基础化学原子结构cz2011

基础化学FundamentalChemistry（3）

宏观现象的微观本质：微观决定了宏观物质的性质。

化学反应中，原子核不变，起变化的只是核外电子。要了解物质的性质及其变化规律，有必要先了解原子结构，特别是核外电子的运动状态。

化学的特点：既研究物质宏观上的性质及变化，也研究物质微观上的组成和结构，宏观与微观的联系是化学学科最特征的思维方式。3.1微观粒子运动的特性3.2氢及类氢原子核外电子的运动状态3.3多电子原子核外电子的排布3.4原子的电子层结构与元素周期性3.5元素基本性质的周期性第三章原子结构研究原子结构，主要就是研究原子核外电子的运动。量子力学研究表明，原子核外电子的运动主要有两大特征：3.1.1核外电子运动的量子化特征

————氢原子光谱和玻尔理论量子化特征和波粒二象性3.1微观粒子运动的特性光是电磁波

=c

：频率；

：波长，c：光速连续光谱不连续光谱

气体原子被激发而产生的光，分光后产生的是分立的、有明显分界的不连续光谱或线状光谱由激发态原子发射出来的光谱叫原子光谱。氢原子光谱氢原子光谱仪示意图和氢原子可见光谱

氢原子可见光谱有四条颜色不同的谱线H

、H

、H

、H

频率

分别为：4.571014s-1,6.171014s-1,6.911014s-1,7.311014s-1n=3,4,5,6时可以算出分别等于实验中得到的氢的4条谱线的频率。Balmer经验公式：

除了可见光的Balmer线系，后来又发现了氢原子紫外光谱Lyman线系，红外光谱的Paschen线系，Bracket线系，Pfund线系。绕核高速旋转的电子将不断从原子发射连续的电磁波，原子光谱应是连续的；而且由此，电子的能量逐渐降低，最后坠入原子核，使原子不复存在。氢原子光谱的实验事实与经典电磁理论不符经典电磁理论：1911年，卢瑟夫根据粒子(He2+)散射实验，创立了关于原子结构的“核型原子模型”。原子中心有一个原子核，它集中了原子全部的正电荷和几乎全部的质量;带负电的电子于核外空间绕核高速运动;原子核体积很小，原子核外空间较大。1.经典核原子结构模型玻尔理论经典核原子模型解决了原子的组成问题：原子原子核质子中子电子

究竟原子中核外电子如何分布？以及运动状态如何？

2.Bohr的原子结构理论Rutherford核原子模型M.Planck量子论A.Einstein光子学说氢原子的光谱实验Bohr根据建立了Bohr理论Planck的量子论：

物质吸收和发射能量是不连续的，即量子化的。吸收和发射能量最小的单位是光量子。Einstein的光子学说：光既是一种波，但又具有粒子性Bohr理论的三点假设

关于固定轨道的概念：核外电子只能在具有确定半径和能量的特定轨道上绕核运动。这些轨道的角动量要满足一定的量子化条件：m

为电子的质量v

是电子运动的速度r

是轨道的半径h

普朗克常数n

是量子数在一定轨道中运动的电子具有一定的能量，称为定态

电子在不同的轨道上运动有不同的能量（能级）。正常情况下，氢原子中的电子尽可能处在离核最近的轨道上(n=1)，即原子处于基态。当原子获得能量，电子可以跃迁到离核较远的高能轨道上去，原子处于激发态。

处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到其它轨道上，同时释放或吸收光能。光能的频率决定于两个轨道的能量差。E2：离核较远的轨道的能量（高能级）E1：离核较近轨道的能量（低能级）：光的频率h：Planck常量，6.6210-34

J·sh

=E2-E1Bohr根据经典力学原理和量子化条件：n为量子数(1,2,3…)，当n=

时，电子完全脱离了原子核的束缚，能量E=0波尔半径这种不连续性——量子化，即电子的运动是量子化的。（1）解释了氢原子光谱的实验事实；（2）提出了能级（轨道）的概念，确定了Balmer公式中n1、n2的物理意义：代表不同能量的轨道(能级)的序号；（3）提出了核外电子运动时物理量的量子化特性。玻尔理论的成功之处建立的基础：经典物理学，采用宏观物体运动的固定轨道概念Bohr理论的局限之处

不能解释氢原子光谱的精细结构不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂不能解释多电子原子的光谱3.1.2微观粒子运动的波粒二象性17世纪末，牛顿和惠更斯分别提出了光的粒子性和波动性。

粒子性：运动时具有动量和动能，称为粒子性

波动性：微粒流在运动中表现出“波”的特性微观粒子运动有时表现出粒子性，有时呈现出波动性—波粒二象性。

1924年，法国物理学家deBroglie：电子等微观粒子除具有粒子性外，同样具有波动性。这种波被称为物质波

(德布罗意波)。根据电子衍射图计算得到的电子波的波长与deBroglie公式计算出的波长一致。1927年，Davission和Germer：质量为m，运动速度为v的粒子，相应的波长为：电子的波粒二象性波粒二象性是所有微观粒子的运动特征。电子的粒子性与波动性定量的联系起来。任何运动质点，包括宏观物体都可以按照deBroglie

公式计算它们的波长。物质波的意义宏观物体:可用准确的位置和动量描述运动（经典力学）微观粒子:？1927年，Heisenberg提出了测不准原理：3.1.3海森堡测不准原理

x·Px

≥h/4π式中：

x

—粒子位置的测不准值

P—粒子动量的测不准值

h—Planck常数具有波动性的微观粒子和宏观物体有着完全不同的运动特点，不可能同时而又准确的测量微观粒子在某一时刻的位置和动量（速度）对质量为10克的宏观物体，若

x=0.01cm对电子，m=9.1110-31kg，

x=10-9cm

重要暗示——不可能存在Rutherford和Bohr模型中行星绕太阳那样的固定电子轨道，只能用统计的方法表述出它在核外某区域内出现的可能性。

测不准关系不是限制人们的认识限度，而是限制经典力学的适用范围。说明微观体系的运动有更深刻的规律在起作用，这就是量子力学所反应的规律。3.2氢及类氢原子核外电子的运动状态3.2.1Schrodinger方程-微粒的波动方程

电子的波动性可以看成是粒子性统计的结果。微观粒子的运动，虽然不能同时准确测定位置和速度，但它空间某一范围出现的几率可用统计方法描述。

1926年，

Schrodinger建立了描述微观粒子运动规律的量子力学基本方程式。

：波函数x、y、z：空间直角坐标方向m：微观粒子(电子)的质量E

：微观粒子(电子)的总能量V:微观粒子(电子)的势能——波函数

是空间坐标的函数波函数

描述的是原子核外电子运动状态的数学表达式，又称原子轨道。把微观粒子（电子）的粒子性与波动性有机地融合在一起，更能真实地反映出微观粒子的运动状态。可以解出一系列波函数

，代表电子在原子中的各种运动状态。解方程的目的，是求运动状态函数

以及与这个状态相对应的能量E。Schrodinger方程的意义*Schrodinger方程的求解简介(1)坐标变换：

(x,y,z)

(r,

,

)(2)分离变量：径向分布函数角度分布函数(3)为保证解的合理性，引入三个参数(量子数)n,l,m解得的

不是具体的数值，而是包括三个参数(n,l,m)和三个变量(r,θ,φ)的函数式

n,l,m(r,θ,φ)，每一个解对应着某一种运动状态及相应的能量。n=1，2，3…l=0，1，2，3…(n-1)m=0，

1，

2，

3…

l主量子数角量子数磁量子数表示电子距核的平均距离表示波函数的形状表示波函数在空间的伸展方向3.2.2波函数和原子轨道

波函数

是量子力学中描述核外电子运动状态的函数式，而且又是空间坐标的函数。

一定的波函数表示电子的一种运动状态，也叫原子轨道。每一种原子轨道(即每一种波函数)都有与之相对应的能量。

|

|2具有物理意义：表示空间某处单位体积内电子出现的概率，即概率密度。3.2.3概率密度和电子云概率密度(|

|2)

：由理论计算得到，电子在原子核外空间某点附近单位体积内出现的概率。电子云：概率密度的形象化图示，是|

|2的图像。氢原子的1s电子云示意图用统计方法描述电子在核外某一区域内出现机会的多少。s

电子云(l=0的状态)

球形，处于s状态的电子，它在核外空间中半径相同的各个方向上出现的概率相同，等概率密度面。p

电子云(l=1的状态)哑铃形，3种空间取向。d

电子云(l=2的状态)f

电子云*

(l=3的状态)花瓣形，5种空间取向。3.2.4波函数的空间图象径向部分角度部分1.径向分布图球面的面积：4

r2球壳薄层的体积：4

r2

r概率密度：|

|2球壳内发现电子的概率：4

r2

|

|2

r单位厚度球壳中的概率：4

r2

|

|2令D(r)=4

r2|

|2，D(r)是r的函数径向分布函数氢原子电子云径向分布图D(r)只随半径r

变化，由量子数n、l决定。52.9pmn-l

个峰52.9pm说明：D(r)

指在半径为r的单位厚度球壳内发现电子的概率。电子在核外是按层分布的：主峰离核的距离1s最近，2s、2p次之，3s、3p、3d更次之，同理4s、4p、4d、4f更远。离核较近的小峰都伸到(n-1)各峰的内部，伸入的程度各不相同。

外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，称为“钻穿效应”。径向分布图的意义：

电子概率的径向分布图表示了电子在整个空间出现的概率随半径变化的情况，从而反映了核外电子概率分布的层次性和穿透性。

电子云的径向分布图反映的是概率密度在距核不同处的分布情况。2.角度分布图波函数

(r,

,

)的角度部分：Y(

,

)只随

和

角度变化，由量子数

l和m

决定，与n

无关。波函数的角度分布图：Y(

,

)

随

和

角度变化作图。电子云的角度分布图：|Y(

,

)|2

随

和

角度变化作图。原子轨道的角度分布图

Y(

,

)

只与量子数

l和m有关，

l和m相同的轨道，角度分布相同。注意：图中的“+”、“-”号没有正负电性的意思例：对于pz轨道原子轨道(波函数)角度分布图(剖面图)电子云的角度分布图电子云的角度分布图表示电子在核外空间不同角度出现的概率密度大小。反映了电子概率密度分布的方向性。2()2Pz电子云的角度分布图

原子轨道角度分布图有正负之分，而电子云角度分布图都是正值

电子云角度分布图比原子轨道角度分布图要“瘦”一些3.电子云的空间分布图

电子云的空间分布图是径向部分与角度部分综合的结果。ns电子云空间分布图电子云的实际形状与角度曲面有关，但又是不相同的。把电子云的实际形状当成电子云的角度分布图是不合适的。2p与3d电子云空间分布图主量子数n决定电子云的大小；角量子数l决定电子云的形状；磁量子数m决定电子云的伸展方向9.2.5四个量子数

由n、l、m

这三个量子数所确定的一套参数，就可以表示一种波函数。后来根据实验和理论的要求，又引入了一个描述电子自旋特征的量子数ms。

这些量子数对描述核外电子的运动状态，电子的能量，原子轨道或电子云的形状和空间的伸展方向，以及多电子原子核外电子的排布非常重要。1.主量子数n决定电子层数，表示电子出现概率最大的区域离核的远近。n

的取值范围：n=1，2，3，4，……n

越大，电子与原子核的平均距离越远n=123456…KLMNOP…电子层符号决定电子能量高低的主要因素。

对于单电子原子或类氢离子来说，n值越大，电子的能量越高。n=1时，r1=1252.9pm，E1=-1312.17kJmol-1n=2时，r2=2252.9pm，E2=-328.04kJmol-1n=3时，r3=3252.9pm，E3=-145.80kJmol-1

对于多电子原子，核外电子能量既与n

有关，又与l

有关。2.角量子数ll

的值常用英文小写字母代替：l

的取值：l=0，1，2，3，……，(n-1)代号：

spdfgl：01234

决定了电子运动空间区域的形状，即原子轨道或电子云的形状。s轨道球形p轨道哑铃形d轨道有两种形状表示同一电子层中具有不同状态的电子亚层。与多电子原子中电子的能量有关，多电子原子中电子的能量取决于n和l。n不同，l

相同时：n

值越大，能量越高

E1s<E2s<E3s<E4s<E5s

对于多电子原子，l

值越大，能量越高n相同，l

相同时：能量相同

n相同，l

不同时：

对于单电子体系，能量相同

E4s=E4p=E4d=E4fE4s<E4p<E4d<E4f3.磁量子数mm=0，1，2，3，……，

l决定了原子轨道或电子云在空间的伸展方向。它的取值表示伸展方向是被限制在某些特定的方向上，即限定原子轨道数目。如：l=1时(p轨道)，m

有0、+1、-1三个值在没有外加磁场作用时，磁量子数m与能量无关。

在一般情况下，n，l

相同，m不同的轨道能量相同，这样的轨道称为简并轨道。如：p轨道具有3种伸展方向不同，但能量相同的3个简并轨道。

（当有外加磁场时，由于伸展方向不同，会显示出微小的能量差别）制约关系：一组合理的n，l，m量子数会对应一个确定的波函数

n,l,m(r,,)，决定一个原子轨道离核的远近、形状和伸展方向。l0123mmmmn=40-1,0,1-2,-1,0,1,2-3,-2,-1,0,1,2,3s轨道p轨道d轨道f

轨道n

个亚层n2

个轨道4.自旋量子数ms

为了解释光谱的精细结构，Uhlenbeck和Goudsmit提出了电子自旋的假设。1922年，Stern-Gerlach◆描述电子绕自轴旋转的状态◆自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为◆

ms取值+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示小结

原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m，ms

四个量子数描述，四个量子数确定后，电子在核外的运动状态也就确定了。没有运动状态完全相同的电子。主量子数n：决定电子层数，并主要决定电子的能量角量子数l：决定原子轨道的形状，影响电子的能量磁量子数m：决定原子轨道在空间的伸展方向自旋量子数ms：决定电子的自旋方向例如:n=2，

l=0，

m=0，2s

n=3，

l=1，

m=0，3pz

n=3，

l=2，

m=0，3dz2电子层、亚层、原子轨道、运动状态同量子数间的关系四个量子数可以确定电子的一种运动状态，而三个量子数n，l，m只可以确定一个原子轨道。每种类型的原子轨道的数目=磁量子数m的个数=(2l+1)。各电子层的原子轨道数目=n2。各电子层最多的亚层数目=n。各电子层可能有的状态数=2n2，这也是各电子层最多可容纳的电子数目。练习1.假定有下列电子的各套量子数，指出哪几套不可能存在，并说明理由。

3，2，2，1/2；3，0，-1，1/2；

2，2，2，2；1，0，0，0；

2，-1，0，1/2；2，0，-2，1/2。2.以下各“亚层”哪些可能存在？包含多少轨道？解释之。

2s；3f；4p；5d。3.3多电子原子核外电子的排布

各种状态的原子轨道，它们的能量象阶梯一样有高有低，称为能级。

而且n越大能量越高：E1s<E2s<E3s<E4s…

n相同的轨道，能量相同：E4s=E4p=E4d=E4f…

即单电子体系中，轨道(或轨道上的电子)的能量，只由主量子数n决定。对于单电子体系，其能量为而对于多电子体系：系统的能量可看作是各个单电子在某个原子轨道上运动对原子系统能量贡献的总和。对某一特定电子而言，除受原子核的吸引外，还受到其它电子的排斥作用，导致主量子数相同而角量子数不同的原子轨道的能级产生分裂。轨道:与氢原子类似，其电子运动状态可描述为1s，2s，2px，2py，2pz，3s……能量:与氢原子不同，不仅与n有关，也与l有关。3.3.1多电子原子的能级鲍林原子轨道近似能级图能级组角量子数l相同的能级，能量高低由主量子数n决定：如E1s<E2s<E3s<E4s主量子数n

和角量子数

l

均不相同时出现：如E4s<E3d<E4p能级分裂主量子数n相同，角量子数l不同的能级，能量随l的增大而升高：如Ens<Enp<End<Enf能级交错核外电子填充次序图

能级组的划分是造成元素周期表中元素划分为周期的本质原因。对鲍林能级图的说明：鲍林能级图只适用于多电子原子，不适用于氢原子和类氢离子（它们不存在能级分裂和能级交错）。鲍林能级图严格意义上只能叫“顺序图”，指轨道被填充的顺序。填充顺序并不总是能代表原子中电子的实际能级。屏蔽效应

排斥力减弱了原子核对外层电子的吸引力，相当于使核的有效电荷数减少。Z*：为有效核电荷数

：为屏蔽系数

核外其它电子的电子云对核电荷引力的抵消作用称为屏蔽效应。多电子原子中每个电子的轨道能量为：导致能级分裂与交错。

与产生屏蔽作用的电子的数目以及这些电子所处原子轨道的大小、形状有关，与该电子离核的远近和运动状态有关。内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，同层电子的屏蔽作用较小，外层电子对内层电子可近似看作不产生屏蔽作用。影响

大小的因素钻穿效应

外层电子进入原子内层空间，靠近原子核，受到核的较强吸引作用，从而使能量发生变化，称为钻穿效应。

电子的钻穿能力越强，它受到的其它电子的屏蔽作用就越小，受核的引力越强，能量越低。产生能级分裂和交错：

轨道的钻穿能力通常有如下顺序：ns>np>nd>nf。E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)

屏蔽效应与钻穿效应是两个相反的作用。正是屏蔽与反屏蔽的作用，使得电子在核外不断运动，电子不会落在核上，也不会远离核——原子能够稳定存在。它们也是产生能级分裂和交错的原因。对能级交错的解释：鲍林能级图中：E4s<E3d<E4p3.3.2多电子原子的核外电子排布基态原子的电子组态：是一种表示形式。这种形式能反映出该原子中所有电子占据的亚层轨道。K1s22s22p63s23p64s1基态原子的核外电子排布服从构造原理：构造原理是指原子建立核外电子层时遵循的规则。

按照原子轨道的n

和l

从低到高，用光谱符号将原子轨道排序，填入的电子写在光谱符号的右上角。(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地先占据能量最低的轨道，占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道。(2)泡利不相容原理

在同一原子中，没有四个量子数完全相同的电子。或者说，同一原子中没有运动状态完全相同的电子。每一种运动状态的电子只能有一个，所以一个原子轨道中最多只能容纳两个自旋方向不同的电子s、p、d、f电子亚层中分别最多能容纳2、6、10、14个电子每个电子层中原子轨道的总数为n2个，因此各电子层中电子的最大容量为2n2个引申3）洪特规则

电子分布到能量相同的简并轨道时，总是尽可能以自旋方向相同的方式分占不同的轨道。C：1s22s22p2[He]表示碳的原子实（某原子内层电子排布同某稀有气体原子里的排布相同的那部分实体）；2s22p2表示价层电子结构（最后填入电子的能级组状态）。或表示为

[He]2s22p2

洪特规则是能量最低原理的体现：一个轨道中已有一个电子时，另一个电子继续填入需要克服电子成对能，因此电子成单分布到简并轨道中，有利于体系能量的降低。

全充满：s2，p6，d10，f14半充满：s1，p3，d5，f7全空：s0，p0，d0，f0洪特规则中的特例：简并轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的。核外电子排布式的书写：按照原子轨道的n

和l

从低到高，用光谱符号将原子轨道排序；填入的电子写在光谱符号的右上角；例：N：1s22s22p3Fe：1s22s22p63s23p63d64s2Cu：1s22s22p63s23p63d104s1[Ar]3d64s2[Ar]3d104s1常常只写价电子排布式，因为一般是这种电子参与反应。价层电子结构：主族元素：最外层的ns、np

轨道的电子副族元素：次外层的(n–1)d

和最外层的

ns

轨道的电子

（稀土元素例外）如：K：4s1

Br：4s24p5Cr：3d54s1Hg：5d106s2说明：1)有些元素(Ru、Rh、Pd、Pt、Nb、W和La系、Ac系的一些元素)的原子核外电子排布比较特殊。如：Ru：1s22s22p63s23p63d104s24p64d75s1Pd：1s22s22p63s23p63d104s24p64d10[Kr]4d75s1[Kr]4d102)基态正离子的电子按照主量子数从小到大的顺序填入。即原子轨道失去电子的次序为：如：Cu2+：[Ar]3d9Cu+：[Ar]3d10n

p、ns、(n–1)d、(n–2)fAtom

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

小结根据鲍林能级图中给出的能级顺序，运用构造原理写出基态原子的电子组态。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。几个例子：3.4原子的电子层结构与元素周期性1）电子层结构与周期元素的性质主要取决于原子的电子层结构，尤其是价层电子结构。元素周期表明确地反映了元素的性质随原子序数的增加呈周期性的变化规律。与能级组的划分一致各周期元素的数目=ns+(n–2)f+(n–1)d+np

各轨道容纳电子总数周期元素数目相应轨道容纳电子总数

一21s2

二82s2p8

三83s3p8

四184s3d4p18

五185s4d5p18

六326s4f5d6p32

七未满7s5f6d未满原子结构和周期的关系：

（1）每一周期（除第一周期外）都是从ns1开始，到形成稳定的稀有气体的ns2np6电子层结构时结束。（2）周期数等于原子的电子层数（最大主量子数），也等于该元素原子的最高能级组数。（3）每一周期的元素数目，等于该周期相应能级组的原子轨道所能容纳的电子总数目。2）电子层结构与族外层电子结构相同的元素所在的纵列称为族。

凡是最后一个电子填入ns或np轨道的都属于主族元素。其族数等于价层电子的总数。例：元素S

，原子序数16，属于哪个族？

核外电子排布：1s22s22p63s23p4

价层电子：3s23p4

或写作[Ne]3s23p4所以判断，S是主族元素，第六主族族数=最外层电子数=最高氧化数(O、F除外)主族：IIIB~VIIB族数=价电子(最外层和次外层)总数

IB和IIB族数=最外层电子数例：Mn，原子序数25电子构型：1s22s22p63s23p6

3d54s2

VIIB族

凡是最后一个电子填入(n-1)d

或(n-2)f

轨道的都属于副族元素

。

电子最后填入d轨道的元素称为过渡元素；电子最后填入f轨道的元素称为内过渡元素。电子构型：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2

IIB族

Cd，原子序数48副族：族数：罗马字母+A(主族)

罗马字母+B(副族)主族元素的族数=最外层电子数IIIB~VIIB的族数=(n–1)d+ns

电子数VIII族：(n–1)d+ns

电子数=8，9，100族：最外层电子数为2或8IB、IIB的族数=最外层s电子数同一主族内，虽然不同元素原子的电子层数不同，然而都有相同的最外层电子结构及电子数，因而具有相似的性质。

如IA为ns1，VIIA为ns2np5同一副族内，各元素原子的电子层虽不同，但它们最外层的ns和次外层(n-1)d轨道上的电子数之和相同。第VIII族元素的原子结构没有这么明显的规律。原子结构和族的关系：3）电子层结构与分区依据原子的价层电子构型，分成五个区：

s

区：价电子构型为ns1~2IA、IIA活泼金属，易失去最外层s亚层的1个或2个电子形成正离子。

p

区：价电子构型为ns2np1~6IIIA~VIIA、0族稀有气体，非金属，半导体，最外层的s和p电子参与反应成键。

d

区：价电子构型为(n–1)d1~9ns1~2

有例外：Pd

IIIB~VIIB和VIII族金属，过渡元素，具有较多氧化值。金属，化学性质极为类似。原子最外层的s电子，次外层的d电子，外数第三层的部分或全部f电子参与反应。如：CeO2中Ce原子失去2个6s电子，1个5d电子和1个4f电子。金属，过渡元素，原子最外层的s电子，部分或全部次外层的d电子参与反应。如：Cr3+是失去2个3d电子和1个4s电子。过渡元素：d区元素+ds区元素

f

区：价电子构型为(n–2)f0~14(n–1)d1~2

ns2

有例外

ds

区：价电子构型为(n–1)d10ns1~2La系、Ac系IB、IIB例：具有如下价电子的元素，它们属于哪一族或哪一种元素？具有3个p电子；3d轨道全满，4s轨道上有2个电子；有两个n=4、l=0的电子，8个n=3、l=2的电子。VA族元素Zn30(3d104s2)Ni28(3d84s2)练习：用s、p、d、f等符号表示：Al、Cr、Fe、

As、Ag、Pb元素的原子电子层结构，判断它们属于第几周期第几主族(或副族)。2.

已知下列元素在周期表中的位置，写出它们的价电子构型和元素符号。

①第四周期第IVB族；②第四周期第VIIB族；③第五周期第VIIA族；④第六周期第IIA族。练习：Al:131s22s22p63s23p1IIIA

Fe:261s22s22p63s23p63d64s2VIIIAg:471s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1IB2.

①第四周期第IVB族[Ar]3d24s2Ti③第五周期第VIIA族[Kr]4d105s25p5I3.5元素基本性质的周期性

原子电子层结构的周期性变化，导致了与原子结构有关，影响甚至决定元素性质的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、电负性等。

适用于非金属元素，测定同种元素的两个原子以共价单键连接时，其核间距离的一半。共价半径3.5.1原子半径金属半径

适用于金属元素，在金属单质的晶体中，两个相邻原子核间距离的一半。范德华半径

当同种元素的两个原子只靠范德华力(分子间作用力)相互吸引时，其核间距的一半(如He,Ar)。——需注意使用同一套半径数据总趋势：同周期元素，随着原子序数的增大，原子半径自左至右减小。

这是由于原子半径的大小取决于有效核电荷和核外电子的层数。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。原子半径在周期中的变化主族元素>过渡元素>内过渡元素相邻元素原子半径的减小幅度：主族元素：从左向右，逐渐减小，其中短周期：平均幅度~10pm。过渡元素：半径减小的幅度较为缓慢，平均幅度~4pm，d半/全充满时，原子半径略有增加。内过渡元素：半径减小的幅度更为缓慢，镧系15个元素平均减小~1pm。f半/全充满时，原子半径略有增加。镧系收缩效应从La到Lu，15个元素共减小11pm。原子半径在族中的变化同族元素原子半径自上而下增大：电子层依次增加，有效核电荷的影响退居次要地位。第6周期过渡元素(如Hf、Ta)的原子半径与第5周期同族元素(如Zr、Nb)相比几乎没有增大，这是镧系收缩的重要效应之一。

KCaScTiVCrr/pm203174144132122118RbSrYZrNbMor/pm216191162145134130CsBaLaHfTaWr/pm2351981691441341303.5.2电离能1mol基态气体原子失去1个电子成为+1价气态离子所吸收的能量，称为该元素第一电离能(I1)。同一元素的原子：I1<I2<I3<I4…

电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度。也说明了元素的金属活泼性强弱。同族总趋势：

主族元素自上至下减小，与原子半径增大的趋势一致。（过渡元素变化不大）同周期总趋势：自左至右增大，与原子半径减小的趋势一致。影响电离能大小的因素：与原子的核电荷数、原子半径有关同一周期，自左向右，电子层数相同，核电荷数增加，半径减小，电离能随之增大。过渡元素，由于电子加到次外层，有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，电离能仅略有增加。在同一主族中，从上到下，最外层电子数相同，电子层数增加，半径增大，电离能也随之减小。与电子的构型有关

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。1mol的基态气体原子得到电子生成-1价气态离子时所放出的能量，称为该元素的第一电子亲合能(A1)。3.5.3电子亲合能电子亲合能的大小反映了原子得到电子的难易。元素第一电子亲和能越负，原子越容易得到电子。第一电子亲和能多为负数