暨大無機化學(xué)課件ppt 第一章 原子結(jié)構(gòu)與元素周期性

1、第一章 原子結(jié)構(gòu)與元素周期系,認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)，進(jìn)而認(rèn)識分子結(jié)構(gòu)，才可以闡明元素相互化合的原理。我們所關(guān)心的原子內(nèi)部，對于元素及化合物的性質(zhì)而言，主要集中在原子的電子結(jié)構(gòu)，特別是它們的價電子構(gòu)型。,【本章內(nèi)容】1．原子結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)。8

2、．元素性質(zhì)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(zhì)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(xué)反應(yīng)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(dāng)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(yuǎn)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(xì)光譜。3. 沒有正確描述電子的微觀狀態(tài)。,1. 德布羅意關(guān)系式,1924年，L.de.Broglie提出，質(zhì)量為m，運動速度為v的粒子，相應(yīng)的波長為：,二、電子的波粒二象性,,1927年，Davisson和Germer應(yīng)用Ni晶體進(jìn)行的電子衍射實驗，證實了電子具有波動性的假設(shè)。,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(zhì)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(zhì)量小，其德布羅意波長不可忽略。,2. 測不準(zhǔn)原理(Werner Heisenberg, 1926)微觀粒子，不能同時準(zhǔn)確測量其位置和動量。測不準(zhǔn)關(guān)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(zhǔn)情況為：,對宏觀物體可同時測定位置與速度,,速度不準(zhǔn)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(dá)到10-11 m才相對準(zhǔn)確，則其速度的測不準(zhǔn)情況為：,對微觀粒子，其位置與速度是不能同時準(zhǔn)確測定的,,幾點說明,測不準(zhǔn)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(xué)性質(zhì)主要取決于原子中運動電子的

8、能量，對化學(xué)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(zhǔn)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(xué)的規(guī)律，我們應(yīng)該用量子力學(xué)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(xué)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(xué)奠定了理論基礎(chǔ)。,,1. 薛定諤方程(1926)?－量子力學(xué)中描述核外電子在空間運動的數(shù)學(xué)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(zhì)量，h—普朗克常數(shù)x,y, z 為微粒的空間坐標(biāo),量子力學(xué)用波函數(shù)ψ(x , y , z)和其相應(yīng)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(xué)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(guān)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(nèi)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(nèi)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(dāng)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(jìn)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(jìn)）,,,3. 四個量子數(shù)（1）主量子數(shù)n，與電子能層對應(yīng)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(yuǎn)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(yīng)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(yīng)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(yīng)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(guān)。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(dá)式：（2）列表：與角度無關(guān)。（3）作圖：（4）結(jié)論： Yl,m與n無關(guān)，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(fù)號以及Y的極大值空間取向?qū)υ又g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(fù)，電

19、子云圖形無正負(fù)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(guān)系，只要討論波函數(shù)的徑向部分 R ( r ) 與 r 之間的關(guān)系就可以，因為波函數(shù)的角度部分 Y ( ?，? ) 與 r 無關(guān)。,（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(nèi)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(nèi)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?。浑x中心遠(yuǎn)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(diào)的 ( 即不單調(diào)上升或單調(diào)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(guān)系復(fù)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(jié)構(gòu)化學(xué)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(jié)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(nèi)能級間能量差小，能級組間能量差大。,,2. 屏蔽效應(yīng),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(nèi)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(dāng)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(yīng)。,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(guān)。,[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(nèi)層電子，? = 0；(3) 同組內(nèi)電子， ? = 0.35（1s間為0.30）；(4) 相鄰內(nèi)層電子， ? = 0.85 (s，p) ；(5) 更內(nèi)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(yīng)進(jìn)入哪個軌道。,鉆穿效應(yīng)——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(nèi)層有兩個幾率峰，2p 內(nèi)層有一個幾率峰。 電子在內(nèi)層出現(xiàn)的幾率大，當(dāng)然受到的屏蔽要小。這相當(dāng)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(yīng)。,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(nèi)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(yīng)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(jìn)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(yīng) )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(xí)：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(yīng)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(xué)反應(yīng)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(nèi)過渡元素。 ( n-2 )

42、f 中的電子由不充滿向充滿過渡。有時認(rèn)為 f 區(qū)元素屬于 III B 族 。,八. 元素基本性質(zhì)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(jié)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(dāng) d5，d10，f7，f14 半充滿和全充滿時，② 占主導(dǎo)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(jié)構(gòu)，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(nèi)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(dǎo)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(zhì)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(zhì)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??； 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(dǎo)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(jié)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(jié)構(gòu)（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(yīng)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(jié)構(gòu)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(fù)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(dāng)負(fù)一價離子再獲得電子時要克服負(fù)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(fù)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(jié)合電子形成 8 電子結(jié)構(gòu)，E

60、 的負(fù)值增大。鹵素的 E 呈現(xiàn)最大負(fù)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(fù)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(fù)值不出現(xiàn)在 F 原子而是 Cl 原子。,1932年，Pauling 提出了電負(fù)性的概念電負(fù)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(fù)性約為 4.0，其它元素與氟相比，得出相應(yīng)數(shù)據(jù)。,同周期中，自左向右，電負(fù)

61、性變大，元素的非金屬性增強。,同族中，自上而下，電負(fù)性變小，元素的金屬性增強。,元素電負(fù)性,電負(fù)性數(shù)據(jù),一般認(rèn)為 X 2.0 為非金屬。,周期表中，右上角的 F 元素電負(fù)性最大，左下角的 Cs 元素電負(fù)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(fù)性（X）還可大致判斷化合物中化學(xué)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(jié),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(gòu)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