第8章原子结构与元素周期律2015-2

8.4核外电子排布一、多电子原子的能级顺序(1)n，E。例：1s2s3s4s···；

E2p<E3p<E4p<E5p

(2)n相同，l，E。例：2s2p；3s3p3d；(3)特例：能级交错(energyleveloverlap)n和l都不同的电子，如3d和4s，其能级顺序为：E5sE4d，E6sE4fE5dE4sE3d，可用n＋0.7l规则来判断能级顺序8.4.1多电子原子中电子运动的描述和近似能级图能级组内轨道能量差别较小。第7周期第6周期第5周期第4周期第3周期第2周期第1周期7s,5f,6d,7p7~7.76s,4f,5d,6p6~6.75s,4d,5p5~5.74s,3d,4p4~4.73s,3p3~3.72s,2p2~2.71s1n+0.7l原子轨道能量屏蔽效应和钻穿效应不要求(了解)：屏蔽常数=0,n外层电子；=0.35,同层电子；=0.85,(n-1)内层电子；=1,(n-2)内层电子；=1,d/f上的电子(除外层电子外)。

例如19K:

若4s1:Z*=Z-

=2.2若3d1:Z*=Z-

=1能级组：根据n+0.7l数值分组(徐光宪)多电子原子的能级顺序排满np轨道后总是进入到下一电子层的电子排布！2.泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋相反的电子。1.能量最低原理：核外电子在原子轨道上的排

布首先进入能量低的轨道。3.洪特规则：电子在能量相同的轨道(简并轨道)上填充时，总是自旋平行并且分占不同的轨道。8.4.2原子核外电子的排布np2np4原子核外电子排布的三个规则：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p→高能量洪特规则的特例：等价轨道处于全充满、半充满或全空时比较稳定。全充满p6，d10，f14半充满

p3，d5，f7全空

p0，d0，f0例1：7N

原子的核外电子排布为：1s2s2p电子排布式：轨道表示式：1s22s22p324Cr1s22s22p63s23p6

3d54s1

29Cu1s22s22p63s23p6

3d104s13d44s2?3d94s2？注意：不同能级的轨道间洪特规则特例不适用。例如：2s22p2不是2s12p32s2p为突出正在填充的电子的排布特点，常将内层已达到稀有气体电子结构的部分写成“原子实”，用[稀有气体元素符号]表示。如：26Fe1s22s22p63s23p6

3d64s2

[Ar]Fe:[Ar]3d64s2

写一写32Ge的核外电子排布？

1s22s22p63s23p63d104s24p2或者[Ar]3d104s24p2

83Bi的核外电子排布？

1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p3或者[Xe]4f145d106s26p3

注意：原子失去电子形成离子时，失电子顺序为由外层到内层逐层失去。即：np→ns→(n-1)d→(n-2)f。例：Al3+的电子排布如何？Al核外电子排布：1s22s22p63s23p1

Al3+：1s22s22p6Fe2+：1s22s22p63s23p63d54s1?例：26Fe:1s22s22p63s23p63d64s2Fe2+的核外电子排布如何？Fe2+：1s22s22p63s23p63d6应逐层失去！离子的电子排布：对于离子的外层电子来说，n+0.4l越大，能级越高。Atom

Energylevelorder

Spectrumexperimentalorder

Cr

Mo

Cu

Ag

Au

[Ar]3d

44s

2

[Kr]4d

45s

2

[Ar]3d

94s

2

[Kr]4d

95s

2

[Xe]4f145d

96s

2

[Ar]3d

54s

1[Kr]4d

55s

1

[Ar]3d

104s

1

[Kr]4d

105s

1[Xe]4f14

5d106s

1

小

结根据原子轨道的能级顺序和核外电子排布原则写出基态原子的电子组态（排布），是本节最重要的教学目的之一。记住一些重要的例外，它们与亚层半满状态和亚层全满状态的相对稳定性有关（洪特规则的特例）。8.5元素周期律1869年门捷列夫在总结大量科学实验的基础上，对当时已发现的63种元素的化学性质与物理性质归纳，发现了元素之间内在联系———化学元素周期律。8.5.1原子的电子层结构和元素周期表1.元素的周期和周期表元素所属的周期是其基态原子最外层电子所在的能级组决定。周期数＝层数(Pd除外)。7s,5f,6d,7p6s,4f,5d,6p5s,4d,5p4s,3d,4p3s,3p2s,2p1s能级组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。轨道数144991616DsRg2.元素的族传统上仍沿用主（A）、副（B）族分类法。主族元素的族数等于该族元素原子的最外层电子数(价电子),也与该族元素的最高氧化数相一致(O和F除外)。IIIB～VIIB族元素，价电子(最外层＋次外层电子)总数等于其族数；IB和IIB族元素，最外层电子数等于族数，次外层已满;VIII族电子排布有异常情况。（副族元素电子排布只要求掌握第四周期第一过渡金属系列）32Ge处于哪个周期属于哪个族？

[Ar]3d104s24p2第五周期,VIA,Te[Kr]4d105s25p4呢？其元素符号是什么？写出[Ar]3d104s2、[Ar]3d54s1的周期、族数及元素符号。3.元素的分区IAIIAIIIB

VIIB、VIIIIBIIB0IIIA

VIIALa系Ac系s区p区d区ds区f区ns1~2ns2np1~6(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2如何区分s区与ds区元素？8.5.2元素性质的周期性1.核外电子构型根据核外电子排布的原则和光谱实验结果，可以得到各原子的基态电子结构。最外层的电子总是重复ns1

ns2np6(H、He除外)。对于大多数元素，最外层的电子数为什么不超过8个？原子电子层结构的周期性变化，导致了一些原子参数出现显著的周期变化规律。如：原子半径、电离能、电子亲合能、电负性。2.原子半径（r）金属半径:适用于金属元素，相邻原子核间距离的一半。vanderWaals半径：两个原子只靠分子间作用力相互吸引时，其核间距的一半(如：He，Ne，Ar等)。共价半径：适用于非金属元素，它们核间距离的一半。由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。最外层电子离核距离决定原子的半径。主族元素主族元素：从左到右

r减小；从上到下

r增大。0原子半径大，与同一原子间的键长也变大。例如：C-F<C-Cl<C-Br原子半径取决于最外层电子受原子核的吸引力大小，与内层电子对最外层电子的静电屏蔽大小有关。解释:电子层数不变的情况下，有效核电荷的增大导致核对外层电子的引力增大，导致同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小。Li:Z*=1.35,Be:Z*=2.05I过渡元素新增电子排在次外层，内层电子对外层电子的屏蔽较强，核对外层电子的引力增加不明显，导致原子半径减小趋势较缓。镧系元素原子半径减小更缓（La~Lu共减小0.144Å，镧系收缩）对于同族元素，自上到下电子层数增加起主导作用，核对外层电子的吸引减小，导致同族元素自上到下原子半径逐渐增大。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离子所需要的能量称为第一电离能，用I1表示。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I2表示。E+(g)E2+(g)+e-I2E(g)

E+(g)+e-I1增大第一电离能呈现周期性变化影响电离能大小的因素：原子的核电荷数原子半径电子的构型半充满、全充满的轨道具有较稳定的结构，因此具有较大的电离能。有效核电荷数增大，原子半径减小同一主族：从上到下，I1依次变小解释：有效核电荷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,I1减小。同一周期：主族元素从IA到卤素，I1增加；过渡元素从左到右I1略有增加解释：Z*增大，r减小，I1增大，稀有气体的I1最大；过渡元素电子依次加到次外层，Z*增加不多，r减小缓慢，I1略有增加。N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大：半满，全满。反常：I1(B)<I1(Be),I1(O)<I1(N),

充满或半充满的稳定结构4.电子亲和能（

E

）

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。测量困难，数据不完整。O(g)

+e-O-(g)E1

=-140.0kJ.mol-1O-(g)

+e-

O2-(g)E2

=844.2kJ.mol-1气态O2-不稳定亲和能数值越低，原子得电子能力越大，非金属性越强。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。5.电负性(X)：

分子中原子吸引电子的能力。