周期表的分区s区ns12A、Ap区ns2np16 AA、0 (He除外)d区(n-1)d19ns12 B B、 (Pd例外) ds区(n-1)d10ns12 B、Bf 区(n-2)f114(n-1)d 02ns2 镧系、锕系(La,Ac,Th例外) 4 原子结构和周期系 4.4 原子的电子层结构和元素周期系 影响元素性质的结构因素 核外电子构型s区元素：失去最外层电子的趋势强烈；p区元素： AA，失去最外层电子得到电子；0 族元素：化学性质极不活泼；过渡及内过渡元素(d区、ds区、f区)：失去最外层电子，且(n-1)d 轨道甚至(n-2)f 轨道也可参加化学反应。 有效核电荷同周期主族元素：左右，有效核电荷明显增大；同周期的过渡及内过渡元素：左右，有效核电荷增加不显著；同族元素：上下，有效核电荷增加不显著。 4 原子结构和周期系 4.4 原子