原子结构与元素周期律.ppt

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1、第 9 章,Atomic Structure and Periodic Table of Elements,原子结构与元素周期律,Chapter 9,本章教学内容,9.1 原子核外电子的基本特征 9.2 单电子原子的结构 9.3 多电子原子的结构 9.4 元素周期律,原子、分子和离子是物质参与化学变化的最小单元，了解原子的内部组成、结构和性能，是理解化学变化本质的前提条件，是化学科学的核心内容。,9.1 原子核外电子的基本特征,9.1.1 原子组成微粒及其相互关系 9.1.2 微观粒子的量子化特征9.1.3 微观粒子的波粒二象性9.1.4 测不准原理,原子结构理论的发展简史,9.1.1 原子组

2、成微粒及其相互关系,原,子,结,构,理,论,发,展,简,史,公元前5世纪,公元19世纪初,1879年,1897年,1898年,1900年,1909年,1911年,1913年,1924年,1926年,1927年,-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。,古希腊原子论（公元前5世纪）,德谟克利特(460 370 B.C.),1879年电子的发现冲破了千百年来原子是组成最小单元 的陈旧观念。,1）1879年，英国人克鲁克斯用汤姆生的阴极射线管发现 了阴极射线。,2）1897年，英国物理学家汤姆逊，测定了带负电粒子的 荷质比(e/m)。,阴极

3、射线管,汤姆逊,油滴实验,3）两年后密利根用油滴实验分别测定了这种粒子的质量 和电荷。“有比原子小得多的粒子存在”，人们将这种粒子称为电子。,密利根,1)1896年，卢瑟福通过粒子 散射实验发现了原子核 集中了原子全部（99.9%以 上）质量，而大小仅为原子 1/1012 的带正电荷的粒子。,1896年，原子核的发现建立了原子结构的“行星式模型”。,卢瑟福,2)通过粒子散射实验进一步发现了带正电荷的质子。,粒子散射实验,3）为何质子的总质量小于原子的质量？,原子核中还存在着质量与质子相当但是电中性的 微粒，即中子。,4）英国人莫斯莱用实验测定了各种原子的电荷数，证明 原子核内质子数和核外电子数

4、都恰好等于原子序数。,5）电子像行星绕太阳运转一样绕 原子核运动，建立了原子结构 的“行星式模型”。这是人类 认识微观世界的重要里程碑，这 个模型已成为现代科学技术的 象征。,au为原子单位,原子的内部组成,原子组成微粒的体积及质量关系,原子核是原子体积的百万亿分之一！原子几乎是空的。,核/原子=(10-15-14)3/(10-10)3=1/101215,电子/原子 1/101215,原子核的体积约占原子总体积的 1/1013，而原子核的 质量却占了原子质量的 99.9%以上，原子核的密度 高达 11013 gcm-3。原子核的性质决定了原子的种 类和性质。,原子组成微粒的电荷关系,根据原子及

5、其内部微粒的电荷关系，英国人莫斯莱研究证明：原子核内的质子数和核外的电子数都恰好等于原子序数，即：原子序数（Z）=核内质子数=核电荷数=核外电子数 质子数相同的原子属于同种元素。但质子数相同的原子，中子数不一定相同，这意味着同种元素中可能含有不同的原子。,宏观物体与微观粒子对照表,9.1.2 微观粒子的量子化特征,微观粒子的运动并不服从已经为人们普遍接受的牛顿力学的基本原理，而具有自身的基本特征。,普朗克的量子假说,1900 年普朗克(M.P1anck)首次提出了微观粒子具有量子化特征的假说。,所谓微观粒子的量子化特征是指：如果某一物理量的变化是不连续的，而是以某一最小单位作跳跃式的增减，这一

6、物理量就是量子化(quantized)的，其变化的最小单位就叫做这一物理量的量子(quantum)。,问题：以下哪些物理量是量子化的？（1）木棒的长度（2）物体的质量（3）物体的动量（4）学生的人数,马克思 普朗克,实验事实表明：在黑体辐射(或吸收)能量过程中，能量的变化是不连续的，而是最小能量单元的整数倍。,En=n E（n=1，2，3，正整数）,黑体：指在任何温度下，对入射的任何波长的辐射全部吸收，既没有反射，也没有透射的物体。黑洞也许就是理想的黑体。,氢原子光谱实验,由于氢原子是世界上最简单的原子（原子核只有1个质子，核外只有1个电子），人类对原子结构的探索，首先从氢原子开始。研究原子光

7、谱是了解原子性质和结构的最重要手段之一。研究氢原子核外电子结构的实验是氢原子光谱实验。,普朗克的量子假说，否定了“一切自然过程都是连续的”的观点，成为“20世纪整个物理学研究的基础”。该假说的一个成功应用就是圆满的解释了氢原子光谱实验的结果。,氢原子光谱实验装置与谱图,在熔接着两个电极的真空玻璃管内，充入氢气，通过电极加上电压，玻璃管会发光，这是核外电子从高能状态回迁到低能状态释放能量所发出的光。此光通过棱镜分光，在黑色屏幕上可以看到对应的光谱。,根据一切运动都是连续的传统观念，人们认为氢原子核外电子的能量是连续变化的，由此所得到的光谱也应该是连续光谱(称为带状光谱)。然而氢原子光谱实验的结果

8、得到的却是不连续的线状光谱（如下图），这一实验结果令科学家们大惑不解。,（a）,（b）,太阳光谱为连续光谱;(b)氢原子光谱为线状光谱,玻尔理论,丹麦物理学家玻尔在卢瑟福原子结构的“行星式模型”基础上，引入了普朗克的量子化概念，比较满意地解释了氢原子光谱规律，玻尔理论的要点如下：,氢原子核外电子不能沿任意轨道运动，只能在具有确定半径和能量的轨道上运动。电子在这些既不辐射也不吸收能量的轨道运动，被称为定态，其中能量低的定态为基态，能量高的定态为激发态。一般电子尽可能处于能量最低的轨道，此时原子处于基态。,定态的假设,同理，轨道的能量是不连续的，只能取分立的能量值：,En=B/n2(n=1,2,3

9、.，正整数),电子跃迁规则,核外电子的跃迁只能在两个定态之间进行，所产生的辐射能(或吸收的能量)大小，取决于跃迁前后的两个轨道的能量差，因此电子的辐射能是不连续的：,E辐射=EE高E低=B(1/n低)2(1/n高)2,B=13.6 eV=2.17910-18 J，相当于基态氢原子核外电子的能量。,氢原子光谱谱线形成示意图,玻尔理论的推测结果与实验值“惊人的一致”，圆满地解释了清原子光谱产生的原因：,（紫外光区）,（可见光区）,（红外光区）,玻尔理论的贡献与缺陷,玻尔理论的贡献,玻尔理论不仅能解释原子光谱实验，还为类氢离子（即只含一个核一个电子的体系，如 He+、Li2+、Be3+等）的光谱实验

10、所证实。玻尔理论中电子定态轨道的观点，也得到了弗兰克-赫兹电子轰击原子实验的有力支持，从而建立了原子结构的行星模型。,9.1.3 微观粒子的波粒二象性,光既是一束电磁波，具有波动性的特征（表现在光的干涉和衍射实验中）；光也是一束由光子组成的粒子流，具有微粒性的特征（表现在光电效应实验中）。,光的波粒二象性,德布罗意物质波假说,1924年德布罗意在光的波粒二象性的启发下，提出如下假设：波粒二象性不只是光才有的属性，而是一切微观粒子共有的本性，既然光同时具有微粒的性质和波的性质，那么静止质量不为零的实物粒子也会有相似的二象性。,法国著名理论物理学家，1929年诺贝尔物理奖获得者，波动力学的创始人，

11、物质波理论的创立者，量子力学的奠基人之一。,德布罗意(L.de Broglie),1927年，美国物理学家戴维逊和英国物理学家汤姆逊利用电子衍射实验证实了德布罗意的假设，为此他们共享了1937 年的 Nobel 物理奖。,电子衍射示意图,定向电子射线,晶片光栅,衍射图象,将电子束穿过金属片(多晶膜)，在感光片上产生圆环衍射图,任何运动物体，包括宏观物体都可按德布罗意公式计算其波长。但是宏观物体的波长极短以至根本无法测量。如：一粒枪弹，m=0.01 kg,=1.0103 ms-1 计算得其波长=6.610-35 m,9.1.4 测不准原理,对于宏观粒子：其运动状态总是用坐标和动量(或速度)来描述

12、的。这就意味着既可以通过理论计算，也可以通过实验同时精确地测定粒子的坐标和动量，宏观粒子是测得准的。,1927年第五次索尔维会议,德拜,普朗克,居里夫人,洛伦茨,爱因斯坦,郎之万,玻尔,玻恩,海森堡,鲍利,康普顿,薛定谔,狄拉克,埃伦费斯特,布喇格,集中了地球上三分之一智慧的一张照片,德布罗意,9.2 单电子原子的结构,9.2.1 原子核外电子运动状态的描述方法 9.2.2 四个量子数9.2.3 原子轨道与电子云的图形,9.2.1 原子核外电子运动状态的描述方法,由于微观粒子具有波粒二象性，受到不确定关系的限制，核外电子的运动状态已经不能沿用牛顿力学原理进行描述，而只能使用量子力学的方法和几率

13、的概念。,奥地利物理学家薛定谔(.Schrdinger)受到德布罗意物质波的启发，针对氢原子核外电子的运动规律，于1926年提出了能同时反映微观粒子运动的波动性和粒子性的微观粒子数理方程，人们将其称为薛定谔方程。1933 年诺贝尔物理学奖,（18871961）,薛定谔,奥地利物理学家波动力学的创始人,薛定谔方程(Schrodinger equation),薛定谔方程是一个偏微分方程，其形式如下：,因为波函数与原子核外电子出现在原子周围某位置的概率有关，所以又被形象的称为“原子轨道”。,-薛定谔方程是描述核外电子运动规律的数学公式；-方程的解 波函数()是表示核外电子运动 状态的函数式，可以分离

14、成径向波函数 R(r)和角 度波函数 Y(,)的乘积，即：,对波函数意义的理解,-波函数绝对值的平方（）有明确的物理意义：表示核外电子出现的概率密度(某空间单位体积内 电子出现的概率)。,=R(r)Y(,),氢原子部分原子轨道波函数的数学形式,9.2.2 四个量子数,核外电子的量子化特征表现在其能量状态的不连续性，也就是薛定谔方程只有在某些特定条件下才能得到合理的解（波函数），表示这些特定条件下的物理量就称为量子数。,主量子数(n,principal quantum number),主量子数的取值为：n=1,2,3,4,正整数,n 值是确定电子离核远近和能级的参数，n 值越大，表示电子离核的平

15、均距离越远，所处状态的能级越高。,将 n 相同的轨道归为同一层,不同的 n 值，对应于不同的电子层：,角量子数(l,angular quantum number),角量子数的取值受到主量子数(n)的限制，对于一定的 n 值，l 可取的数值为：l=0,1,2,3,(n-1),磁量子数(m,magnetic quantum number),磁量子数的取值受到角量子数的限制，对于一定的 l 值，m 可取的数值为：m=0,1,2,l，共(2l+1)个数值。,如：l=0 的 s 轨道，在空间呈球形分布，因此只有一种取向(2l+1=1)，而 l 分别为 1,2,3 时的 p,d,f 轨道，在空间分别有 3

16、,5 和 7 种取向。,l 轨道,m,轨道取向数,0 s 1 p 2 d 3 f,0+1 0 1+2+1 0 1 2+3+2+1 0 1 2 3,1357,d 轨道,五种取向，五条等价（简并）d 轨道,氢原子轨道与三个量子数的关系,自旋量子数(ms,spin quantum number),自旋量子数的取值只有+1/2 和 1/2 两种，分别代表电子两种自旋状态：,顺时针方向自旋状态，用向上的箭头表示；逆时针方向自旋状态，用向下的箭头表示。,如果两个电子处于不同的自旋状态则称为自旋反平行，用符号或表示；处于相同的自旋状态则称为自旋平行，用符号或表示。,结论,同一原子中没有四个量子数完全相同的电

17、子。换句话说，在同一原子中的各个电子，它们的运动状态不可能完全相同，即四个量子数中至少有一个量子数是不同的，原子中每一层上的轨道数是一定的，电子的最大容量也是一定的。,9.2.3 原子轨道与电子云的图形,原子轨道的波函数，是一种比较复杂的函数，通过计算才能求得原子核外空间某一范围内电子出现的概率密度，无法直观地反映电子运动的状态的全貌,而使用它们的函数图象来讨论化学问题则更为直观方便。,由于波函数的形式多样性，使得其对应的图形也有多种形式，归纳起来有原子轨道系列和电子云系列的两大系列，每个系列又分为角度分布图、径向分布图和空间分布图三种图形。,电子云的空间图形,波函数 没有很明确的物理意义，但

18、 2 表示电子在原子空间的某点附近单位体积内出现的概率。,电子云：电子云是空间某单位体积内找到电子的概率分布的图形，故也称为概率密度。或者说：电子云是 2 的图象。,电子云的空间图形的三种表示方法,0.3,0.5,0.7,0.9,a)电子云图 b)电子云的等密度图 c)电子云的界面图,1s 电子云的空间图形,波函数和电子云的角度分布图,将角度波函数 Yn,l,m(,)对角度(,)所作的图形称为波函数（原子轨道）的角度分布图，它反映了波函数的大小随角度的变化情况。,波函数的角度分布图,波函数角度与电子云的角度分布图的区别,角度波函数 Yl,m 只与量子数 l，m 有关而与主量子数 n 无关。对于

19、 l，m 相同而 n 不同的状态，波函数和电子云的角度分布图都分别是相同的。例如，1s、2s、3s 或者 2px、3px、4px的角度分布图相同，如此类推。,1),虚线部分pz 轨道的角度分布图实线部分pz 电子云的角度分布图,电子云的角度分布与角度波函数,Yl,m(，),|Yl,m(，)|2,电子云的径向分布 以核为中心，在直角坐标中表现电子出现的概率密度随半径的变化,波函数的径向分布图,将径向波函数 R(r)对半径 r 所作的图形称为波函数（原子轨道）的径向分布图，它表示了径向波函数的大小随半径变化的情况。,波函数的径向分布图,径向分布函数图的特点,随着主量子数的增大，最大概率半径增大。曲

20、线的峰数等于 n l。n 一定时 l 值越大，峰数越少。,2s,3s,r,r,3s,3p,电子云的径向分布示意图,1s,习惯上将主量子数(n)相同的轨道合并称为一电子层，如 3s,3p 和 3d 可合并为第三电子层，在同一电子层中将角量子数(l)相同的轨道合并称为一电子亚层。,9.3 多电子原子的结构,9.3.1 屏蔽效应9.3.2 钻穿效应9.3.3 近似能级图与近似能级公式9.3.4 核外电子的排布规律,多电子原子的结构由多电子原子的薛定谔方程描述，对于含有 n 个电子的多电子原子体系来说，不仅有 n 个电子与原子核之间的吸引作用，还有 n 个电子之间的排斥作用。通常可用“屏蔽效应”和“钻

21、穿效应”近似讨论核外电子能量的高低。,9.3.1 屏蔽效应,在核电荷数为 Z 的多电子原子中，核外共有 Z 个电子，其中电子 i 除了受到原子核的吸引外，同时还受到其他(Z 1)个电子的排斥。实际上相当于部分地抵消了核电荷 Z 对电子 i 的吸引，使得电子 i 所感受到的有效核电荷数 Z*下降，这种影响称为屏蔽效应。,屏蔽效应(screening effect),不同的电子所产生的屏蔽作用并不相同，离核越近，屏蔽作用越大。屏蔽效应结果使电子的能量上升。,钻穿效应示意图,钻穿效应(penetrating effect),在电子云概率的径向分布图中，n 相同的轨道，角量子数 l 的值越小，峰的个数

22、便越多，部分电子云穿过内层电子而离核更近，从而部分回避了其他电子对它的屏蔽作用，其能量就下降得越多，故有 EnsEnpEnd，这种现象称为钻穿效应。,钻穿效应的结果使电子的能量下降。,9.3.2 钻穿效应,三个峰,两个峰,一个峰,3s,3p,3d,9.3.3 近似能级图与近似能级公式,多电子原子中轨道的能级顺序,多电子原子轨道的能级取决于主量子数 n 和角量子数 l：,主量子数 n 相同时，l 越大，能量越高；,如：E3s E3p E3d,当主量子数 n 和角量子数 l 都不同时，由于屏蔽 效应和钻穿效应的综合结果，可能发生能级交错 的现象。,如：E4s E3d,E5s E4d E6s E4f

23、 E5d,鲍林的近似能级图,美国著名结构化学家鲍林根据大量光谱实验数据及理论计算的结果，提出了多电子原子中轨道的近似能级图。这个图的能级顺序与外层轨道电子的填充顺序是一致的，因此近似能级图实际上是电子填充顺序图。,鲍林(L.C.Pauling)，美国著名化学家，量子化学和结构生物学的先驱者之一。他在化学多个领域都有过重大贡献，曾两次荣获诺贝尔奖（1954年化学奖，1962年和平奖），是唯一单独两次获诺贝尔奖的人，有很高的国际声誉，被称为人类迄今为止最伟大的20位科学家之一。,化学家史话,20 世纪最伟大的化学家 鲍林,鲍林在工作室,鲍林在白宫前举行反对核武器的演讲,鲍林与他所建立的蛋白质多肽链

24、模型,鲍林(L Pauling)，美国化学家。鲍林不仅是一位杰出的化学家，而且是一位卓越的社会活动家。1954年由于其在化学键理论方面的卓越贡献获得诺贝尔化学奖，1962年获得诺贝尔和平奖。鲍林于1995年去世，享年94岁。,鲍林的近似能级图,每个小圈表示一个原子轨道；能量相同（简并）的轨道等处于 同一个能级；能量相近的轨道（方框内）划为 一个能级组；虚线相连的轨道是同层轨道（出 现了能量交叉现象）。,-电子填充顺序-,鲍林的近似能级图可以作为原子核外电子填充顺序的重要参考依据。,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

25、循下列次序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p7s 5f 6d 7p,科顿的原子轨道能级图,1962年美国化学家科顿（Cotton）根据原子结构的理论研究与实验的结果提出了原子轨道能级与原子序数的关系图。,主量子数(n)值相同的氢原子轨道是能量简并（相同）的。随着原子序数的递增，原子轨道的能级下降，而且下降的幅度不同，于是出现了能级交错现象。,科顿(F.A.Cotton)，1930年出生，是国际著名的无机化学家和理论化学家，在金属有机化学、金属羰基化学、金属-金属键和金属原子簇化学、电子结构与成键化学以及结构化学等方面作出了杰出贡献。,科顿

26、教授简介,科顿教授37岁被选为美国科学院院士，他同时拥有十个国家的二十八个荣誉博士头衔，是多个国家外籍院士（包括中国科学院外籍院士）。,中国科学院院士游效曾教授说：“科顿的研究几乎涉及无机化学的每个领域，37岁就被选为美国科学院院士，也是中国科学院外籍名誉院士。他是金属元素化学、酶结构化学的先驱之一，最突出的贡献在金属金属键领域，使我们对元素周期表中接近半数元素的化学性质的认识有了彻底转变。他的著作高等无机化学近半个世纪来一直被视为该领域最具权威的教科书。”,授聘仪式于2006年9月19日上午在中南大学化学楼114报告厅举行，中南大学校长黄伯云院士向F.A.Cotton教授颁发中南大学名誉教授

27、证书。,中南大学授予科顿教授名誉教授,科顿教授在中南大学作学术报告,科顿教授与中南大学及化学化工学院的有关领导、专家的亲切合影。,科顿 黄伯云,黄可龙 陈启元 刘又年 关鲁雄,徐光宪的近似能级公式,我国著名化学家徐光宪先生，在总结前人工作的基础上，提出了轨道能量高低与主量子数 n 和角量子数 l 的关系式，归纳得到了如下的近似规律：,E=(n+0.7 l),1989年9月徐光宪院士和高小霞院士夫妇参加第三届亚洲化学大会后游Brisbane海滨。,1）填充电子时,E=(n+0.4 l),2）原子电离时,E(4s)=(4+0.40)=4 E(3d)=(3+0.42)=3.8 E(4s)E(3d),

28、故电离时，应当先失 4s 电子再失 3d 电子。,徐光宪的计算公式更为简洁，用这种方法计算得到的电离能数值与实验值符合得很好。,如：,9.3.4 核外电子的排布规律,原子核外电子排布的基本原则,多电子原子核外电子排布的遵循三个基本原则，分别说明如下：,在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或同一原子轨道只能容纳两个自旋相反的电子。,1)泡利(W.Pauli)不相容原理,2)最低能量原理,在不违背泡利原理的前提下，核外电子在原子轨道上的排布，必须尽量占据能量最低的轨道，以便使整个原子的能量处于最低的状态。,3)洪德(Hund)规则,在能量相同的轨道上排布电子时，总是以自旋相同的方向优先分占不

29、同的轨道，这样体系的能量较低。,当相同能量的轨道为全充满或半充满的状态时，能量较低。,电子排布式：多电子原子核外电子分布的表达式。,*能量最低原理的补充规则,先按能级组能量由低到高的顺序排列，在每个能级组内再按主量子数 n 由小到大排列，然后再按右图所示的“电子填充顺序”填入排列式中，同时考虑电子排布的几个基本原则。此法适用于大多数基态原子的核外电子排布。,电子填充顺序,1s2s2p3s3p3d4s4p4d5s5p4f5d6s6p5f6d7s7p,例：写出 Z=24 的铬(Cr)原子的电子排布式。,解：原子序数为 24 的 Cr 原子共有24个核外电子，按着 核外电子分布的三个规则，若：,不考

30、虑补充规则时，排布方式应是 1s22s22p63s23p63d44s2,考虑补充规则时，则为：1s22s22p63s23p63d54s1（）,Cu 原子(Z=29)的电子排布式：,1s22s22p63s23p63d104s1,几点说明,1）近似能级图所给出的能量交叉现象，一般出现在最外电子 层新增加的电子，对于已充满电子的内层轨道，应当按电 子层的先后顺序排列。,26Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2,11Na 1s22s22p63s1 19K 1s22s22p63s23p64s1 10Ne 1s22s22p6,Ar 4s1,Ne 3s1,Kr4d105s1 Xe4f

31、145d106s1,47Ag80Hg,近似能级图仅是一个近似的规律，在表中会发现某些 不符合近似能级图顺序的“例外”情况。,64Gd Xe4f75d16s2 Xe4f86s2 57La Xe4f05d16s2 Xe4f16s2,9.4 元素周期律,9.4.1 原子结构与元素周期表9.4.2 原子半径的周期性9.4.3 电离能的周期性9.4.4 电子亲和能的周期性9.4.5 元素电负性的周期性,门捷列夫,9.4.1 原子结构与元素周期表,1869 年俄国化学家门捷列夫在元素系统化的研究中，将元素按一定顺序排列起来，使元素的化学性质呈现周期性的变化，元素性质的这种周期性变化规律，称为元素的周期律(

32、element periodicity)，其表格形式称为元素周期表或元素周期系。,今天，人们已经认识到，随着原子序数的增加，原子结构的周期性变化，是造成元素性质周期性变化的根本原因。,形形色色的元素周期表,能级组与周期,原子轨道按能量高低，划分成 7 个能级组，就对应着周期表中的 7 个周期。每个能级组中能容纳的电子数目，就是该周期中所含元素的数目（第七周期除外）。,六,五,四,三,二,一,周期,各周期元素数目与相应能级组的关系,短周期,长周期,价层电子结构与族,周期表中每一个纵列的元素具有相似的价层电子结构，故称为一个族。18 个纵列共分为分为 16 个族，主族、副族各含 8 个族（其中第

33、VIII 族包含 3 个纵列）。,周期,主族（占 8 列，分 8 族）,主族元素：最后一个电子填入 ns 或 np 能级的元素。,例：Cl 原子的电子排布式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5,副族元素：最后一个电子填在(n-1)d 或(n-2)f 能级上 的元素。,副族（占 10 列，分 8 族，其中第 8 族占 3 列）,例：Fe 原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2,在周期表中，副族元素介于典型的金属元素(碱金属和碱土金属)和非金属(硼族和卤族)元素之间，所以又将它们称为过渡元素。,p 区：凡是价电子层上具有ns2 np-6 电子组态的元素称为 p 区元素

34、。包括 IIIA-VIIA以及 0 族的主族元素。,相近的电子结构与分区,根据原子基电子组态的特点，将价层电子结构相近的族归为同一个区，周期表中共划分成 5 个区。,s 区：凡是价电子层最高能级为 ns1-2 电子组态的元素，称 s 区元素。包括 IA 和 IIA 两个主族元素。,d 区：价电子层上具有(n-1)d1-9ns1-2 电子组态的元素称为 d 区元素。包括 IIIB-VIII 6个副族元素。,ds 区：价电子层中具有(n-1)d10ns1-2 电子组态的元素称为 ds 区元素。包括 IB、IIB 两个副族元素。,f 区：价电子层中具有(n-2)f1-14(n-1)d1ns2 电子组

35、态的元素 称为 f 区元素。包括镧系元素和锕系元素。,元素在周期表中的分区,重点掌握：由已知元素的原子序数写出电子层结构并能判断该元素所在的周期和族，反之亦然,已知某元素的原子序数为25，试写出该元素原子的核外电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期，族，区 解：1s22s22p63s23p63d54s2 Ar3d54s2 n=4 属第四周期 又 3d54s2 最外层，次外层电子总数为7 B 族 d区,已知某元素原子在第五周期A位置，试求其原子序数及核外电子排布？,解：第五周期 n=5 A族 内层全充满 最外层电子数为7 5s25p5 1s22s22p63s23p63d104s24p64d1

36、05s25p5 或 Kr 4d105s25p5 原子序数=原子核外电子总数=2+8+18+18+7=53即 碘I元素,9.4.2 原子半径的周期性,原子半径的概念,原子半径通常是根据原子与原子之间作用力的性质来定义的，分为原子的共价半径、金属半径和范德华半径等。在没有特别说明的情况下，原子半径一般是指原子的单键共价半径。,共价半径：通常把同核双原子分子中相邻两原子的核间距之半，也即共价键键长的一半，称作该原子的共价半径(covalence radius)。如：在 H2 分子中，H 原子的核间距是 64 pm，则氢原子的共价半径为 32 pm。,金属半径：在金属晶体中，相互接触的两个原子的核间距

37、的一半，称原子的金属半径(metai radius)。但金属原子的配位数对金属半径有影响。当配位数增大时，配位原子间相互排斥作用增强，相邻原子的核间距增大，金属半径也增大。,范德华半径：在以范德华力形成的分子晶体中，不属于同一个分子的两个最接近原子的核间距的一半，称为范德华半径(van der val radius)。,原子半径的周期性,元素的原子半径变化趋势,镧系元素从左到右，原子半径减小幅度更小，这是由于新增加的电子填入外数第三层上，对外层电子的屏蔽效应更大，外层电子所受到的 Z*增加的影响更小。镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩。,9.4.3 电离能的周期性,

38、基态的气态原子失去最外层的一个电子成为气态+1 价离子所需的最低能量称为第一电离能（I1），再相继失去第二、三、个电子所需能量依次称为第二电离能（I2）、第三电离能（I3）等等。,电离能(ionization energy),A(g)A+(g)A2+(g)A3+(g),I1,I2,I3,电离能变化的周期性,1)相同元素各级电离能比较,I1 I2 I3 I4,原因是，原子失去一个电子后，离子中的电子受核的吸引增强，故从 A+离子中再失去一个电子所需的能量增加，即第二电离能必大于第一电离能。,电离能的周期性,2）电离能沿族的变化规律,在同一族中，电离一般是随着电子层数的增加而递减，这是因为外层电子

39、半径越大，能量越高，越容易被电离。,4）电离能变化的“反常”现象,价层中具有半充满或全充满电子构型的元素均有较大的电离能。,Be,同理有第二电子亲和能(A2)和第三电子亲和能(A3)的概念。电子亲和能难于用实验方法直接测定，准确度比电离能小得多，所以各文献的数据往往差别很大。,9.4.4 电子亲和能的周期性,电子亲和能(electron affinity energy),原子的电子亲和能(A)通常是指一个基态的气态原子，获得一个电子成为气态阴离子时所放出的能量。,如：,F(g)+e F-(g)A1(F)=327.9 kJmol-1,电子亲和能的变化规律,如:O 元素和 S 元素的第二电子亲和能

40、均为正值，所以O2-、S2-等阴离子在气态下极不稳定，只能稳定存在于晶体中。O+e O-A1=141kJmol-1 O-+e O2-A2=844 kJmol-1,1）级数的影响,大部分元素原子在获得第一个电子形成负一价阴离子时，总是放热，使元素的第一电子亲和能(Al)都为负值。可是元素的负一价阴离子再获得一个电子而形成-2价的阴离子时，则总是吸热的，使元素的第二电子亲和能(A2)总为正值。因为该过程要克服阴离子和电子间的静电斥力。,元素的电子亲和能/kJmol-1,2）同周期元素的电子亲和能的变化,对于同一周期的主族元素，随原子序数递增，原子半径减少，电子亲和能的绝对值逐渐增大。,3）同族元素

41、电子亲和能的变化,同族元素电子亲和能一般随原子半径减小而增大。这是因为原子半径减小，核电荷对电子的吸引力就增强，原子则易结合外来电子而放出能量。,9.4.5 元素电负性的周期性,电负性的概念,电负性是指分子中各原子吸引电子的能力。1932年鲍林(Pauling)首先提出电负性的概念,电负性概念与电子亲和能不同,它不是一个孤立原子的性质，而是分子中的原子在周围原子影响下，表现出来的吸引成键电子的能力。电负性值越大，表示元素的原子在分子中吸引成键电子的能力越大，反之越小。,电负性随周期表的变化规律,在同一周期中，从左到右电负性增加。,在同一族中，自上而下电负性下降。,元素的 Pauling 电负性

42、,Na,0.93,K,0.82,Rb,0.82,Cs,0.79,Mg,1.31,Ca,1.00,Sr,0.95,Ba,0.89,Sc,1.36,Y,1.22,Lu,1.2,Ti,1.54,Hf,1.3,Zr,1.33,Ta,1.5,Nb,1.60,Mo,2.16,W,2.36,Cr,1.66,V,1.63,Mn,1.55,Tc,1.9,Re,1.9,Os,2.2,Ru,2.28,Fe,1.8,Ir,2.2,Rh,2.2,Co,1.88,Pt,2.28,Pd,2.20,Ag,1.93,Au,2.54,Cu,1.90,Zn,1.65,Cd,1.69,Hg,2.00,B,2.04,Al,1.61,G

43、a,1.81,In,1.78,Tl,2.04,Pb,2.33,Sn,1.96,Ge,2.01,Si,1.90,C,2.55,Bi,2.02,Sb,2.05,As,2.18,P,2.19,N,3.04,O,3.44,Se,2.55,S,2.58,Te,2.10,Pu,2.0,Br,2.96,Cl,3.16,F,3.98,I,2.66,At,2.2,Ni,1.91,H,2.18,Li,0.98,Be,1.57,F 的电负性最大（3.98），电负性大的元素集中在周期表的右上角；Cs(Fr)的电负性最小（0.79），电负性小的元素集中在周期表的左下角。,电负性的应用,所谓金属性和非金属性，是指元素原子

44、在化学反应中得失电子的能力，而电负性是元素的原子得失电子能力的综合表现，所以电负性可作为比较元素金属性和非金属性的参考标准。,1)判断元素的金属性和非金属性,1.5 2.0 2.5,非金属元素,金属元素,活泼非金属元素,活泼金属元素,电负性,一般说来，金属元素的氧化物呈碱性，非金属元素的氧化物呈酸性。所以，金属、非金属元素的电负性数值可以作为对氧化物酸碱性衡量的尺度。元素的电负性数值愈小，其氧化物的碱性愈强，电负性数值愈大，其氧化物的酸性愈强。,元素电负性与化合物酸碱性的关系,判断氧化物的酸碱性,=0：非极性共价键，同核双原子分子，如 H2 等。1.7：离子键，离子型化合物(离子晶体)，如 NaCl 等。,判断分子的极性和键型,根据组成分子的原子的电负性差值()，可以判断分子的极性和键型。,本章要求,1、了解原子核外运动的规律，了解原子轨道和电子云的概念。2、熟悉四个量子数的物理意义，掌握其取值规律。3、熟悉s、p、d原子轨道、电子云角度分布图的意义和特征，了解径向分布图的意义和特征。4、了解屏蔽作用和钻穿作用对多电子原子中电子能量的影响，重点掌握核外电子排布规则及电子填充顺序，能由元素原子序数判断其所属周期、族和区。5、了解原子半径、电离能、电子亲和能及掌握电负性等性质周期性变化的规律。,完,习题：7，9，10，11，15，16，18,本章习题,