原子结构-高中化学竞赛

第一讲原子结构与元素周期系11—1相对原子质量（原子量）1-1-1元素、原子序数和元素符号

•元素---具有一定核电荷数的原子

•原子序数---按元素的核电荷数进行排序所得的序号

•元素符号---元素的记号

1999年114号元素止

IUPAC---InternationalUnionofPureandAppliedChemistrySTM---ScanningTunnelingMicroscopy2

（1）核素(nuclide)---具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素

•分类

稳定核素---单核素元素和多核素元素放射性核素

•

核素符号

（2）同位素(isotope)---具有相同核电荷数，不同中子数的核素互称同位素,这些核素在周期表中占同位置

•表示

16O、17O、18OC612质量数质子数1-1-2核素、同位素和同位素丰度3•分类

稳定同位素放射性同位素：天然和人造放射性二类之分•同位素丰度

某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）。氧的同位素丰度为：f（16O）=99.76%,f（17O）=0.04%,f（18O）=0.20%,而单核素元素如氟，同位素丰度为f（19F）=100%。有些元素的同位素丰度随取样样本不同而涨落，通常所说的同位素丰度是指从地壳（包括岩石、水和大气）为取样范围的多样本平均值。若取样范围扩大，需特别注明。4•特征

原子的质量很小,不等于构成它的质子和中子质量的简单加和，存在质量亏损例：1摩尔氘原子的质量比1摩尔质子和1摩尔中子的质量和小0.00431225g。该差值等于核子结合成原子核释放的能量---结合能不同数量的核子结合成原子释放的能量与核子的数量不成比例。比结合能是某原子核的结合能除以其核子数，比结合能越大，原子核越稳定1-1-3原子的质量5•单位原子质量单位为u，1u等于核素12C的原子质量的1/12。以u为单位的某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量

核素的质量与12C的原子质量的1/12之比称为核素的相对原子质量，数值上等于核素的原子质量

1u=1.660566（9）×10-24g61-1-4元素的相对原子质量（原子量）•定义

一种元素的1摩尔质量对核素12C的1摩尔质量的1/12的比值(国际原子量与同位素丰度委员会1979年)•特征

相对原子质量是纯数

单核素的相对原子质量等于该元素的核素的相对原子质量

多核素元素的相对原子质量等于该元素的天然同位素相对原子质量的加权平均值•

计算

Ar=∑fi

Mr,i

fi

：同位素丰度

Mr,i：同位素的相对原子量7•注意

取决于各种核素的相对原子质量及某元素的同位素丰度的测量准确性。单核素元素只有一种同位素，其相对原子质量十分准确；同位素丰度特别大的元素，其同位素丰度的不确定性对它们原子量的准确性已影响较小；但对于几个同位素丰度都较大的元素，其原子量的不确定性就高81-2原子结构的玻尔行星模型1-2-1氢原子光谱连续光谱

（自然界）9•

电磁波连续光谱101666年：牛顿光谱

(spectrum)11

1859年，德国海德堡大学的基尔霍夫和本生发明了光谱仪，奠定了光谱学的基础,使光谱分析成为认识物质和鉴定元素的重要手段。

光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波长，拍摄各种光谱图。光谱图就像“指纹”辨人一样，可以辨别形成光谱的元素。人们用光谱分析发现了许多元素,如铯、铷、氦、镓、铟等十几种。

直到本世纪初，人们只知道物质在高温或电激励下会发光，却不知道发光机理；人们知道每种元素有特定的光谱，却不知道为什么不同元素有不同光谱。12氢原子光谱产生图13氢氦锂钠钡汞氖几种原子光谱谱图141－2－1氢原子光谱•测定真空管中含少量H2(g)，高压放电，

发出紫外光和可见光→三棱镜→不连续的线状光谱15在可见光区，它的光谱只由几根分立的线状谱线组成,其波长和代号如下所示：谱线

Hα

Hβ

Hγ

Hδ

H

…

编号(n)１

２

３

４

５

…

波长/nm

656.279

486.133

434.048

410.175397.009…从红到紫,谱线的波长间隔越来越小。ｎ>5的谱线密得用肉眼几乎难以区分。

1883年，瑞士的巴尔麦（J.J.Balmer1825-1898）发现，谱线波长(λ)与编号(n)之间存在如下经验方程：

氢光谱是所有元素的光谱中最简单的光谱。16巴尔麦(J.Balmer)经验公式

:波数(波长的倒数

=1/

，cm-1).

n

:大于2的正整数，n=3、4、5、6时分别对应Hα、Hβ、Hγ、Hδ四条谱线的波长.

RH

：Rydberg常数，

RH=R/c

RH

=1.09677107

m-117

:

谱线波长的倒数,波数(cm-1)

n:

大于2的正整数

RH：里德堡常数：1.09677576107m-1

n=１

紫外光谱区（Lyman

系）

n=２

可见光谱区（Balmer系）

n=3、4、5

红外光谱区（Paschen

、

Bracker、Pfund系）18里德堡（J.R.Rydberg）公式

式中，频率

(s-1),Rydberg常数R=3.289

1015s-1

n1、n2为正整数，且n1<n2n1=1紫外光谱区（莱曼Lyman线系）；

n1=2可见光谱区（巴耳末Balmer线系）；

n1=3、4、5红外光谱区（Paschen、Bracker、Pfund系）19＊经典电磁理论不能解释氢原子光谱经典电磁理论

电子绕核作高速圆周运动，发出连续电磁波→连续光谱；电子能量↓→坠入原子核→原子湮灭事实

氢原子光谱是线状而不是连续光谱；原子没有湮灭201-2-2玻尔（N.Bohr）原子结构理论1913年，丹麦物理学家N.Bohr提出211913年，玻尔总结了当时的最近物理学发现，建立了氢原子核外电子模型，解释了氢原子光谱，后人称玻尔理论，要点如下：

行星模型玻尔假定，氢原子核外电子是处在一定的线形轨道上绕核运行的

定态假设原子在正常或稳定状态时，电子尽可能处于能量最低的状态—基态（groundstate），对于H原子，电子在n=1的轨道上运动时能量最低—基态，其能量为：22相应的轨道半径为：

r=52.9pm=a0（玻尔半径）

量子化条件

玻尔假设，氢原子核外电子的轨道是不连续的，在轨道运行的电子具有一定的角动量h=6.626×10-3423

跃迁规则电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，反之激发态的光子会放出光子返回基态或者能量较底的激发态。光子的能量就是跃迁前后2个能级的能量之差24及

E=E2-E1=h

当n=1时能量最低，此时能量为2.179×10-18J,此时对应的半径为52.9pm,称为玻尔半径。2526

跃迁规则原子内电子可由某一定态跃迁到另一定态，在此过程中放出或吸收辐射能。其频率γ由下式决定：

γ=E2-E1/h(E2＞E1)举例：

Balmer线系Lyman系Balmer系Paschen系

Brackett系27应用:1.解释原子稳定存在的问题2.计算电子绕核运动的半径r、在轨道上运动的电子能量3.可以解释H原子光谱的不连续性、解释里德堡经验公式28

只限于解释氢原子或类氢离子（单电子体系）的光谱，不能解释多电子原子的光谱。人为地允许某些物理量（电子运动的轨道角动量和电子能量）“量子化”，以修正经典力学（牛顿力学)。氢原子的精细光谱不能解释玻尔理论的局限性291-3氢原子结构的量子力学模型1-3-1微观粒子的波粒二象性

波象性——衍射、干涉、偏振…

微粒性——光电效应、实物发射或吸收光…

（与光和实物互相作用有关）例：能量E光子=h

动量p=h/

E光子,p—微粒性

,

—波动性通过

h

相联系301-3-2波粒二象性

1924年，年轻的法国物理学家LouisdeBroglie（德布罗意）提出实物粒子具有波粒二象性。整个世纪以来，在光学上，比起波动的研究方法，是过分忽略了粒子的研究方法；在实物理论上，是否发生了相反的错误呢？我们是不是把粒子图象想得太多，而过分地忽略了波的图象？

他提出：电子、质子、中子、原子、分子、离子等实物粒子的波长

=h/p=h/mv（h=6.626×10-34J﹒S)

3年之后，（1927年），C.J.Davisson（戴维逊）和L.S.Germer（革末）的电子衍射实验证实了电子运动的波动性——电子衍射图是电子“波”互相干涉的结果，证实了deBroglie的预言。31感光屏幕电子衍射实验示意图

1927年美国物理学家戴维逊（Davison）用电子枪发射高速电子,当其通过薄晶体片射击感光荧屏时，得到明暗相间的环纹，类似于光波的衍射环纹。该实验现在用来鉴定物质的晶态和晶体结构。

薄晶体片电子束电子枪衍射环纹32

1927年W.Heisenberg（海森堡）提出测不准原理—测量一个粒子的位置的不确定量

x与测量该粒子在x方向的动量分量的不确定量

px的乘积，不小于一定的数值

。即：

x

px

h/4或:

p=mv

,

px=mv,得:显然，

x

,则

px

;

x

,则

px

;

然而，经典力学认为

x

和

px

可以同时很小1-3-3测不准原理（TheUncertainityprinciple）33例1:对于

m=10克的子弹，它的位置可精确到

x

＝0.01cm,其速度测不准情况为：34例2:

微观粒子如电子,

m=9.1110-31kg,半径

r=10-18m，则

x至少要达到10-19

m才相对准确，则其速度的测不准情况为：

=6.62610-34/43.149.1110-31

10-19=5.29

1014m.s-1经典力学

→微观粒子运动

→完全失败！

→新的理论（量子力学理论）根据“量子力学”，对微观粒子的运动规律，只能采用“统计”的方法，作出“几率性”的判断。35某电子的位置虽然测不准,但可以知道它在某空间附近出现的机会的多少,

即几率的大小可以确定.因而可以用统计的方法和观点,考察其运动行为。这里包括两点:能量:量子化

运动:统计性

测不准原理意义：可以检验经典力学适用的范围，区分宏观世界和微观世界。可以确定：核外电子不可能沿着一条固定轨道运动。36波函数1.一维空间伸展的波符号

(x)拿住绳子的一头，上下摆动，就会得到一种波的图形，这种波沿着绳子朝一个方向伸展，在纵坐标的方向上可以量度出波的振幅的大小，在横坐标方向则不存在什么波动。波的振动随位置的变化而变化，即波的振幅是位置的函数，因此，可将波的振幅和位置联系起来建立一个函数式，以描绘出波的振动图形，称此函数为波函数，以符号

(x)表示电子具有波粒二象性，我们现在把电子看作一种在三维空间伸展的特定波来描述。372.二维空间伸展的波符号

(x，y)海水波3.三维空间伸展的波符号

(x,y,z)如：电子波，这样的波很难描述，因为三维空间均被占用，波的形状和大小就难以表示。同上述方法类似，电子在原子核外一定的运动状态也可以用相应的波函数来描述，即以电子在空间的位置和空间三维坐标（x,y,z)建立起一个函数关系式。38波函数——是描述核外电子运动状态的数学函数式（Ψ）原子轨道——原子中一个电子的可能的空间运动状态。原子核外的电子可以处于不同的状态，因此由薛定谔方程解出的描述这些状态的波函数也不相同。39

薛定谔方程（SchrödingerEquation）

1926年奥地利物理学家E.Schrödinger提出用于描述核外电子的运动状态，是一个波动方程，为近代量子力学奠定了理论基础1-3-4量子力学对核外电子运动状态的描述40SchrÖdinger方程与量子数41

薛定谔方程是一个二阶偏微分方程，它的自变量是核外电子的坐标（直角坐标x，y，z或者极坐标r，q，f），它的因变量是电子波的振幅（Y）。

(x,y,z)

－描述核外电子在空间运动的数学函数式(波函数)，即原子轨道

42采取坐标变换的方法来实现简化

将直角坐标三变量x，y，z变换成球坐标三变量r，，。

yzxoPP′

r根据

r，，的定义，有

x=rsin

cos

y=rsin

sin

z=rcos

r2=x2+y2+z243

三个量子数(n、l、m)和波函数

薛定谔方程的数学解很多，但只有少数数学解是符合电子运动状态的合理解。

在求合理解的过程中，引入了3个参数（量子数）n、l、m.于是波函数

（r,

,

）具有3个参数和3个自变量

n,l,m（r,

,

）44

每一组量子数n、l、m

的意义

每一组允许的n、l、m

值

→核外电子运动的一种空间状态

→由对应的特定波函数

n,l,m（r,

,

）表示→有对应的能量En,l即：n、l、m

→波函数

n,l,m（r,

,

）

(原子轨道)

n、l

→能量En,l451.主量子数n(PrincipalQuantumNumber)

n=1,2,3,4…正整数，它决定电子离核的平均距离、能级和电子层

确定电子出现最大几率区域离核的平均距离。n↑,则平均距离↑

在单电子原子中，n

决定电子的能量;

在多电子原子中n

与l

一起决定电子的能量:

En,l

=-(Z*)2

13.6eV/n2

（Z*与n、l有关）

确定电子层（n相同的电子属同一电子层）:

n1234567

电子层

K

L

M

N

O

P

Q

在一个原子内，具有相同主量子数的电子，几乎在同样的空间范围运动，故称为主量子数。n相同的电子为一个电子层。462.角量子数

l(azimuthalquantumnumber)

＊对每个n值:l=0,1,2,3…n-1，共n个值

＊确定原子轨道和电子云在空间的角度分布情况（形状）

＊在多电子原子中，n与l一起决定的电子的能量

＊确定电子亚层

l

0

1

2

34

电子亚层spdfg

＊决定电子运动的角动量的大小

|M|=[l(l+1)]1/2

h/2

如：M=0

时，即l=0，电子运动情况同角度无关，原子轨道呈球形对称。l=1

时呈哑铃形。47对每个l值,m=0,±1,±2……±l（共2l+1个值）

m值决定波函数(原子轨道)或电子云在空间的伸展方向:由于m可取（2l+1）个值，所以相应于一个l值的电子亚层共有（2l+1）个取向，例如d轨道，l=2，m=0，±1,±2，则d轨道共有5种取向。

决定电子运动轨道角动量在外磁场方向上的分量的大小：Mz=mh/2

3.磁量子数m484.自旋量子数ms

ms=1/2,

表示同一轨道(

n,l,m（r,

,

）)中电子的二种自旋状态根据四个量子数的取值规则，则每一电子层中可容纳的电子总数为2n249四个量子数描述核外电子运动的可能状态例：

原子轨道

ms

n=11s(1个)

1/2

n=2l=0，m=02s(1个)

1/2

l=1，m=0,12p(3个)

1/2

n=3l=0，m=03s(1个)

1/2

l=1，m=0,13p(3个)

1/2

l=2，m=0,1，23d(5个)

1/2

n=4?50小结：量子数与电子云的关系n：决定电子云的大小

l：描述电子云的形状m：描述电子云的伸展方向51

波函数（原子轨道）的角度分布图

即Yl,m（

,

）-（

,

）对画图作图方法：

原子核为原点，引出方向为（

,

）的向量

从原点起，沿此向量方向截取

长度=|Yl,m（

,

）|

的线段

所有这些向量的端点在空间组成一个立体曲面，就是波函数的角度分布图

yzxoPP′

r52

波函数（原子轨道）的角度分布图

意义：表示波函数角度部分随

,

的变化,与r无关。

用途：用于判断能否形成化学键及成键的方向（分子结构理论：杂化轨道、分子轨道）53

s、p

轨道角度分布图(剖面图)波函数角度分布图（剖面图）“+”、“-”代表角度分布函数Y在不同区域内数值的正号、负号。54

d轨道角度分布图(剖面图)55

几率和几率密度，电子云

几率和几率密度

据W.Heienberg”测不准原理”，要同时准确地测定核外电子的位置和动量是不可能的:

x

px

h/4

因此，只能用“统计”的方法，来判断电子在核外空间某一区域出现的多少，数学上称为“几率“（Probability)。波函数

的物理意义—描述核外电子在空间运动的状态。

56电子云—|

|2

表示电子在核外空间（r,

,

）处出现的几率密度，可以形象地用一些小黑点在核外空间分布的疏密程度来表示，这种图形称为“电子云”

电子云

电子云角度分布图作图：Y2l,m（

,

）

（

,

）对画意义：表示电子在核外空间某处出现的几率密度随（

,

）发生的变化，与r无关57

Y2图和Y图的差异:

Y2图均为正号，而Y图有+、-

号（表示波函数角度部分值有+、-号之分），突出表现极大值。

Y2图比Y图“瘦小“一些，原因是Y1

电子云角度分布图58593d态：n=3,l=2,m=0,60

有了四个量子数可以定出电子在原子核外的运动状态，根据四个量子数数值间的关系则可算出各电子层中可能有的运动状态数。一个电子的一种运动状态需要用四个量子数来确定。

把具有一定“轨道”的电子称为具有一定空间运动状态的电子；把既具有一定空间运动状态又具有一定自旋状态的电子称为具有一定运动状态的电子。61电子出现几率密度大的地方，电子云浓密一些，电子出现几率密度小的地方，电子云稀薄一些。因此，电子云的正确意义并不是电子真的象云那样分散，不再是一个粒子，而只是电子行为统计结果的一种形象表示。

电子云图象中每一个小黑点表示电子出现在核外空间中的一次几率，几率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。62

●前面我们介绍的R函数的图象不重要。D=4pr2R。D函数(许多书上把这种函数称为电子的径向分布函数)的物理意义是离核r“无限薄球壳”里电子出现的几率（几率等于几率密度乘体积，这里的体积就是极薄球壳的体积）。

●D值越大表明在这个球壳里电子出现的几率越大。因而D函数可以称为电子球面几率图象（“球面”是“无限薄球壳”的形象语言）。氢原子的电子处于1s,2s,2p,3s,3p,3d等轨道的D函数图象。电子云的径向部分图示63节面峰数=n－l64氢原子核外电子的D函数图象65●从图中看到，D函数图象是峰形的，峰数恰等于相应能级的主量子数n和角量子数l之差（n–l）。●氢原子的1s电子的D函数图象表明，该电子在离核52.9pm的球壳内出现的几率是最大的。52.9pm正好是玻尔半径ao！●

玻尔理论说1s电子在52.9pm的圆形线性轨道上运行的结论是对氢原子核外基态电子运动的一种近似描述，而新量子力学则说，1s电子在原子核外任何一个点上都可能出现，只是在离核52.9pm的球壳内（不再是线性轨道）出现的几率最大。661-3

基态原子电子组态1-3-1

构造原理一、多电子原子的能级除氢(及类氢原子)外的多电子原子中核外电子不止一个，不但存在电子与原子核之间的相互作用，而且还存在电子之间的相互作用。

●屏蔽效应

如：锂原子核外的三个电子是1s22s1，我们选定任何一个电子，其处在原子核和其余两个电子的共同作用之中，且这三个电子又在不停地运动，因此，要精确地确定其余两个电子对这个电子的作用是很困难的。我们用近似的方法来处理。67其余两个电子对所选定的电子的排斥作用，认为是它们屏蔽或削弱了原子核对选定电子的吸引作用。这种其余电子对所选定的电子的排斥作用，相当于降低了部分核电荷（

）对指定电子的吸引力，称为屏蔽效应。

—“屏蔽常数”或将原有核电荷抵消的部分。

Z-

=Z*

Z*—有效核电荷68●斯莱特规则由光谱数据归纳出一套估算屏蔽常数的方法：

Δ

先将电子按内外次序分组：ns,np一组nd一组nf一组如：1s;2s,2p;3s3p;3d;4s,4p;4d;4f;5s,5p;5d;5f。

Δ

外组电子对内组电子的屏蔽作用

=0

Δ

同一组，

=0.35(但1s，

=0.3)

Δ

对ns,np，(n-1)组的

=0.85；更内的各组

=1

Δ

对nd、nf的内组电子

=1注：该方法用于n为4的轨道准确性较好，n大于4后较差。

这样能量公式为：69从能量公式中可知E与n有关，但

与l有关，因此角量子数也间接的与能量联系。例：求算基态钾原子的4s和3d电子的能量。(此题从填充电子的次序来看,最后一个电子是填入3d轨道,还是4s轨道)K1s2

2s22p6

3s23p63d1

3d=181=18,Z*=19-18=1K1s2

2s22p6

3s23p64s1

4s=101+80.85=16.8,Z*=2.270●钻穿效应为什么电子在填充时会发生能级交错现象？这是因4s电子具有比3d电子较大的穿透内层电子而被核吸引的能力（钻穿效应）。可从图中看出4s轨道比3d轨道钻得深，可以更好地回避其它电子的屏蔽，所以填充电子时先填充4s电子。71大量实验与理论研究表明，如果假定每个电子的运动是独立的，又假定所有电子的相互作用力可以集中到原子核上，如同在原子核上添加一份负电荷，那么，氢原子电子运动状态——能层、能级、轨道和自旋——的概念可以迁移到多电子原子上描述其电子运动状态，但对基态原子，必须遵循如下原理：泡利原理；洪特规则；能量最低原理二、构造原理72●泡利原理

基态原子中不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换句话说，在一个轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。●洪特规则

基态多电子原子中同一能级的轨道能量相同，称为简并轨道。基态多电子原子中的电子总是首先平行自旋的单独的填入简并轨道。

例：2p能级有3个简并轨道，如果2p能级上有3个电子，它们将分别处于2px、2py和2pz轨道，而且自旋平行，如氮原子。如果2p能级有4个电子，其中一个轨道将有1对自旋相反的电子，这对电子处于哪一个2p轨道可认为没有差别。73例：Si

原子序数：14

电子排列：1S2,2S2,2P6,3S2,3P2

基态电子构型：1S2S2P3S3PN

原子序数：7电子排列：1S2,2S2,2P3基态电子构型：1S2S2P74●能量最低原理

基态原子核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。由构造原理图可见，随核电核数的增加，电子填入能级的顺序是

1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p构造原理只是对大多数的电中性基态原子电子组态的总结，而不是所有原子例：Cr

原子1S22S22P63S23P63d54S1半满规则

Cu

原子

1S22S22P63S23P63d104S1

全满规则

Gd

原子

[Xe]4f75d16S275电子先填最外层的ns，后填次外层的(n-1)d，甚至填入倒数第三层的(n-2)f的规律叫做“能级交错”。

能级交错现象是电子随核电荷递增填充电子次序上的交错,并不意味着先填能级的能量一定比后填能级的能量低。76Cotton原子轨道能级图

n

相同的氢原子轨道的简并性。原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。随着原子序数的增大，原子轨道产生能级交错现象。77

随核电荷数递增,电子每一次从填入ns能级开始到填满np能级,称为建立一个周期。

周期:ns开始→np结束

同周期元素的数目

第一周期：1s 2

第二周期：2s，2p 8

第三周期：3s，3p 8

第四周期：4s，3d，4p 18

第五周期：5s，4d，5p

18

第六周期：6s，4f，5d，6p 32

第七周期：7s，5f，6d，... ?78●基态原子电子排布周期系中有约20个元素的基态电中性原子的电子组态（electronconfiguration，又叫构型或排布)不符合构造原理，其中的常见元素是：元素按构造原理的组态 实测组态

24Cr1s22s22p63s23p63d44s2

1s22s22p63s23p63d54s1

29Cu1s22s22p63s23p63d94s2

1s22s22p63s23p63d104s142Mo1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s2

1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1

47Ag1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s2

1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1

79Au1s2......4s24p64d104f145s25p65d96s1

1s2···4s24p64d104f145s25p65d106s1

791-4

元素周期系●元素周期律

1869年：门捷列夫原子量递增

1911年：摩斯莱（Moseley)元素的特征X射线

随核内质子数的增加，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变

●元素周期表

1869年:门捷列夫短式周期表（最古老）长式周期表：直观但不易考察纵列元素

1895年:维尔纳式长式周期表1-4-1

元素周期律，元素周期系，元素周期表80●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，门捷列夫按相对原子质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函数的德国人迈尔（J.L.Meyer,1830-1895）却没有这样足够的胆量。81维尔纳长式周期表82●周期：特短周期（第1周期）短周期（第2，3周期）长周期（第4，5周期）特长周期（第6周期）未完成周期（第7周期）●列：一共有18列●族：主族（A族）形成化学键时只用nsornp电子

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rare).

副族（B族）族序数对应于该族元素最高氧化态83●区：s区，p区，d区，ds区,f区●非金属三角区：元素周期律是20世纪科学技术发展的重要理论之一，它对元素化合物的性质有预测性，为寻找并设计具有特殊性质的新化合物有很大的指导意义，极大的推动了科学技术的发展准金属非金属金属84Δ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。Δ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。851-5

元素周期性原子参数—原子半径，离子半径，电离能，电子亲和能，电负性等概念被称为原子参数1-5-1

原子半径

(atomicradius)

●宏观物性元素的原子体积随原子序数的递增呈现多峰形的周期性曲线。大体上，峰尖元素是碱金属，谷底元素是每一周期处于中段的元素，仅个别例外●量子力学理论

1965年，瓦伯(Waber)和克罗默(Cromer)计算出“理论原子半径”，也呈周期性变化。碱金属处于每个峰尖，谷底元素却是惰性元素●测定结构共价半径，范德华半径，金属半径861-5-2电离能

(Ionicenergy)

●第一电离能：基态的气态原子失去最外层的第一个电子成为+1价气态离子所需的能量

A(g)→A+(g)+eI1●第二电离能：由气态+1价离子再失去一个电子成为+2价离子所需的能量，

I1<I2<I3<I4

Δ电离能越小，说明原子在气态时越易失去电子，金属性越强

Δ元素的电离势随Z的变化而呈现周期性的变化87

Δ同一周期自左至右，I基本上依次增大

反常：Be与B，Mg与Al，P与S，Zn与

Ga，

As与Se,Cd与In，Hg与Tl

Δ电离能不仅与原子的核电荷有关，也与元素的电子层结构有关

例：

IB<IBe

B(2s22p1)B+(2s22p0)B+具有较稳定的结构

Be(2s2)Be+(2s1)

Be(2s2)全充满，稳定

IO<INN(2s22p3)N+(2s22p2)N更稳定

O(2s22p4)O+(2s22p3)O+更稳定

Δ

同一周期过渡元素及内过渡元素自左至右电离能变化不大，规律性也较差。88Δ主族元素自上而下电离能应减少,但Sc系收缩使IGa>IIn;La系收缩使ITl>IIn,IPb>ISn,通常主族元素金属性自上而下依次增大，副族元素电离能变化规律不规则1-5-3

电子亲合能（Electronaffinity)

元素的一个气态原子在基态得到一个电子形成基态气态负离子所释放的能量。符号E，单位是KJ.mol-1

●电子亲和能取正值是体系放出能量，而电离能取正值却是体系吸收能量。

●电子亲和能的大小并不能直接反映气态电中性原子得到电子变成气态负离子的能力，而非金属性的大小还取决于其他因素。●电子亲合能数值越大，该原子生成气态负离子的倾向性越大。同一周期，自左至右第一电子亲合能逐渐增大。89（IIA,VA有特殊）●元素具有较高的电离能，也倾向于具有较高的电子亲合能。第二周期元素的电子亲合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半径小、轨道数目少、电子间排斥力大等因素。1932年，泡林提出了电负性的概念，用来确定化合物中的原子对电子吸引能力的大小电负性可以用多种实验和理论方法来建立标度，最经典的是泡林标度。他通过热化学方法建立，并假