tceic.com
简单学习网 让学习变简单
当前位置:首页 >> 学科竞赛 >>

原子结构 元素周期律


专题一

原子结构

1.1 核外电子的运动状态
1.2 核外电子排布和元素 周期系 1.3 元素基本性质的周期性

1.1.1 氢原子光谱与Bohr理论
光和电磁辐射





黄 绿

青 蓝

/>紫

光谱

? 连续光谱
? 不连续光谱,即线状光谱或原子光谱

1.氢原子光谱

Hδ Hγ 410 .2 434 .0 7.31 6.91

? ?

c

Hβ 486 .1 6.07

Hα 656 .3 4.57

? /nm ?1 ( ? 10 )? /s
14

?

光速 c ? 2.998 ? 108 m ? s ?1

氢原子光谱特征:
? 不连续光谱,即线状光谱 ? 其频率具有一定的规律 经验公式:

1 1 ?1 v ? 3.289 ? 10 ( 2 ? 2 )s 2 n
15

里德堡常数

n= 3,4,5,6

巴尔麦(Balmer)线系

1 1 ?1 v ? 3.289 ? 10 ( 2 ? 2 )s 2 n
15

n = 3 红(Hα) n = 4 青(Hβ )

n = 5 蓝紫 ( Hγ )
n = 6 紫(Hδ )

经典物理学概念面临的窘境 ?
根据当时的物理学经典电磁理论, 带电 微粒如电子在力场中绕核高速运动时,电 子将不断以电磁波的形式发射出能量。电 子自身能量不断减小,绕核旋转频率也要 逐渐改变,辐射电磁波频率也将随着旋转 频率的改变而逐渐变化,这将意味着原子 发射的光谱应是连续光谱,而事实并非如 此;再者,电子自身能量不断减小,其运

动的轨道半径会越来越小, 最终将与原子核
实从未发生, 将经典物理学概念推到前所未

相撞并导致原子毁灭。由于原子毁灭的事

会不会?!

有的尴尬境地。

2.玻尔(Bohr)理论 三点假设: (1)电子不是在任意轨道上绕核运动,而是 在一些符合一定条件的轨道上运动,这些 轨道的角动量P,必须等于h/2π的整数倍。
h 即P= mvr = n 2π

(n为正整数1,2,3……)

这种符合量子化条件的轨道称为稳定轨道, 电子在稳定轨道上运动时,并不放出能量。

(2)电子在离核越远的轨道上运动,其能量越大。原子 在正常或稳定状态时(称为基态),各电子尽可能处 在离核最近的轨道上,这时原子的能量最低。当原子 从外界获得能量时(如灼热、放电、辐射等)电子可 以跃迁到离核较远的轨道上去,即电子已被激发到较 高能量的轨道上,此时原子和电子处于激发态。 (3)处于激发态的电子不稳定,可以跃迁到离核较近的 轨道上,这时原子会以光子形式放出能量。光的频率 决定于能量较高的轨道的能量与能量较低的轨道的能 量之差:

h? ? E 2 ? E1

E:轨道能量

E 2 ? E1 ?? h

h:普朗克(Planck) 常数

玻尔理论的成功之处
(1)计算出的里德堡常数常数R 与实验值非常 接近。 (2)成功解释了氢原子光谱产生的原因和规律 性。如氢原子的稳定性、氢原子的线状光谱、氢 原子的电离能等

玻尔理论局限性
(1)对氢原子光谱的精细结构无法说明 (2)不能说明多电子原子光谱 (3)不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂

结论:
量子性是微观世界的重要特征,要正确 客观地反映微观世界微粒运动的规律,就必 须用建筑在微观世界的量子性和微粒运动的 统计性这两个基本特征基础上的量子力学来 描述。

1.1.2 微观粒子的波粒二象性
1.光的二象性 mc2 E P=mc= c = c 粒子性

hv = c =

h λ

波动性

光具有波粒二象性 h=6.626×10-34J· s,Plank常数。

2.电子的波粒二象性 受到光具有波粒二象性的启发,1924年,法 国青年物理学家德布罗意(Louis de Broglie)大胆提 出电子等实物微观粒子的运动也具有波粒二象性 的假设。 h h λ= = mυ P λ:电子的波长;m:电子的质量;υ:电子的速度

物质波(德布罗意波)

1927年,美国科学家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。
电 子 枪 电 子 束

薄晶体片

感光屏幕

明暗相间衍射环纹

结论: 1.电子等实物粒子具有波粒二象性; 2.不能用经典物理的波和粒的概念 来理解它的行为。 再次说明描述电子等微观粒子的 运动规律只能用描述微粒运动规律的 量子力学。

3.海森堡测不准原理
量子力学认为,对于具有波粒二象性的微观粒子, 人们是不可能同时准确地测定它的空间位置和动量。 1927年,德国物理学家海森堡提出了量子力学 中一个重要的关系式 :
△x·△P ≥h/(2π)

或△x ≥h/(2mπ· △v) 海森堡测不准原理

例1: 对于 m = 10 g的子弹,它的位置可精到 ?x = 0.01 cm,其速度测不准情况为:

h ?? ? 2?m?x

?? ?
对宏观物体可同时测定其位置与速度

例2: 对于微观粒子如电子, m = 9.11 ? 10-31 kg, 当原子 半径数量级为10-10 m,则?x至少要达到10-11 m才相对 准确,于是其速度的测不准情况为:

h ?? ? 2?m?x

若m非常小,则其位置与速度是不能同时 准确测定的。

结论: 海森堡测不准原理很好地反映了微观粒 子的运动特征——波粒二象性;但这并不是 说微观粒子的运动是虚无缥缈的、不可认识 的,而只是说明了不能把微观粒子和宏观物 体同样用经典力学来处理。测不准关系不但 没有局限我们认识客观世界的能力,反而促 使我们对微观世界的客观规律有了更全面更 深刻的理解和认识。 对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,只能采 用统计的方法来描述电子在原子核周围某处 出现的几率。

1.1.3波函数和原子轨道
1.薛定谔(Schr?dinger)方程
? ? ? ? ? ? 8π m ? 2 ? 2 ? 2 (E ? V)? ? 0 2 ?x ?y ?z h
2 2 2 2

?: 波函数
E:能量 V:势能 m:质量 h:Planck 常数 x, y, z:空间直角坐标

直角坐标( x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换

? x ? r sinq cos ? y ? r sinq sin z ? r cosq
r ? x ?y ?z
2 2 2

? (x , y , z ) ? ? (r , q , ? ) ? R (r ) ? Y (q , ? )
径向部分 角度部分

2.波函数和原子轨道
一定的波函数 ? 表示电子的一种运动状态,波 函数 ? 叫做原子轨道. 每一种原子轨道即每一个波函数都有与之相 对应的能量 E。波函数? 没有明确的直观的 物理意义,但波函数绝对值的平方| ? |2却有着 明确的物理意义。它表示空间某处单位体积 内电子出现的几率,即几率密度。 | ? |2的空 间图像就是电子云的空间分布图像。

3.电子云 电子云 | ? |2 的空间图像就是电子云分布图像 即电子云是从统计的概念出发,对核外电 子出现的概率密度做形象化的描述。电子 绕核旋转,就好像一团带负电的云雾把原 子核包围,人们形象的称之为电子云。在 电子云图中黑点密的地方表示电子在此处 出现的概率密度大,黑点稀的地方表示概 率小。

(a ) 1s的 ? ? r 图及电子云 (b) 1s电子云的 界面图
能包含95%电子云的等密度面称电子云的界面图。 用电子云的界面图来表示电子云,要比电子云黑 点图方便的多。

2

z y x

?1s (r ,q , ? ) 是一种球形对称分布
s电子云

z

z
y

z

y x
x

y

x

Y2p z

Y2p x

Y2p y

p电子云:哑铃形(3种取向)
z z z

y x x

y x

y

Y

2 2p z

Y

2 2p x

Y22p y

d电子云: 花瓣形(5种取向)

f电子云: 7种分布

4.四个量子数
(1)主量子数 n
取值: 1, 2, 3, 4 ,5 ,6… … n 为正整数 ( 自然数 ) 光谱学符号: K,L,M,N ,O,P… … 。 意义: 表示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)和电子的能量高低。 单电子体系,电子的能量由 n 决定

Z2 E ? ?13.6 ? 2 eV n

E

电子能量,Z 原子序数,

eV 电子伏特,能量单位,1 eV = 1.603 ? 10-19 J

n越大,电子离核越远,能量越高。

对于 H 原子 n = 1 …… E = - 13.6 eV n ? ? n = 2 E = - 3.40 eV E = 0 即自由电子,其能量最大,为 0 。

主量子数 n 只能取 1,2,3,4 等自然数,故能量只有不连
续的几种取值,即能量是量子化的。所以 n 称为量子数。

(2) 角量子数 l
取值( l ) : 0,1,2,3,4 … … ( n - 1 ) , 共 n 个取值, 表示 。 光谱学符号:s,p,d,f, g … …

如 n = 3, 角量子数 l 可取 0, 1, 2 共三个值,

依次表示为

3s,3p,3d 。

意义:角量子数 l 表示原子轨道或电子云的形状 。 例如 n = 4 时, l 有 4 种取值 0, 1, 2 , 3 , 依次表示为 4s, 4p,4d,4f。

就是说核外第四层有 4 种形状不同的原子轨道.

同层中 ( 即 n 相同 ) 不同形状的轨道称为亚层, 也叫分层。也就是说核外第四层有 4 个亚层

或分层。

能量关系:
(1)单电子体系(氢原子或类氢离子),能量只与n 有关。 E (1s) < E (2s) < E (3s) < E (4s) E (ns) = E (np) = E (nd) = E (nf) (2)多电子原子,能量由n和l共同决定。 E (ns) < E (np) < E (nd) < E (nf)

(3)磁量子数m
取值( m ) : 0,? 1,? 2,? 3, … , ? l , 共(2l+1) 个取值
如:l = 3时,则 m = 0,? 1, ? 2,? 3, 共 7 个值。

意义:磁量子数 m 决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向。
n 和 l 一定的轨道,如 1s 轨道( n = 1 ,l = 0,m=0)在空间

只有一种取向。
再如 2p轨道( n = 2 ,l = 1,m=0, ? 1 )在空间有三种不 同的取向。

3d轨道( n = 3 ,l = 2,m=0, ? 1, ? 2 ) 在空间有五种不同的取向。

本课程不要求记住 f 轨道具体形状!

4 f 轨道 ( l = 3, m = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 ) : m 七种取值, 空间七种取向.

简并轨道: 若干能量相同的原子轨道称为简并原子轨道. p轨道:3条简并轨道(Px、Py、Pz)

d轨道:5条简并轨道
f轨道:7条简并轨道 g轨道:9条简并轨道

主量子数(n)

角量子数( l )

1 2

3

0 0 1 0 1 2 0

磁量子数(m) 0 0
0,+1,-1 0

轨道符号

1s

轨道数 1

2s
2p

1 1 3 5 1 3 5
7 3

0,+1, -1 0,+1, -1,+2,-2 0 0,+1, -1 0,+1, -1,+2,-2
0,+1,-1,+2,-2,+3,-3

3s 3p 3d 4s 4p 4d

4

1
2 3 0 1 2 3 4

4f

5

0 0,+1, -1 0,+1, -1,+2,-2 0,+1,-1,+2,-2,+3,-3 0,+1,-1,+2,-2,+3,-3,+4,-4

5s 5p 5d 5f 5g

1 3 5 7 9

(4) 自旋量子数 ( ms)

电子除绕原子核作高速运动外,还有自身的旋转运动,称为电 子的自旋。 电子具有自旋角动量,而自旋角动量沿外磁场方向上的分 量,可用 Ms 表示,且有如下关系式:
h Ms = ms 2 ?

式中 ms 为自旋量子数。

电子的自旋方式只有两种,通常用 “ ? ” 和 “ ? ” 表示。

所以 m s 的取值只有两个即m s = ±1/2 。故 Ms 也是量子化的。

【学以致用】用四个量子数描述 n= 4,l = 3的所有电子的运动状态。

解:l = 3 对应的有 m = 0,? 1,? 2,? 3, 共 7 个值。即有
7 条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为 + 1/2 和 -1/2

的自旋方向相反的电子,所以有 2 ? 7 = 14 个运动状态不同的电子。 分别用 n ,l , m, m s 描述如下: n, 4 4 4 4 4 4 4 l, m, 3 0 3 -1 3 1 3 -2 3 2 3 -3 3 3 ms 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2

n, 4 4 4 4 4 4 4

l, m, 3 0 3 -1 3 1 3 -2 3 2 3 -3 3 3

ms -1/2 -1/2 -1/2 -1/2 -1/2 -1/2 -1/2

1.2 核外电子排布和元素周期系

1.2.1多电子原子的能级
鲍林(L.Pauling)的原子轨道近似能级图 核外电子排布的原则
原子的电子层结构和元素周期系

(1)鲍林(L.Pauling)的原子轨道近似能级图
7p 7s 6d 5d 5f 4f

6p

能 量

6s 5p

5s
4p 4s 3s 2s

4d
3d

3p
2p

徐光宪第一规则 多电子原子中, ( n + 0.7l ) 值越大,轨道能量越高。

1s

多电子原子近似能级图的特点
? 近似能级图是按原子轨道的能量高低而不是按原子轨道 离核的远近顺序排列起来。把能量相近的能级划为一组, 称为能级组 ? 1s 第一能级组 2s2p 第二能级组 3s3p 第三能级组 4s3d4p 第四能级组 5s4d5p 第五能级组 6s4f5d6p 第六能级组 7s5f6d7p 第七能级组 在能级图中可以看到:相邻的两个能级组之间的能量差 较大,而在同一能级组中各能级的能量差较小。

(a)在能级图中:所谓等价轨道是指其能量相同、成键能力 相同,只是空间取向不同的轨道。如 p轨道:3重简并;d 轨道:5重简并;f轨道:7重简并。 (b)角量子数l相同的能级,其能量由主量子数n决定,n越 大,能量越高。 E (2p) < E (3p) < E (4p) < E (5p) (c)主量子数n相同,角量子数l不同的能级,其能量随l的增 大而升高,即发生“能级分裂”现象。 E (4s) < E (4p) < E (4d) < E (4f) (d)主量子数n和角量子数l同时变化时,从图中可知,能级 的能量变化情况是比较复杂的。 E (5s) < E (4d) < E (5p) E (6s) < E (4f) < E (5d) < E (6p) 这种现象称为“能级交错”。

(2)屏蔽效应 在多电子原子中,每个电子不仅受到原子核对 它的吸引力,而且还要受到其它电子的斥力。 我们把这种内层电子的排斥作用考虑为对核电 荷的抵消或屏蔽,相当于使核的有效核电荷数 减少。 Z* = Z - σ

13.6 Z * E= ? eV 2 n
Z* :有效核电荷数 ;σ:屏蔽常数

2

由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵消了 一部分核电荷,从而使有效核电荷降低,削弱了核 电荷对该电子的吸引,这种作用称为屏蔽作用或屏 蔽效应。 为了计算屏蔽常数σ ,斯莱脱(Slater)提出的规 则可近似计算。 Slater规则如下: 将原子中的电子分成如下几组: (1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s,5p) …余类推。

(a)位于被屏蔽电子右边的各组,对被屏蔽电子的 σ=0,可以近似地认为,外层电子对内层电子 没有屏蔽作用。 (b)1s轨道上的2个电子之间的σ= 0.30, 其它主量 子数相同的各分层电子之间的σ=0.35。 (c)被屏蔽的电子为ns或np时,则主量子数为 (n-1)的各电子对它们的σ=0.85,而小于 (n-1)的各电子对它们的σ=1.00。

(d)被屏蔽的电子为nd或nf时,则位于它左边各组 电子对它的屏蔽常数σ=1.00。

在计算某原子中某个电子的σ值时,可将有关屏蔽 电子对该电子的σ值相加而得。 例1. 计算铝原子中其它电子对一个3p电子的σ值。
解:铝原子的电子排布情况为 1s22s22p63s23p1 按斯莱脱规则分组:(1s)2(2s,2p)8(3s,3p)3 根据(b)得,(3s,3p)3中另外两电子对被屏蔽的一 个3p电子的σ=0.35×2 根据(c)得,(2s,2p)8中的8个电子对被屏蔽电子的 σ=0.85×8;而(1s)2中的2个电子对被屏蔽电子的σ =1.00×2 故σ=0.35×2+0.85×8+1.00×2=9.50

例2. 计算钪原子中的一个3s电子和一个3d电子 各自的能量。
解:电子分组情况为: (1s)2(2s,2p)8(3s,3p)8(3d)1(4s,4p)2 3s电子的σ=0.35×7+0.85×8+1.00×2=11.25 3d电子的σ=1.00×18=18.00 根据E的计算公式,得:
2 ? 13 . 6 ? ( 21 ? 11 . 25 ) 13.6( Z ? ? ) E3s= ? = =-143.7(eV) 2 2 3 n

2

13.6( Z ? ? ) E3d= ? = 2 n
2

? 13.6 ? (21? 18.00) 2 = 32

-13.6(eV)

例3:19K的电子排布是1s22s22p63s23p64s1,而不 是1s22s22p63s23p63d1? (1s2) (2s2 2p6) (3s2 3p6 ) (4s1) Z﹡ = 19 - (0.85×8 + 1.0 ×10) = 2.2 E = - (2.22/ 42) ×13.6 = -4.114(eV) (1s2) (2s2 2p6) (3s2 3p6 ) (3d1) Z﹡ = 19 - ( 18 ×1) = 1 E = - (12/ 32) ×13.6 = - 1.51(eV)

径向分布函数D(r) D(r) = 4?r2|Ψ |2

D(r) 的意义为:以核为中心,电子在离核半径为 r,厚度为dr 的薄球壳内出现的几率。
D ( r) 1s r D ( r) 2s r D ( r) 2p r

D(r) ~ r 作图即为径向分布函数图

在D(r) ~ r 图中,峰数与主量子数和角量子数有关。 峰数 = n - l 个 3s有3个,3p有2个,3d有1个,2p有1个。

D ( r)

D ( r)

1s
2s 3s r 图1 l 相同, n不同时的比较 图2 n 相同, l 不同时的比较 3d 3p 3s

r

从上图可以看出: (1)角量子数 l 相同,主量子数 n 不同时, n 增大时,电子 离核的距离(主峰)将增加。 (2)主量子数 n 相同,角量子数 l 不同时, l 增大,则峰 的个数就减少。 l 减小时,电子在核附近出现的机会(钻穿峰) 较多一些。

(3)钻穿效应

这种外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象, 称为钻穿作用。
钻穿作用越大的电子的能量越低,由于电子 的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的 现象,称为钻穿效应。 “能级分裂”现象: E (ns) < E (np) < E (nd) < E (nf) 原因:钻穿效应 ns > np > nd > nf

3d 与 4s轨道的径向分布图
“能级交错”现象: E (4s) < E (3d) 原因:钻穿效应 4s > 3d

(屏蔽效应与钻穿效应)
Shielding Effect 屏蔽效应: 由核外电子云抵消一些核电荷的作用
So the E: 1s<2s <3s <4s 2p <3p <4p 3d <4d <5d Penetration Effect 钻穿效应:进入原子内部
D(r)

AND E: ns < (n-2) f < (n-1)d <np 如: 6s < 4f < 5d< 6p

空间,受到核的较强的吸 So the E: 引作用。 ns<np<nd<nf 3d 3p 3s 如:

4s<4p <4d < 4f
r

为什么 2s 价电子比 2p 价电子

受到较小的屏蔽?

Question

2s 电 子 云 径 向 分 布曲线除主峰外,还 有一个距核更近的小

峰. 这暗示, 部分电子
云钻至离核更近的空 间 , 从而部分回避了 其他电子的屏蔽.

(4)科顿(Cotton)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。

1.2.2 核外电子排布的原则
核外电子在原子轨道上的排布服从下面 一些原理: 核外电子在原子轨道上的排布按照 Pauling的能级图的顺序陆续填满各原子 轨道,这条经验规则称为构造原理。
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p …余类推。

通式:
ns… (n-3)g (n-2)f (n-1)d np

核外电子分布三原则:
? 最低能量原理 多电子原子在基态时,核外电子总是尽可能分布 到能量最低的轨道上,这称为能量最低原理。
? 保里(Pauli)不相容原理 ?在同一原子中,不可能有4个量子数完全相同的电 子。或者说在同一个原子轨道上最多只能容纳两 个电子,且自旋方向相反。

? 洪特(Hund)规则 电子分布到能量相同的等价轨道时,总是尽先以自 旋相同的方向,单独占据能量相同的轨道。

N: 1s2 2s2 2p3
电子排布式 (电子构型)

1s

2s

2p

轨道表示式

(Z=26)

2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 1s Fe : 26

[Ar]3d64s2 简写:26Fe:

原子实 价电子

洪特规则的特例:
当轨道处于全满、半满时,原子较稳定。 全充满: p6、d10、f14 半充满: p3、d5、 f7 全 空 : p0、d0、 f0

(Z ? 24)

2 2 6 2 6 5 1 Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 24

?Ar?3d5 4s1

(Z ? 29)

2 2 6 2 6 10 1 Cu : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 29

?Ar?3d10 4s1

练习:
试写出下列原子序数的基态原子的核外电子排布式。

(Z=25) Mn:

(Z=47) Ag:
(Z=53) I:

(Z=79) Au:
(Z=82) Pb: (Z=114)

?Ar?3d 4s 10 1 ?Kr?4d 5s ?Kr?4d10 5s2 5 p5 14 10 1 ?Xe?4f 5d 6s ?Xe?4f14 5d10 6s2 6p2 14 10 2 2 ?Rn?5f 6d 7s 7p
5 2

注意几个例外 : 45s1 Nb : [Kr]4d 41 75s1 Ru : [Kr]4d 44 85s1 Rh : [Kr]4d 45 10 5s0 Pd : [Kr]4d 46 145d96s1 Pt : [Xe]4f 78 ……
理论的不足,仍需不断发展。

价电子书写规定: 主族: ns or ns np 副族: (n-1)d ns 镧、锕系: (n-2)f (n-1)d ns

例如:16S: 3s23p4 例如:25Mn: 3d54s2 例如:92U:5f 36d17s2

例题:铁的原子序数为 26。
(1)写出铁原子的电子结构式;Fe2+的电子结构式呢? (2)写出铁原子的外围电子构型。

(3)画出铁原子的轨道图式。

解:
(1)铁原子的电子结构式: 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Fe2+的电子结构式: 26Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (2)铁原子的外围电子构型 :3d6 4s2 。 3d6 (3)铁原子的轨道图式: 26Fe: [Ar] ?? ? ? ? ?
4s2
??

1.2.3原子的电子层结构和元素周期系

(1)能级组与周期
周期

第 1列
1s1 1s22s1 [Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Rn]7s1

……
…… …… …… ……

第18列
1s2 1s22s22p6 [Ne]3s23p6 [Ar]3d104s24p6 [Kr]4d105s25p6 …

能级组
1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p

元素 数目

一 二 三 四 五 六 七

[Xe]6s1 ……

[Xe]4f145d106s26p6

6s4f5d6p
7s5f6d7p

2 8 8 18 18 32

32

周期序数 = 电子层数 = 最外层主量子数 n 的值

(2)原子的电子层结构与族 七个主族(用A表示),七个副族(用B表示), 一个零族,一个Ⅷ族 2 np6(He除外) n s ns1~2 (n-1)d10ns1~2 ns2 np1~5

(n-1)d1~8ns1~2

(a)主族元素: 主族序数= 价电子数 =最外层 电子数 (b)副族元素:以外围(n-1)d+ns的电子总数判断

①电子总数为3~7, ⅢB ~ⅦB。
②电子总数为8~10,第Ⅷ族。

③电子总数为11~12,ⅠB和ⅡB。

(3)原子的电子层结构与元素的分区 按照电子排布,可把周期表的元素划分为5个 区:s区、 p区、 d区、 ds区、f区。

除ds区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子 的能级的符号。

(a)s 区元素:ⅠA族和ⅡA族;价电子构型为ns1~2。 除H外,其余为金属。 (b)p 区元素:ⅢA~ⅦA和0族;价电子构型为 ns2np1~6。 除H外,所有非金属元素都在p区。 (c)d 区元素:ⅢB~ⅦB和 第Ⅷ族;价电子构型 为(n-1)d1~8ns1~2 (Pd无s电子),均为金属。 (d)ds 区元素: ⅠB和ⅡB ;价电子构型为 (n-1)d10ns1~2,均为金属。 (e)f区元素:包括镧系元素(化学性质相似)和锕系 元素(化学性质相似) 。

跟踪训练
1.外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中的位置

是(

)
B.第五周期ⅢB族 D.第六周期ⅢB族

A.第四周期ⅦB族 C.第六周期ⅦB族

解析:选D。因6s上有两个电子,所以该元素在第六 周期,5d和6s上电子之和为3,在第Ⅲ B族。

1.3 元素基本性质的周期性
1.原子半径(r)
(1)共价半径
同种元素的两个原子, 以共价单键相连时, 如 H2、Cl2等核间距的一半, 为共价半径。

核间距为 d,共价半径

r共价=

d 2

d

(2)金属半径:
金属晶体可看成由球状的金属原子紧密堆积而成, 相邻原子彼此相切。其核间距的一半,为金属半径。

金属半径r金属 =

d 2

如:金属铜中,dM-M=255.6pm,
∴铜的金属半径r金=255.6pm/2=127.8pm。

金属半径和共价半径的比较:
由于原子形成共价键时,总是会发生原子轨道 的重叠,所以对同一金属元素其金属半径(原子轨 道不发生重叠)一般比它的单键共价半径要大10~

15%。如Cu原子
r共价 =117pm , r金属=127.8pm 讨论原子半径的变化规律时,经常采用共价半径。

(3)范德华半径:稀有气体在低温高压下形成单原子分子
晶体 ( He,Ne 等 ),原子间靠范德华力,即分子间作用力

结合(未成键) ,因此无法得到共价半径。 两个原子核间距
的一半定义为其范德华半径。

范德华半径r范德华=

d 2

注意:原子间未相切,所以 三种半径以r范德华最大。

共价半径、金属半径、范氏半径的适用范围
①原子半径是由相同两核间距离或键长的一半来测定。

②一般来说,
金属元素----可有金属半径、共价半径,甚至范氏半径

非金属元素----可有共价半径,也可有范氏半径
稀有气体----主要是范氏半径。 ③同一元素的不同半径,数值不同(r范>r金>r共),而且相 差较大。因而使用时要注意,不要同时用不同半径的数据。 一般书中除了稀有气体用范氏半径外,其它元素(金属或非 金属元素)都一律用单键的共价半径。

原子半径的影响因素
(1)n。电子层数越多,半径越大。r∝n

(2)Z。核电荷越大,对核外电子吸引越强,最外层电子至 核的平均距离小,半径就小。 r∝1/Z
(3)f。核外电子间斥力f越大,电子间排斥越厉害,最外层 电子就可被排斥而离核更远,半径就大。r∝f (4)σ内。内层电子对最外层电子的屏蔽σ内越大,Z*越小,核 对最外层电子的吸引就小,半径就大。r∝σ内 (5)化学键型(几重键)。对于同一元素的共价半径,r单键 >r双键>r叁键,重键度越大半径越小。 (6)测定方法。对于同一元素,r范>r金>r共。

同周期中,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 ① Z增大,对电子吸引力增大, r 减小。

② Z增大,电子增加,之间排斥力增大, r 增大。
这是一对矛盾, 以哪方面为主? 以 ① 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。
只有当 d5,d10,f7,f14 半充满和全充满时,层中电子分布 比较均匀,对最外层电子的屏蔽就更大,Z*相对地就少, 核对最外层电子的吸引力相对地小,排斥力增大,这时 ② 占主导地位,半径就相对地大起来。

由表可看出 无论是短周期,还是长周期的过渡元素,还是内过渡元 素,总的来说,同周期从左至右原子半径是递减的,也即随 着核电荷Z的增加而减小。这是因为同一周期从左至右核电 荷依次增加,而电子是填充在同层轨道上的,又知同层电子 彼此间屏蔽效应是小的,这样有效核电荷依次加大,所以半 径递减。

短周期:
3 r/pm Na Mg 154 136 Al Si P S Cl Ar

118 117 110 104 99 154

Na —— Cl,7 个元素,r 减少了 55 pm。相邻元素之间, 平均减少幅度 10 pm 。(Ar 为范德华半径, 所以比较大。) 长周期:
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

r/pm 144

132

122

118

117

117

116

115

117

125

Sc —— Ni,8 个元素,r 减少了 29 pm。相邻元素之间, 平均减少幅度 4 pm 。 同样 Kr 为范德华半径, 所以比较大).

问题1: 为什么Cu、Zn半径比较反常? Cu、Zn价电子层结构是3d104s1和3d104s2,次 外层3d10是全满的。当d电子全满时,整个d电子 的分布就均匀,对最外层电子的屏蔽就更大,因 而同周期中,有效核电荷相对地就少,核对最外 层电子的吸引力相对地小,半径就相对地大起来



问题2:短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ,长 周期的过渡元素平均减少幅度 4 pm 。造成这种不同的原因是什 么? 短周期主族元素,电子填加到外层轨道,增加的电子对最外

层电子的屏蔽就相对的小些,因而有效核电荷增加就较大,核对
最外层电子吸引就增加的大,半径减小就相对地大。

长周期过渡元素,电子填加到次外层轨道,增加的电子对最
外层电子的屏蔽就相对大些,因而有效核电荷增加就不太大,核

对最外层电子吸引也就增加的不太大,半径减小就相对地小些。

超长周期:内过渡系, 镧系和锕系
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

r/pm 169 165 164 164 163 162 185 162

161 160 158 158 158 170 158

4f7 6s2,f 半充满

4f14 6s2,f 全充满

15 种元素,r 共减小 11 pm。电子填到内层 (n-2) f 轨道, 屏蔽系数更大,Z* 增加的幅度更小。所以 r 减小的幅度很小, 或r 收缩的幅度很小。

此种半径收缩很小的现象称为镧系收缩。

镧系收缩的结果: 由于镧系收缩,使得 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,分离困难。 K r/pm Ca Sc Ti V Cr

203 174 144 Rb Sr Y

132 122 118 Zr Nb Mo

r/pm

216 191 162

145 134 130

Cs
r/pm

Ba La

Hf

Ta

W

235 198 169

144 134 130

同族中半径变化,从上到下:

在同一主族中,一般原子半径由上到下是依次增大的,因为
每族由上到下,随着核电荷数增加,元素原子的电子层数增多, 即主量子数n增大,所以原子半径增大。 副族元素由上到下原子半径变化不明显,特别是第五周期和第 六周期的元素,它们的原子半径非常相近。这主要是由于镧系收缩 所造成的结果。

元素周期表中的原子半径变化规律

半充满和全充满时,原子半径大

主 族 元 素 原 子 半 径 比 较

2、电离能(I)
电离能:使基态气态原子失去电子变成正离子,
要消耗一定的能量克服核对电子的引力,这个能 量叫电离能,用I表示。单位为kJ/mol。 使一个基态的气态原子失去一个电子形成+1价 气态离子时所需要的能量,叫第一电离能I1。 即 M ( g ) →M+ ( g ) + e? H = I1

从+1价正离子再失去一个电子形成+2价离子时,
所需要的能量则为第二电离能 I2 ,还有 I3 , I 4 , … … In 。



Mg(g)-e- → Mg+(g) I1=738kJ/mol

Mg+(g)-e- → Mg2+(g) I2=1451kJ/mol
同一元素: I2>>I1

这是因为形成+1价离子后,核正电场对电子的有效吸引加强 和离子半径变小,因此要再电离第二个电子需要消耗更大的能 量。
同理,I1<I2<I3<I4……。 例如碳的:I1=1086kJ/mol

I2=2353kJ/mol
I3=4621kJ/mol I4=6223kJ/mol…… 由于第一电离势较重要,因而通常仅着重讨论第一电离能。

失去p电子,易

P轨道半满,稳定

第一电离能数据
趋势





反常:
Be > B,
Mg > Al, Zn > Ga, Cd > In

N>O
P>S As > Se Hg > Tl

元素周期表中第一电离能的变化

第一电离能变化规律 同周期,从左向右,Z 增大,r 减小。核对电子的吸引增强,愈
来愈不易失去电子,所以 I 增大。 短周期----主族

Li
I1 / kJ?mol -1

Be

B

C

N

O

F

Ne

520 900 801 1086 1402 1314

1681 2081

在同一周期中元素的第一电离势从左到右在总趋势上依 次增大,但有些元素呈曲折变化。这是因为价层等价轨道 中全满(s2、p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空 (s0、p0、d0、f0)是相对比较稳定的结构。

电子层结构稳定性越大的原子,比同周期其 它元素的原子更不易失去电子,电离能也就比相 邻其它元素的大。如各周期末尾的稀有气体的电 离势最大,其部分原因就是由于其原子具有相对 稳定的8电子结构的关系。再如同周期具有半满 、全满价电子层结构的元素比周围元素电离能高 也是这样。

核外电子的排布(原子的电子层结构)
原子 元素 序数 符号

电离能 520 900 801 1086 1402 1314 1681

中文 名称

电子轨道图

电子结构式
1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s22p1 1s2 2s22p2 1s2 2s22p3 1s2 2s22p4 1s2 2s22p5

3 4 5 6 7 8 9

Li Be B C N O F

锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟

10

Ne

2081



1s2 2s22p6

因为:电离能的大小,主要取决于原子核电荷、原子半径以及 原子的电子层结构。

同族
同一主族,从上向下,有效核电荷虽依次增大,但电子层增 加,原子半径也依次增大。r增大因素占主要 ,电子离核远, 核对电子吸引力减小,越易失去电子, I减小。

IA族最下方的铯(Cs) 的第一电离能最小,而 稀有气体氦(He)则有 最大的第一电离能。

主族 Be Mg Ca Sr Ba

I1 / kJ?mol-1 900 738 590 550 503

I 变小

副族元素的电离能变化幅度较小,而且不大
规则。除ⅢB族外,其它副族元素从上到下第一电

离能有逐渐增大的趋向。
这是因为同族副族元素从上至下原子半径增 大不大(五、六周期几乎相等),因而有效核电 荷增大起主要作用,但由于它们新增电子是填入 (n-1)d轨道,且(n-1)d轨道与ns轨道能量比

较接近,有效核电荷增大也不是很大,核对电子
的引力从上至下增大也不是很大,所以第一电离 势从上至下有逐渐增大的趋向。

元素周期表中第一电离能的变化

电离能越小,说明原子在气态时越易失去电子,金属性越强。

应用
(1)元素的电离能是该元素的金属活泼性的一种衡量尺度,可 用来判断元素的金属性强弱。电离能越小,越易失电子,此元素 的金属性越强。 (2)说明元素可呈现的氧化态。 例如:钠 I1=496kJ/mol,较小, I2=4562kJ/mol,突然变大, 这表明钠只易于形成+1氧化态; 镁 I1= 738kJ/mol,I2= 1451kJ/mol 较低 I3= 7733kJ/mol 突然增大, 这表明镁易于形成+2氧化态; 铝的分别为578、1817和2745kJ/mol,相对地比较小,而第四电离 势突然变大,为11578kJ/mol,这表明铝易于形成+3氧化态。

同一 元素 不同 级电 离能 有突 然性 的变 化, 也是 核外 电子 分层 排布 的有 力证 明。

?1962年N.Bartlett发现强氧化剂PtF6可以氧化 O2、形成盐(O2)+(PtF6)-,而 Xe的电离能 和O2的电离能(1. 18 M J· mol-1)非常接近。 据此,他将Xe和PtF6一起进行反应,得到第 一个稀有气体化合物,接着还合成了XeF2和 XeF4等,开辟了稀有气体化合物的新领域。 现在,许多包含Xe-F、Xe-O、Xe-N和 Xe-C键的什合物已制得。氪的电离能比氙 略高一点。

KrF,[KrF]+[Sb2F11]-和CrOF4· KrF2等也 已经得到。

3、电子亲合能
某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形 成气态负离子所放出的能量,叫该元素的第一电子 亲合能。用 E1 表示。同样有 E2 ,E3 ,E4 … … 等。

例如

F ( g ) + e = F -( g )

E1 = - 322

kJ?mol -1 它表示1摩尔气态F原子得到1摩尔电子转变为1 摩尔气态F-离子时放出的能量为322kJ/mol。因为 体系放出能量相当于体系能量的降低,所以写为 负值。

若原子的核电荷 Z 大,原子半径 r 小,核对电子

引力大,结合电子后释放的能量多,于是电子亲合
能 E 大。

同周期

B

C
-122

N
(+58 )

O
-141

F
-322

E / kJ?mol-1 -23 的( +58 ) 是计算值.

从左向右,电子亲合能 E 呈增大趋势,其中氮元素
因为 N 的电子结构为 [ He ] 2s2 2p3, 2p 轨道半充 满,比较稳定。故 N 原子不易得电子,如果得到电 子,非但不释放能量,反而要吸收能量。所以 E 为

正值。

同主族 F Cl Br I

E kJ?mol-1

从上到下电子亲合能呈逐渐变小
趋势,但 F 元素反常。 因为 F 的 原子半径非常小,电子云密度大, 排斥外来电子,不易与之结合, 所以 E 反而比较小。 出于同种原因,O 元素比同族的 S 元素和 Se 元素的电子亲合能小。

-322 -348.7 -324.5 -295

应用:元素的电子亲合能是元素非金属活泼性的一 种衡量尺度。

既然 F 的电子亲合能比 Cl 的电子亲合能小,为何 F2 反而
比 Cl2 活泼呢 ? 注意,这是 F2 与 Cl2 两种物质的化学活性的比较,或者说

是分子活泼性的比较,而不是原子活泼性的比较。
首先看分子的离解能

1/2 F2 ( g ) —— F ( g )
1/2 Cl2 ( g ) —— Cl ( g ) 再看电子亲合能 F ( g ) + e —— F- ( g ) Cl ( g ) + e —— Cl- ( g )

?H1 = 154.8 kJ?mol -1
?H2 = 239.7 kJ?mol -1 ?H3 = - 322 kJ?mol -1 ?H4 = - 348.7 kJ?mol -1

1/2 F2 ( g ) —— F ( g ) —— F - ( g )

? H5 = ? H1 + ? H3

?H5 = 154.8 + ( - 322 ) = - 167.2( kJ?mol ) 1/2 Cl2 ( g ) —— Cl ( g ) —— Cl- ( g ) ? H6 = ? H2 + ? H4 = 239.7 + ( - 348.7 ) = - 109 ( kJ?mol ) 综合考虑分子的离解能,元素的电子亲合能,结果

?H5 < ? H6 ,即氟的反应比氯的相应反应释放的能量多。
所以,F2 比 Cl2 更活泼。

(4)元素的电负性
电离能 I ,表示元素的原子失去电子,形成正离子的能力

的大小;
电子亲合能 E , 表示元素的原子得到电子,形成负离子 的能力的大小。 而在许多反应中,并非单纯的电子得失,单纯的形成离 子。而是电荷的部分转移,或者说是电子的偏移。因而应该

有一个量,综合考虑电离能和电子亲合能,可以表示分子中
原子拉电子的能力的大小。用它来正确判断元素在化学反应 中的行为。

1932年,鲍林(Pauling) 首先提出了电负性的概念。

通常把原子在分子中吸引电子的能力叫做元素的

电负性。并规定氟的电负性约为 4.0,其它元素与
氟相比,得出相应数据。
?
Li 0.98 Be 1.57 B 2.04 C 2.55 N 3.04 O 3.44 F 3.98 Cl 3.16 Br 2.96 I 2.66

同周期,自左向右,电负性变大,

元素的非金属性增强。
同主族,自上而下,电负性变小, 元素的金属性增强。

电负性数据





周期表中,右上角的 F 元素电负性最大,

左下角的 Cs 元素电负性最小
一般认为: ? < 2.0 为金属,

? > 2.0 为非金属。 电负性的应用:
①判断元素的金属性和非金属性的强弱 电负性越大,元素的非金属性越强;电负 性越小,元素的金属性越强。

电负性数据




②判断化学键的类型 (通常)成键元素原子的电负性差>1.7,离子键 成键元素原子的电负性差<1.7,共价键

例:H:2.1,Cl:3.0
HCl为共价化合物

3.0-2.1=0.9

③判断化合物中元素化合价的正负 例:NaH中,Na:0.9 H:2.1

Na显+1价,H显-1价

④对角线规则
右下方 的主族 在元素周期表中,某些主族元素与______
元素的电负性接近,性质有些相似,被称为“对角 线规则”。

如:Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO,

Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物,H3BO3、
H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正 确性。

?若将Xe和F、O比较,Xe电负性较低,可以形成 氧化物和氟化物,Xe和C的电负性相近,在合适 的条件下可以形成共价键 。
新包含Xe—C共价键的化合物 [F5C6XeNCMe]+[(C6F5)2BF2]MeCN正离子的结构

巩固练习1:写出元素原子的基态电子排布式 (Z=19) K: 1s22s22p63s23p64s1 或[Ar]4s1 (Z=20) Ca: 1s22s22p63s23p64s2 或[Ar]4s2 (Z=22) Ti: 1s22s22p63s23p63d24s2 或[Ar]3d24s2 (Z=30) Zn: 1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2 (Z=47) Ag: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 105s1 或 [Kr]4d (Z=83) Bi: [Xe] 6s24f145d106p3

2、试写出Fe、Fe2+、Fe3+的3种不同化学用语。
结构示意图 铁 原 子 亚 铁 离 子 电子排布式 电子排布图(轨道 表示式)

1s22s22p63s2 3p63d64s2
1s22s22p63s2 3p63d6

铁 离 子

1s22s22p63s23 p63d5

3、某元素原子序数为24,试问:

(1)该元素电子排布式: 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1
(2)它有 4 个能层; 7 个能级;占有 15

个原子轨道。 (3)此元素有 6 个未成对电子;它的价电子 数是 6 。

4.已知M2+的3d轨道中有6个电子。试推断: (1)M原子的电子排布式及价电子构型。 3d64s2 1s22s22p63s23p63d64s2
(2)M 原子有多少个电子层?多少个能级?多 少个原子轨道?多少个未成对电子? 4 个电子层, 7 个能级, 15 个原子轨道, 4 个 未成对电子。 (3)M元素在周期表中的位置及所属分区。 第四周期、第Ⅷ族;d区。

5.若在现在原子结构理论中假定每个原子轨道只 能容纳1个电子,则原子序数为42的元素的核外电 子排布式将是怎样?按这种假设而设计出的元素 周期表,该元素将属于第几周期?第几族?该元 素的中性原子在化学反应中得失电子的情况又将 是怎样的?
分析:依题意,s轨道只能容纳1个电子,p轨道只能容纳3 个电子,d轨道只能容纳5个电子……据原先的核外电子排 布规律为:1s12s12p33s13p34s13d54p35s14d55p36s14f75d56p2 此时,该元素位于新“周期表’中第六周期,ⅢA族。它 可得1个电子,最外电子层变为 6s16p3的稳定结构,表现为 -1价。也可失去2个6p电子表现为+2价,也可失去2个6p 电子和1个6s电子,表现为+3价。该理论题要求根据每个 轨道只能容纳2个电子的结构规律来回答设想的“容纳1个 电子”中原子结构的情况。显然,它需要很好的类比推导 能力。

3.迄今已合成的最重元素是112号。科学家通过 该放射性元素的一系列衰变的产物确定了它的存 在,总共只检出一个原子。该原子每次衰变都放 出一个高能α粒子,最后得到比较稳定的第100号 元素镄的含153个中子的同位素。试问:①.112 号元素是第几周期第几族元素? ②.它是金属还是非金属? ③.你认为它的最高氧化态至少可以达到多少? 答: ①.第七周期第 ⅡB族元素。 ②是金属。 ③.最高氧化态至少可以达到+2价。

镓Ga:1s22s22p63s23p63d104s24p1; 锗Ge:1s22s22p63s23p63d104s24p2; 砷As:1s22s22p63s23p63d104s24p3; 硒Se:1s22s22p63s23p63d104s24p4; 溴Br:1s22s22p63s23p63d104s24p5; 氪Kr:1s22s22p63s23p63d104s24p6;

1934 年 Milliken ( 密立根 ) 提出了绝对电负性的概念。认为 用电离能与电子亲合能之和的一半可计算出绝对的电负性数值。 1 X= (I+E) 2 但由于 E 的数据不足,此式在应用中有局限性。 1957 年,Allred-Rochow ( 阿莱-罗周 ),以电子受到核的 引力

0.359 Z* X? ? 0.744 2 r 根据该公式计算的结果与 Pauling 数据相吻合。

Z*e 2 F? r2

为基础,提出了电负性的计算公式

金属,电负性小,大约<2,
非金属,电负性大,大约>2 判断化合物的键型, ??=?A-?B ??大,离子键 ??小,共价键 ??=0, 非极性共价键 离子性%=1-exp[-1/4(?A-?B)2]

HF 19% ; HCl 11%, HBr 4%, ZnS 18%; NaCl 67%;
CsF 93%

元素的原子半径变化趋势

第四周期元素 r/pm 第五周期元素

Sc 161 Y

Ti 145 Zr

V 132 Nb

Cr 125 Mo

r/pm 第六周期元素 r/pm

181 Lu 173

160 Hf 159

143 Ta 143

146 W 137

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。

8.3.1 原子的电子层结构和元素周期系

元素周期律:元素以及由它形成的单质 和化合物的性质,随着元素的原子序数(核电 荷数)的依次递增,呈现周期性的变化。 元素周期表(长表): ?周期号数等于电子层数。 ?各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨 道所能容纳的电子总数。 ?主族元素的族号数等于原子最外层电子数。

结 构 分 区 :

s 区—ns1-2 p 区—ns2np1-6 d 区—(n-1)d1-10ns1-2 (Pd无 s 电子) f 区—(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2

量子数,电子层,电子亚层之间的关系
每个电子层最多 容纳的电子数 主量子数 n 电子层 角量子数 l 电子亚层 每个亚层中 轨道数目 每个亚层最多 容纳电子数 2 1 K 0 s 8 2 L 1 p 18 3 M 2 d 2 n2 4 N 3 f

1
2

3
6

5
10

7
14

8.3.2 元素性质的周期性
1.有效核电荷Z*

元素原子序数增加时,原子的有效核电
荷Z*呈现周期性的变化。

同一周期:
短周期:从左到右,Z*显著增加。 长周期:从左到右,前半部分有Z*增加 不多,后半部分显著增加。 同一族:从上到下,Z*增加,但不显著。

3.电离能 基态气体原子失去电子成为带一个正 电荷的气态正离子所需要的能量称为第一 电离能,用 I 1表示。 E (g) ? E+ (g) + eI1 由+1价气态正离子失去电子成为带+2 价气态正离子所需要的能量称为第二电离 能,用 I 2表示。 E+ (g) ? E 2+ (g) + eI2 例如: Li(g) ? e ? Li? (g) I1 ? 520.2kJ ? mol?1
Li (g) ? e ? Li (g)
? 2?

I 2 ? 7298 .1kJ ? mol

?1

Li2? (g) ? e ? Li3? (g) I3 ? 11815 kJ ? mol?1

电离能随原子序数的增 加呈现出周期性变化 :

同一周期:主族元素从ⅠA 到卤素,Z*增大, r 减小,I 增大。其中ⅠA 的 I1 最小,稀有 气体的 I1 最大;长周期中部(过渡元素),电 子依次加到次外层, Z* 增加不多, r 减小 缓慢, I 略有增加。 N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较 大 ——半满,全满。 同一主族:从上到下,最外层电子数相同; Z*增加不多,r 增大为主要因素,核对外 层电子引力依次减弱,电子易失去,I 依 次变小。

4.电子亲和能 元素的气态原子在基态时获得一个电 子成为一价气态负离子所放出的能量称为 电子亲和能。当负一价离子再获得电子时 要克服负电荷之间的排斥力,因此要吸收 能量。 例如:

O (g) + e - ? O- (g)
O- (g) + e - ? O2- (g)

A1 =-140.0 kJ . mol-1
A2 =844.2 kJ . mol-1

电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图:

同一周期:从左到右,Z* 增大,r 减小,
最外层电子数依次增多,趋向于结合电子形

成 8 电子结构,A 的负值增大。卤素的 A 呈
现最大负值,ⅡA为正值,稀有气体的 A 为 最大正值。 同一主族:从上到下,规律不很明显, 大部分的 A 负值变小。特例: A(N)为正值, 是 p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。 A 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。

5.电负性 原子在分子中吸引电子的能力称为元素 的电负性,用 ? 表示。

电负性的标度有多种,常见的有Mulliken 标度( ? M ), Pauling标度(? P )和Allred-Rochow 标度( ? AR)。 电负性标度不同,数据不同,但在周期 系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡 量各种元素的金属性和非金属性。同一周期 从左到右电负性依次增大;同一主族从上到 下电负性依次变小,F 元素 ? P为3.98,非金 属性最强。

电负性(? P)变化


推荐相关:

原子结构 元素周期律

原子结构 元素周期律 主讲: 黄冈中学高级教师 一、复习策略 [复习要点阐述 复习要点阐述] 复习要点阐述 傅全安 [要点复习的策略及技巧 要点复习的策略及技巧] ...


原子结构与元素周期律1

原子结构元素周期律1_理学_高等教育_教育专区。对原子结构教材的分析新课标要求: 新课标要求: 1.知道元素、核素的涵义; 知道元素、核素的涵义; 2.了解原子核外...


原子结构和元素周期律练习题

原子结构元素周期律练习题_理化生_高中教育_教育专区。原子结构元素周期律练习题原子结构元素周期律练习题 1. 给出下面每组中可能的量子数: (1) n = 3...


高一化学必修二原子结构与元素周期律

高一化学必修二原子结构元素周期律_理化生_高中教育_教育专区。第一章 235 92 U 原子结构元素周期律 测试题 235 92 一、选择题(共 19 个小题,每小题只...


原子结构元素周期律测试题1

原子结构 元素周期律测试题 一、选择题(每小题只有一个选项符合题意。每题 3 分,共 48 分) 1.由解放军总装备部军事医学院研究所研制的小分子团水,解决了...


《原子结构元素周期律》复习学案

2 《化学》必修 2 第一章 《原子结构元素周期表元素周期律》复习学案 1 姓名: 班级: 【例题 4-1】( )X、Y、Z 均为短周期元素,它们的原子核外最外层电子...


原子结构与元素周期律高考题

高考专题——原子结构元素周期律 1. 2006 年江苏省高考综合考试理科综合试卷 关于 Na 元素和 F 元素的叙述正确的是 A.原子序数 Na>F C.原子的电子层数 Na...


第一章 原子结构和元素周期律

第一章 原子结构元素周期律 24 1、(Z2). 自然界中镁有三种同位素 12 Mg (ma=23.98504mu,丰度=78.70%), 25 12 26 Mg (ma=24.98584mu,丰度=10....


全国各地名校2015届高三12月化学解析版试卷分项汇编:物质结构元素周期律

最高价氧化物对应的水化物的碱性:X>Z D.XR2、WR2 两化合物中 R 的化合价相同 【知识点】元素推断原子结构元素周期律 E1 E2 【答案解析】D 解析:根据 T ...


原子结构元素周期律知识总结

原子结构元素周期律知识总结一、原子结构 1.几个量的关系(X) 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 阳离子:核外...

网站首页 | 网站地图
All rights reserved Powered by 简单学习网 www.tceic.com
copyright ©right 2010-2021。
文档资料库内容来自网络,如有侵犯请联系客服。zhit325@126.com