第八章第三节基态多电子原子核外电子排布

单电子原子轨道的能级多电子原子原子轨道能级屏蔽效应Z Z Z 核电荷 屏蔽常数 Z 有效核电荷 二 鲍林原子轨道近似能级图 对近似能级图的几点说明 科顿原子轨道能级图 单电子原子 轨道能级由主量子数n来决定多电子原子 轨道能量则由n和l来决定对于ns np轨道的能级随原子序数的增加而降低的坡度较为正常 而nd nf降低的过程就很特殊 由于原子轨道能级降低的坡度不同的 出现了能级交错现象 一 核外电子排布原则 1 能量最低原理 能量最低原理 基态原子是处于最低能量状态的原子 能量最低原理认为 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 随核电荷数递增 大多数元素的电中性基态原子的电子按如下顺序填入核外电子运动轨道 叫做构造原理 电子在原子轨道填充的顺序 应先从最低能级1s轨道开始 一次往能级高的轨道上填充 以使原子处于能量最低的稳定状态 称为能量最低原理 三 基态多电子原子核外电子排布 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 于是有 周期 ns开始 np结束同周期元素的数目第一周期 1s2第二周期 2s 2p8第三周期 3s 3p8第四周期 4s 3d 4p18第五周期 5s 4d 5p18第六周期 6s 4f 5d 6p32第七周期 7s 5f 5d 2 泡里不相容原理 1 泡利原理 基态多电子原子中不可能同时存在4个量子数完全相同的电子 或者在一个轨道里最多只能容纳2个电子 它们的自旋方向相反 n1234 n轨道数14916 n2电子数281832 2n2 1 洪特规则 在n和l相同的等价轨道中 电子尽可能分占各等价轨道 且自旋方向相同 称为洪特规则 2 洪特规则 2 洪特规则特例 在等价轨道中电子排布是半充满 全充满或全空状态时 能量最低 全充满p6d10f14半充满p3d5f7全空p0d0f0 二 基态多电子原子核外电子排布 1 原子的电子层结构 两种表示方法 轨道表示式电子排布式 用一条下划短线 或 以及 表示一条原子轨道和用上下箭头分别表示两种不同自旋方向的电子 如氧原子的轨道排布图 1 轨道表示式 1s2s2p 2 电子排布式 根据电子排布的三原则 可以写出电子结构式 Z 11钠原子 其电子结构式为1s22s22p63s1Z 19钾原子 其电子结构式为1s22s22p63s23p64s1 为了避免电子结构式过长 通常把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成稀有气体的元素符号外加方括号的形式来表示 这部分称为 原子实 钾的电子结构式也可以表示为 Ar 4s1 19种元素原子的外层电子分布有例外 基态原子电子分布 其中 29Cu1s22s22p63s23p63d104s1全充满 24Cr1s22s22p63s23p63d54s1半充满 同样有 46Pd 47Ag 79Au 同样有 42Mo 64Gd 96Cm 当电子分布为全充满 p6 d10 f14 半充满 p3 d5 f7 全空 p0 d0 f0 时 原子结构较稳定 例外的还有 41Nb 44Ru 45Rh 57La 58Ce 78Pt 89Ac 90Th 91Pa 92U 93Np ns1 2 n 1 d1 9ns1 2ns2np1 6 n 1 d10ns1 2 价层 价电子所在的亚层价层电子构型 指价层的电子分布式 基态原子的价层电子构型 5 3 4简单基态阳离子的电子分布 基态原子外层电子填充顺序 ns n 2 f n 1 d np价电子电离顺序 np ns n 1 d n 2 f 例26Fe1s22s22p63s23p63d64s2或 Ar 3d64s2Fe2 1s22s22p63s23p63d6或 Ar 3d6 原子实 原子中除去最高能级组以外的原子实体 经验规律 离子失电子时先失最外层电子 核外电子排布式经验写法 原子序数 靠近比其小的稀有气体 原子实 1 2 3 4 5 62 10 18 36 18 18 54 36 18 86 54 32 剩余电子在 n 2 f n 1 dnsnp中填充填充顺序 例如 75号元素75 54 11n 64f96s249号元素49 36 13n 54d105s25p1117号元素117 86 31n 75f146d107s27p5 三 元素周期律和元素周期表1869年 俄国化学家门捷列夫在批判和继承前人工作的基础上 对大量实验事实进行了订正 分析和概括 他总结 元素的性质随着相对原子质量的递增而呈现周期性的变化 这就是元素周期律 他还根据元素周期律编制了第一张元素周期表 把已经发现的63种元素全部列入表里 他预言了类似硼 铝 硅的未知元素的性质 并为这些元素在表中留下了空位 他在周期表中也没有完全按照相对原子质量数值由小到大的顺序排列 并指出了当时测定某些元素的相对原子质量数值有错误 若干年后 他的预言都得到了证实 门捷列夫工作的成功 引起了科学界的震动 人们为了纪念它的功绩 就把元素周期表称门捷列夫元素周期表 门捷列夫的第一张周期表 镓 1875年布瓦博德朗发现镓后测定 原子量为69 72 比重等于5 94 原4 7 熔点为30 1 灼热时略起氧化 能生成结晶较好的镓矾 镓是用分光镜发现的 灼热时确能分解水汽 他预言了一些未知元素 如 类硼 类硅 类铝 的存在并得到了证实 1894 1898年稀有气体的发现 使元素周期律理论经受了一次考验 门捷列夫当时指出 可以在周期表上开辟一个走廊 结果在周期表中增添了一个0族 更进一步完善了周期表 使元素周期律理论得到了发展 1913年英国科学家莫斯莱 化学元素的性质是它们原子序数 而不再是原子量 的周期性函数 Igetit ButIhaveabetterone 20世纪初期 逐步发展起来了原子电子层结构理论和原子核结构理论 使人们能够更深入地认识到元素性质周期性变化的本质原因 化学元素性质的周期性来源于原子电子层结构的周期性 元素周期表的应用 1 寻找和判断性质相似的元素 2 寻找特定性质的物质 如 两性元素 高效农药 催化剂 耐高温 耐腐蚀的合金材料 致冷剂 超导材料等 3 预测和寻找新的元素 4 是对自然科学量变到质变规律强有力的佐证 5 把元素的结构 性质 位置三者作了完整地结合 1 周期与能级组及结构的关系周期与能级组 n 0 7l整数同为同一能级组 一个能级组为一个周期 能级组 周期期数 电子层数 n1 2 3短周期共7个周期4 5 6长周期 镧系57到707不完全周期 锕系89到102各周期元素数目 对应能级组中原子轨道能容纳的电子数目 最外层电子不超过8 次外层不超过18 而不都是各个电子层电子最大容纳数2n2 能级组与能级交错决定 2 族 1 周期表中有七个A族 位于表的第1 2 13 14 15 16和17列 A族也叫主族 主族从IA到VIIA 最后一个电子填入ns或np轨道 其族数等于价电子总数 2 周期表有七个B族 位于第3 4 5 6 7 11和12列 B族也叫副族 副族元素从IB到VIIB 最后一个电子多数填入 n 1 d轨道 其族数通常等于最高能级组中的电子总数 3 有零族元素 它是稀有气体 其电子构型呈稳定结构 还有VIII族 它包括了8 9和10三列元素 其最后一个电子也填在 n 1 d轨道 它们最高能级组中的电子总数是8到10 电子构型是 n 1 d6 10ns0 2 3 元素的分区 1 s区元素 包括IA族 IIA族 其价层电子构型为ns1 2 属于活泼金属 2 p区元素 包括IIIA族 IVA族 VA族 VIA族 VIIA族 0族 也称为VIIIA族 其价层电子构型为ns2np1 6 3 d区元素 包括IIIB族 IVB族 VB族 VIB族 VIIB族和VIII族 其价层电子构型一般为 n 1 d1 10ns0 2 4 ds区元素 包括IB族和IIB族 过渡金属 价层电子构型为 n 1 d10ns1 2 5 f区元素 包括镧系和锕系元素 价层电子构型为 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2 4 原子的电子层结构和族的关系 1 主族族数 最外层电子数 2 副族族数 n 1 d ns的电子数 3 IB和 B族数 最外层 ns层 电子数 例1 已知某元素位于周期表中第四周期第 B族 试写出它的电子排布式 解 根据题意 该元素的原子有4个电子层和5个价电子 d s 电子 能级组 一二三四电子数 2884S23d3 Ar 3d34S2为钒 例1 已知某元素原子序数为21 试指出它属于哪一周期 哪一族 什么区 什么元素 解 211S22S22P63S23P63d14S2 Ar 3d14S2该元素属第四周期 B钪Sc 第三节原子结构和元素周期律一 有效核电荷Z 1 屏蔽效应 由于电子对另一电子的排斥而抵消了一部分核电荷对电子的吸引力的作用称为屏蔽作用 或效应 把被其他电子屏蔽后的核电荷称为有效核电荷 用符号Z 表示 Z Z Z为未屏蔽时的核电荷数 即原子序数 称为屏蔽系数 值越大 表示目标电子受到的屏蔽作用就越大 E 13 6 Z n2 eV 多电子原子中每一个电子允许的能量 2 钻穿效应 n相同 l不同 3s 3p 3d l越小 峰个数越多 第一个小峰离核越近 电子运动在核附近的机会多 能量低 EnS Enp End 外层电子有机会钻到内部空间而靠近原子核的现象 通常称为钻穿作用 由于电子的钻穿作用的不同而使其能量发生变化的现象 称为钻穿效应 n不同 l不同 4s 3d决定E高低有两个因素 n大 E高l小 钻穿效应强 E低 2 有效核电荷 电子实际受到原子核的引力 净吸引作用 Z Z 屏蔽常数 原有核电荷减小或被抵消的部分 3变化规律 同周期的主族元素中 随其电子增加在外层而有效电荷增加显著 在同一周期的副族元素中 则随着其电子增加在次外层而有效电荷增加不多 邻近元素间相差约0 07 镧系和锕系元素的有效核电荷则因电子增加在次次外层而增加极少 由此可以理解 同一周期主族元素的性质变化比较明显 而副族和镧系 锕系元素的性质变化就不太明显 同一主族或副族中 由上至下 由于电荷增加较多 有效核电荷也增加较大 元素性质的改变也较显著 二 原子半径 单质中两个相同原子核间距离的一半 1 共价半径 两个相同原子以共价单键结合其核间距的一半 M2分子的共价半径 d 2 金属晶体中相邻原子核间距的一半 2 金属半径 金属原子的密堆集紧密程度不同 其求得的金属半径也不同 引入金属半径的校正系数 相邻两分子的两个原子核间距的一半 3 范德华半径 图r范 r共示意图 r共 d1 2 r范 d2 2 r共价 r金属 r范rMn rM rMn 4 原子半径变化规律 同一周期主族元素 从左到右 n相同 z 增大 r显著降低 到零族r增大 范氏半径 2 同周期副族元素 d区 从左到右 n相同 z 增大幅度不大 r递减缓慢 到s区 r稍增大 3 f区 z 几乎不变 r递减极缓慢 这种现象叫镧系收缩 4 从左到右 两个相邻元素原子半径减小幅度短周期元素 减小0 1 过渡元素 减小0 05 内过渡元素 减小0 01 5 同族元素 主族从上到下 r逐增较大副族 四 五周期r逐增不大镧系 五 六周期r相差不大 镧系收缩造成 5 离子半径大小比较 核外电子数相等时 核内质子数越多 半径越小 Al3 Mg2 Na Ne F O2 N3 Ca2 K Ar Cl S2 核内质子数相等 同一元素 核外电子数越少 氧化数越高 半径越小 Fe3 Fe2 Cu2 Cu O O2 三 电离能变化规律 I 1 处于基态的气态原子失去最外层的第一个电子成为气态 1价离子所需的能量叫第一电离能 I1 再相继逐个失去电子所需能量称为第二 三 电离能 I2 I3 M g e M g I1M g e M2 g I2M2 g e M3 g I3 对于同一元素 其 I1 I2 I3 I越小 越易失去电子 气态时其金属性越强 衡量元素金属性强弱的尺度 2 影响电离能的因素 z r 电子层构型 3 递变规律 1 同周期 从左向右 r 电离能 A A零族 BI1大ns2ns2np3ns2np6 n 1 d10ns2 2 同族 主族 从上到下r I 副族 从上到下I 变化不规则 四 电子亲合能 E 电子亲合势是指一个气态原子得到一个电子形成气态负离子所放出的能量 以符号EA表示 1 X g e X g E1X g e X2 g E2X2 g e X3 g E3 同一元素 E1为负 E2 E3为正 意义 衡量元素非金属性强弱的尺度 1 2 影响因素 z r和电子层构型 3 递变规律同周期 从左向右 r E 同族 主族 从上到下r E 同族第三周期元素 E最大 五 电负性 X 原子在分子中吸引电子的能力 1 鲍林的电负性标度 指定氟