第五章原子结构与元素性质周期性

第5章原子结构和元素周期表Chapter5

AtomicStructureandPeriodicTableofElements

1．

初步了解原子核外电子运动的近代概念、原子能级、波粒二象性、原子轨道（波函数）和电子云概念.2．

了解四个量子数对核外电子运动状态的描述，掌握四个量子数的物理意义、取值范围.3．

熟悉s、p、d

原子轨道的形状和方向.4．

理解原子结构的近似能级图，掌握原子核外电子排布的一般规则和s、p、d、f

区元素的原子结构特点.5．

会从原子的电子层结构了解元素性质，熟悉原子半径、电离能、电子亲合能和电负性的周期性变化.本章教学要求5.1道尔顿原子论

Dalton

atomictheory

5.2氢原子结构的量子力学模型thequantummechanicalmodelofthestructureofhydrogenatom

—

—

玻尔行星模型Bohr’model

5.3

核外电子运动的量子力学模型thewavemechanicalmodelof

thestructureofatom5.4

基态原子的核外电子排布

ground-stateelectronconfiguration5.5

元素周期表

the

periodictableofelements

5.6

元素周期性

atomicperiodic本章教学内容原子结构理论的发展简史

古代希腊的原子理论道尔顿(J.Dolton)的原子理论---19世纪初卢瑟福(E.Rutherford)的行星式原子模型---19世纪末近代原子结构理论---氢原子光谱5.1道尔顿原子论5.1.1古希腊原子论Democritus(460-370B.C)内容:宇宙由虚空和原子构成;每一种物质由一种原子构成;原子是物质最小的、不可再分的、永存不变的微粒。

道尔顿原子论要点：每一种化学元素有一种原子；同种原子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分；一种原子不会转变为另一种原子；化学反应只是改变了原子的结合方式，使反应前的物质变成反应后的物质。5.1.2化学原子论-----道尔顿原子论原子是化学上最重要、使用最频繁的术语之一,原是希腊语中意为“不可再分”意思.随着科学的发展,道尔顿(DaltonJ)于1805年提出了第一个现代原子论,但他接受了“不可再分”的概念.道尔顿原子论的试验基础是对化学物质的定量测定。18世纪中叶，一系列定量定律的发现：1785年拉瓦锡（法国）-质量守恒定律；1797年李希特（）-当量定律；1799年普鲁斯特（法国）-定比定律；1805年道尔顿（英国）-倍比定律。5.1.3道尔顿原子论的贡献道尔顿用符号来表示原子,是最早的元素符号。图中他给出的许多分子组成是错误的。这给人以历史的教训——要揭示科学的真理不能光凭想象，更不能遵循道尔顿提出的所谓“思维经济原则”,客观世界的复杂性不会因为人类或某个人主观意念的简单化而改变。

道尔顿提出了原子量的概念，并用实验测定了一些元素的相对原子质量。为贝采里乌斯原子量和元素符号奠定了坚实的基础，极大地推动了化学的发展。5.2氢原子结构的量子力学模型：波尔模型

(the

quantummechanicalmodelofthestructureofhydrogenatom—Bohr’model)自然界的连续光谱5.2.1氢原子光谱实验室的连续光谱5.2氢原子结构的量子力学模型：波尔模型

(the

quantummechanicalmodelofthestructureofhydrogenatom—Bohr’model)①不连续的、线状的，②是很有规律的.氢原子光谱特征:与日光经过棱镜后得到的七色连续光谱不同,原子受高温火焰、电弧等激发时,发射出来的是不连续的线状光谱.每种元素的原子都有其特征波长的光谱线,它们是现代光谱分析的基础.氢原子的发射光谱是所有原子发射光谱中最简单的，发出紫外和可见光。氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单的原子.在氢原子内，这个电子核外是怎样运动的？这个问题表面看来似乎不太复杂，但却长期使许多科学家既神往又困扰，经历了一个生动而又曲折的探索过程.爱因斯坦的光子学说普朗克的量子化学说氢原子的光谱实验卢瑟福的有核模型1913年，28岁的Bohr在的基础上，建立了Bohr理论.波粒二象性5.2.1玻尔理论Bohr理论的主要内容年轻的丹麦物理学家玻尔(BohrN，1885-1962)于1913年提出的氢原子结构的量子力学模型是基于下述3条假定：★关于固定轨道的概念.玻尔模型认为,电子只能在若干圆形的固定轨道上绕核运动.因此，玻尔的氢原子模型可以形象地称为行星模型。固定轨道是指符合一定条件的轨道,这个条件是,电子的轨道角动量L只能等于h/(2)的整数倍：

式中m和v分别代表电子的质量和速度,r为轨道半径,h为普朗克常量,n叫做量子数(quantumnumber),取1,2,3,…等正整数.轨道角动量的量子化意味着轨道半径受量子化条件的制约,图中示出的这些固定轨道,从距核最近的一条轨道算起,n值分别等于1,2,3,4,5,6,7.根据假定条件算得n=1时允许轨道的半径为53pm,这就是著名的玻尔半径.★关于轨道能量量子化的概念.

电子轨道角动量的量子化也意味着能量量子化.即原子只能处于上述条件所限定的几个能态,不可能存在其他能态.指除基态以外的其余定态.各激发态的能量随n值增大而增高.电子只有从外部吸收足够能量时才能到达激发态.定态(stationarystate)：所有这些允许能态之统称.核外电子只能在有确定半径和能量的定态轨道上运动,

且不辐射能量.基态(groundstate):n值为

1的定态.通常电子保持在能量最低的这一基态.基态是能量最低即最稳定的状态.激发态(excitedstates):★玻尔模型认为,只有当电子从较高能态(E2)向较低能态(E1)跃迁时,原子才能以光子的形式放出能量(即,定态轨道上运动的电子不放出能量),光子能量的大小决定于跃迁所涉及的两条轨道间的能量差.根据普朗克关系式,该能量差与跃迁过程产生的光子的频率互成正比：

关于能量的吸收和发射.ΔE=E2

－

E1=hν

如果电子由能量为E1的轨道跃至能量为E2的轨道,显然应从外部吸收同样的能量.E:轨道的能量ν：光的频率

h:Planck常数

6.626x10-34J.S●计算氢原子的电离能波尔理论的成功之处●解释了H及He+、Li2+、B3+的原子光谱WavetypeHαHβHγHδCalculatedvalue/nm656.2486.1434.0410.1Experimentalvalue/nm656.3486.1434.1410.2●说明了原子的稳定性●对其他发光现象（如Ｘ光的形成）也能解释●不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂波尔理论的不足之处●不能解释氢原子光谱的精细结构●不能解释多电子原子的光谱5.3.1.1波的微粒性（particle—likewave

)5.3氢原子结构(核外电子运动)的量子力学模型

(thequantummechanicsmodelofhydrogenatomstructure)5.3.1波粒二象性

—赖以建立现代模型的量子力学概念

(wave-particleduality—afundamentalconceptofquantummechanics)波的微粒性描述微观物体运动规律的需求呼唤物理学新概念的诞生！波粒二象性是解决原子结构问题的“总开关”.

●电磁波是通过空间传播的能量.可见光只不过是电磁波的一种.Theelectromagneticspectrum

电磁波在有些情况下表现出连续波的性质，另一些情况下则更像单个微粒的集合体，后一种性质叫作波的微粒性.

5.3.2德布罗意关系式--微粒的波动性●微粒波动性的直接证据

—光的衍射和绕射

在光的波粒二象性的启发下，德布罗意提出一种假想.他于1924年说：●德布罗意关系式—一个伟大思想的诞生1924年，LouisdeBroglie认为：质量为m,运动速度为v的粒子,相应的波长为：h为Planck

常量这就是著名的

德布罗意关系式.“过去，对光过分强调波性而忽视它的粒性；现在对电子是否存在另一种倾向，即过分强调它的粒性而忽视它的波性.”灯光源

1927年，Davissson和

Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性.(a)(b)电子通过A1箔(a)和石墨(b)的衍射图●微粒波动性的近代证据

—电子的波粒二象性

KVDMP实验原理Schematicdrawingsofdiffractionpatternsbylight,X-rays,andelectrons灯光源X射线管电子源玻尔以波的微粒性（即能量量子化概念）为基础建立了他的氢原子模型.波粒二象性对化学的重要性在于：H+HH-DHe薛定鳄等则以微粒波动性为基础建立起原子的波动力学模型.5.3.3.1描述电子运动状态的四个量子数

(fourquantummummersusedindefiningthemovementstateofelectrons)5.3.3.2薛定锷方程和波函数

(Schrodingerequationandwavefunction)5.3.3.3波函数的图形描述

(portrayalofwavefunction)5.3.3氢原子的量子力学模型（thequantummechanicsmodelofhydrogen）量子力学(波动力学)模型是迄今最成功的原子结构模型,它是1920年以海森堡(HeisenbergW)和薛定锷(SchrodingerE)为代表的科学家们通过数学方法处理原子中电子的波动性而建立起来的.该模型不但能够预言氢的发射光谱(包括玻尔模型无法解释的谱线),而且也适用于多电子原子,从而更合理地说明核外电子的排布方式.HeisenbergWSchrodingerE处于不同定态的电子的电子云图像具有不同的特征，主要包括：几个基本概念:电子云、电子的自旋、核外电子的可能运动状态◆电子云的形状-处在一定能层而又具有一定形状电子云的电子称为能级(energylevel)如:1S、3S、3P、3d、4f…能级。◆电子云在核外空间扩展程度-核外电子的能量大小分层称为能层(energyshell)，如K、L、M、N…能层.◆电子云在空间的取向-轨道（orbital）电子在核外空间概率密度较大的区域。1、电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。图1-5电子云图像2、电子的自旋核外电子除了饶原子核高速运动外，还饶自己的轴自旋。自旋只有2种相反的方向-顺时针和逆时针方向。◆原子核外电子可能的运动状态总结3、核外电子可能的运动状态具有一定空间运动状态又有一定自旋状态的电子称为具有一定运动状态的电子。能层能级轨道数可能空间运动状态可能运动状态数第一能层（K）1S112第二能层（L）2S、2P1+3=41+3=42+6=8第三能层（M）3S、3P、3d1+3+5=91+3+5=92+6+10=18第四能层（N）4S、4P、4d、4f1+3+5+7=161+3+5+7=162+6+10+14=32第五能层（O）5S、5P…1+3+…=251+3+…=252+6+…=50第n能层…1+3+…=n21+3+…=n22n2（1）主量子数

n(principalquantumnumber)5.3.3.1描述电子运动状态的四个量子数◆与电子能量有关.对于氢原子，电子能量唯一决定于n◆确定电子出现几率最大处离核的距离◆不同的n值，对应于不同的电子壳层

n的取值１２３４５……..(能层)能层符号KLMNO……..像玻尔的固定轨道一样,波动力学的轨道也由量子数所规定.不同的是,原子轨道用三个量子数而不像玻尔轨道只用一个量子数描述.

◆

与角动量有关，对于多电子原子,l

也与E有关◆

l的取值0，1，2，3……n-1(亚层或能级）

能级符号s,p,d,f…...

◆

l

决定了ψ的角度函数的形状（2）角量子数l(angularmomentumquantumumber)

Theallowedvaluesforangularmomentumquantumnumber,lnl1234(subshellsymbol0000s111p22d3f)s

轨道球形p

轨道哑铃形（双纺锤形）d轨道有两种形状：多纺锤形◆与角动量的取向有关，取向是量子化的◆

m可取0，±1,±2……±l◆值决定了ψ角度函数的空间取向◆m值相同的轨道互为等价轨道（3）磁量子数m(magneticquantumnumber)Theallowedvaluesformagneticquantumnumber,mLmnumberoforbital0(s)1(p)2(d)3(f)0

＋10－1

＋2＋10－1－2

＋3＋2＋10－1－2－31357

p

轨道(l

=1,m=+1,0,-1)

m三种取值,三种取向,三条等价(简并)p

轨道.s

轨道(l=0,m=0):m一种取值,空间一种取向,一条s

轨道.d轨道(l=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m五种取值,空间五种取向,五条等价(简并)d轨道.

f轨道(l=3,m=+3,+2,+1,0,-1,-2,-3):m七种取值,空间七种取向,七条等价(简并)f

轨道.本课程不要求记住f

轨道具体形状!（4）自旋量子数

ms(spinquantumnumber)◆描述电子绕自轴旋转的状态◆自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为◆

ms取值+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示想象中的电子自旋★两种可能的自旋方向:正向(+1/2)和反向(-1/2)★产生方向相反的磁场★相反自旋的一对电子,磁场相互抵消.

ElectronspinvisualizedMagneticfieldscreenSmallclearancespaceSilveratomicraykiln由上面的讨论知道

n,l,m

一定,轨道也确定

l0123……Orbital

s

p

d

f……例如:n=2,l=0,m=0,2s

n=3,l=1,m=0,3p

n=3,l=2,m=0,3d核外电子运动轨道运动自旋运动与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei)nlmmsQuestion写出与轨道量子数

n=4,l=2,m=0的原子轨道名称.

原子轨道是由n,l,m三个量子数决定的.与l=2

对应的轨道是d轨道.因为n=4,该轨道的名称应该是4d.磁量子数m=0

在轨道名称中得不到反映,但根据我们迄今学过的知识,m=0表示该4d轨道是不同伸展方向的5条4d轨道之一.Representationsofthefivedorbitals5.3.3.2描述核外电子空间运动状态的波函数及其图像SchrÖdinger方程与量子数★

方程中既包含体现微粒性的物理量m

,也包含体现波动性的物理量ψ;★

求解薛定锷方程,就是求得波函数ψ和能量E

;★

解得的ψ不是具体的数值,而是包括三个常数(n,l,m)和三个变量(r,θ,φ)的函数式Ψn,l,m(r,θ,φ);★

数学上可以解得许多个Ψn,l,m(r,θ,φ),但其物理意义并非都合理;★

为了得到合理解,三个常数项只能按一定规则取值,很自然地得到前三个量子数.有合理解的函数式叫做波函数(Wavefunctions),它们以

n,l,m的合理取值为前提.波动力学的成功:轨道能量的量子化不需在建立数学关系式时事先假定.

波函数=薛定锷方程的合理解=原子轨道

r:径向坐标,决定了球面的大小θ:角坐标,由z轴沿球面延伸至r的弧线

所表示的角度.φ:角坐标,由r

沿球面平行xy面延伸至xz面的弧线所表示的角度.直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换波函数的图形描述将SchrÖdinger方程变量分离：径向波函数R

n,l

(r)

·R(r)波函数径向分布图(以氢原子的1s,2s,3s

轨道为例)取不同的r

值,代入波函数式中进行计算,以计算结果对r作图.例如,氢原子1s轨道的R(r)=2e-r

y

n,l,m

(r,q,f)=Yl,m

(q,f)★曲线怎样绘得?★曲线含义:◎离核越近,这些s

轨道的R

值越大.◎其它含义不在本课程要求之列.角度波函数波函数角度分布图(以氢原子2px轨道为例)★通过坐标原点画出若干条射线,每条对应一组θ

和φ值;★将该组θ和φ值代入波函数式(见上)中进行计算,以计算结果标在该射线上某一点;★用同样方法标出其它射线上的点,然后将所有的点相联,得沿x轴伸展的哑铃形面.波函数角度分布图★波动力学中的波函数Ψ对应于经典物理学中光波的振幅;★经典物理学中,光的强度与振幅的平方成正比;波动力学中,微粒波的强度与波函数的平方(Ψ2)相联系;

★Ψ2

的物理意义是概率密度.因为根据玻恩统计解释,微粒波的强度(Ψ2)表达微粒在空间某点单位体积内出现的概率.我们最初介绍“orbital”概念时说,特定能量的电子在核外空间出现最多区域叫原子轨道.从电子云(electronclouds)角度讲,这个区域就是云层最密的区域.注意,电子云不是一个科学术语,而只是一种形象化比喻.特别注意,一个小黑点绝不代表一个电子,您不妨将密密麻麻的小黑点看作某个特定电子在空间运动时留下的“足迹”.一条轨道是一个数学函数,很难阐述其具体的物理意义.它不是行星绕太阳运行的“orbit”，不是火箭的弹道，也不是电子在原子中的运动途径,只能将其想象为特定电子在原子核外可能出现的某个区域的数学描述.从波函数Ψ

(r,θ,φ)到电子云Ψ2

(r,θ,φ)电子云角度分布图★酷似波函数的角度分布图.★但是,叶瓣不再有“+”、“-”之分.★要求牢记：◎s,p,d

电子云的形状,◎s,p,d

电子云在空间的伸展方向.电子云角度分布图(1)构造原理

◆

泡利不相容原理(Pauliexclusionprinciple)：◆最低能量原理(Aufbauprinciple):

电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道,占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道.根据顺序图,电子填入轨道时遵循下列次序：

1s2s2p3s3p4s4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p

铬(Z=24)之前的原子严格遵守这一顺序,钒(Z=23)之后的原子有时出现例外.同一原子中不能存在运动状态完全相同的电子,或者说同一原子中不能存在四个量子数完全相同的电子.例如,一原子中电子A和电子B的三个量子数n,l,m已相同,ms就必须不同.quantumnumbernlm

mselectricAelectric

B221100+1/2-1/25.3.4基态原子的核外电子排布（ground-state

electronconfiguration）◆洪德规则(Hund’srule)：电子分布到等价轨道时,总是尽先以相同的自旋状态分占轨道.即在n和

m相同的轨道上分布电子,将尽可得分布在m值不同的轨道上,且自旋相同.例如Mn原子3d轨道中的5个电子按下面列出的方式(a)而不是按方式(b)排布.洪德规则导致的结果之一是,电子总数为偶数的原子(分子和离子)也可能含有未成对电子.显然,s、p、d和f亚层中未成对电子的最大数目为1、3、5和7,即等于相应的轨道数.未成对电子的存在与否,实际上可通过物质在磁场中的行为确定：含有未成对电子的物质在外磁场中显示顺磁性(paramagnetism),

顺磁性是指物体受磁场吸引的性质；不含未成对电子的物质在外磁场中显示反磁性(diamagnetism),反磁性是指物体受磁场排斥的性质.(b)[Ar](a)[Ar]3d4sQuestion根据Hund’srule,下列三种排布中哪一种是氮原子的实际电子组态?(2)基态原子的电子组态原子的电子组态(又称电子构型)是一种标示形式,这种形式能反映出该原子中所有电子占据的亚层轨道.例如,氩原子(Z=18)的基态电子组态标示为:Ar1s22s22p63s23p6钾原子(Z=19)的基态电子组态标示为:K1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)根据原子光谱实验和量子力学理论,基态原子的核外电子排布服从构造原理(buildingupprinciple).构造原理是指原子建立核外电子层时遵循的规则.鲍林近似能级图

◆

n值相同时,轨道能级则由l值决定,例:

E(4s)<E(4p)<E(4d)<E(4f).这种现象叫能级分裂.◆

l值相同时,轨道能级只由n值决

定,例:E(1s)<E(2s)<E(3s)<

E(4s)◆n和l都不同时出现更为复杂的情况,主量子数小的能级可能高于主量子数大的能级,即所谓的能级交错.能级交错现象出现于第四能级组开始的各能级组中,例如第六能级组的E(6s)＜E(4f)＜

E(5d).Aqualitativeenergy-levelsdiagramformany-electronatoms

基态原子的电子组态：小结Atom

Energylevelorder

Spectrumexperimentalorder

24Cr

42Mo

29Cu

47Ag

79Au

[Ar]3d

44s

2

[Kr]4d

45s

2

[Ar]3d

94s

2

[Kr]4d

95s

2

[Xe]4f145d

96s

2

[Ar]3d

54s

1

[Kr]4d

55s

1

[Ar]3d

104s

1

[Kr]4d

105s

1

[Xe]4f14

5d106s

1

◆记住一些重要的例外,它们与亚层半满状态和亚层全满状态的相对稳定性有关.表中给出几个常见的例子.◆根据鲍林图中给出的能级顺序，运用建造原理写出基态原子的电子组态，是本章最重要的教学目的之一.电子实价电子层和价层电子

1869年，俄国化学家门捷列夫在总结对比当时已知的60多种元素的性质时发现化学元素之间的本质联系：按原子量递增把化学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最早表述。

1911年,年轻的英国人莫塞莱在分析元素的特征X射线时发现，门捷列夫化学元素周期系中的原子序数不是人们的主观赋值，而是原子核内的质子数。

随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性分层结构。元素周期律随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。5.4元素周期系(Theperiodictableofelements

)5.4.1元素周期律

(Theperiodictableofelements

)

门捷列夫发现元素周期律是对元素之间存在本质联系，即“元素是一个大家族”的信念的推动。这种信念比起前人发现某些元素可以归为一族(如碱金属、卤素等)是质的飞跃。正因为有这种信念，门捷列夫按原子量把当时已知元素排列起来，发现某些元素的位置跟信念中的周期性矛盾时，敢于怀疑某些元素的原子量测错了，敢于改正某些元素的化合价，敢于为某些没有发现的元素留下空位。为了证明元素周期律，门捷列夫设计并进行了许多实验，重新测定并纠正了某些原子量。相比之下,与门捷列夫同时发现元素性质是原子量的函数的德国人迈尔（J.L.Meyer,1830-1895）却没有这样足够的胆量。

可见，正确的世界观对于发现和发明有多么深刻的指导性的意义。后来历史证实了门捷列夫在他的周期表中留下空格所预言的几种元素(如锗、镓)的存在,补充了门捷列夫没有预言的稀有气体、镧系以及第七周期元素,并揭示了原子核外电子组态的周期发展是周期律的原因。元素周期律是20世纪科学技术发展的重要理论依据之一，它对元素及其化合物的性质有预测性，为寻找并设计具特殊性质的新化合物有很大指导意义，极大地推动了现代科学技术的发展。元素周期系与周期律是量变引起质变。门捷列夫周期律是人类认识史和科学史上划时代的伟大发现。元素周期性内涵极其丰富，具体内容不可穷尽，其中最基本的是：随原子序数递增，元素周期性地从金属渐变成非金属,以稀有气体结束，又从金属渐变成非金属,以稀有气体结束，如此循环反复。元素周期表自从1869年门捷列夫给出第一张元素周期表的100多年以来，至少已经出现700多种不同形式的周期表。人们制作周期表的目的是为研究周期性的方便。研究对象不同，周期表的形式就会不同。H

LiBeBCNOF

NaMgAlSiPSCl

KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr

RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI

CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBi

门捷列夫短式周期表5.4.2元素周期表

(Theperiodictableofelements

)每个周期被分成两行,每个纵行被分成主副两族,表右的三素组被称为过渡元素.“长式”周期表——每个周期占一个横排。这种三角形周期表能直观地看到元素的周期发展，但不易考察纵列元素（从上到下）的相互关系，而且由于太长，招致排版和印刷的技术困难。宝塔式或滴水钟式周期表。这种周期表的优点是能够十分清楚地看到元素周期系是如何由于核外电子能级的增多而螺旋性发展的，但它们的每个横列不是一个周期，纵列元素的相互关系也不容易看清。维尔纳长式周期表

维尔纳长式周期表:是由诺贝尔奖得主维尔纳（AlfredWerner1866-1919）首先倡导的，长式周期表是目前最通用的元素周期表，大家要重点掌握的。它的结构如下：周期:维尔纳长式周期表分主表和副表。主表中的1—5行分别是完整的第1，2，3，4，5周期，但是，第6、7行不是完整的第6、7周期，其中的镧系元素和锕系元素被分离出来，形成主表下方的副表。第一周期只有2个元素，叫特短周期，它的原子只有s电子；第二、三周期有8个元素，叫短周期，它们的原子有s电子和p电子；第四、五周期有18个元素，叫长周期，它们的原子除钾和钙外有s、p电子还有d电子；第六周期有32个元素，叫特长周期，它的原子除铯和钡外有s、d、p电子还有f电子；第七周期是未完成周期。列维尔纳长式元素周期表有18列(纵列)。例如第1列为氢锂钠钾铷铯钫，第2列为铍镁钙锶钡镭，…第8列为铬钼钨，第9列为锰锝铼，…等等。族我国采用美国系统，用罗马数码标记，如：IA、…VIIB等等，而且，第8-10列叫第VIII族不叫VIIIB，第18列叫0族,但“0”不是自然数,也不是罗马数码。A族：周期表最左边的两个纵列是IA和IIA主族；周期表最右边的6个纵列从左到右分别是IIIA，IVA，VA，VIA，VIIA主族和0(零)族。

主族元素的原子在形成化学键时只使用最外层电子(ns和/或np)，不使用结构封闭的次外层电子。从这个特征看，零族元素也属于主族元素。IA、IIA和VII族元素分称碱金属、碱土金属和卤素，这些术语早于发现周期系。

零族元素的确认在发现周期系之后，曾长期叫惰性气体（inertgases），直到60年代才发现它也能形成传统化合物，改称稀有气体（noblegases或raregases）。

主族常用相应第二周期元素命名，如硼族、碳族、氮族，氧族等。此外，还常见到源自门捷列夫周期表的镓分族(镓铟铊)、锗分族(锗锡铅)、砷分族(砷锑铋)、硫分族（硫硒碲）等术语。

B族从周期表左边第3纵列开始有10个纵列，每个纵列3个元素(包括第七周期元素应是4个元素)，从左到右的顺序是IIIB，IVB，VB，VIB，VIIB，VIII，IB，IIB。族序数与该族元素最高氧化态对应(有少数例外，如铜银金)；

VIII族是3个纵列9个元素，是狭义的“过渡元素”(这个概念是门捷列夫提出来的)。

副族常以相应第四周期元素命名，分称钪副族、钛副族、钒副族，...等等;但VIII族中的铁钴镍(第四周期元素)又称铁系元素，钌铑钯锇铱铂(第五、六周期元素)则总称铂系元素。广义的过渡元素是指除主族元素外的所有其他元素。区

长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区，ds区，p区4个区，有的教科书把ds区归入d区；副表(镧系和锕系)是f区元素非金属三角区

周期系已知112种元素中只有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。准金属非金属金属

处于非金属三角区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，有时也称“半金属”或“准金属”，例如，硅是非金属，但其单质晶体为具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却跟硅一样具金刚石型结构，也是半导体;又例如，砷是非金属，气态分子为类磷的As4，但有金属型的同素异形体，锑是金属，却很脆，电阻率很高，等等，半金属的这类两面性的例子很多。Mendeleev’speriodiclaw

(1869)Theelementsifarrangedaccordingtotheiratomicweights,showadistinctperiodicityoftheirproperties.

让我们复习一下量子数,电子层,电子亚层之间的关系是有益的！每个电子层最多容纳的电子数主量子数n1234

电子层

KLMN角量子数

l0123电子亚层

spdf每个亚层中轨道数目每个亚层最多容纳电子数135726101428182n2元素周期系小结(Thesummeryoftheperiodictableofelements

)你能联系起周期与顺序图之间的关系吗?◆共七个周期:一个特短周期(1);二个短周期(2,3);二个长周期(4,5);二个特长周期(6,7),第7周期又叫不完全周期.◆序号还表达了该周期中原子开始建立的电子层.例如,第4周期开始建立n

=4的电子层,即开始建立N层电子.◆七个周期对应于顺序图中的七个能级组.◆除第一周期外,各周期均以填充s轨道的元素开始,并以填充p轨道的元素告终.你要熟练掌握IUPAC推荐的族号系统，但不能对传统系统完全陌生！Groups(orfamilies):

verticalcolumnsintheperiodictable.◆本教材采用IUPAC推荐的族编号系统,自左至右依次编为第1至第18族.◆国际化学界不满意传统的编号系统,但对IUPAC推荐的系统也存在争论.对主族元素,本书同时保留了用罗马数字编号的传统方法.◆

IUPAC

是theInternationalUnionofPureandAppliedChemistry

(国际纯粹化学与应用化学联合会）的英语缩写.它负责推荐全世界统一使用的化学术语,化学符号,单位和正、负号使用习惯.为了规范无机物和周期表术语的用法,IUPAC编辑了一本名为“NomenclatureofInorganicChemistry”的出版物.该出版物的封面为红色,化学界口语将其称之为

“RedBook”.

Blocks:fourareasoftheperiodictable,eachhavingsimilarvalenceelectronconfigurations.如果元素所在的周期号和族号为已知,你应该能够迅速写出原子的价电子组态.◆

Main-groupelements:elementsofs-andp-blocks.◆

Representativeelements:membersofthe2-3periodsofthemaingroupelements.◆

Transitionelements:d-blockelements.◆

Innertransitionelements:f-blockelements,includinglanthanidesandactinides.记住下列术语的含义!5.5元素周期性(theperiodicofelements)原子参数(atomicparameters)是指用以表达原子特征的参数，它影响甚至决定元素的性质，并随原子序呈周期性变化.◆适用金属元素◆固体中测定两个最邻近原子的核间距一半◆适用非金属元素◆测定单质分子中两个相邻原子的核间距一半5.5.1原子半径(atomicradius)严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数.但人总会有办法的.迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的.金属半径(metallicradius)共价半径(covalentradius)Atomicradii(inpm)Li157Be112Mg160Na191Ca197K235Rb250Sr215Ba224Cs272Sc164Mo140Cr129Mn137Tc135Re137Os135Ru134Fe126Co125Rh134Ir136Pt139Pd137Ni125Cu128Ag144Au144Hg155Cd152Zn137Ti147V135Nb147Y182Hf159Ta147W141Lu172Zr160B88C77N74O66F64Al143Si118P110S104Cl99Ge122Ga153Tl171In167Br114As121Se104Sn158Sb141Te137I133Bi182Pb175Source:WellsAF,StructuralInorganicChemistry,5thedn.ClarendonPress,Oxford(1984).同周期原子半径的变化趋势(一)总趋势：随着原子序数的增大,原子半径自左至右减小.解释:

电子层数不变的情况下,有效核电荷的增大导致核对外层电子的引力增大.解释:◆主族元素:电子逐个填加在最外层,对原来最外层上的电子的屏蔽参数(σ)小,有效核电荷(Z*)迅速增大.例如,由Na(Z=11)至Cl(Z=17),核电荷增加6,最外层3s电子感受到的有效核电荷则增加4.56(由2.51增加至7.07,参见表1.6).

◆过渡元素:电子逐个填加在次外层,增加的次外层电子对原来最外层上电子的屏蔽较强,有效核电荷增加较小.◆内过渡元素:电子逐个填加在外数第三层,增加的电子对原来最外层上电子的屏蔽很强,有效核电荷增加甚小.同周期原子半径的变化趋势(二)相邻元素的减小幅度：主族元素>过渡元素>内过渡元素◆第3周期前7个元素平均减小:[r(Na)-r(Cl)]/6=[191pm-99pm]/6=15.3pm◆第一过渡系10个元素平均减小:[r(Sc)-r(Zn)]/9=[164pm-137pm]/9=3.0pm◆镧系15个元素平均减小:[r(La)-r(Lu)]/14=[188pm-173pm]/14=1.1pm同周期原子半径的变化趋势(三)◆内部效应:镧系中相邻元素的半径十分接近,用普通的化学方法将很难分离.◆外部效应:使第5、6两周期的同族过渡元素（如Zr-Hf,Nb-Ta等）性质极为相似，往往导致在自然界共生，而且相互分离不易.内过渡元素有镧系收缩效应(Effectsofthelanthanidecontraction)同族元素原子半径的变化趋势◆同族元素原子半径自上而下增