暨大無機化學課件ppt 第一章 原子結構與元素周期性

1、第一章 原子結構與元素周期系,認識原子結構，進而認識分子結構，才可以闡明元素相互化合的原理。我們所關心的原子內部，對于元素及化合物的性質而言，主要集中在原子的電子結構，特別是它們的價電子構型。,【本章內容】1．原子結構的玻爾行星模型。2．電子運動的特殊性。3．四個量子數(shù)的取值和物理意義。4．原子軌道的概念及表示方法。5．原子核外電子排布的四個原理。6．1~36號元素基態(tài)原子核外電子的排布。7．元素周期表的結構。8

2、．元素性質的周期性變化規(guī)律。,【本章重點】1．四個量子數(shù)的取值和物理意義。2．原子核外電子排布的四個原理。3．1~36號元素基態(tài)原子核外電子的排布?！颈菊码y點】1．原子軌道的概念及表示方法。2．元素性質的周期性變化規(guī)律。,一、玻爾理論原子由原子核和電子組成，在化學反應中，原子核并不發(fā)生變化，而只是核外電子的運動狀態(tài)發(fā)生變化，對核外電子運動狀況描述最早的是玻爾理論。,（1） 核外電子在一定的軌道上運動，在這些軌道上運動的

3、電子不放出能量也不吸收能量，電子處于某種“定態(tài)” 。,玻爾理論要點,（2）定態(tài)電子具有一定的能量E，E只能取某些由量子化條件決定的數(shù)值。氫原子核外電子能量公式為：                       

4、;     （ n=1,2,3,4… ）,當n=1時，電子在離核最近的軌道（半徑為53pm的球型軌道）上運動，能量最低，稱為基態(tài)。從外界獲得能量時，處于基態(tài)的電子可以躍遷到離核較遠的能量較高的n≥2的軌道上，這些狀態(tài)稱為激發(fā)態(tài)。,注意：基態(tài)和激發(fā)態(tài)都是定態(tài),,（3） 激發(fā)態(tài)不穩(wěn)定，電子回到較低能量的狀態(tài)時，能量差以光的形式發(fā)射出來，兩個軌道能量差決定光量子的能量：h = E2 -E

5、1,玻爾理論的局限： 不能解釋多電子原子光譜。2. 不能解釋氫原子的精細光譜。3. 沒有正確描述電子的微觀狀態(tài)。,1. 德布羅意關系式,1924年，L.de.Broglie提出，質量為m，運動速度為v的粒子，相應的波長為：,二、電子的波粒二象性,,1927年，Davisson和Germer應用Ni晶體進行的電子衍射實驗，證實了電子具有波動性的假設。,干涉圖紋,10000V電子,,9.1?10?31,,5.9?107,,,,

6、12 (0.12 Å),從p31表1-3可以看出，物體質量愈大，波長愈小。宏觀物體的波長，小到難以測量，以致其波動性難以察覺，僅表現(xiàn)出粒子性。而微觀世界粒子質量小，其德布羅意波長不可忽略。,2. 測不準原理(Werner Heisenberg, 1926)微觀粒子，不能同時準確測量其位置和動量。測不準關系式： ? x －粒子的位置不確定量 ?? －粒子的運動速度不確定量,例: 對于 m = 10 克的子彈，

7、它的位置可精確到?x ＝ 0.01 cm，其速度測不準情況為：,對宏觀物體可同時測定位置與速度,,速度不準確程度過大,例: 對于微觀粒子如電子, m = 9.11 ? 10-31 Kg, 半徑 r = 10-10 m，則?x至少要達到10-11 m才相對準確，則其速度的測不準情況為：,對微觀粒子，其位置與速度是不能同時準確測定的,,幾點說明,測不準原理是微觀粒子第二個顯著的運動特點。原子的物理及化學性質主要取決于原子中運動電子的

8、能量，對化學家而言，電子所具有的能量比電子所處的位置更重要。,對于1個電子在某一時刻的位置無法確定，但就大量電子而言，電子出現(xiàn)的概率分布是一定的，可以用統(tǒng)計的方法描述電子在原子核周圍某處出現(xiàn)的概率。(類似于射箭)測不準原理并不意味著微觀粒子運動無規(guī)律可言，只是說它不符合經(jīng)典力學的規(guī)律，我們應該用量子力學來描述微觀粒子的運動。薛定諤方程給我們提供了幫助。,三 、薛定諤方程與四個量子數(shù),,,1926年，奧地利物理學家Schrö

9、dinger提出用于描述核外電子運動狀態(tài)的薛定諤方程，為近代量子力學奠定了理論基礎。,,1. 薛定諤方程(1926)?－量子力學中描述核外電子在空間運動的數(shù)學函數(shù)式，即波函數(shù)。 E－電子的總能量（動能與勢能總和 ）m—微粒質量，h—普朗克常數(shù)x,y, z 為微粒的空間坐標,量子力學用波函數(shù)ψ(x , y , z)和其相應的能量來描述電子的運動狀態(tài)。波函數(shù)是薛定諤方程的解，有明確的數(shù)學含義，并沒有直接的物理

10、意義。波函數(shù)的空間圖形反映出核外空間找到電子的可能性的區(qū)域，所以波函數(shù)就是原子軌道（原子軌函）。,關于薛定諤方程的幾點說明：,電子在空間任一點衍射波的強度與它出現(xiàn)的概率密度成正比。所以，電子波是概率波。在電子出現(xiàn)概率大的地方，出現(xiàn)亮環(huán)紋，說明衍射強度大。電子出現(xiàn)少的地方，出現(xiàn)暗環(huán)紋，說明衍射強度小。,補充說明：,波的強度與波振幅∣ψ∣的平方∣ψ∣2成正比。波函數(shù)絕對值的平方∣ψ∣2有明確的物理意義，表示在空間某處(r,θ，φ

11、)電子出現(xiàn)的概率密度，即在該點周圍微單位體積中電子出現(xiàn)的概率。,2. 概率密度和電子云,∣ψ∣2值大，表明單位體積內電子出現(xiàn)的概率大，即電荷密度大； ∣ψ∣2值小，表明單位體積內電子出現(xiàn)的概率小，即電荷密度小。,,,,,1s電子云 2s電子云 3p電子云,電子的概率密度∣ψ∣2經(jīng)常用它的幾何圖形來直觀地表現(xiàn)。如下圖，黑色深的地方表示電子的概率密度大，黑色淺的地方表示概率

12、密度小，這種黑點數(shù)與∣ψ∣2成正比的圖形稱為電子云。電子云是?2的空間分布。,,說明：薛定諤方程的求解相當繁瑣。要解出薛定諤方程的ψ和E，必須要滿足一定的條件，才能使解是合理的，因此在求解過程中必需引進n , l , m三個量子數(shù)。這三個參數(shù)的取值和組合一定時，就確定了一個波函數(shù)。（第四個量子數(shù)不是在解方程的過程中引進）,,,3. 四個量子數(shù)（1）主量子數(shù)n，與電子能層對應的量子數(shù)，取值為n = 1, 2, 3…正整數(shù)，決定電

13、子離核的遠近。核外電子按能量大小分層，能量由低到高，分別稱為K、L、M、N、O、P、Q，相應的主量子數(shù)為1、 2、 3、 4、 5、 6、7。主量子數(shù)描述的是能層。,（2）角量子數(shù)l，與能級對應的量子數(shù)，l = 0，1， 2， 3，4，5…n-1，取值制約于主量子數(shù)，以 s， p，d， f， g，h….表示能級有時也稱為亞層，它決定了原子軌道的形狀。能級包含于能層中，同一能層中l(wèi)值越小，該能級越低。角量子數(shù)

14、描述的是能級（亞層）。,核外空間找到電子的可能性的區(qū)域,（3） 磁量子數(shù)m，反應原子軌道在空間的不同取向，m = 0, ?1, ?2, ?3...?l, 共可取2l + 1個數(shù)值。磁量子取值數(shù)與能量無關。磁量子數(shù)描述的是原子軌道在空間的取向。,核外空間找到電子的可能性的區(qū)域,（4）自旋量子數(shù)ms，ms = ?1/2, 表示同一軌道中電子的二種自旋狀態(tài) 。,l = 0, 1, 2, ……, (n-1); m = 0,

15、±1, ±2, ……, ±l,,,,,,l = 0, 1, 2, ……, (n-1); m = 0, ±1, ±2, ……, ±l,,能層（電子層）、能級（電子亞層）、取向都確定——軌道。能量相等（或相近）的軌道稱為等價軌道或簡并軌道。簡并軌道的數(shù)目稱為簡并度。,四、波函數(shù)和電子云的空間圖象,,1. 波函數(shù)的變量分離?(n,l,m)(x,y,z) → ? (

16、?，?，?)?(n,l,m)(x,y,z) = R(n,l)(r) ·Y(l,m)(?，?),波函數(shù)：徑向函數(shù) × 角度函數(shù),R(n,l)(r)：波函數(shù)的徑向部分，由n, l決定Y(l,m)(?，?)：波函數(shù)的角度部分，由l, m決定,2. 波函數(shù)的角度分布圖（原子軌道角度分布圖）,是角度函數(shù)Y l, m (?, ?)隨?, ?變化的圖象,氫原子的若干波函數(shù)?,軌道 ?( r, ?, ? )

17、 R( r ) Y( ?, ? ),1s2s2pz,,,,,軌道 ?(r, ?, ?) Rn,l(r) Yl,m(?, ?),（1）表達式：（2）列表：與角度無關。（3）作圖：（4）結論： Yl,m與n無關，所有的s原子軌道角度分布圖是一個半徑為 的球面，符號為正。,1s,如對于PZ軌道，將不同θ 值

18、代入,,,,,,,,,,,,,,,S軌道角度分布示意圖,,p軌道角度分布圖,正負號以及Y的極大值空間取向將對原子之間能否成鍵及成鍵的方向性起著重要作用。,,d軌道角度分布示意圖,3.電子云的角度分布圖,?2的空間分布叫電子云。,波函數(shù)徑向分布函數(shù),波函數(shù)角度分布函數(shù),電子云徑向分布函數(shù),電子云角度分布函數(shù),原子軌道角度分布圖和電子云角度分布圖的區(qū)別,原子軌道角度分布圖較寬大，電子云圖形較瘦小。,區(qū)別：,原子軌道角度分布圖符號有正有負，電

19、子云圖形無正負號；,,4. 波函數(shù)徑向分布圖,?（ r，?，? ） = R ( r ) ? Y ( ?，? ) ，討論波函數(shù) ? 與 r 之間的關系，只要討論波函數(shù)的徑向部分 R ( r ) 與 r 之間的關系就可以，因為波函數(shù)的角度部分 Y ( ?，? ) 與 r 無關。,（1）徑向密度分布函數(shù),幾率密度 | ? |2 隨 r 的變化，即表現(xiàn)為 | R |2 隨 r 的變化。| R |2 對 r 做圖

20、，得徑向密度分布函數(shù)圖。,| R |2,,s 狀態(tài) r ? 0 時， | R |2 的值即幾率密度值最大。2s 比 1s 多一個峰，即多一個幾率密度的極值。3 s 再多出一個峰。,,,徑向密度分布圖和電子云圖中黑點的疏密是一致的,2p,3d,3p,p 狀態(tài) r ? 0 時， | R |2 的值即幾率密度為零。2p 有一個幾率密度峰，3p 有 2 個幾率密度峰。,d 狀態(tài) r ? 0 時

21、， | R |2 的值即幾率密度為零。3d 有一個幾率密度峰 … …,2p,,,（2）徑向分布函數(shù)圖,在原子核外距離為r的一薄層球殼中，電子出現(xiàn)的概率為薄殼體積與徑向概率密度之乘積：W = | R |2 ? V,半徑為 r 的球面，表面積為 4 ? r 2 球殼的體積近似為 V = 4 ? r 2 ? ?r,則厚度為 ?r 的球殼內電子出現(xiàn)的概率為 W = | R |2 ? 4

22、? r 2 ? ?r,令 D( r ) = 4 ? r2 | R |2 ， 稱為徑向分布函數(shù)。用 D( r ) 對 r 作圖，考察單位厚度球殼內的幾率隨 r 的變化情況，即得到徑向分布圖 。,D( r ) = 4 ? r2 | R |2,離中心近的球殼中概率密度大，但由于半徑小，故球殼的體積??；離中心遠的球殼中概率密度小，但由于半徑大，故球殼的體積大。所以徑向分布函數(shù)不是單調的 ( 即不單調上升或單調下降 ) ，

23、其圖象是有極值的曲線。,徑向分布圖（D函數(shù)圖）,徑向密度分布圖,,幾率峰：峰與峰之間有節(jié)面 ——幾率為零的球面。,節(jié)面數(shù)＝n-l-1,對于單電子體系，其能量為,即單電子體系中，軌道上電子的能量，由主量子數(shù) n 決定。 n 相同的軌道，能量相同 ： E 4 s = E 4 p = E 4 d = E 4。且 n 越大能量越高 ： E 1 s < E 2 s < E 3 s < E 4 s …

24、…,,多電子體系中，電子不僅受到原子核的作用，而且受到其余電子的作用。故能量關系復雜。所以多電子體系中，能量不只由主量子數(shù) n 決定。,五、多電子原子的能級,1. 原子軌道近似能級圖,Pauling ，美國著名結構化學家，根據(jù)大量光譜實驗數(shù)據(jù)和理論計算，提出了多電子原子的原子軌道近似能級圖。,第一組 1s 第二組 2s 2p 第三組 3s 3p

25、 第四組 4s 3d 4p 第五組 5s 4d 5p 第六組 6s 4f 5d 6p 第七組 7s 5f 6d 7p,其中除第一能級組只有一個能級外，其余各能級組均以 ns開始，以np 結束。,所有的原子軌道，共分成七個能級組,各能級組之間的能量高低次序，以及能級組中各能級之間的

26、能量高低次序，在下頁的圖示中說明。,,能量,組內能級間能量差小，能級組間能量差大。,,2. 屏蔽效應,以 Li 原子為例說明這個問題 ：,研究外層的一個電子。,它受到核的 的引力，同時又受到內層電子的 －2 的斥力。,實際上受到的引力已經(jīng)不會恰好是 + 3 ，受到的斥力也不會 恰好是 － 2,我們把 看成是一個整體，即被中和掉部分正電的

27、 的原子核。,于是我們研究的對象 —— 外層的一個電子就相當于處在單電 子體系中。中和后的核電荷 Z 變成了有效核電荷 Z* 。,在多電子體系中，核外其它電子抵消部分核電荷，有效核電荷降低，使被討論的電子受到的核的作用變小。這種作用稱為其它電子對被討論電子的屏蔽效應。,Z* = Z － ? ， ? 為屏蔽常數(shù)。,于是公式

28、 ，變成,,能級除取決于主量子數(shù) n 外，還與角量子數(shù) l 等有關。,[例] 求碳原子的2p電子的屏蔽常數(shù)C: 1s22s22p2 ? = 2 ? 0.85 + 3 ? 0.35 = 2.75 Z* = Z -? = 6 - 2.75 = 3.25,分組：按電子層、亞層分 (1s), (2s, 2p), (3s, 3p), (3d), (4s,4p) , (4d), (4f), (5s,5p) … (2)

29、 外層對內層電子，? = 0；(3) 同組內電子， ? = 0.35（1s間為0.30）；(4) 相鄰內層電子， ? = 0.85 (s，p) ；(5) 更內層電子， ? = 1.00(6) 對nd, nf中電子，其左邊所有組電子? = 1.00,Slater規(guī)則：,,,討論題：鉀原子的第19個電子應進入哪個軌道。,鉆穿效應——電子作為主體,主量子數(shù) n 相同，角量子數(shù) l 不同的電子，受到的屏蔽作用不同,2s

30、 內層有兩個幾率峰，2p 內層有一個幾率峰。 電子在內層出現(xiàn)的幾率大，當然受到的屏蔽要小。這相當于電子離核近，故能量低。,由于徑向分布不同， l 不同的電子鉆穿到核附近回避其它電子屏蔽的能力不同，從而使自身能量不同，這種作用稱為鉆穿效應。,4. 能級交錯,（1）各電子層能級相對高低　　 K<L<M<N… E1s< E2s<E3s … E2p< E3p< E4

31、p…,（2）在多電子原子中，電子間的相互屏蔽造成同層能級的分裂，比如E2s<E2p, E3s<E3p<E3d（3）同一原子，不同類型的亞層之間，有能級交錯現(xiàn)象，4s<3d<4p, 5s<4d<5p…,核外電子填充順序,1s2 <2s2 <2p6< 3s2< 3p6< 4s2< 3d10< 4p6< 5s2< 4d10< 5p6&l

32、t; 6s2< 4f14< 5d10< 6p6< 7s2< 5f14< 6d10< 7p6…,六. 多電子原子核外電子排布,此圖按原子軌道能量高低的順序排列，排在圖的下方的軌道能量低，排在圖上方的軌道能量高；不同能級組之間能量差別大，同一能級組內各能級之間能量差別少。要指出的是，這個能級順序是基態(tài)原子電子在核外排布時的填充順序，與電子填充后的順序不一致。,核外電子排布規(guī)律——電子排布應遵循的

33、規(guī)律（1）Pauli不相容原理：在同一個原子中，不可能有運動狀態(tài)完全相同的兩個電子存在，或者說每個原子軌道最多只能容納兩個電子，且自旋方向相反。（2）能量最低原理：在不違背Pauli原理的前提下，電子總是盡可能先占據(jù)能量最低的原子軌道，然后才依次進入能量高的原子軌道。,（3）Hund規(guī)則：電子在同一亞層的等價軌道上排布時，總是盡可能分占不同的軌道，并且自旋方向相同。（4）全充滿半充滿規(guī)則：在簡并軌道中，電子處于全充滿，半充滿

34、和全空時，原子的能量較低，體系穩(wěn)定。,例：21號元素的基態(tài)核外電子排布為1s22s22p63s23p64s23d1 (全空時，先填 s, 鉆穿效應 )1s22s22p63s23p63d14s2 (填充后由于d 的屏蔽，使得 s 軌道能量升高) Sc [Ar] 3d14s2 失去電子時，先失去4s2 電子，然后失去3d1電子。,練習：寫出下列原子的核外電子排布Ca (20)Ti (22)Fe (26)

35、Zn (30) Br (35)Kr (36),1s22s22p63s23p64s21s22s22p63s23p63d24s21s22s22p63s23p63d64s21s22s22p63s23p63d104s21s22s22p63s23p63d104s24p51s22s22p63s23p63d104s24p6,或 [Ar]4s2,或 [Ar]3d24s2,或 [Ar]3d24s24p5,七. 元素周期系,,,,第一周期：

36、 2 種元素 第一能級組： 2 個電子 1 個能級 1s 1 個軌道,第二周期： 8 種元素 第二能級組： 8 個電子 2 個能級 2s 2p 4 個軌道,1. 周期的劃分周期的劃分與能級組的劃分完全一致，每個能級組都獨自對應一個周期。共有七個能級組，所以共有七個周期。,,,,,

37、第三周期： 8 種元素 第三能級組： 8 個電子 2 個能級 3s 3p 4 個軌道,第五周期： 18 種元素 第五能級組： 18 個電子 3 個能級 5s 4d 5p 9 個軌道,第四周期： 18 種元素 第四能級組： 18 個電子 3 個能級 4s

38、3d 4p 9 個軌道,第七周期： 32 種元素 第七能級組：32 個電子 4 個能級 7s 5f 6d 7p 16 個軌道,第六周期： 32 種元素 第六能級組： 32 個電子 4 個能級 6s 4f 5d 6p 16 個軌道,,2. 元素的區(qū)和族的劃分,s 區(qū)元素 包括 IA 族，IIA族，價層電子組態(tài)為 n s

39、 1 ~ 2 ，屬于活潑金屬。,價層電子是指排在稀有氣體原子實后面的電子，在化學反應中能發(fā)生變化的基本是價層電子。,p 區(qū)元素 包括 IIIA 族，IVA 族，VA 族，VIA 族，VIIA 族， 0 族 （ VIIIA族 ），價層電子組態(tài)為 ns 2 np 1 ~ 6 ，右上方為非金屬元素，左下方為金屬元素 。,s 區(qū)和 p 區(qū)元素的族數(shù)，等于價層電子中 s 電子數(shù)與 p 電子數(shù)之和。若和數(shù)為 8 ，則為 0 族元

40、素，也稱為 VIII A 族。,d 區(qū)元素 包括 III B 族，IV B 族，V B 族，VI B 族，VII B 族，VIII B族 。價層電子組態(tài)一般為 ( n－1 ) d 1 ~ 8 ns 2 ，為過渡金屬。( n－1 ) d 中的電子由不充滿向充滿過渡。第 4，5，6 周期的過渡元素分別稱為第一，第二，第三過渡系列元素。,d 區(qū)元素的族數(shù)，等于價層電子中 ( n－1 ) d 的電子數(shù)與 ns 的電子數(shù)之和

41、；若和數(shù)大于或等于 8，則為 VIII B族元素 。,ds 區(qū)元素 價層電子組態(tài)為 ( n－1 ) d 10 ns 1 ~ 2 。銅族和鋅族。 有時將 d 區(qū)和 ds 區(qū)定義為過渡金屬 。,ds 區(qū)元素的族數(shù)，等于價層電子中 ns 的電子數(shù) 。,f 區(qū)元素 價層電子組態(tài)為 ( n-2 ) f 0 ~ 14 ( n-1 ) d 0 ~ 2 ns 2 ，包括鑭系和錒系元素，稱為內過渡元素。 ( n-2 )

42、f 中的電子由不充滿向充滿過渡。有時認為 f 區(qū)元素屬于 III B 族 。,八. 元素基本性質的周期性,1. 原子半徑,共價半徑 同種元素的兩個原子，以共價單鍵相連時，核間距的一半，為共價半徑。,討論原子半徑的變化規(guī)律時，經(jīng)常采用共價半徑。,對于金屬 Na r共 = 154 pm ，r金 = 188 pm r金 > r 共 因為金屬

43、晶體中的原子軌道無重疊。,,金屬半徑 金屬晶體中，金屬原子被視為剛性球體，彼此相切，其核間距的一半，為金屬半徑。,,范德華半徑 單原子分子 ( He，Ne 等 )，原子間靠范德華力，即分子間作用力結合，因此無法得到共價半徑。原子核間距的一半定義為范德華半徑。,使用范德華半徑討論原子半徑的變化規(guī)律時，顯得比共價半徑大。因為在稀有氣體形成的晶體中，原子尚未相切。,討論：原子半徑在周期表中的變化規(guī)律,,核電荷數(shù) Z 增大，對

44、電子吸引力增大，使得原子半徑 r 有減小的趨勢。② 核外電子數(shù)增加，電子之間排斥力增大，使得原子半徑 r 有增大的趨勢。,同周期從左向右，在原子序數(shù)增加的過程中，有兩個因素在影響原子半徑的變化。,,這是一對矛盾， 以哪方面為主？,以 ① 為主。即同周期中從左向右原子半徑減小。只有當 d5，d10，f7，f14 半充滿和全充滿時，② 占主導地位，原子半徑 r 增大。,短周期的主族元素，以第 3 周期為例,r/pm 1

45、54 136 118 117 110 104 99 154,Na —— Cl，7 個元素，r 減少了 55 pm。相鄰元素之間平均減少幅度 10 pm 左右。 Ar 為范德華半徑， 所以比較大。,長周期的過渡元素，以第 4 周期的第一過渡系列為例,Sc —— Ni，8 個元素，r 減少了 29 pm。相鄰元素之間，平均減少幅度 4 pm 左右。

46、,r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125,Cu，Zn 為 d10 結構，電子斥力大， 所以 r 不但沒減小，反而有所增加。,,短周期主族元素，電子填加到外層軌道，對核的正電荷中和少，有效核電荷 Z* 增加得多。所以 r 減小的幅度大。長周期過渡元素，電子填加到次外層軌道，對核的正電荷中和多，Z*

47、增加得少，所以 r 減小的幅度小。,討論：短周期主族元素原子半徑平均減少幅度 10 pm ，長周期的過渡元素平均減少幅度 4 pm 。造成這種不同的原因是什么？,,知識補充： 鑭系收縮,15 種元素，r 共減小 11 pm。電子填到內層 (n－2) f 軌道，屏蔽系數(shù)更大，Z* 增加的幅度更小。所以 r 減小的幅度很小。該現(xiàn)象稱為鑭系收縮。,Eu 4f7 6s2，f 軌道半充滿，Yb 4f14 6s2，f 軌道全充滿，電子

48、斥力的影響占主導地位，原子半徑變大。,,,,鑭系收縮的影響 對于鑭系元素自身的影響，使 15 種鑭系元素的半徑相似，性質相近，分離困難。,對于鑭后元素的影響，使得第二、第三過渡系的同族元素半徑相近，性質相近，分離困難。,K Ca Sc Ti V Crr/pm 203 174 144 132 122 118

49、 Rb Sr Y Zr Nb Mor/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta Wr/pm 235 198 169 144 134 130,,同族中，從上到下，有兩種因素影響原子半徑的變化趨勢：

50、 ① 核電荷 Z 增加許多，對電子吸引力增大， 使 r 減小； ② 核外電子增多，增加一個電子層，使 r 增大。,在這一對矛盾中， ② 起主導作用。同族中，從上到下，總的趨勢是原子半徑增大。,趨勢明顯,副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118

51、 Zr Nb Mo 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130,第二過渡系列比第一過渡系列原子半徑 r 增大 12－13 p

52、m。,第三過渡系列和第二過渡系列原子半徑 r 相近或相等。這是鑭系收縮的影響結果。,半充滿和全充滿時，原子半徑大,鑭系收縮,,2. 電離能,,基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一電離能，用 I 1表示。,由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第二電離能，用 I 2表示。,E+ (g) ? E 2+ (g) + e- I 2,E (g) ? E+ (g) + e

53、- I 1,,,＋,,-e-,元素的第一電離能越小表示越容易失去電子，即該元素的金屬性越強。,電離能的大小，反映了原子失去電子的難易。,電離能的影響因素：原子的電荷越高，電離能越高；原子的半徑越大，電離能越低。穩(wěn)定的電子層結構（全充滿、半充滿），電離能越高。,元素周期表中第一電離能的變化,,同一主族：從上到下，最外層電子數(shù)相同；Z*增加不多，r 增大為主要因素，核對外層電子引力依次減弱，電子易失去，I 依次變小。

54、,同一周期：主族元素從左到右，Z*增大，r 減小，I 增大。其中ⅠA 的 I1 最小，稀有氣體的 I1 最大；長周期中部(過渡元素)，電子依次加到次外層， Z* 增加不多， r 減小緩慢， I 略有增加。,注意：N、P、As、Sb、Be、Mg電離能較大 ——半滿，全滿。,電離能的應用：衡量原子或離子失去電子的難易程度，越小，越容易失去電子；判斷元素氧化態(tài)：若 In+1 >> In，氧化態(tài)為 n；是電子層結構的佐證，若

55、 I 突然改變很大，是另一個電子層的開始。,3. 電子親合能,元素的基態(tài)氣態(tài)原子，得到 1個 電子，形成氣態(tài)負離子 ( M － ) 時所放出的能量，叫該元素的第一電子親合能。用 E1 表示。同樣有 E2 ，E3 ，E4 … … 等。 例如 F ( g ) + e = F －( g ) ?H = － 322 kJ?mol －1 ， 則 E1 = －

56、?H = 322 kJ?mol －1,當負一價離子再獲得電子時要克服負電荷之間的排斥力，因此要吸收能量。第二電子親和能A2都是正值。 例如：,O (g) + e - ? O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1O- (g) + e - ? O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1,電子親和能的大小反映原子得到電子的難易。元素的電子親和能越大，原子得到電子的能力越大，非金

57、屬性越強。,氣態(tài)負離子,-e-,,,*,,-,氣態(tài)基態(tài)原子,H-72.7Li-59.6Na-52.9K-48.4Rb-46.9,He+42.8Ne+115.8Ar+96.5Kr+96.5Xe+77.2,Be B C N O F+48.2 -26.7 -121.9 +6.75 -141.0(84

58、4.2) -328.0,Mg Al Si P S Cl+38.6 -42.5 -133.6 -72.1 -200.4(531.6) -3349.0,Ca Ga Ge As Se Br+28.9 -28.9 -115.8 -78.2

59、-195.0 -324.7,Sr In Sn Sb Te I+28.9 -28.9 -115.8 -103.2 -190.2 -295.1,主族元素的電子親和能A/(kJ·mol-1),同一周期：從左到右，Z* 增大，r 減小，最外層電子數(shù)依次增多，趨向于結合電子形成 8 電子結構，E

60、 的負值增大。鹵素的 E 呈現(xiàn)最大負值，ⅡA為正值，稀有氣體的 E 為最大正值。同一主族：從上到下，規(guī)律不很明顯，大部分的 E 負值變小。特例： E(N)為正值，是 p 區(qū)元素中除稀有氣體外唯一的正值； E的最大負值不出現(xiàn)在 F 原子而是 Cl 原子。,1932年，Pauling 提出了電負性的概念電負性表示一個元素的原子在分子中吸引電子的能力。并規(guī)定氟的電負性約為 4.0，其它元素與氟相比，得出相應數(shù)據(jù)。,同周期中，自左向右，電負

61、性變大，元素的非金屬性增強。,同族中，自上而下，電負性變小，元素的金屬性增強。,元素電負性,電負性數(shù)據(jù),一般認為 X 2.0 為非金屬。,周期表中，右上角的 F 元素電負性最大，左下角的 Cs 元素電負性最小。X大小可以衡量元素的金屬性和非金屬性。,從元素的電負性（X）還可大致判斷化合物中化學鍵的類型。,△X很大形成離子鍵,△X不大形成共價鍵,△X≈0形成非極性共價鍵,±,108,一、 波函數(shù)二、量子數(shù)

62、的物理意義及表示方法三、波函數(shù)的角度分布圖（s，p，d軌道）四、電子云五、近似能級圖六、排布原理七、核外電子排布八、元素周期性（周期，族，區(qū)，r，I，A，X）,本章小結,109,A) 1s22s2B) 1s22s22p63s14s1C) 1s22s22p63s23p64s1,A) 一定的電子云B) 核外電子的幾率C) 一定的波函數(shù)D) 某個徑向分布函數(shù),1. 所謂原子軌道是指（ ）,2. 下列電子構型中

63、，屬于原子激發(fā)態(tài)的是（ ）,110,A) n=2, l=1, m=0B) n=2, l=2, m=0C) n=3, l=1, m=0D) n=2, l=2, m=1,3. 描述 的一組的量子數(shù)是（ ）,111,A) n=3, l=2, m=0, ms=B) n=2, l=2, m=-1, ms=C) n=4, l=1, m=0, ms=D) n=3, l=1, m=-1, m