第6章-原子结构与元素周期律

1、第六章 原子结构与元素周期律主要内容：近代原子结构理论的建立微观粒子运动的特殊性核外电子运动状态的描述四个量子数核外电子的排布元素周期表元素基本性质的周期性原子半径、电离能、电子亲和能、电负性16-1 近代原子结构理论的确立6-1-1 原子结构模型 古希腊哲学家 Democritus 在公元前 5 世纪指出，每一种物质是由一种原子构成的；原子是物质最小的、不可再分的、永存不变的微粒。 原子 atom 一词源于希腊语，原义是“不可再分的部分”。 直到 18 世纪末和 19 世纪初，随着质量守恒定律、当量定律、倍比定律等的发现，人们对原子的概念有了新的认识。21805 年，英国化学家 J. Dal

2、ton 提出了化学原子论。其主要观点为: 化学反应只是改变了原子的结合方式，是使反应前的物质变成了反应后的物质。 每一种元素有一种原子； 同种元素的原子质量相同，不同种元素的原子质量不相同； 物质的最小单位是原子，原子不能再分；一种原子不会转变成为另一种原子；成功之处：解释了一些化学现象，推动了化学的发展，特别是他提出了原子量的概念，为化学进入定量阶段奠定了基础。不足：但是这一理论不能解释同位素的发现，没有说明原子与分子的区别，不能阐明原子的结构与组成。319 世纪末到 20 世纪初，在电子、质子、放射性等一大批重大发现的基础上，建立了现代原子结构模型。电子： 1879 年 英国人 Crook

3、es 发现阴极射线 1897 年 英国人 Thomson 测电子的荷质比，发现电子 1909 年 美国人 Millikan 用油滴实验测电子的电量放射性： 1895 年 德国人Rongen发现X射线 1896 年 法国人 Becquerel 发现铀的放射性 1898 年 波兰人 Marie Curie 发现钋和镭的放射性 发现粒子，粒子，射线 4质子： 1911 年英国人 Rutherford 进行粒子散射实验，提出 原子的有核模型（行星模型） 1913年英国人Mosley证实了原子核的正电荷数等于核 外电子数，也等于原子序数 1920年人们将带正电荷的氢原子称为质子 1932年英国人Chad

4、wick发现了中子56-1-2 氢原子光谱氢原子光谱实验示意图6氢原子的线状光谱 任何原子被激发时，都可以给出原子光谱，而且每种原子都有自己的特征光谱。这使人们意识到原子光谱与原子结构之间势必存在着一定的关系。当人们试图利用Rutherford 的有核原子模型从理论上解释氢原子光谱时，这一原子模型受到了强烈的挑战。76-1-3 玻尔理论 1900 年 德国人 Planck 提出量子论 1905 年 瑞士人 Einstein 提出光子论 解释光电效应 1911 年 英国人 Rutherford 进行粒子散射实验 提出原 子的有核模型1913 年 丹麦人 Bohr 在上述三个理论的基础上，提出新的

5、原子结构理论，即 Bohr 理论核外电子在特定的原子轨道上运动，轨道具有固定的能量 E。Bohr 计算了氢原子的原子轨道的能量：eV13.6-2nE 8电子在轨道上绕核运动时，并不放出能量。因此，在通常的条件下氢原子是不会发光的。同时氢原子也不会因为电子坠入原子核而自行毁灭。电子所在的原子轨道离核越远，其能量越大。原子中的各电子尽可能在离核最近的轨道上运动，即原子处于基态。受到外界能量激发时电子可以跃迁到离核较远的能量较高的轨道上，这时原子和电子处于激发态。处于激发态的电子不稳定，可以跃迁回低能量的轨道上，并以光子形式放出能量，光的频率决定于轨道的能量之差： hEEvEEhv1212-或者9成

6、功之处：解释了氢原子光谱。不足：玻尔理论虽然引用了 Planck 的量子论，但在计算氢原子的轨道半径时，仍是以经典力学为基础的，因此它不能正确反映微粒运动的规律，所以它为后来发展起来的量子力学和量子化学所取代势所必然。 )1-1(6 .13-2122nnhv 106-2微观粒子运动的特殊性 微观粒子的运动，不能用经典力学(牛顿力学)来描述，因为微观粒子的运动具有它本身的特殊性。要研究微观粒子，首先要了解其运动的特殊性。 6-2-1 微观粒子的波粒二象性 17 世纪末，Newton 和 Huygens 分别提出了光的微粒说和波动说，但光的本质是波还是微粒问题一直争论不休。直到 20 世纪初人们才

7、逐渐认识到光既有波的性质又具有粒子的性质，即光具有波粒二象性。11 将光子的能量和频率之间的关系式 E = h 与相对论中的质能联系定律公式 E = mc2 联立，得 mc2 = h (1) P 表示光子的动量， P = mc (2) 将式 (2) 代入式 (1) 中，整理得 P = hv/c， 或 P = h/ (3)P: 动量，m:光子质量（粒子性), : 光的频率, c:光速, : 光的波长(波动性), h = 6.626 10-34 Js(Planck常数) 12 式 (3) 的左边是表征粒子性的物理量动量 P，右边是表征波动性的物理量波长。所以式 (3) 很好地揭示了光的波粒二象性本

8、质。 1924 年，法国物理学家 Louis de Broglie 提出了微观粒子具有波粒二象性的假设。并预言了高速运动的电子的物质波的波长式中 h 是普朗克常数，P 是电子的动量，m 是电子的质量，v 是电子的速度。E = mc2 = h = hv/ 即 = h/P = h/mv (4)等式右边: m, p 是与质量, 动量相关, 说明具备粒子性，等式左边: 与相关, 说明具备波动性13 1927 年，美国物理学家 C. J. Davisson 和 L. H. Germer 进行了电子衍射实验，当高速电子流穿过薄晶体片投射到感光屏幕上，得到一系列明暗相间的环纹，这些环纹正象单色光通过小孔发生

9、衍射的现象一样。电子衍射实验证实了德布罗意的假设 微观粒子具有波粒二象性。146-1-2 测不准原理 经典力学体系：宏观物体的运动规律，包括直线运动，圆周运动，平抛或斜抛运动等等。位移 x 与时间 t 的函数关系 x = F(t) 速度 v 与时间 t 的函数关系 v = f(t)。确定某一时刻运动物体的位置和速度及具有的动量P。而对于微观粒子是怎样的呢? 对于微观粒子, 由于其具有特殊的运动性质(波粒二象性), 不能同时准确测定其位置和动量。 15 1927 年，德国物理学家 W. Heisenberg 提出了测不准原理，对于具有波粒二象性的微观粒子的运动进行了描述。其数学表达式为：x P

10、h/2 或 x v h/2m式中 x 为微观粒子位置的测量偏差，P 为粒子的动量的测量偏差，v 为粒子运动速度的测量偏差。 如何理解测不准原理呢? 通过以下对比例题可以看的很清楚。 16例 6-1 原子半径的数量级为 1010 m 左右， 所以核外电子最大测不准量为x = 1012 m， 求速度测不准量v。 已知电子的质量为m = 9.11 10-31kg 误差如此之大，容忍不了！对于宏观物体如何？ h 2 m x解：= 6.626 10-34 2 3.14 9.11 10-31 = 1.16 108 ms-1 17例 6-2 子弹质量为m =0.01kg, x = 10-9， 求v为多少？

11、解: 按上公式求出 v = 10-23 ms-1几乎没有误差, 所以对宏观物质, 测不准原理无意义。 既然对微观粒子的运动状态测不准，有无方法描述其运动状态呢? 答案是肯定的。某电子的位置虽然测不准，但可以知道它在某空间附近出现的机会的多少, 即几率的大小可以确定。因而可以用统计的方法和观点, 考察其运动行为。这里包括两点： 能量: 量子化运动: 统计性 18 若通过电子枪一粒粒发射电子, 通过狭缝打到感光屏幕上，时间较短时，电子数目少，每个电子的分布无规律；而当时间较长时, 电子的数目足够多时，出现衍射环。 衍射环的出现，表明了电子运动的波动性，所以波动性是粒子性的统计结果。实验中明暗交替的

12、衍射环中，亮的地方，电子出现的机会大，暗的地方电子出现机会小。即这种电子的分布是有规律的。6-1-3 微观粒子运动的统计性规律 196-2. 核外电子运动状态的描述 波函数是核外电子出现区域的函数。1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schdinger)提出一个方程， 被命名为： 薛定谔方程 6-2-1 薛定谔方程 Schrdinger 方程是一个二阶偏微分方程 0)(822222222VEhmzyx 此方程是函数 = f(x, y, z) 的方程，用积分方法求解式中：m: 微粒的质量（这些微粒包括电子，原子，分子等） E：能量 V：势能 ：波函数。(1)20 不同的体系，在 Schrdinge

13、r 方程中主要体现在势能 V 的形式上。原子核外电子的势能 V 可由下式表达 式中r为电子与核的距离，若以核的位置为坐标系原点，则 222zyxr 于是势能 V 将涉及全部三个变量。为了使势能项涉及尽可能少的变量，以便于解方程的运算，故需将在三维直角坐标系中的 Schrdinger 方程式 (1) 变换成在球坐标系中的形式。 rZeV024-21yxoPPr球坐标中用三个变量r， 表示空间位置。 r表示空间一点 P 到球心的距离，取值范围 0 ； 表示 OP 与 z 轴的夹角，取值范围 0 ； 表示 OP 在 xOy 平面内的投影 OP与 x 轴的夹角，取值范围 0 2。 x = r sinc

14、os y = r sinsin z = r cos 222zyxr22Sinr1)(SinSinr1)r(rrr122222220)rZe(Ehm8222(2) (r，) = R(r)() (), 令 Y (，) = () ()则式(2)可以写成如下形式, (r，) = R (r)Y (，), 式中 R (r) 称为波函数 的径向部分，Y (，) 称为波函数角度部分。 波函数 是一个三变数 r， 和三参数 n，l，m 的函数。230202300, 0, 22241aZreaZraZ2Scos241022500, 1 , 2aZrreaZ2PZ 上面各式中， 为圆周率，Z 为核电荷数，a0 为

15、Bohr 半径，后面还要具体说明。02300, 0, 11aZreaZ只有r为变量，为球形1S下面直接给出一些解的形式:24 对应于一组合理的 n，l，m 取值则有一个确定的波函数 ( r， ) n，l，m 其中 n，l，m 称为量子数，因为它们决定着一个波函数所描述的电子及其所在原子轨道的某些物理量的量子化情况。如电子的能量、角动量，原子轨道离原子核的远近、原子轨道的形状和它在空间的取向等，就可以由量子数 n，l，m 来说明。6-2-2 量子数的概念251. 主量子数 n意义: 表示原子的大小, 核外电子离核的远近和电子能量的高低。取值: 1, 2, 3, 4, . n, 为正整数(自然数)

16、, 与电子层相对应。光谱符号: K, L, M, N对于单电子体系，n决定了电子的能量。 n 的数值大，电子距离原子核远， 则具有较高的能量。同时，n大，决定r比较大，即原子比较大。波函数 的下标1, 0, 0; 2, 0, 0; 2, 1, 0 所对应的是n, l, m, 称为量子数。eVZ-13.622nE26这是自由电子的能量。但是对于多电子原子，核外电子的能量除了取决于主量子数 n 以外，还与其它因素有关。 例： H原子 He+离子n = 1 E = -13.6 eV E = -27.2 eVn = 2 E = -3.4 eV E = -13.6 eVn = 3 E = -1.51 e

17、V E = -6.04 eVn = 4 E = -0.85 eV E = -3.4 eVn = E = 0 E = 0对于单电子体系, H 或He+, 272 角量子数 l意义: 决定了原子轨道的形状。取值：受主量子数n的限制， 对于确定的n, l可为：0, 1, 2, 3, 4, . (n-1), 为n个取值, 光谱符号: s, p, d, f, 如：n = 3, 表示角量子数可取：l = 0， 1， 2 n = 4, l = 0 : 表示轨道为第四层的4s轨道， 形状为球形l = 1 : 表示轨道为第四层的4p轨道， 形状为哑铃形l = 2 : 表示轨道为第四层的4d轨道， 形状为花瓣形l

18、 = 3 : 表示轨道为第四层的4f轨道， 形状复杂28 由此可知：在第四层上， 共有4种形状的轨道。而同层中(n相同), 不同的轨道称为亚层， 也叫电子轨道分层(由l 决定）。电子绕核运动时， 不仅具有能量，而且具有角动量，并且角动量也是量子化的。 M角动量，是矢量，是转动的动量。其绝对值是量子化的： )1(2llhM 在多电子原子中， 电子的能量不仅取决于n， 而且取决于l。亦即多电子原子中电子的能量由 n 和 l 共同决定。29单电子原子: 多电子原子: 为屏蔽系数， 其值的大小与 l 的取值相关 n相同，l 不同的原子轨道，角量子数 l 越大的，其能量 E 越大。即 E4s E4p E

19、4d E4f 但是单电子体系，如氢原子，其能量 E 不受 l 的影响，只和 n 有关。即：Ens = Enp = End = EnfeVZ-13.622nEeV)-(Z-13.622nE303 磁量子数 m意义: 对于形状一定的轨道( l 相同电子轨道), m 决定其空间取向。磁量子数 m 的取值为 0， 1， 2， 3， ， l，即 m 的取值受角量子数 l 的影响，从 0 到 l, m 共有（2 l + 1）个取值。例如: l = 1, m= 0， 1有三种空间取向 (能量相同, 三重简并)。简并轨道: 能量相同的原子轨道，称为简并轨道例如: l = 1, p 轨道, m取值为3个, p

20、轨道为三重简并 l = 2, d 轨道, m 取值为5个, d 轨道为五重简并 31 所以, m 只决定原子轨道的空间取向，不影响轨道的能量。因 n 和 l 一定, 轨道的能量则为一定，空间取向(伸展方向)不影响能量。角动量 M 在 z 轴上的分量 Mz 也是量子化的，其大小由磁量子数 m 决定 2hmMzl = 122hMm = 0，m = +1，m =1 , Mz : 0，h/2，h/2 。3222hr z m = 1m = 0m = 1OBAC2h2h n, l, m 表明了:(1)轨道的大小(电子层的数目, 电子距离核的远近), 轨道能量高低; (2)轨道的形状; (3)轨道在空间分布

21、的方向.因而, 利用三个量子数即可将一个原子轨道描述出来。m = 1, 投影到z轴上为一点且：所以 = 452zhM 222coshh33例题6-1. 推算 n = 3 的原子轨道数目, 并分别用三个量子数 n, l, m 加以描述。 解：n = 3，则 l = 0, 1, 2 l = 0， 1， 2 m = 0；-1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2轨道数目：1 + 3 + 5 =9 （条），分别为：n 3 3 3 3 3 3 3 3 3l 0 1 1 1 2 2 2 2 2m 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2344.自旋量子数 ms 地球有自转和公转，电子围绕核运动，相当

22、于公转， 电子本身的自转，可视为自旋。因为电子有自旋, 所以电子具有自旋角动量, 而自旋角动量在 z 轴上的分量, 可用 Ms 表示, 而且:2hmMssms 的取值只有两个，即 ms = 1/2，所以 ms 也是量子化的。 因此电子的自旋方式只有两种，通常用 和 表示。 综上所述，n，l，m 一组三个量子数可以决定一个原子轨道。但原子中每个电子的运动状态则必须用 n，l，m，ms四个量子数来描述。四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态就确定了。 35例题6-2. 用四个量子数描述 n = 4, l = 1 的所有电子的运动状态。分析: 一个轨道只能容纳两个自旋相反的电子, 用n, l,

23、 m 可将轨道数目确定下来, 则可将每个电子的运动状态确定下来。 n = 4 4 4 4 4 4l = 1 1 1 1 1 1m = -1 -1 0 0 +1 +1ms = +1/2, -1/2, +1/2, -1/2, +1/2, -1/2解: 对于确定的l = 1, 对应的有 m = -1, 0, +1 有三条轨道, 每条轨道容纳两个自旋方向相反的电子, 所以有 32 = 6 个电子的运动状态分别为:36通过本例得到结论:在同一原子中, 没有运动状态完全相同的两个电子同时存在!在此, 要牢记四个量子数之间的关系: 主量子数：n = 1, 2, 3, 4, n;角量子数： l = 0, 1,

24、 2, n-1磁量子数： m = 0, 1, 2, 3 l 自旋量子数： ms = 1/2371. 概念概率: 电子在核外空间某个区域出现的机会。 与电子出现的区域(体积)有关, 即与所在研究区域, 单位体积内出现的机会有关。 概率密度: 电子在空间内单位体积出现的概率。 (在空间某点概率的大小)。 概率 =概率密度 体积, 概率密度 = 26-3-3概率密度的空间分布382.电子云图 我们能用统计的方法去讨论该电子在核外空间某一区域内出现机会的多少。电子云: 是几率密度2的形象化, 是2的空间图形。 原子轨道: 是波函数或者它的线性组合(波函数的加减) 。39处于不同运动状态的电子，它们的波

25、函数各不相同，其2也当然各不相同。表示2的图象，即电子云图当然也不一样。下图给出了各种状态的电子云的分布形状。402.概率密度分布的其他表示方法 等概率密度面 界面图径向几率密度图411 径向分布 D ( r ) = 4r22 D ( r ) 是 r的函数，上式称为径向分布函数。 6-3-4 波函数的空间图像421）某电子的径向概率分布曲线的概率峰的数目 N峰与描述该电子运动状态的主量子数 n 和角量子数 l 有关 N峰 nl 2）概率最大的主峰离核的远近随着n值的增大而远些，因此，从径向分布的意义上核外电子可看作是按层分布的。 3）概率最小的电子出现的概率为零，称为节面 N峰 nl 143若

26、将角度部分Y ( ， ) 对 ， 作图则得角度分布图。要记清楚这些图形的形状，同时也要记住图形中各个波瓣的 “+” 号和 “” 号，它们与轨道的对称性有关，在讨论原子轨道的成键作用时有重要作用。 2 角度分布 ( r，) = R ( r )Y ( ，)446-4 核外电子的排布6-4-1 影响轨道能量的因素对于单电子, 其能量为 eVZ6 .1322nE单电子体系, 轨道(或轨道上的电子)的能量, 由主量子数 n 决定。对于多电子体系： eV)Z(6 .1322nEZ*：核有效电荷数 ，：屏蔽常数Z* = Z 45屏蔽效应 屏蔽效应:在原子中, 其它电子对某电子的遮挡作用。eVnZE22)(6

27、 .13 相当于内层电子抵消或中和掉部分正电荷，使被讨论的电子受核的吸引下降, 离核更远, 能量更高。, 46原子轨道中一个电子对于屏蔽常数的贡献被屏蔽电子屏蔽电子1s2s，2p3s，3p3d4s，4p4d4f5s，5p1s0.302s，2p0.850.353s，3p1.000.850.353d1.001.001.000.354s，4p1.001.000.850.850.354d1.001.001.001.001.000.354f1.001.001.001.001.001.000.355s，5p1.001.001.001.000.850.850.850.3547例 63 分别计算 Ti 原子中

28、其它电子对一个 3p 电子和一个 3d 电子的屏蔽常数 。并分别计算 E3p 和 E3d 。解：屏蔽常数 的值可由所有屏蔽电子对 的贡献值相加而得。Ti 原子的电子结构式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 3p =（0.35 7）+（0.85 8）+（1.00 2）= 11.253d =（0.35 1）+（1.00 18）= 18.35将 3p 和 3d 分别代入公式 中，计算得 E3p = 174.63 eVE3d = 20.13 eV48能级分裂在多电子原子中，主量子数 n 相同, 角量子数l不同的原子轨道, l越大的，其能量E越大。即:Ens Enp End En

29、f 不同电子所受的屏蔽作用不同。 其大小与角量子数 l 有关:l 大的电子, 受屏蔽大, 能量高。钻穿效应 n 相同, l小的电子, 在离核近处, 有小的概率峰出现, 相当于电子靠近核, 受核作用强, 同时回避了内层电子的屏蔽作用, 自身能量下降，这种效应称为钻穿效应。 49原子轨道径向分布的不同，导致了屏蔽效应和钻穿效应，引起了多电子原子的能级分裂 Enf End Enp Ens ，也引起了能级交错，出现了E4s E3d 等现象。因此多电子原子的能级次序是比较复杂的。对于多电子原子体系, 能量高低由什么因素决定? 由 n 和 l 同时决定: a. l 相同, n 大的能量高, 即 E2s E

30、3s E4s, 因为依次受屏蔽作用增大, Z* 依次下降, 所以能量依次升高。b. n 相同, l 大的能量高, E3s E3p E3d, 因为依次受屏蔽作用增大, 自身钻穿作用依次减小, 均使能量升高。c. n 和 l 均不同, 则 n+0.7l 大的,能量高。50徐光宪规则：对于一个能级，其（n + 0.7 l ）值越大，则能量越高。而且该能级所在能级组的组数，就是（n + 0.7 l ）的整数部分。以第七能级组为例进行讨论7 p （n + 0.7 l ）= 7 + 0.7 1 = 7.76 d （n + 0.7 l ）= 6 + 0.7 2 = 7.45 f （n + 0.7 l ）=

31、5 + 0.7 3 = 7.17 s （n + 0.7 l ）= 7 + 0.7 0 = 7.0因此，各能级均属于第七能级组，能级顺序为E7s E5f E6d E7p 这一规则称为 n + 0.7 l 规则。51例 64 通过计算说明 K 原子中的最后一个电子，填入 4s 轨道中时能量低，还是填入 3d 轨道中时能量低。解：最后一个电子，若填入 4s 轨道中时，K 原子的电子结构式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s14s电子的 4s =（0.85 8）+（1.00 10）= 16.8E4s 4.11 eV最后一个电子，若填入 3d 轨道中时，K 原子的电子结构式为1s2 2s2 2

32、p6 3s2 3p6 3d13d 电子的 3d = 1.00 18 = 18E3d = 1.51 eV计算结果是 E4s E3d，说明 K 原子中的最后一个电子，填入 4s 轨道中时能量较低。526-4-2 多电子原子的能级 美国著名结构化学家 Pauling(鲍林)，经过计算，将能量相近的原子轨道组合，形成能级组。按这种方法，他将整个原子轨道划分成 7个能级组:第一组 第二组 第三组 第四组 第五组 第六组 第七组 1s; 2s 2p; 3s 3p; 4s 3d 4p; 5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p; 7s 5f 6d 7p特点: (1) 能级能量由低到高。 (2) 组与组之间

33、的能量差大, 同组内各轨道之间能量差小。且 n 逐渐增大, 这两种能量差随能级组的增大逐渐变小。 (3) 第一能级组, 只有1s一个轨道, 其余均为两个以上, 且以ns 开始, 以np结束。 (4) 能级组与元素的周期相对应。 53Pauling原子轨道近似能级图54Cotton原子轨道能级图556-4-3 核外电子的排布 电子在核外的排布应遵循三个原则，即能量最低原理、Pauli 原理和 Hund 规则。了解核外电子的排布，可以从原子结构的观点认识元素性质变化的周期性的本质。1. 排布原则 1) 能量最低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原子轨道。电子由能量低的轨道向

34、能量高的轨道排布。562) Pauli(保利)不相容原理 在同一个原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说同一个原子中没有运动状态完全相同的电子。每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子3) Hund(洪特)规则 电子分布道能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道。因为这样的排布方式总能量最低。最为Hund规则的发展，能量简并的等价轨道，保持高对称性，以获得稳定。包括：轨道全空，半充满，全充满三种分布。572 电子的排布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 1s2 2s2 2p6 3s1 Z = 19 钾原子，其电子结构式为

35、 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 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。58铬原子核外有 24 个电子，它的电子结构式为 Ar 3d54s1，而不是 Ar 3d4 4s2。这是因为 3d5 的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。同样，铜原子的电子结构式为 Ar 3d10 4s1，而不是 Ar 3d9 4s2。 从铬和铜的电子结构式的写法，我们必须注意到先写 3d 能级，而后写 4s 能级。尽管电子在原子轨道中的填充次序是先填 4s 能级后填 3d

36、 能级。核外电子排布的三原则，只是一般的规律。因此，对于某一元素原子的电子排布情况，要以光谱实验结果为准。59元素原子的电子排布情况原子序数 元素符号 中文名称 英文名称电子结构式1H氢Hydrogen 1s12He氦Helium1s23Li锂LithiumHe 2s14Be铍Beryllium He 2s25B硼BoronHe 2s22p16C碳CarbonHe 2s22p27N氮NitrogenHe 2s22p38O氧OxygenHe 2s22p49F氟FluorineHe 2s22p510Ne氖NeonHe 2s22p660原子序数 元素符号 中文名称英文名称电子结构式11Na钠Sodi

37、umNe 3s112Mg镁Magnesium Ne 3s213Al铝Aluminum Ne 3s23p114Si硅SiliconNe 3s23p215P磷Phosphorus Ne 3s23p316S硫SulfurNe 3s23p417Cl氯ChlorineNe 3s23p518Ar氩ArgonNe 3s23p619K钾PotassiumAr 4s120Ca钙CalciumAr 4s261原子序数 元素符号 中文名称英文名称电子结构式21Sc钪ScandiumAr 3d14s222Ti钛TitaniumAr 3d24s223V钒VanadiumAr 3d34s224Cr铬Chromium Ar

38、 3d54s125Mn锰Manganese Ar 3d54s226Fe铁IronAr 3d64s227Co钴CobaltAr 3d74s228Ni镍NickelAr 3d84s229Cu铜CopperAr 3d104s130Zn锌ZincAr 3d104s262原子序数元素符号中文名称英文名称电子结构式31Ga镓GalliumAr 3d104s24p132Ge锗GermaniumAr 3d104s24p233As砷ArsenicAr 3d104s24p334Se硒SeleniumAr 3d104s24p435Br溴BromineAr 3d104s24p536Kr氪KryptonAr 3d104

39、s24p637Rb铷RubidiumKr 5s138Sr铯StrontiumKr 5s239Y钇YttriumKr 4d15s240Zr锆ZirconiumKr 4d25s263原子序数 元素符号 中文名称英文名称电子结构式41Nb铌NiobiumKr 4d45s142Mo钼MolybdenumKr 4d55s143Tc锝TechnetiumKr 4d55s244Ru钌RutheniumKr 4d75s145Rh铑RhodiumKr 4d85s146Pd钯PalladiumKr 4d1047Ag银SilverKr 4d105s148Cd镉CadmiumKr 4d105s249In铟Indium

40、Kr 4d105s25p150Sn锡TinKr 4d105s25p264原子序数 元素符号 中文名称英文名称电子结构式51Sb锑AntimonyKr 4d105s25p352Te碲TelluriumKr 4d105s25p453I碘IodineKr 4d105s25p554Xe氙XenonKr 4d105s25p655Cs铯CesiumXe 6s156Ba钡BariumXe 6s257La镧LanthanumXe 5d16s258Ce铈CeriumXe 4f15d16s259Pr镨PraseodymiumXe 4f36s260Nd钕Neodymium Xe 4f46s265原子序数 元素符号

41、中文名称英文名称电子结构式61Pm钷Promethium Xe 4f56s262Sm钐SamariumXe 4f66s263Eu铕EuropiumXe 4f76s264Gd钆Gadolinium Xe 4f75d16s265Tb铽TerbiumXe 4f96s266Dy镝Dysprosium Xe 4f106s267Ho钬HolmiumXe 4f116s268Er铒ErbiumXe 4f126s269Tm铥ThuliumXe 4f136s270Yb镱YtterbiumXe 4f146s266原子序数 元素符号 中文名称英文名称电子结构式71Lu镥LutetiumXe 4f145d16s272H

42、f铪HafniumXe 4f145d26s273Ta钽TantalumXe 4f145d36s274W钨TungstenXe 4f145d46s275Re铼RheniumXe 4f145d56s276Os锇OsmiumXe 4f145d66s277Ir铱IridiumXe 4f145d76s278Pt铂PlatinumXe 4f145d96s179Au金GoldXe 4f145d106s180Hg汞MercuryXe 4f145d106s267原子序数 元素符号 中文名称 英文名称电子结构式81Tl铊ThalliumXe 4f145d106s26p182Pb铅LeadXe 4f145d106s

43、26p283Bi铋BismuthXe 4f145d106s26p384Po钋Polonium Xe 4f145d106s26p485At砹AstatineXe 4f145d106s26p586Rn氡RadonXe 4f145d106s26p687Fr钫Trancium Rn 7s188Ra镭RadiumRn 7s289Ac锕ActiniumRn 6d17s290Th钍ThoriumRn 6d27s268原子序数元素符号中文名称英文名称电子结构式91Pa镤ProtactiniumRn 5f26d17s292U铀UraniumRn 5f36d17s293Np镎NeptuniumRn 5f46d17

44、s294Pu钚PlutoniumRn 5f67s295Am镅AmericiumRn 5f77s296Cm锔CuriumRn 5f76d17s297Bk锫BerkeliumRn 5f97s2198Cf锎CaliforniumRn 5f107s299Es锿EinsteiniumRn 5f117s2100Fm镄FermiumRn 5f127s2101Md钔Mendelevium Rn 5f137s269原子序数 元素符号中文名称英文名称电子结构式102No锘NobeliumRn 5f147s2103Lr铹LawrenciumRn 5f146d17s2104Rf“金卢” Rutherfordium R

45、n 5f146d27s2105Du“金杜”DubniumRn 5f146d37s2106Sg“金喜”SeaborgiumRn 5f146d47s2107Bh“金波”BohriumRn 5f146d57s2108Hs“金黑”HassiumRn 5f146d67s2109Mt“金麦”MeitneriumRn 5f146d77s2110Ds“金达”DarmstadtiumRn 5f146d87s2111Uuu111UnununiumRn 5f146d97s2112Uub112UnunbiiumRn 5f146d107s270 特殊的电子结构要记忆。主要是10个过渡元素: 正常填充: 先填充 ns，达

46、到ns2之后，再填 (n-1)d 。 特殊填充: 先填 ns,只填一个电子成ns1 ，未达到 ns2，就 开始填这种现象在 (n-1)d 轨道处于半充满, 全充满左右发生。电子填充反常元素：Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au Cr Cu Ar3d54s1 Ar3d104s1 Nb Mo Ru Rh Pd AgKr4d44s1 Kr4d54s1 Kr4d74s1 Kr4d84s1 Kr4d105s0 Kr4d105s1 Pt Au Xe5d96s1 Xe5d106s1 716-5元素周期表最早的元素周期表是 1869 年由俄国化学家 D. I. Mend

47、eleev 提出来的，他对当时发现的 63 种元素的性质进行总结和对比，发现化学元素之间的本质联系 元素的性质随原子量递增发生周期性的递变。 到目前为止，人们已经提出了多种形式的周期表，如短式周期表、长式周期表、三角形周期表、螺旋式周期表、宝塔式周期表等，但目前最通用的是表 64 所示的由 A. Werner 首先倡导的长式周期表，见本书的附表。72元素周期表736-5-1 元素的周期对应于主量子数 n的每一个数值，就有一个能级组，也同时有一个的周期。所以周期表中的每一个周期对应于一个能级组。其中第一周期只有氢和氦两种元素，称为特短周期。它对应的第一能级组只有一个 1s 能级，只有一个 1s

48、轨道，可以填充 2个电子。 74 第二和第三周期各有 8 种元素，称为短周期。它们分别对应的第二和第三能级组，均有 ns 和 np 两个能级，四个轨道，可以填充 8 个电子。 第四和第五周期各有 18 种元素，称为长周期。它们分别对应的第四和第五能级组，均有ns、(n1)d 和 np 三个能级，九个轨道，可以填充18 个电子。 第六周期有 32 种元素，称为特长周期。它对应于第六能级组，有 6s、4f、5d 和 6p 四个能级，十六个轨道，可以填充 32 个电子。75 第七周期也应有 32 种元素（87号 118号），也称为特长周期。它对应于第七能级组，有 7s、5f、6d 和7p 四个能级，

49、十六个轨道，可以填充 32 个电子。但是直到 2003 年 8 月才发现到 116 号元素，因此，第七周期称为未完成周期。一种元素所处的周期数，等于它的原子核外电子的最高能级所在的能级组数。例如 Sn 元素，其原子的电子构型为 Kr 4d105s25p2，最高能级 5p 属于第五能级组，所以 Sn 是第五周期元素。 76能级组与周期的关系周期特点能级组序数 能级数 原子轨道数元素种类数1特短周期 11个1个2种2短周期 22个4个8种3短周期 32个4个8种4长周期43个9个18种5长周期53个9个18种6特长周期64个16个32种7特长周期74个16个应有 32种776-5-2 元素的族长式

50、周期表，从左到右共有 18 列。周期表中有七个A 族，位于图 64 所示周期表的第 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。 有七个 B 族，位于周期表的第 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( n1)d 轨道，其族数通常等于最高能级组中的电子总数。78位于周期表下面的镧系元素和锕系元素，按其所在的族来讲应属于 IIIB 族，因其性质的特殊性而单列。 周期表中有零族元素，它是稀有气体，有时也称VIIIA族，其电

51、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 ( n1)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 ( n1)d 6-10 ns0-2。 796-5-3 元素的分区根据元素最后一个电子填充的能级不同，可以将周期表中的元素分为 5 个区，实际上是把价电子构型相似的元素集中分在一个区，如下表所示。80s 区元素 最后一个电子填充在 s 轨道上，包括 IA族，IIA 族。其价层电子构型为 ns12，属于活泼金属。p 区元素 最后一个电子填充在 p 轨道上，包括 IIIA族，IVA 族，VA 族，VIA 族，VIIA 族，0 族

52、（也称为VIII A族）。其价层电子构型为 ns2 np16，该区的右上方为非金属元素，左下方为金属元素。s 区和 p 区元素的族数，等于价层电子中 s 电子数与 p 电子数之和。若和数为8，则为 0 族元素。s 区和 p 区是按族划分的周期表的主族。81d 区元素 最后一个电子基本上填充在 (n1)d 轨道上，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 (n1)d110ns02。 由于 (n1) d 电子由不充满向充满过渡，所以第 4，5，6 周期的 d 区元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素，这些元素常有可变的氧化态。 d 区

53、元素的族数，等于价层电子中 ( n1)d 的电子数与 ns 的电子数之和，若和数大于或等于 8，则为 VIII 族元素。82ds 区元素 价层电子构型为 ( n1 )d10ns12，即次外层 d 轨道是充满的，最外层轨道上有 12 个电子。它们既不同于 s 区又不同于 d 区，故称为 ds 区，它包括 IB 族和 IIB 族，在周期表中处于 p 区和 d 区之间。ds 区元素的族数，等于价层电子中 ns 的电子数。有时将 ds 区元素列为过渡金属。 f 区元素 最后一个电子填充在 f 轨道上，价层电子构型为 (n 2)f014 (n1)d02 ns2 ，包括镧系和锕系元素。由于其 (n2)f

54、中的电子由不充满向充满过渡，称其为内过渡元素。836-6 元素基本性质的周期性元素周期律最重要的内容是，随着元素的原子序数的增加原子核外的电子层结构呈周期性变化。因此元素的基本性质原子半径、电离能、电子亲和能和电负性等，也呈现明显的周期性。846-6-1原子半径1 原子半径的定义按照量子力学的观点，电子在核外运动没有固定轨道，只是概率分布不同。因此，对于原子来说并没有一个截然分明的界面。 通常所说的原子半径，总是以相邻原子的核间距为基础而定义的。根据原子与原子间的作用力不同，原子半径一般可分为共价半径、金属半径和范德华半径三种。85同种元素的两个原子以共价单键联结时，其核间距的一半称为该元素的

55、共价半径。把金属晶体中的原子看成刚性球体，且彼此相切，其核间距的一半，称为该元素的金属半径。对于稀有气体元素，其两个原子之间没有共价键和金属键，而只靠分子间的范德华力互相接近。低温下稀有气体以晶体存在时，两个原子之间距离的一半称为范德华半径。86在讨论问题时，一般采用的是共价半径。周期系中各元素的原子半径数据见本书附录 11。 一般来说，同一元素的金属半径比其共价半径大些。这是因为形成共价键时，轨道的重叠程度大些。而范德华半径的值总是较大，因为分子间力不能将单原子分子拉得更紧密。872 原子半径的变化规律同一周期中，原子半径的变化受两个因素的影响。a）从左向右，随着核电荷的增加，原子核对外层电

56、子的吸引力也增加，使原子半径逐渐减小；b）随着核外电子数的增加，电子间的相互斥力也增强，使得原子半径增大。这是两个作用相反的因素。88短周期的主族元素元素 Li Be B C N O F Ner/pm 152 113 86 72 元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar r/pm 186 160 143 118 108 106 但是，由于增加的电子不足以完全屏蔽增加的核电荷，因此从左向右有效核电荷逐渐增加，原子半径逐渐减小。对于 d10 电子构型，因为有较大的屏蔽作用，所以原子半径略有增大，f7 和 f14 电子构型也有类似情况。89 长周期的过渡元素元素 Sc Ti V Cr Mn

57、Fe Co Ni Cu Zn r/pm 162 147 134 128 127 126 125 124 128 134元素 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd r/pm 180 160 146 139 136 134 134 137 144 149Cu、Zn 和 Pd、Ag、Cd 等的原子半径有增加的趋势，因为从它们开始出现 d10 电子构型。90 超长周期的内过渡元素元素 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lur/pm 183 182 182 181 183 180 208 180 177 176 176 176 176

58、 194 174Eu 和 Yb 的原子半径增大，因为从它们开始出现 f7和 f14 电子构型。91就同一周期而言，过渡元素从左向右原子半径减小的程度比主族元素要小。因为过渡元素随着原子序数的增加，新增加的电子填充到次外层，而次外层电子对核电荷的抵消作用要比最外层电子大得多，致使有效核电荷增加的程度较小，所以同一周期过渡元素从左向右原子半径减小的程度就比较小。 同理内过渡元素 镧系元素新增加的电子填充到外数第三层，原子半径减小的程度就更小些，从 La 到 Lu，原子半径一共减少仅约 9 pm 。15 种镧系元素原子半径共减小约 9 pm这一事实，称为镧系收缩。92 镧系收缩的结果，使镧系后面的各

59、过渡元素的原子半径都相应的缩小，使第三过渡元素的原子半径与第二过渡元素的原子半径相近，导致了 Zr 和 Hf，Nb 和Ta，Mo 和 W 等在性质上极为相似，分离困难。如 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe rpm 232 197 162 147 134 128 127 126 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Rurpm 248 215 180 160 146 139 136 134 Cs Ba La Hf Ta W Re Or rpm 265 217 183 159 146 139 137 13593同时镧系各元素之间的原子半径也非常相近，性质相似，分离非常困难。同一主族中，

60、从上到下虽然核电荷的增加有使原子半径减小的作用，但原子的电子层数增多起更主要作用，所以从上到下原子半径增大。例如 元素 rpm 元素 rpm 元素 rpm Li 152 Be 113 B 86Na 186 Mg 160 Al 143 K 232 Ca 197 Ga 135 Rb 248 Sr 215 In 167Cs 265 Ba 217 Tl 17094副族元素中，第一过渡系列的原子半径较小。第二和第三过渡系列的原子半径大于第一过渡系列的原子半径。 但第二和第三过渡系列的原子半径很接近，正如前面所述，这是“镧系收缩”的影响。956-6-2电离能定义：元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成