东北师范大学无机化学课件：第六章原子结构与元素周期律

1、PAGE PAGE 24第六章 原子结构和元素周期律一、核外电子运动的特征核外电子属于微观粒子,微观粒子的运动,不能用经典力学(牛顿力学)来描述, 因为微观粒子的运动具有它本身的特殊性.要研究微观粒子,首先要了解其运动的特殊性. 核外电子的运动具有以下三个特殊性：波粒二象性 ：1924年，法国物理学家L. de Broglie认为：既然光具有波粒二象性，则电子等微观粒子也可有波动性。他指出：具有质量为 m ,运动速度为v 的粒子, 相应的波长为：1927年美国两位科学家 J. Davisson和L. H. Germer进行了电子衍射实验，用已知能量的电子在晶体上的衍射试验证明了de Brogl

2、ie 的预言 (2) 不确定原理(或测不准原理) ：1927年, 海森堡(Heisthberg)提出不确定原理. “我们对一个运动电子的动量测得越准，则对它的位置测得越不准；反之亦然。” 式中：x为微观粒子的位置的测量偏差，p为微观粒子的动量的测量偏差，v为微观粒子运动速度的测量偏差。 由于微观粒子具有波粒二象性，所以其空间位置和动量不能同时准确测定，这表明核外电子不会有确定的轨迹。（3）运动规律符合统计性规律进一步考察前面提到的 Davisson 和 Germer 所做的电子衍射实验，实验结果是在屏幕上得到明暗相间的衍射环纹。若控制该实验的速度，使电子一个一个地射出，这时屏幕上会出现一个一个

3、的亮点，忽上忽下忽左忽右，毫无规律可言，难以预测下一个电子会击中什么位置。这是电子的粒子性的表现。但随着时间的推移，亮点的数目逐渐增多，其分布开始呈现规律性 得到明暗相间衍射环纹。这是电子的波动性的表现。所以说电子的波动性可以看成是电子的粒子性的统计结果。这种统计的结果表明，对于微观粒子的运动，虽然不能同时准确地测出单个粒子的位置和动量，但它在空间某个区域内出现的机会的多与少，却是符合统计性规律的。从电子衍射的环纹看，明纹就是电子出现机会多的区域，而暗纹就是电子出现机会少的区域。所以说电子的运动可以用统计性的规律去进行研究。结论：（1）不确定原理是微观粒子第二个显著的运动特点。（2）由于一个原

4、子的物理和化学性质主要取决于原子中运动电子的能量，对于化学家而言，电子所具有的能量比电子所处的位置更重要。（3）对于微观粒子的运动轨迹，不能象经典力学所描写的那样有确定的运动轨迹，只能用统计的方法来描述电子在原子核周围某处出现的几率。 判断对错：p轨道的角度分布为“8”型，这表明电子是沿“8”轨迹运动的。二、核外电子运动的描述这核外电子运动具有波动性,所以量子力学用波函数y来描述核外电子空间运动状态.y是一个函数式,它需通过解 Schrodinger 方程求出。要想求解并使解合理, 需引入三个参数n, m和l. 考研中通常不涉及的求法，而要考查n、l、m的取值、物理意义。量子力学中常借用经典力

5、学中描述物体运动的“轨道”的概念，把波函数叫做原子轨道。每一组合理的n、l、m取值，就对应一个确定的波函数y，所以每一组合理的n、l、m的就确定一个原子轨道。例如：1,0,0就是1s轨道，或表示为1s 2,0,0就是2s轨道，或表示为2s 2,1,0就是2pz轨道，或表示为2pz原子在不同条件(n, l, m)下的波函数叫做相应条件下的原子轨道。注意： 这里的原子轨道和宏观物体的运动轨道是根本不同的，它只是代表原子中电子运动状态的一个函数，代表原子核外电子的一种空间运动状态。每个合理的解表示电子运动状态，称为原子轨道。每一组合理的n、l、m取值，就对应一个确定的波函数，所以每一组合理的n、l、

6、m的就确定一个原子轨道。要掌握这个知识点，对于量子力学中原子轨道的理解常出题。如：华东师大2005年 量子力学中的原子轨道是指A 电子云 B 电子出现的几率密度C 原子中电子运动的波函数 D原子中电出现的几率郑大20008年 根据量子力学，一个原子轨是指A 含义与玻尔理论中所指的原子轨道相同B n具有一定数值的一个波函数C n、l、m三个量子数都具有一定数值的一个波函数D n、l、m、ms四个量子数都具有一定数值的一个波函数华南理工2004年 关于原子轨道的描述下列各点中正确的是A 原子轨是电子运动轨迹 B 某一原子轨道是电子的一种空间运动状态，即波函数C 原子轨道是表示电子在空间各点出现的几

7、率D 原子轨道是表示电子在空间各点出现的几率密度。(一)量子数的概念 1 主量子数 n ，(1)意义: 描述原子中电子出现概率最大区域离核的远近，表示原子核外电子离核的远近和电子能量的高低。(2) 取值：1, 2, 3, 4, . n, 为正整数(自然数), 与电子层相对应。 n值越大，表明电子能级或主能级层的能量越大，也表示电子离核的平均距离越大； (3)符号：光谱项符号n123456符号KLMNOP(4) 对于单电子体系，n 决定了电子的能量。n 的数值大, 电子距离原子核远，则具有较高的能量。单电子体系例如： H原子He+离子n=1E=-13.6eVE=-54.4eVn=2E=-3.4

8、eVE=-13.6eVn=3E=-1.51 eVE=-6.04eVn=4E=-0.85 eVE=-3.4eV：n=E=0eVE=0eV主量子数取值，n = 1, 2, 3 正整数，依次可用符号K、L、M、N表示a n的大小描述原子中电子出现几率最大区域离核的远近，或者说它是决定电子层数的b 是决定电子能量高低的重要因素。一般来说，n越大，能量越高。2. 角量子数(l) (1) 取值: 受主量子数n的限制， 对于确定的n, l可为：0, 1, 2, 3, 4, . (n-1), 为n个取值 (2)符号：l01234符号spdfg如 n = 3， 角量子数 l 可取 0， 1， 2 共三个值， 依

9、次表示为 s， p， d 。(3) 意义: 决定了原子轨道的形状。 例如 n = 4 时， l 有 4 种取值，就是说核外第四层有 4 种形状不同的原子轨道： l = 0 表示 s 轨道，形状为球形，即 4 s 轨道； l = 1 表示 p 轨道，形状为哑铃形， 4 p 轨道； l = 2 表示 d 轨道，形状为花瓣形， 4 d 轨道； l = 3 表示 f 轨道，形状更复杂， 4 f 轨道。由此可知，在第四层上，共有 4 种不同形状的轨道。同层中 ( 即 n 相同 ) 不同形状的轨道称为亚层，也叫分层。就是说核外第四层有 4 个亚层或分层。（4）在多电子原子中，n 和 l 共同决定电子的能量

10、 E 多电子原子中， n 相同l 不同的原子轨道，角量子数 l 越大的，其能量 E 越大。即 E 4 s E 4 p E 4 d E 4 f 但是单电子体系，如氢原子，其能量 E 不受 l 的影响，只和 n 有关。即：E 4s = E 4p = E 4d = E 4f (2) 角量子数 l， l = 0, 1, 2, 3n- 1，对应的光谱学符号为 s，p， d，f取值受n的限制。物理意义：（1）（2）l的取值受n的限制，当n一定时，l的取值个数就一定为n个，则电子层就有几个亚层, 所以角量子数决定同一电子层中亚层或分层的数目（3）但对于氢原子和类氢离子等单电子体系，电子的能量只和主量子数n有

11、关。E=-13.6Z2/n2(eV) n相同时能量相同福州大学 2004年 在多电子原子中，具有下列各组量子数的电子中能量最高的是 A. 3, 2, +1, +1/2 B. 2, 1, +1, -1/2 C. 3, 1, 0, -1/2 D. 3, 1, -1, -1/2福州大学2004 将氢原子核外的1s电子激发到2s或2p，前者所需能量_后者所需能量；若将氦原子核外一个1s电子激发到2s或2p时，前者所需能量_后者所需能量。 3. 磁量子数（m） （1）取值：对于给定的 l , m 可取: m = 0、1、2、3、l，共取(2 l + 1)个数值如 l = 3，则 m = 0， 1， 2，

12、 3， 共 7 个值。（2）物理意义：决定原子轨道在核外空间中的取向。对于形状一定的轨道( l 相同的原子轨道), m 决定其空间取向. 例如: l = 1, 有三种空间取向 。（3）简并轨道: 能量相同的原子轨道，称为简并轨道。m 只决定原子轨道的空间取向, 不影响轨道的能量。 例如：2 p 轨道（ n = 2 ，l = 1 ）在空间有三种不同的取向。 3 种不同取向的 2 p 轨道能量相同。我们说这 3 个原子轨道是能量简并轨道，或者说 2 p 轨道是 3 重简并的。而 3 d 则有 5 种不同的空间取向， 3 d 轨道是 5 重简并的4.自旋量子数 ms 电子除了绕核做运动之外，还有自身

13、旋转运动，具有自旋角动量。电子自旋角动量沿外磁场方向的分量 Ms 的大小，由自旋量子数 ms 决定 ms的取值: 只有两个 , +1/2和-1/2. (电子只有两种自旋方式). 通常用“”和“”表示。四个量子数的意义：（1）主量子数 n 规定着电子出现最大概率区域离核的远近，以及电子能量的高低；（2）角量子数 l 规定原子轨道和电子云在空间角度分布情况，即与原子轨道和电子云形状有关；（3）磁量子数 m 反映出原子轨道在空间的不同取向。m 不同，取向不同；（4）自旋量子数 ms 决定电子的自旋方式。自旋方式只表示电子的两种不同的运动状态, 常用或表示。n，l，m 一组三个量子数可以决定电子的一种

14、空间运动状态即一个原子轨道。但原子中每个电子的运动既包括空间运动又包括自旋运动，因此电子的运动必须用 n，l，m，ms四个量子数来描述。四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态就确定了。 例题. 用四个量子数描述 n = 4, l = 1 的所有电子的运动状态. n ， l ， m， m s 4 1 -1 +1/2 4 1 -1 -1/2 4 1 0 +1/2 4 1 0 -1/2 4 1 1 +1/2 4 1 1 -1/2 在同一原子中, 没有运动状态完全相同的两个电子同时存在! 10、下列各组量子数中，合理的一组是A. n=3 l=1 m=+1 ms=+1/2 B. n=4 l=5 m

15、=-1 ms =+1/2C. n=3 l=3 m=+1 ms =-1/2 D. n=4 l=2 m=+3 ms =-1/2 18、氢原子中的原子轨道的个数是A.1个 B.2个 C.3个 D. 无穷多个19、y(3,2,1)代表简并轨道中的一条轨道是A.2p轨道 B.3d轨道 C. 3p轨道 D.4f轨道 25、下列关于电子自旋的表述中正确的是A.自旋量子数既可以取半整数也可以取整数B.电子自旋本质上是一种经典电磁现象C.气态银原子束通过非均匀磁场时会全部偏向一边D.电子分布时总是尽可能自旋平行地占据在能量相同的轨道33、对于氢原子来说,原子波函数能量高低顺序正确的是A. y(4,0,0)=y(

16、4,1,-1)=y(4,2,-2)=y(4,3,-3)B. y(4,0,0)y(4,1,-1)y(4,2,-2)=y(4,3,-3)C. y(4,0,0)=y(4,1,-1)=y(4,2,-2)y(4,3,-3)D. y(4,0,0)y(4,1,-1)y(4,2,-2) E4s，这种现象叫做能级交错。 1. 屏蔽效应以 Li 原子为例说明这个问题 ： 研究外层的一个电子。它受到核的 的引力，同时又受到内层电子的 2 的斥力。 实际上受到的引力已经不会恰好是 + 3 ，受到的斥力也不会恰好是 2 我们把 看成是一个整体，即被中和掉部分正电的的原子核。于是我们研究的对象 外层的一个电子就相当于处在

17、单电子体系中。中和后的核电荷 Z 变成了有效核电荷 Z* 。Z* = Z s ， s 为屏蔽常数。于是公式 变成在多电子体系中，核外其它电子抵消部分核电荷，使被讨论的电子受到的核的作用变小。这种作用称为其它电子对被讨论电子的屏蔽效应。受到屏蔽作用的大小，因电子的角量子数 l 的不同而不同。4s ，4p ，4d ，4f 受到其它电子的屏蔽作用依次增大，故有 E 4 s E 4 p E 4 d E 4 f在多电子体系中，n 相同而 l 不同的轨道，发生能级分裂。2. 钻穿效应l小的电子, 在离核近处, 有小的几率峰出现, 相当于电子靠近核, 受核作用强, 同时回避了内层电子的屏蔽作用, 自身能量下

18、降. 这种效应称为钻穿效应. 虽然 4s 电子的最大几率峰比 3d 的离核远，但由于 4s 电子的几个内层的小几率峰出现在离核较近处，所以受到其它电子的屏蔽作用比 3d 要小得多。这种钻穿效应可能导致能级交错。3. 决定轨道能量高低的因素 对于多电子原子体系 a）l 相同，n大的能量高，即 E2s E3s E4s, 因为依次受屏蔽作用增大, Z* 依次下降。 b） n 相同, l大的能量高，E3s E3p E3d, 因为依次受屏蔽作用增大, 自身钻穿作用依次减小, 均使能量升高。 c）n 和 l 均不同, 则 n+0.7l 大的，能量高。总之，屏蔽效应使电子的能量上升，钻穿效应使电子能量下降。

19、 (二)多电子原子的能级1、Pauling的原子轨道能级图 (1) l 相同的能级的能量高低由n决定。如E1sE2sE3s(2) n相同，l 不同的能级，能量随 l 的增大而升高。如：EnsEnpEndEnf，称为“能级分裂”(3) n和 l 均不相同时，出现能级交错现象。如E4sE3d 1, 各轨道能量, 随Z的升高而下降。3) n相同, l 不同的轨道, 能量下降幅度不同, 产生能级分裂.(l大的, 受屏蔽大,下降幅度小): Ens Enp End E3d 15-20号: E4s E3d(三)核外电子的排布1、排布原则(1)最低能量原理 核外电子总是尽可能分布到能量最低的原子轨道 (电子先

20、填充能量低的轨道, 后填充能量高的轨道） 。(2)Pauli不相容原理 每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子(即同一原子中没有运动状态完全相同的电子，亦即无四个量子数完全相同的电子) (3)Hund 规则 电子在能量简并的轨道中, 要分占各轨道, 且保持自旋方向相同。特例：在等价轨道上的电子排布处于全充满、半充满或全空时，具有较低的能量和较大的稳定性。 全充满 p6，d10，f14 半充满 p3，d5， f7全空 p0，d0， f0N:1s2 2s2 2p3原子实量子数，电子层，电子亚层之间的关系角量子数 l 0 1 2 3 电子亚层 s p d f 每个亚层中 轨道数目 1 3 5

21、7 每个亚层最多 容纳电子数 2 6 10 14 主量子数 n 1 2 3 4 电子层 K L M N每个电子层最多 容纳的电子数 2 8 18 32当基态原子的第六电子层只有2个电子时，则其第五电子层电子数为A. 8 B. 18 C. 8-18 D.8-32原子L壳层中的电子数目最多为6 B. 8 C. 32 D. 18 29Cu原子在基态,符合量子数m=0的电子数为A. 12 B. 13 C. 14 D. 152.电子的排布 注意:1) 电子填充是按近似能级图自能量低向能量高的轨道排布的, 但书写电子结构式时, 要把同一主层(n相同)的轨道写在一起, 2) 原子实表示电子排布时, 内层已经

22、达到稀有(惰性)气体原子的结构。 3) 特殊的电子结构要记忆. 主要是第五、第六周期的过渡元素: W Xe5d46s2 La Xe5d16s2 CeXe 5d14f16s2四 元素周期系 (1)、元素的周期 8 8s5g6f7d8p 第八能级组 50规律：各周期元素的数目(最高能级组容纳的电子数）每周期元素原子的最外电子层电子数8（从ns1ns2np6)每周期元素原子的次外电子层电子数18(n-1)s(n-1)p(n-1)d周期是根据最高能级组确定的。周期数=最高能级组数=该周期元素原子最外电子层的主量子数如：判断电子构型为Xe4f36s2的元素所在的周期根据原子结构理论预测,第八周期所包括元

23、素将为18种 B. 36种 C. 80种 D.50种根据原子的核外电子排布与原子序数的关系,第九周期最后一个元素的原子序数为A. 168 B.200 C. 218 D.240试根据原子结构理论预测（1）第八周期将包括多少种元素？（2）原子核外出现第一个5g电子的元素的原子序数是多少？（3）根据电子排布规律，推断原子序数为114号新元素的外围电子构型，并指出它可能与哪个已知元素的性质最相似?(2)、元素的分区 1) s 区: ns1-2, 最后的电子填在ns上, 包括 IA IIA , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p区：ns2np1-6, 最后的电子填在np上, 包括 IIIA-V

24、IIA以及 0 族元素, 为非金属和少数金属;3) d区: (n-1)d1-10ns0-2, 最后的电子填在(n-1)d上, 包括 IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属;4) ds区: (n-1)d10ns1-2, 最后的电子填在(n-1)d上, 且(n-1)d全充满,包括 IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来, 为过渡金属);5) f区: (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2, 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系.镧系: 57-71号元素(La-Lu); 锕系: 89-103号元素(Ar-Lr), 均为放射性元素. 包括: 除钍为6d2外, 其余均

25、为 6d0和 6d1. 若给的是原子序数，先写出电子的排布式，确定区的方法一般来说是看最后一个电子填充在哪个轨道若给的是电子结构式，去除原子实，剩余部分符合哪个区的价电子构型就属于哪个区练习：Xe6s1 Xe5d106s26p1 Xe5d46s2 Xe5d106s2 Xe4f36s2(3)、 元素的族 主族: s 区 + p 区, (ns+np)的电子数 = 族数，(ns+np)的电子数 = 8, 则为 0族元素。副族: d 区：(n-1)d + ns的电子数 = 族数；(n-1)d + ns的电子数8, 则为VIII族元素;ds 区: (n-1)d10全充满, ns中的电子数 = 族数, 如

26、: Cu：Ar3d104s1，4s1中一个电子, 为 IB 族元素. f 区: 内过渡元素, (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2, 镧系:La-Lu, 锕系:Ar-lr ， 都属于第IIIB族。某元素M3+离子的价电子构型为3d3，则该元素位于周期表的A. s区 B. d区 C. ds区 D. p区在周期表中，哪些区的基态原子有可能出现最外层只有1个l=0的电子A. 只有s区 B. 只有s区和ds区 C. 只有s区, ds区和d区 D.s,ds,d,f区都有可能某元素位于周期表36号元素之前，失去3个电子后，在角量子数为2的轨道上刚好半充满，该元素为A.铬 B.钌 C.砷 D.铁某元

27、素核外电子结构为Xe4f145d106s2,该元素在元素周期表中所处的周期和族数为A. 五IIB B. 五IIA C. 六IIB D. 六IIA IIB族元素价电子结构为A.ns2 B. nd10ns2 C. (n-1)d10ns2 D. (n-1)d10ns1钠原子的1s电子能量与氢原子的1s能量相比A. 前者高 B. 相等 C. 前者低 D.无法确定下列电子构型中不可能存在的是A.1s22p2 B. 1s22s22p54f1 C. 1s22s32p1 D.1s22s22p63s13d1甲乙两元素,甲原子的M层和N层的电子数分别比乙原子的M层和N层的电子数少7个和4个,则可推断甲乙两元素的原

28、子序数应分别为A.20 B. 45 C. 23 D.56 E. 34 F.68原子序数为77的元素，其原子核外电子分布式是 ，该元素在周期表中位于第 周期第 族某元素原子主量子数n为4的电子层上有7个电子，该原子的价层电子构型 ，未成对电子数为 ，该元素原子序数为 ，它位于第 周期，第 族， 区。某元素原子X的最外层只有一个电子，其X3+离子的最高能级的3个电子的主量子数为3，角量子数为2，则该元素为 ，它属于 周期， 族元素早发现了第120号元素M，则其所在周期数为 ，所在族数为 ，其金属活泼性较同族其它元素要 ，其特征氧化态的氧化物化学式为 (二). 元素基本性质的周期性 1、原子半径 (

29、1). 原子半径的概念 按照量子力学的观点，电子在核外运动没有固定轨道，只是几率分布不同。因此，对于原子来说并没有一个截然分明的界面。 通常所说的原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。根据原子与原子间的作用力不同，原子半径一般可分为共价半径、金属半径和范德华半径三种。共价半径 同种元素的两个原子，以共价单键联结时，核间距的一半，为共价半径。 金属半径 金属晶体中，金属原子被视为刚性球体，彼此相切，其核间距的一半，为金属半径。范德华半径 单原子分子 ( He，Ne 等 )，原子间靠范德华力，即分子间作用力结合，因此无法得到共价半径在低温高压下，稀有气体形成晶体。原子核间距的一半定义为范

30、德华半径。 (2). 原子半径的变化规律同周期从左向右，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核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的趋势核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大的趋势。 这是一对矛盾， 以哪方面为主？以 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。只有当 d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时 占主导地位，原子半径 r 增大。 短周期： 同周期中, 从左向右，半径依次减小，但有特例。 Na Mg Al Si P S Cl Arr/pm 186 160 143 118 108 106 99 154

31、长周期： 长周期的过渡元素，以第 4 周期的第一过渡系列为例 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Znr/pm 162 147 134 128 127 126 125 124 128 134 Cu，Zn 为 d10 结构，电子斥力大， 所以 r 不但没减小，反而有所增加。超长周期的内过渡元素 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Td Dy Ho Er Td Yb Lur/pm 183 182 182 181 183 180 208 180 177 176 176 176 176 194 174Eu 和 Yb 的原子半径增大，因为从它们开始出现 f7和 f14 电子构

32、型。结论：同周期原子半径减小的幅度：主族元素副族f区短周期：电子填加到外层轨道, 对核的正电荷中和少, Z* 增加的幅度大, 所以 r 变小的幅度大. 长周期：e 填加到(n-1)层轨道, 对核的正电荷中和多, Z* 增加的幅度小, 所以 r 变小的幅度小.镧系元素新增加的电子填充到外数第三层，对核的正电荷中和更多, Z* 增加的幅度更小, 所以 r 变小的幅度最小.15 种镧系元素原子半径共减小约9pm这一事实，称为镧系收缩。镧系收缩的结果: 由于镧系收缩, 不仅使 15 种镧系元素的半径相似, 性质相近, 分离困难；而且更主要的是：使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近, 性质相近, 分离

33、困难. 同族中同族中,从上到下,有两种因素影响原子半径的变化趋势 核电荷 Z 增加许多，对电子吸引力增大， 使 r 减小； 核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大。 在这一对矛盾中， 起主导作用。同主族中，从上到下，原子半径增大。主族元素 Li 123 pm Na 154 pm K 203 pm Rb 216 pm Cs 235 pm副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb Mo 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130 第二过渡系列比第一过渡系列原子半径 r 增大 1213 pm。第三过渡系列和第二过渡系列原子半径 r 相近或相等。这是

34、镧系收缩的影响结果。 2、电离能 (1). 基本概念 元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态正离子时所需的能量，称为该元素的第一电离能，用 I1 表示。从正一价离子再失去一个电子形成正二价离子时，所需要的能量叫做第二电离能，以此类推。电离能的大小反映原子失去电子的难易，电离能越大，失电子越难。 各级电离能的关系：I1I2I3元素的第一电离能最重要，I1 是衡量元素的原子失去电子的能力和元素金属性的一种尺度。随着原子序数的增加，第一电离能也呈周期性变化。电离能的大小主要取决于原子核电荷数、原子半径和电子构型。在同一周期中，从左向右随着核电荷数的增多和原子半径的减小，原子核对外层电子的引力

35、增大，电离能呈递增趋势。这是一般规律，但有反常现象出现。2） 电离能的周期性变化同周期主族元素规律是从左向右第一电离能增大。但是有反常出现。原因： 同周期中，从左向右，核电荷 Z 增大，原子半径 r 减小。核对电子的吸引增强，愈来愈不易失去电子，所以第一电离能 I1 增大。 全满、半满时高于左右相邻的元素的电离能长周期副族元素 I1 / kJmol1 总趋势上看，长周期副族元素的电离能随 Z 的增加而增加，但增加的幅度较主族元素小些。原因是副族元素的原子半径减小的幅度较主族元素小。Zn 的电子结构为 Ar 3d10 4s2，属于稳定结构，不易失去电子，所以 Zn 的 I1 比较大。 内过渡元素

36、第一电离能增加的幅度更小，且规律性更差。同族中自上而下，有互相矛盾的两种因素影响电离能变化。 核电荷数 Z 增大，核对电子吸引力增大。I 增大； 电子层增加,原子半径增大,电子离核远,核对电子吸引力减小。I 减小。 这对矛盾中，以 为主导。 所以，同族中自上而下，元素的电离能减小。主族 I1 / kJmol1 Be 900 Mg 738 Ca 590 Sr 550 Ba 503 副族元素的电离能 第二过渡系列明显小于第三过渡系列。原因是第二、三过渡系的半径相近，但第三过渡系列的核电荷数要比第二过渡系列大得多。Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu ZnI1/ kJmol-1 658 65

37、0 653 717 759 758 737 746 906 Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CdI1/ kJmol-1 660 664 685 702 711 720 805 731 868 Hf Ta W Re Os Ir Pt Au HgI1/ kJmol-1 654 761 770 760 840 880 870 890 1007第一电离能最高的是He，I1=2372kJmol-1，最低的是Cs，I1=376kJmol-1。每一周期中第一电离能最大的元素为稀有气体。 3、电子亲合能 (1). 定义：某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态基态负离子时，所放出的能量，

38、称为该元素的第一电子亲合能，用E表示。元素的电子亲和能越大，其非金属性越强。 注意：电子亲合能 E 的符号与过程的 DH 的符号相反。E1有正、负，如Cl(g) + e-Cl(g)，E1= 348.6kJmol-1，而Ar(g) + e-Ar(g)，E1 =-35kJmol-1（计算值）。但E2一般都为负值，因为已经成为负离子后，再获得电子，必须克服它们之间的斥力。(2)元素第一电子亲合能的变化规律(1) 同一周期从左到右，随原子序数的增大，电子亲合能E1的总趋势是增大的，但是当中性原子具有稳定的半充满或全充满的电子构型时，该元素的电子亲合能明显变小。例如Be、N、Ne、Ca、Mn、Zn、As、Kr，它们的第一电子亲合能都明显变小。这是由于要在半充满或全充满的电子构型上增加一个电子是不容易的。(2) 同一主族从上到下，一般来说电子亲合能E1变小。这可以从半径的变化上来解释，但半径太小时，E1反而变小，例如：E1(F) = 322kJmol-1，E1(Cl) = 34