大学化学基础：原子结构

原子结构大学化学基础§2.1经典核模型的建立Crockes英发现阴极射线（电子流）Thomson英测电子的核质比Millikan测电子质量1911卢瑟福

粒子散射实验提出原子有核模型§2.2氢原子光谱与玻尔氢原子模型一、微观粒子能量量子化规律的发现（旧量子论）Planck的量子假说（1900）：①物质吸收或发射的能量是不连续的，只能是某一能量最小单位的倍数。这种能量的最小单位称为能量子，或量子，即能量是量子化的。②每一个量子的能量ε与相应电磁波（光波）的频率ν成正比：h=6.626×10-34J.s-1Planck常数Einstein的光量子假说（1905）

当光束和物质相互作用时，其能量不是连续分布的，而是集中在一些称为光子（photon)(或光量子）的粒子上。光子的能量ε正比于光的频率νh:Planck常数Einstein主要由于光电效应方面的工作而在1921年获诺贝尔物理奖a).连续光谱(continuousspectrum)

太阳光b). 线状光谱(原子光谱)(linespectrum)原子光谱是不连续的，是线状的 氢原子可见光谱二、氢原子的光谱Balmer公式（可见光区谱线）Rydberg公式（可见光区以外谱线）ν=1/λ：波数n:大于2的正整数RH=1.0973731534×107m-1Rydberg常数n1,n2:正整数且n2>n1

3.Bohr的原子结构模型(1913)原子核外的电子只能在符合一定条件的、特定的(有确定的半径和能量）轨道上运动。电子在这些轨道上运动时处于稳定状态，即不吸收能量也不释放能量。这些轨道称为

定态轨道Z:原子的核电荷数氢原子Z=1(2)电子运动的轨道离核越远，能量越高。当电子处在能量最低的状态时，称为基态。当原子从外界获得能量时，电子可由离核较近的轨道跃迁到离核较远的能量较高的轨道上，这种状态称为激发态。(3)当电子由一个高能量的轨道向低能量的轨道跃迁时，可以光辐射的方式发射其能量。所发射的光量子的能量大小决定于两个轨道之间的能量差E2:高能量轨道的能量E1:低能量轨道的能量ν：辐射光的频率

波尔的原子结构模型成功地解释了氢原子的光谱，但无法解释多电子原子的光谱，也无法解释氢原子光谱的精细结构§2.3微观粒子的运动属性一.波粒二象性1、光的波粒二象性光的波动性：光在传播时体现。如干涉、衍射光的粒子性：光与实物相互作用时体现。如辐射、吸收、光电效应P

=h/λ爱因斯坦通过普朗克常数(h)把光的波粒二象性统一起来，揭示光的本质能量动量频率波长E

=hv粒子性波动性P:体现粒子性：体现波动性

2、实物粒子的波粒二象性德布罗意假设和物质波:

1924年，年仅32岁的法国理论物理学家DeBroglie在光的波-粒二象性的启发下，大胆假设：

所有的实物的微观粒子，如电子、原子、分子等和光子一样，也具有波粒二象性。λ：波长m:粒子的质量v:粒子运动的速度德布罗意波（物质波）1927，美国 C.DavissonandL.Germar“几率波”电子衍射当电子通过晶体时，在屏幕上产生明暗交替的衍射环。这说明电子射线同X射线一样有衍射现象，证明了德布罗意假设的正确性，亦证明了电子具有波动性二、测不准原理（uncertaintyprinciple)1927年，德国科学家海森伯格（Heisenberg）经过严格的推导证明：测不准原理Δx:粒子所在位置的不确定度Δp:粒子动量（速度）的不确定度例：电子的质量m=9.1×10-31kg,

若Δx=10-11m

则：结论：微观粒子的空间位置和运动速率是不能被同时准确确定的。核外电子运动的轨道是不复存在，不确定的。例:对于m=10克的子弹，它的位置可精确到

x

＝0.01cm,其速度测不准情况为：∴对宏观物体可同时测定位置与速度宏观物体：m很大（小）可以很小，不为人觉察三、统计性规律单个电子衍射（长时间）明暗相间的环纹，说明电子的位置无法确定如何描述一个电子的运动情况？统计性的方法：电子在某些地方出现的机会多（亮）电子在某些地方出现的机会少（暗）微观粒子的运动使用统计规律描述，即概率描述

具有波动性的电子在空间的几率分布与波的强度有关，电子在空间某区域出现的几率大，即意味着该处电子的波的强度大（衍射强度大），因此，实物微观粒子的波是一种几率波。所以找一个函数能描述电子出现几率的大小………..近代量子力学的基础波函数：描述波的运动状态的数学函数例：两端固定的琴弦振动所形成的驻波的波函数xΨ(x)λ：波长小结：（1）物质的微观粒子具有波-粒二重性

（2）微观粒子的能量是量子化的（3）微观粒子在空间的运动用波函数描述，在某处波的强度与粒子在该处出现的几率有关。§2.4氢原子的量子力学模型

一、原子轨道、波函数及四个量子数描述宏观物体运动方程:

F=ma1、描述微观粒子运动的波动方程式

-----薛定谔（Schrodinger）方程(1926)ψ：波函数

x、y、z：空间三维坐标方向m:微观粒子（电子)的质量E：微观粒子（电子)的总能量（动能+势能）V:微观粒子（电子)的势能当m,V已知，薛定谔方程的解为：①解得的每一个波函数ψ都有一定的能量E和其对应。②每个解ψ都要受到三个常数n，l，m的规定。n，l，m称为量子数（quantumnumber）。③│ψ│2代表几率密度（即在单位体积空间的几率），因此在全部空间的几率密度之和应等于1-----归一化条件。------量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，称波函数，即原子轨道包含三个常量和三个变量，一般形式为：n,l,m为常量x,y,z为变量波函数的意义：（1）每一个ψ可以描述原子核外电子运动状态

（2）ψ俗称原子轨道，它不是一个有形的轨道，而是一个区域。有正负号之分（3）ψ有固定的能量E与之相对应。单电子体系原子的能量

只有当粒子的能量E取某些特殊的值时，薛定谔方程才能求得满足上述条件的解；微观粒子的能量是量子化的

微观粒子能够允许具有的能量称为能级

微观粒子的能量是不连续的2、四个量子数n、l、m、ms中的n、l、m以及ms，这四个量子数可以描述一个电子的状态(1)主量子数(n)(Principlequantumnumber)意义：①决定电子离核的远近。即电子层数。

n越大，电子与原子核的平均距离越远。②决定电子能量高低的主要因素取值：

n只能取正整数，n=1,2,3,…

单电子原子中电子的能量只取决于n值Z:原子序数n越大，则E越高1）n值越大，电子运动轨道离核越远，能量越高(当电子与核相距无限远，即电子与核无相互引力作用时，电子的能量定为零值）2）在一个原子内，具有相同主量子数的电子几乎在同样的空间内运动，可以看作是构成一“层”，称为电子层。n=1，2，3，…的电子层也称为K,L,M,N,O,P,Q,…层。注意：主量子数n1234567···电子层一二三四五六七···符号KLMNOPQ···主量子数与电子层的对应关系n值越小，电子离核越近，能量越低

n值越大，电子离核越远，能量越高(2)轨道角动量量子数(l)(Orbitalangularmomentumquantumnumber)

意义：①决定了电子云在空间角度的分布的情况，即与电子云的形状有关。l的取值为：l=0,1,2,3,…，（n-1)共n个取值l的值常用英文小写字母代替：l:01234代号：spdfg②决定电子能量高低的次要因素注意：①多电子原子轨道的能量与n，l有关，（但氢原子或单电子离子原子轨道的能量仅与n有关）能级由n，l共同定义，一组（n，l）对应于一个能级（氢原子的能级由n定义）；能量相同的轨道称为简并轨道角量子数

01234···亚层符号spdfg···轨道形状球形哑铃型花瓣型·········角量子数与电子亚层、轨道形状的对应关系②在多电子原子中，当n值相同，而l值不同时，电子的能量也稍有不同，（l值越小，E越小）可以看作是形成了“亚层”。亚层的符号：

1sn=1,l=02s,2pn=2,l=0,13s,3p,3d n=3,l=0,1,24s,4p,4d,4f n=4,l=0,1,2,3试比较其能量大小E2s<E2p

E3s<E3p<E3d

E4s<E4p<E4d<E4f

从能量角度看，亚层也可以称为能级Ens=Enp=End=Enfn=4:E4s=E4p=E4d=E4fn相同，l越大能量越高氢原子或类氢原子只有一个电子，n相同，轨道能量相同(3)磁量子数m(magneticquantumnumber)意义：反映了原子轨道在空间的伸展方向m的允许取值为:m=0，±1，±2，±3，…，±l

共（2l+1)个取值l=0时，m=0，只有一个取值，光谱学符号用s表示l=1时，m=0，±1，有三种取向，光谱学符号（pz，px，py）

一个波函数（原子轨道）的值由n,l,m三个量子数决定，记作ψn,l,m。l=2时，m=0，±1，±2五种取向光谱学符号为轨道名称为：？例如：ψ2，1，0

代表n=2，l=1，m=0的电子轨道问：写出氢原子中可能存在的轨道类型和个数（按原子轨道能量高低）。同一亚层(n,l相同)，原子轨道能量相同，称为等价轨道或简并轨道。P、d、f分别有3、5、7个等价轨道

n=2l=1:E2px=E2py=E2pz注意：在第n个主层上，有n2

个轨道(波函数)

lm轨道名称轨道符号亚层轨道数00s110±1

320±1±25l,m取值与轨道名称的关系(4)自旋量子数ms(spinquantumnumber)物理意义：表示电子运动的自旋方向自旋只有两个方向：顺时针、逆时针同一轨道只能容纳两个自旋相反的电子

ms

+1/2-1/2自旋方向顺时针逆时针箭头示意↑

↓

综上所述，描述一个原子轨道要用三个量子数（n、l、m），而描述一个原子轨道上运动的电子，要用四个量子数（n、l、m、ms）主量子数n决定原子轨道的大小（即电子层）和电子的能量。角量子数l决定原子轨道或电子云的形状同时也影响电子的能量。磁量子数m决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向。自旋量子数ms决定电子的自旋方向小结：1）各电子层中不同原子轨道形状的数目=n(l可取的数目）2）每种形状的原子轨道（伸展方向）的数目=2l+1(m的取值个数）3）各电子层中原子轨道的总数目=n2n=1,1s1n=2,2s,2p(pz，px，py)4n=3,3s,3p(pz，px，py),3d94）各电子层中可容纳的电子总数为=2n2例1：用四个量子数描述基态5B原子中五个电子的运动状态例2：氢原子的一个电子受激发后，可处于各种激发态，但下列那些激发态是可能存在的？n l m ms3 2 0 +1/23 0 0 -1/22 2 0 +1/24) 2 0 1 -1/2

二、波函数的有关图形表示

1一维 直线 y=ax+b二维 面 y=ax+by三维 立体四维 空间波函数图像很难直接表示出来坐标变换：yzxPOθφrx=rsin

cos

y=ysin

sin

z=rcos

0≤r

∞0≤

≤π纬度0≤

≤2π经度分离变量：

通过解上述方程得到的描述核外电子运动状态的波函数称为原子轨道波函数，简称为原子轨道（Atomicorbital)或轨函

Rn,l(r): 波函数的径向部分，由n,l决定

n,l,m(r,

,

)=Rn,l(r)

Yl,m(

,

)Yl,m(

,

): 波函数的角度部分，由l,m决定1、波函数的角度分布图[Y(

，)

-

，图]（原子轨道角度分布图）Yl,m(

,

): 表示电子几率随空间角度变化的分布情况以原子核为原点建立三维空间直角坐标系，从原点引出各条方向为（θ，φ）的直线，取它们长度等于相应的|Yl,m(

,

)|值，将所有这些线段的端点连起来，在空间形成一个曲面，并在曲面各部分标上Y的正、负号，就得到波函数的角度分布图。具体做法：Y2Pz=cos

Pz轨道角度分布示意图特点：1）与主量子数无关，由l,m决定s原子轨道角度分布图。s状态l=0，m=0，所以s原子轨道的角度分布图是球形从原点出发，半径为作图波函数角度分布图是角度函数Yl,m(

,

)随

,

变化的图象。s轨道：问题：1S,2S,3S角度分布图一样吗？有相同的球曲面2）角度分布图有正负之分（不是表示正负电荷，丝毫没有“电性”意义），表示波函数有正负值pz

px

py

波函数角度分布图:

p轨道其中，浅色为“＋”号，深色为“－”号（下面的d轨道中同此）。正负号以及Y的极大值空间取向将对原子之间能否成键及成键的方向性起着重要作用。波函数角度分布图:d轨道2.电子云的角度分布图

核外电子在空间分布的几率密度(|

|2)的形象表示称为电子云(Electroncloud)用小黑点的疏密来表示空间各点的几率密度大小这种形象化的几率分布好像带负电荷的电子云故称电子云图电子云的图形表示：S电子云图3S电子云界面图(电子出现几率>95%的区域）

电子云等密度面图电子云的角度分布:角度波函数的平方|Yl，m（θ，φ）|2随角度变量（θ，φ）的变化情况从角度侧面反映几率密度分布的方向性表示电子在核外空间不同角度出现的几率密度的大小特点：①原子轨道角度分布图有正、负之分，而电子云角度分布图全部为正值，这是由于|Y|平方后，总是正值。②电子云角度分布图比原子轨道角度分布图“瘦”些，这是因为|Y|值小于1，因此|Y|

2一定小于|Y|

表示任何角度方向上R（r）随r的变化情况3.径向分布图4.径向分布函数图假若考虑电子出现在半径为r，厚度为dr的薄球壳的几率rdr几率=几率密度

体积因此这个球壳内电子出现的几率=│ψ│2

4πr2dr

单位厚度的球壳夹层的几率(D(r)表示）D(r)=│ψ│2

4πr2dr/dr反映电子几率在任意角度随r的变化情况=│ψ│2

4πr2

离核近（r小），│ψ│2大，4πr2

小离核近（r大），│ψ│2小，4πr2

小讨论：有极值，在a0处最大52.9

氢原子电子云径向分布函数图径向分布函数图特点：①不同状态的径向分布函数图有（n－l）峰数3s轨道，n=3，l=0，即有三个极大值，D－r曲线上有三个峰②n相同，l不同，极大值峰数目不同，但l越小，最小峰离核越近，主峰（最大峰）离核越远③l相同，n越大，主峰离核越远电子分层排布，说明“波尔理论”一定的合理性电子云的空间分布图对核外电子运动的量子力学描述小结：①原子中核外电子的运动具有波-粒二象性。描述其运动状态的波函数服从Schrodinger

方程。②核外电子运动没有确定的运动轨道，但有与波函数相对应的、确定的空间几率分布

③核外电子的运动状态由4个量子数决定：

主量子数n

决定了电子与核的平均距离，取值为：1，2，3，…

角动量量子数l

决定了电子运动在空间的角度分布（即电子云的形状），取值为：0，1，2，…，（n-1)

磁量子数m

反映了原子轨道在空间的不同取向，取值为：m=0,±1，±2，…±l。

自旋角动量量子数mS

反映了电子的两种不同的自旋运动状态，取值为+1/2或-1/2④核外电子的能量是量子化的。单电子原子中电子的能量仅由n决定，多电子原子中电子的能量由n、l二者决定§2.5多电子原子结构

氢原子中，核电荷数Z=1，核外只有一个电子，仅受到核吸引，能量仅与n有关：多电子原子中每个电子除了受到核吸引外，还要受到其它电子的排斥+3Li21一、屏蔽效应与钻穿效应1.屏蔽效应核电荷为Z的多电子原子中，电子既受核的吸引，又受其余(Z－1)个电子的排斥，即其它电子对某电子i的排斥力相当于降低了原子核对该电子i的吸引。我们把电子之间的排斥相当于部分抵消了核对电子的吸引作用称为屏蔽效应(screeningeffect)

所以若考虑其余电子对该电子i的排斥，则该电子i的能量公式可以表示为：令Z′=Z－σ，则:R=2.1799×10－18J结论：屏蔽效应，使电子i的能量升高

Z′:有效核电荷(effectivenuclearcharge)σ:屏蔽常数(screeningconstant)Z′=Z－σσ反映了其余电子对所选电子之间的排斥作用被其他电子屏蔽后的核电荷屏蔽效应影响σ的因素：内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，外层电子对较内层电子近似看作不屏蔽。n越小，屏蔽作用越大K>L>M>N···n越大，被屏蔽程度(σ)越大，z*越小，势能越高K<L<M<N···n相同，l越大，被屏蔽作用(σ)越大，能量越高——能级分裂Ens<Enp<End<Enf屏蔽常数的计算(Slater)规则：(1)分组：按以下次序(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),(5d),(5f)

(2)对选定电子，右边各组的电子对该组电子不产生屏蔽作用。(3)在(ns,np)同组中，每一个电子屏蔽同组电子为0.35/e，而1s组内的电子相互屏蔽0.30/e.(4)若被屏蔽电子在n电子层上，则(n－1)电子层中的每个电子对被屏蔽电子的屏蔽作用为σ=0.85，而(n－2)层以及更内层中的每个电子对被屏蔽电子的屏蔽作用为σ=1.00。(5)若被屏蔽的电子处于nd或nf轨道时，所有的内层电子对被屏蔽电子的屏蔽常数均为σ=1.00例1：钾原子中最后一个电子填入4S还是3d,能量分别是多少？解：分组(1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d)(4s)

4S:

σ=8×0.85+10×1.00=16.8E4S=－13.6×=-4.11ev3d:

σ=18×1.00=18E3d=－13.6×=-1.51ev4S

3d2.钻穿效应：D(r)r3d3p3s

对于n相同而l不同的轨道上的电子，由于电子云的径向分布不同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量的现象称为钻穿效应(penetrationeffect)。其结果是使电子的能量降低3d与

4s轨道的径向分布图钻穿效应2s,2p轨道的径向分布图钻穿效应解释能级分裂。n相同，l越小，钻穿能力增强，能量降低。钻穿效应解释能级交错4s的最大峰虽然比3d离核远，但由于它有三个小峰钻到3d峰内而靠近核，致使其能量低于3d，产生了能级交错现象n,l都不相同时：讨论：屏蔽效应和钻穿效应是否相矛盾？屏蔽效应：其他电子（屏蔽电子）对某轨道上电子（被屏蔽电子）的屏蔽能力钻穿效应：某轨道上电子（被屏蔽电子）回避其他电子的屏蔽能力从两个侧面描述电子之间的作用，着眼点不同，本质上都是一种能量效应当n相同，l不同时，电子钻入内层的能力为：

ns>np>nd>nf能量：Enf>End>Enp>Ens

3d4sD(r)r当n,l不相同时：E3d>E4s

3.多电子原子轨道能级一般规律:1)n不同，l相同：E1s<E2s<E3s<……

原因:a)n越大，电子云的径向分布图的主峰离核越远，轨道能量越高b)n越大，已填入的相对于n的内层轨道上的电子数就越多，受到的屏蔽效应越大，有效核电荷越小，所以轨道能量也越高2.n相同，l不同：Ens<Enp<End<Enf

n相同,l越小，峰数(n-l)越多，小峰离核越近，受到核的引力强，同时受到其它电子的屏蔽也小，轨道能量越低。能级分裂3.n不相同，l不同:能级交错(主量子数与角量子数均不同的能级，其排列次序比较复杂)E3dE4s>思考：比较Li2+中E3dE4sE2SE2p=

能级组IIIIIIIVVVI原子轨道1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p同一能级组内能级间的间隔较小，组与组之间的能量间隔较大。组内电子数2881818324.能级组和近似能级图能级组:由于n,l决定能量，徐光宪把（n+0.7l）的第一位数字相同的能级并为一个能级组称为第几能级组。

1so2so2pooo3so3pooo4so4pooo3dooooo5so5pooo4dooooo6so6pooo5dooooo4fooooooo能量1(1s)2(2s2p)3(3s3p)4(4s3d4p)5(5s4d5p)6(6s4f5d6p)能级组

7so7pooo6dooooo5fooooooo7(7s5f6d7p)鲍林近似能级图近似能级图是按原子轨道的能量高低顺序排列的，能量相近的划为一组，成为能级组，共七个能级组。对于4、5、6、7能级组，在一个能级中包含不同电子层的能级现象称为能级交错每个小圆圈代表一个原子轨道，同高度的圆圈代表简并轨道l相同，n越大，能量越高n相同，l越大，能量越高同一主层中各亚层能级产生差别的现象叫做能级分裂

n、l都不同，比较能量使用(n+0.7l)二、多电子原子核外电子排布

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。

泡利不相容原理（Pauliexclusionprinciple)：在同一原子中不可能有两个电子的四个量子数完全相同。

(每一种量子态的电子只能有一个，即在同一原子轨道上最多只能容纳自旋方向相反的两个电子）。核外电子排布的一般规则

各电子层中电子的最大容量是2n2个。核外电子可能的轨道n123电子层符号

KLMl001012电子亚层符号

1s2s2p3s3p3d

m000000±1±1±1±2电子层轨道数

149可容纳电子数2818

洪特规则(Hund’srule)：电子在能量相同的轨道上排布时，总是尽可能地以自旋相同的方式分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。例：C原子的电子排布1s2s2pC(1s22s22p2)洪特规则的特例:等价轨道（简并轨道）中全充满（p6或d10或f14）半充满（p3或d5或f7）全空（p0或d0或f0）对称性高，能量低，状态比较稳定基态原子的电子排布多电子原子中电子进入轨道的能级顺序是1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p电子由最低能量的1s轨道依次填入，每个轨道最多只能填入2个电子。元素电子填到最后能级组注意洪特规则②

24Cr？能量最低排布由洪特规则②主量子数整理“原子实”写法

1s22s22p63s23p64s13d5

1s22s22p63s23p64s23d41s22s22p63s23p63d54s1[Ar]3d54s1×基态阳离子的电子排布原子失电子变成简单阳离子时总是先失去最外层电子一般的，在原子的最高能级组中同时有ns,np,(n-1)d和(n-2)f，按规则，失电子的先后次序是：np>ns>(n-1)d>(n-2)f26Fe[Ar]3d64s2

[Ar]3d64s0

[Ar]3d54s0

[Ar]3d44s2

[Ar]3d34s2

Fe2+ Fe3+××21号元素1s22s22p63s23p64s23d1

(全空时，先填s,钻穿效应

)1s22s22p63s23p63d14s2(填充后，由于d的屏蔽，使得s轨道能量升高)Sc[Ar]3d14s2失去电子时，先失去4s2

电子，然后失去3d1电子。40号元素1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2

(全空时，先填s,penetrate)1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2

(填充后，由于d的屏蔽，s↑)Zr[Kr]4d25s2

[例]§2.6元素周期表和核外电子结构元素的性质随着核电荷的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做周期律

一、周期与核外电子构型

每一个能级组对应于周期表中的一个周期周期表中共有七行，分别为第—、二、三、四、五、六、七周期。各周期所包含的元素的数目顺次为2、8、8、18、18、32。前三个周期为短周期，第四周期以后称为长周期a)周期数=电子层数=能级组中最高的主量子数b)元素数目＝相应能级组中原子轨道的最大电子容量周期的划分和轨道能级组的关系周期数原子

序数元素数目最高能级组最大电子容量11~221s第一能级组223~1082s,2p第二能级组8311~1883s,3p第三能级组8419~36184s,3d,4p第四能级组18537~54185s,4d,5p第五能级组18655~86326s,4f,5d,6p第六能级组32787~109(未完)237s,5f,6d,7p第七能级组32二、族与核外电子构型25Mn1s22s22p63s23p63d54S2

第四周期凡包含长、短周期元素的各列，称为主族。从IA到VIIA再加0族共8个主族原子的电子层结构相似的元素落在同一列，称为族仅包含有长周期元素的各列，称为副族从IB到VIIB和Ⅷ族共8个副族1）凡是最后一个电子填入ns或np轨道的都是主族元素，其价电子的总数等于其族数。例：元素S,原子序数16

核外电子排布：1s22s22p63s23p4

价电子为3s23p4

或写作[Ne]3s23p4最高可能氧化数=最外层电子数2)凡最后一个电子填入(n-1)d或(n-2)f轨道上的元素都属于副族（过渡元素）。

ⅢB～ⅦB族元素，价电子(最外层和次外层电子)总数等于其族数；

ⅠB和ⅡB族元素，最外层电子数等于族数例：

Mn,原子序数25，核外电子排布：1s22s22p63s23p64s23d5

或写成：1s2,2s22p6,3s23p63d5,4s2

[Ar]4s23d5

ⅦB族

Cd,原子序数48，电子构型：1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d10[Kr]5s24d10ⅡB族3)Ⅷ族：它处于周期表的中间，共有三个纵行,最后1个电子填在(n－1)d亚层上,它们外围电子的构型是:

(n－1)d6~10s0，1，2

三、特征电子组态(周期表分区)

s区元素：价层电子组态ns1~2，IA和IIA族

p区元素：价层电子组态为ns2npl~6，IIIA至VIIA族和0族d区元素：价层电子组态为(n－1)d1~9ns1~2，IIIB至VIIB族和第Ⅷ族

ds区元素：价层电子组态为(n－1)d10nsl~2

，IB和IIBf区元素：价层电子组态为(n－2)f1~14(n－1)d0~1ns2，镧系和锕系s区最后一个电子填充在s能级上的元素位于元素周期表左侧，包括ⅠA,ⅡA结构特点：ns1~2

化学性质：易失电子成离子，为活泼金属d区最后一个电子填充在d能级上的元素位于元素周期表中部，包括ⅢB→ⅦB,Ⅷ族结构特点：(n-1)d1~9ns1~2[Pd:4d10]化学性质：过渡元素，都有多种氧化数变价ds区最后一个电子填充到d能级上且达到d10状态的元素位于元素周期表的中部，包括ⅠB,ⅡB结构特点：(n-1)d10ns1~2化学性质：过渡元素p区最后一个电子填充到p能级上的元素位于表的下部，包括ⅢB→ⅦB和0族结构特点：ns2npl~6化学性质：易得电子成离子，为活泼非金属按最后一个电子填充的轨道类型，周期表可分为下述区域（主族）（主族）

（副族）（过渡元素）例：已知某元素在周期表中位于第五周期，ⅥA族，试写出基态原子的电子排布式、元素名称、符号、原子序数解：在周期表中位于第五周期，则为第五能级组：5s4d5p；ⅥA族，则最外层价电子总数为6故：5s2

4d5p410得到其电子排布式为：[Kr]4d105s25p4元素名称:碲、Te、52§2.7元素基本性质的周期性(一)原子和离子半径原子半径(Atomicradius)：

相邻同种原子的平均核间距的1/2。根据原子间的作用力，一般可分为三种共价半径(covalentradius)：

同种元素的两个原子以共价键连接时，它们核间距离的1/2称为该原子的共价半径（如H2、O2)

范德华半径(vanderwaalsRadius)：

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1/2

称为范德华半径（如He,Ar)。

金属半径(metallicradius)：

在金属晶格中相邻金属原子核间距离的一半称为原子的金属半径原子半径和离子半径减小缓慢，IBIIB略有增大，IVA后逐渐减小

Z*增大不多，IBIIB屏蔽效应大z*减小IVA后z*增加原子半径变化规律原子半径r主要决定于原子的有效核电荷数z*和电子层数n同一元素r(负离子)>r(原子)>r(正离子)同一周期短周期中长周期中逐渐减小

Z*增加

短周期：自左至右，原子半径逐渐减小，变化幅度较大长周期过渡元素：自左至右，原子半径逐渐减小，变化幅度较小，

r=5pm,原子半径变化规律同一族同A族中同B族中依次增大电层增加变化不明显特别是第五和第六周期的元素、原子半径非常接近，以致于它们的性质非常相似，在自然界中常常共生在一起，难以分离。原子半径的变化规律（1）同一主族元素原子半径变化规律：同一主族元素，自上而下，由于主量子数的增大，原子半径增大。(2)同一副族元素，自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近。(二)电离能电离能：

一个基态的气态原子失去1个电子而成为+1价气态离子所需的能量，称为该元素的第一电离能(I1)。从+1价气态离子再失去一个电子成为+2

价气态离子所需的能量称为该元素的第二电离能(I2),以此类推。Cu(g)Cu++e-I1=785kJ.mol-1

Cu+(g)Cu2++e-I2=1955kJ.mol-1电离能I大小反映了原子失去电子的难易元素的电离能I是元素金属活泼性的一种衡量尺度元素的金属性是元素的原子失去电子成正离子的性质电离能I主要决定于原子的有效荷电荷数z*，原子半径r和原子的电子层结构I主要变化规律同一元素I1<I2<I3同一族A族：B族：变化不规律同一周期z*增加不多，r依次增大，I依次减小，金属性依次增强I总趋势增大，金属性减弱，但有起伏

Z*增大，r减小，引力增大电离能随原子序数增加的变化

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。

元素的第一电离能越小，越易失去电子，该元素的金属性也越强Be,N等(三)电子亲和能(ElectronAffinity)

元素的一个基态的气态原子得到电子生成-1价气态负离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲和能A(Eea)Cl(g)+e-→Cl-(g)A1=349kJ·mol-1O(g)+e-→O-(g)A1=141kJ·mol-1X+e-X-

元素的-1价气态负离子得到电子生成-2价气态负离子时所“放出”的能量称为该元素的第二电子亲和能Eae，2O-(g)+e-→O2-(g)A,2=-780kJ·mol-1

第二亲和能，一般为负值(即此过程为吸收能量），因为负离子在得到电子需要吸收能量来克服电子之间的排斥力。X-+e-

X2-元素的电子亲和能A增大,则易获得e,非金属性增强。元素非金属性：元素的原子得到电子变成负离子的性质电子亲和能数据不全Cl(g)+e=Cl-(g)Ho=-349kJ/molA1=-Ho=349kJ/mol增减电子亲合能：电子亲和能总变化趋势同一周期同一族例外A增大非金属性增强非金属性减弱A减小NOF

A小PSCl

A大a)一般来说，原子半径越小，