《无机化学》第六章 原子结构和元素周期律

第六章原子结构和元素周期律第一节原子结构的发现一、玻尔理论：P1591.在原子中，电子只能在符合一定条件的轨

道上绕核作圆周运动，电子在这些轨道上运动时原子不发射也不吸收能量，处于一种稳定状态。2.电子在不同的轨道上运动时具有不同的能量，电子运动时所处的能量状态称为能级。3.当电子从一个轨道跃迁到另一个轨道时，才有能量的吸收或放出。E2-E1=△E=hν优点：成功解释了氢原子光谱的实验事实。局限性：不能解释多电子原子光谱以及氢原子光谱的精细结构。E2-E1=△E=hγ第二节原子的量子力学模型一、

微观粒子的波粒二象性光的波粒二象性光的干涉、衍射现象——波动性光电效应——粒子性1.微观粒子的波粒二象性微观粒子：电子、原子、分子1927年的电子衍射实验：2.测不准原理：△x：确定微粒位置的不准量△p：确定微粒动量的不准量

h:普朗克常数电子的位置和运行速度无法同时确定。二、四个量子数1.主量子数n:即电子层数①表示电子离核的远近以及电子所处能级的高低。

②n=1，2，3，4，5……电子层符号K，L，M，N，O……n值越大，电子离核越远，电子所处能级越高。2.角量子数l:（即电子亚层）确定原子轨道的形状。①

在多电子原子中，n和l一起决定电子能级。②

l的取值0，1，2，3……（n-1）电子亚层符号

s,p,d,f…...

③每一种l值表示原子轨道或电子云的一种形状l=0S亚层电子云呈球状

l=1p亚层电子云呈哑铃状

l=2d亚层电子云呈花瓣状

3.磁量子数m:描述原子轨道或电子云在空间的伸展方向。①m的取值m=0，±1，±2

，±3

……±l②m和l的关系和它们确定的空间取向数lm空间取向数原子轨道数0S亚层一种1012（-1,0,+1）(-2,-1,0,+1,+2)p亚层三种3d亚层五种5③等价轨道：n、l相同的轨道。即m≤l原子轨道的空间取向4.自旋量子数ms:表示电子的自旋，描述电子自身运动特征。ms:

符号：结论：每个电子层的原子轨道数是n2个，可容纳电子数2n2。

量子数与原子轨道nl轨道m轨道数101s0

112012s2p0-1,0,1

14330123s3p3d0+1,0,-1+2,+1,0,–1,-2

1935401234s4p4d4f0+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2+3,+2,+1,0,-1,-2,-3

116357三、原子轨道和电子云①波函数是由n、l、m决定的数学函数式，是薛定谔方程的解。②原子轨道（或波函数）：描述电子在原子核外可能出现的空间区域。（注：原子轨道≠固定轨道）③原子轨道角度分布图：P166图6-10径向部分角度部分1.波函数和原子轨道2.概率密度和电子云①概率密度||2：核外电子在空间某处单位体积内出现的概率大小。②电子云：电子在核外空间出现概率密度分布的形象化描述。③电子云角度分布图：P167电子云的角度分布图和相应的原子轨道的角度分布图是相似的，它们之间主要区别有两点：

a.电子云的角度分布图比原子轨道角度分布图“瘦”；

b.原子轨道角度分布图有正、负之分，而电子云的角度分布图均为正值。第三节原子核外的电子排布一、多电子原子的能级1.鲍林近似能级图：（1）Ens<Enp<End<Enf

(即n相同，l越大，能量越高）（2）E1s<E2s<E3s<E4s

(即l

相同，

n越大，能量越高）（3）能级顺序：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p…

1.能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能使整个原子系统能量最低。即按照近似能级图中各能级的顺序由低到高填充电子。

2.泡利不相容原理每个原子轨道最多容纳2个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。各亚层最多可容纳电子数：

s2p6d10f14二、核外电子排布规则3.洪特规则在n、l相同的等价轨道上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。4.洪特规则特例

全充满：p6,d10,f14半充满：p3,d5,f7

全空：p0,d0,f0

相对稳定的状态例：N：1s22s22p31s2p2sP亚层处于半充满例：试写出下列原子的核外电子排布式：

8O、24Cr、28Ni、29Cu、20Ca

核外电子排布注意点：①电子填充按能级由低到高，但书写排布式按主量子数次序。即3d写在4s前②原子失电子的顺序按核外电子排布式从外层到内层。a.原子实：某原子的内层电子分布与相应的稀有

气体原子的电子分布相同的那部分可用该稀有气体符号加上方括弧表示，称为原子实。b.价层电子排布式：外层电子排布式主族元素：价电子层=最外层副族元素：价电子层电子包括次外层d电子，再次外层f电子和最外层电子核外电子排布表达方式三、屏蔽效应Z*：有效核电荷Z：原子的核电荷数：屏蔽常数

1.

Z*=Z-屏蔽效应:

内层电子和同层电子对某一电子的排斥作用势必削弱原子核对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽效应。（5）对于nd或nf电子，同亚层电子间=0.35，其它内层对该电子=1.00（1）外层电子对内层电子无屏蔽σ＝0。2.的取值（2）同层电子间σ＝0.35，但1s内电子间

σ＝0.30。（3）第(n-1)层电子对第n层电子σ＝0.85。（4）第（n-2）层电子及其以内层电子对第n层电子σ＝1.00。例：求Fe的原子核作用在最外层电子上的Z*。解：26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2Z*=26-(10.35+140.85+101.0)=3.75例：用屏蔽效应解释为什么19号元素K的最后一个电子排布在4s亚层，而不是3d亚层？解：19K：1s22s22p63s23p64s1

Z*=19-(80.85+101.0)=2.2最后一个电子若在3d上

19K：1s22s22p63s23p63d1Z*=19-(181.0)=1.0

由此可见，电子在4s上受到的Z*在3d上受到的大，因此4s能级比3d低。E4s<E3d四、元素周期律1.周期表概况：（1）横的方面：七个周期（周期以原子核外的电子层数划分。）一特短周期2个元素二、三短周期8个元素四、五长周期18个元素六特长周期32个元素七未完成（2）纵的方面：16族18列（族的划分以价层电子数为基础）（3）整体：周期表划成5个区区族价层电子构型S区ⅠA、ⅡAns1

~2p区ⅢA~ⅦA零族

ns2np1~6d区ⅢB~Ⅷ

族

(n-1)d1~9ns1~2dS区ⅠB、ⅡB(n-1)d10ns1~2f区镧系、锕系(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2

第四节元素性质的周期性一、有效核电荷Z*（1）同一周期：

Z*=Z-短周期：d区左右，Z*增加

不多，p区左右Z*显著增加。（2）同一族：上下，Z*增加不显著。左右，Z*显著增加。长周期：二、原子半径1.分类：（1）金属半径：金属晶体中相邻两个金属原子的核间距的一半。

（2）共价半径：同种元素的两个原子以共价键结合时，它们核间距的一半为该原子的共价半径。（3）范德华半径：分子晶体中，相邻分子间两个非键结合的同种原子，其核间距的一半。d2.递变规律：（1）短周期中：左右，电子层数相同，Z*

，核对外层电子吸引力增加，r↓（2）长周期：d区左右，Z*增加缓慢，

r↓缓慢

（3）在族中变化：同一主族：上下

电子层数

r同一副族：上下

r不显著特别是第5、6周期由于镧系收缩造成原子半径几乎相等。镧系收缩：镧系元素原子半径随原子序数增加而缩小(幅度很小)的现象。

由于镧系收缩使同一副族的第5，第6周期元素原子半径几乎相等，因而它们的物理、化学性质非常相似，在自然界中常常彼此共生，难以分离。

例：锆(Zr)和铪(Hf)

铌(Nb)和钽(Ta)

钼(Mo)和钨(W)三、电离能I1.定义：P178

基态的气体原子失去一个电子成为+1价气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用I

1表示。结论：电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度。即电离能越高，电子越难失去。（注：电离能的大小主要决定于原子的有效核电荷、原子半径和原子的电子层结构。）例：I1<I2<I3，原子越来越难失去电子。2.I1的递变规律（1）同族：①同一主族：上下Z*缓慢，电子层数，

r，核对外层电子的吸引力减弱，电子易失去，I↓②同一副族：上下

r不明显，I变化幅度不大。（2）同一周期：左右Z*,r↓,核对外层电子的吸引力增强，失电子越来越难，因此总的趋势I，但稍有起伏。01020304050607080900510152025HgInCdXeGaZnAsCsRbKrArKSPMgAlNaNeONBBeLiHe电子伏特原子序数第一电离能的周期性1.定义：P178基态的气态原子获得一个电子成为-1价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。四、电子亲合能EA