第六原子结构

第六原子结构第1页，共99页。（优选）第六原子结构第2页，共99页。3、重点掌握周期系内各元素原子的核外电子层结构的特征，并结合原子参数，熟悉元素性质周期性变化规律。基本要求1、从氢原子光谱了解能级的概念。了解原子核外电子运动的近代概念。掌握四个量子数对核外电子运动状态的描述。2、熟悉s、p、d原子轨道和电子云的形状和伸展方向。第3页，共99页。§6.1概述一、光和光谱光是一种电磁辐射，光以能量或波长顺序排列得到的光谱。

原子被激发后也会发光，其光谱称为原子光谱。第4页，共99页。连续光谱：光发射的频率是连续分布的光谱。如太阳光谱。线光谱：光发射的频率是间断分布的光谱。如原子光谱。第5页，共99页。二、氢原子光谱1、形成：将低压H2置于放电管中，在其两端通以高压电流，使H2H原子（基态）H原子（激发态），然后以光的形式辐射出光谱。第6页，共99页。2、氢原子光谱的规律：（1）氢原子光谱是线状光谱；（2）各条谱线的λ、υ是不均匀的，但存在一定的规律。B为常数，当n分别等于3，4，5，6时计算就可以得到Hα、Hβ、Hγ、Hδ波长。第7页，共99页。三、原子的结构原子核质量很小（9.11×10-31kg）运动空间小（直径约10-10m）高速运动（106m/s）原子电子具有量子化特性具有波粒二象性电子运动遵循量子力学规律波粒二象性:即波动性和粒子性(具有一定的质量、动量和能量的粒子)第8页，共99页。

E=hυ普朗克的量子化理论的核心内容是：物质辐射（或吸收）的能量是不连续的，而是量子化的。即：式中：E：光子的能量；υ：光的频率；

h:普朗克常数（h=6.6262×10-34J.S）

物质辐射（或吸收）的能量就是以这样一个能量单位一份一份地（或按照这个能量单位的整数倍n）辐射或吸收，因而是不连续的。即上式也可写成:E=nhυ

四、普朗克的量子化理论

1900年，普朗克首先提出了著名的，当时被誉为物理学上具有革命性的量子化理论。一个光子的能量第9页，共99页。3、能量的吸收和释放的假设：电子运动时所处的能量状态称为能级。在正常情况下，电子是在离核最近、能量最低的轨道上运动的。此时电子既不释放能量，也不吸收能量，处于稳定状态，称为基态（n=1的轨道）五、玻尔理论(三个假设)1、定态轨道的假设：原子中的每个电子，都是围绕原子核在一个固定的、有一定能量和有特定半径的定态圆形轨道上运动的。每个轨道表达（描述）了原子中电子的一种固定的运动状态。2、轨道能量的假设：轨道能量符合量子化特点。轨道所具有的能量随轨道离核距离不同而不同。离核越远的轨道能量越高。第10页，共99页。

但当电子受到外界能量作用时，将吸收能量，从离核近的一个轨道跃迁到离核远的某个轨道上，电子处于离核远的高能量轨道时，称为电子处于激发态（n＞1的轨道）。处于激发态的电子是不稳定的（其寿命≈10-8s），能以辐射的形式释放出多余能量并回到基态。因为电子的能量与辐射能的频率成正比，即：

E=h

，所以：E2-E1=E=h=(E2-E1)/h式中:h为普朗克常数6.62610-34JS，E的单位为J。第11页，共99页。玻尔理论的局限性：

1.不能说明多电子原子光谱的规律和特征；

2.不能解释氢原子光谱的精细结构。波尔理论产生局限性的原因:1.运用研究宏观物体运动的方法研究原子核外电子的运动;2.没有考虑到电子是微粒，微粒的运动有其自身的特征。只有从微粒的运动特征出发，才能合理地反映微粒的运动特征。按经典的物理学理论，带电粒子作圆周运动(变加速运动)，必然发出电磁波，其结果必然是：原子必然发出连续的能量辐射，电子的能量必然会越来越小，半径也会越来越小,最后电子会掉进原子核中，原子最终不能存在。第12页，共99页。六、波粒二象性核外电子运动的特性1、光子的二象性：20世纪初人们根据光的干涉、衍射和光电效应等大量实验认识到光既有波动的性质，又有微粒子的性质，即光的波粒二象性。按照相对论的质能联系定律：

E=mc2

；

m=E/c2已知光子的能量：E=hυ；c=υλ光子的动量：P=mc故:P=E/c=hυ/c=h/λ第13页，共99页。

2、德布罗依提出实物粒子有波粒二象性的预言（1924）如果光子具有二象性，那么微观粒子的运动是否也具有波动性呢？德布罗依的假设被电子衍射实验所证实。电子衍射实验：1927年，Davisson和Germer应用Ni晶体进行的电子衍射实验证实了电子具有波动性。将一束电子流经过一定的电压加速后通过金属单晶，象单色光通过小圆孔一样发生衍射现象，在感光底片上，得到一系列明暗相同的衍射环纹（如图所示）。第14页，共99页。例如：一个速度为5.97106ms-1

的电子，其德布罗意波长为：

=h/mυ=6.62610-34103gm2s-1/(9.1110-28g)(5.97106ms-1)=1.2210-10m=0.122nm对于质量为m，速度为υ的微粒，其波长可用下式求得：

=h/mυ

这种波称为德布罗意波或物质波。第15页，共99页。七、测不准原理1927年德国的物理学家海森堡提出了量子力学中的一个重要关系式——测不准关系：△x.△P≥h/4л△x-------粒子位置的不准确量△P-------粒子动量的不准确量该式表明：粒子位置的测定准确度越大(△x越小)，则其相应的动量的准确度就越小(△P越大)，反之亦然。

第16页，共99页。

§6.2核外电子运动状态的描述

量子力学从微观粒子具有波粒二象性出发，认为微观粒子的运动状态可用波函数(x,y,z)来描述。波函数可通过量子力学的基本方程求解。

这便是著名的薛定谔方程式，式中：E是体系的总能量；V是体系的势能；m为微粒的质量。一、薛定谔方程

1926年，奥地利科学家薛定谔(E.Schrödinger)在考虑实物粒子的波粒二象性的基础上，通过光学和力学的对比，把微粒的运动用类似于表示光波动的运动方程来描述。它的具体形式如下：第17页，共99页。

yxoPP

rzx=rsin

cos

y=rsin

sin

z=rcos

薛定谔方程的解不是具体的值，而是函数表达式，例如：第18页，共99页。(1)波函数Ψ是Schrodinger方程的解，它不是一个数值，而是一个空间坐标的函数式。(2)解Schrodinger方程可以获得一系列合理的解Ψ及其相应的能量E，电子的能量是不连续的(量子化)。每一能量E称为“定态”,能量最小的称为“基态”,其余的称为“激发态”。(3)Ψ本身的物理意义不明确,但却有明确的物理意义。它表示在空间某处电子出现的概率密度，即在该点周围微单位体积中电子出现的概率，常用电子云来形象直观地表示它。如下图：关于薛定谔方程的解----波函数Ψ的几点说明：第19页，共99页。第20页，共99页。二、波函数和原子轨道（1）波函数：解薛定谔方程所得出的ψ是一系列的函数表达式而不是一个个数值，称ψ为波函数，它并没有实际的物理意义。

ψ是描述原子核外电子运动状态的数学函数式，是空间坐标（X，Y，Z）的函数。

波函数ψ和原子轨道是同义词，波函数ψ是原子轨道的数学表达式，用ψ（X，Y，Z）表示。具体应用时，应注以量子数下标。

Ψn,l,m（X，Y，Z）合理地描述了核外电子运动状态。它是薛定谔方程的特定解。说明：微粒的运动根本不存在轨道，其实际含义是把电子在核外出现机会最多的区域称为轨道，代表微粒的一种运动状态。（2）原子轨道：在量子力学中，把原子体系中的每一个这种波函数叫原子轨道。第21页，共99页。电子运动状态描述波函数（函数表达式）解薛定谔方程原子轨道(波函数的图像）Ψ2电子在空间某处的几率密度电子云第22页，共99页。量子数:指表示微粒运动状态的一些特定的不连续的数字。光谱符号物理意义：决定核外电子的能量和电子离核的平均距离（1）电子离核的平均距离最近的一层即第一电子层，用n=1表示，依此类推，可见n越大电子离核的平均距离越远。三、四个量子数

这些数字是用以表示电子能量、位置、原子轨道的形状和电子自旋方向等的正整数。电子层：在一个原子内，具有相同主量子数的电子，近乎在同样的空间范围运动，这一范围称电子层。1.主量子数（n）（2）主量子数也可用光谱符号K,L,M,N…表示。第23页，共99页。（3）n是决定电子能量高低的主要因素。对于单电子原子（或离子）：n值越大，电子的能量越高。

En=-2.18×10-18对于多电子原子(或离子):在原子轨道相同的情况下,n值越大,能量越高。（原因后面解释）第24页，共99页。

(1)对于给定的n值，l只能取小于n的正整数。

l=0，1，2，3，4，……（n-1）A.每种l值表示一类电子云的形状（轨道），其数值常用光谱符号s、p、d、f等表示：

确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能级。主量子数n

角量子数l

1

2

3

4

¼

0

0,1

0,1,2

0,1,2,3

¼

2、角量子数l第25页，共99页。当l=1，即为p电子，p轨道呈哑铃形，如2p原子轨道：当l=0,即为s电子，s轨道呈球形对称，如1s原子轨道：xyxyxzxzl值01234¼l的符号spdfg¼第26页，共99页。同理，当l=2,即为d电子，d原子轨道呈四叶梅花形：xyyzxzxyxz第27页，共99页。0123012014s4p4d4f

如果用n表示电子层时，l就表示同一主电子层中所具有不同状态的分层电子亚层。ln主电子层分层0111s222s2p333s3p3d44第28页，共99页。由不同的n和l组成各分层其能量必然不同，从能量的角度上看，这些亚层称为能级。

E1S

＜E2S

＜E3S

＜E4SE4S

＜E4P

＜E4d

＜E4fC.在多电子原子中电子的能量决定于主量子数n

和角量子数l。当n不同，l相同时，其能量关系为：当n相同，l不同时，其能量关系为:第29页，共99页。

3、磁量子数(m)

磁量子数(m)确定原子轨道在空间伸展的方向。m的数值受l值的限制，m=0,±1,±2,…..±l，所以当l确定后，m可有2l+1个值。第30页，共99页。当l=0,m=0，这说明S电子层中只有一个轨道；

当l=1,m=+1,0,-1，p轨道有三种取向，原子轨道沿着直角坐标的x,y,z三个轴的方向伸展，分别称为px；py；pz。xyxyxzxz第31页，共99页。同理：当l=3,则m=+3,+2,+1,0,-1,-2,-3，说明f原子轨道有七种取向。

当l=2,m=+2,+1,0,-1,-2,说明对应的d原子轨道有五种取向，即dxy,dxz,dyz,dx2-y2和dz2。xyyzxzxyxz第32页，共99页。等价轨道和简并轨道在相同的亚层(l值相同)中的不同轨道，虽然它们电子云的取向不同，但它们的能量却是相同的，这样的轨道称为等价轨道或简并轨道。主量子数n————电子层；角量子数l————电子亚层；磁量子数m————原子轨道的伸展方向。xyxzxz第33页，共99页。

量子数与原子轨道的关系如下：

不同量子数与原子轨道之间的关系n

l

轨道

m

分轨道数

总轨道数

1

0

1s

0

1

1

2

01

2s

2p

0

+1,0,-1

1

3

4

3

0

1

2

3s

3p

3d

0

+1,0,-1

+2,+1,0,-1,-2

1

3

5

9

4

0

1

2

3

4s

4p

4d

4f

0

+1,0,-1

+2,+1,0,-1,-2

+3,+2,+1,0,-1,-2,-3

1

3

5

7

16

第34页，共99页。

4、自旋量子数(ms)电子在作自旋运动时，有两个相反的方向，用自旋量子数ms表示，它只有两个值和，通常用箭头表示。，。

ms=1925年Uhlenbeck和Goldchmidt提出了电子自旋的假设，认为电子除了绕核运动之外，还有自身旋转运动，具有自旋角动量。第35页，共99页。

综上所述，原子中每个电子的运动状态可以用n,l,m,ms

四个量子数来描述。

n决定原子轨道离原子核的平均距离和主要决定电子的能量;

l决定原子轨道的形状，同时也影响电子的能量;

m决定原子轨道在空间的伸展方向;

ms决定电子的自旋。第36页，共99页。

量子数与原子轨道的关系如下：课前复习n

l

轨道

m

分轨道数

总轨道数

1

0

1s

0

1

1

2

01

2s

2p

0

+1,0,-1

1

3

4

3

0

1

2

3s

3p

3d

0

+1,0,-1

+2,+1,0,-1,-2

1

3

5

9

4

0

1

2

3

4s

4p

4d

4f

0

+1,0,-1

+2,+1,0,-1,-2

+3,+2,+1,0,-1,-2,-3

1

3

5

7

16

第37页，共99页。按照波函数角度部分的关系式求出Y(,)的值，再以原子核为原点，引出方向(,)的直线，直线的长度为Y值，将所有直线的端点连接起来，在平面上得到的是一条曲线，这就是原子轨道的角度分布图。四、原子轨道的角度分布图和径向分布图

(r,,)=R(r)•Y(,)式中：角度分布函数Y(,):只与两个角度有关；径向分布函数R(r):只与电子离核半径（核距离）有关。1、波函数的角度分布图：当r一定（电子层不变）时，波函数角度部分Y(,)的值随

,变化而变化的情况。作图方法：如：分离变量第38页，共99页。下面以

2,1,0(即：2pz)为例，作出它的波函数角度分布图:

∕°01530456090120135150165180Y1.00.970.870.710.500-0.50-0.71-0.87-0.97-1.0其角度部分为列表作图：第39页，共99页。以此为母线绕z

轴旋转360°，在空间形成如右图所示的一个曲面。这就是

2,1,0

的波函数角度分布图。该图是在xOy平面上下各一个球形，上部分的“+”号和下部分的“－”号是根据Y

的表达式计算的结果。第40页，共99页。zy+-xYpy+-xzYpx+-xYpzP轨道的角度分布图：+-+-+-+-+-+-+-+-YdxyYdyzYdxzYdx-y22Ydz2d轨道的角度分布图：第41页，共99页。

2、原子轨道的径向分布

1.03.02.01.02.01sr/a0R(r)2.04.06.08.0r/a0000-0.20.20.40.60.82s

当角度不变，以R(r)对r作图,表示在任何方向上R(r)随r变化的情况。根据径向波函数，求出相应的R(r)和r值，再作R(r)—r图。就是径向波函数图。如1s和2s径向波函数图：第42页，共99页。五、几率密度和电子云电子云就是核外电子的几率密度︱Ψ︱23、电子云：表示核外电子几率密度大小的具体图像。1、几率：电子在核外空间某区域内出现的机会多少称为几率。2、几率密度：电子在核外空间某处单位体积内出现的几率称为该处的几率密度。用︱Ψ︱2

表示由于(r,,)=R(r)•Y(，)所以2(r,,)=R2(r)•Y2(，)第43页，共99页。

（1）电子云的角度分布图

以Y2

(，)对，作图，可得到电子云的角度分布图。它表示同一曲面上不同方向上电子几率密度的相对大小。电子云的角度分布图与原子轨道角度分布图相似，它们之间的主要区别有：a).由于Y1(整个区域的总和），因此Y2一定小于Y，故电子云的角度分布图要比原子轨道角度分布图“瘦”些；b).原子轨道角度分布图有正有负，而电子云角度分布图都是正值，这是因为Y2总是正值。S轨道：第44页，共99页。波函数的角度分布图与电子云的角度分布图的区别第45页，共99页。P电子云的角度分布图:yxY2pyxzY2pxxzY2pzzxyY2dxyY2dxzxY2dz2zY2dyzyxzyxY2dx-y22d电子云的角度分布图:第46页，共99页。（2）电子云的径布向分布以R2(r)对r作图，得到电子云的径向分布。表示任何方向上，电子出现的几率密度随r变化情况。电子云的径向分布曲线只有正值。abc第47页，共99页。

不同类型的电子云径向分布图的形状和高峰的数目不相同。1s、2s、2p….电子经向分布图上的高峰数分别为1、2、和1…..。原子轨道的类型与径向分布图上所出现峰值的个数之间存在一定的规律，峰值的个数取决于量子数n、l，并可用（n-l）计算得到。即：峰数=n-l第48页，共99页。课前复习1.四个量子数n

l

轨道

m

分轨道数

总轨道数

1

0

1s

0

1

1

2

01

2s

2p

0

+1,0,-1

1

3

4

3

0

1

2

3s

3p

3d

0

+1,0,-1

+2,+1,0,-1,-2

1

3

5

9

4

0

1

2

3

4s

4p

4d

4f

0

+1,0,-1

+2,+1,0,-1,-2

+3,+2,+1,0,-1,-2,-3

1

3

5

7

16

第49页，共99页。2.原子轨道的角度分布图和径向分布图原子轨道的角度分布图Y(,)R(r)原子轨道的径向分布图R2(r)电子云的径向分布图电子云的角度分布图Y2(,)abc第50页，共99页。S电子云径向分布图第51页，共99页。§6.3多电子原子的能级

氢原子的核外只有一个电子，原子基态和激发态的能量都由主量子数确定，与角量子数无关。一、多电子原子的能级在多电子原子中各轨道的能量不仅与主量子数有关，而且与角量子数有关。各原子轨道的能级主要是根据光谱实验来确定。在多电子原子中，由于电子之间的相互斥力，使得主量子数相同的各轨道产生能级分裂。E4S

＜E4P

＜E4d

＜E4f第52页，共99页。

1、鲍林近似能级图鲍林根据光谱实验的结果总结了多电子原子各轨道能级的相对高低并用图形近似地表示出来，图中小圆圈代表原子轨道，由上至下能量递增，同一水平位置上的原子轨道为等价轨道。能级组：把能量相近的轨道归并在一起，就称为能级组。从鲍林能级图可知原子轨道分为七个组，能级组之间能量差较大。能级组是划分周期的依据。第53页，共99页。第54页，共99页。

2、屏蔽效应和钻穿效应前面的能级图和徐光宪规则都是经验的总结，不能从理论上说明能级分裂的原因。为了说明能级交错的原因，必须根据屏蔽效应和钻穿效应来解释。

1)屏蔽效应在多电子体系中，电子不仅受到原子核的吸引，而且受到其它电子的排斥。

第55页，共99页。

电子受到的屏蔽效应愈大，电子受到的有效核电荷的作用愈小，所以电子所具有的能量愈高。某一电子受内层电子的排斥的结果，相当于原子核对该电子吸引作用的减小，可以认为，内层电子的这种屏蔽削弱了原子核对该电子的吸引作用。其结果相当于该电子受到的有效核电荷数减少了。因此，该电子受到的核电荷的实际作用力，等于核电荷减去排斥力，即：Z*表示实际作用于电子的核电荷称为有效核电荷。Z*=Z-称为屏蔽常数第56页，共99页。

从量子力学的观点，电子可以出现在原子内的任何位置，最外层电子也可能出现在离核很近的位置，也就是说外层电子也可以钻入内电子壳层而更靠近核：这种电子渗入原子内部空间而靠近核的本领称为钻穿。

2)钻穿效应钻穿的结果降低了其它电子对它的屏蔽作用，从而使它感受到较大的有效核电荷，降低了轨道的能量。电子钻穿的愈靠近核，电子的能量愈低。这种由于电子钻穿而引起能量变化的现象称为钻穿效应。第57页，共99页。

钻穿效应还可以说明ns与(n-1)d轨道的能级交错。虽然4s最大峰比3d的离核要远，但它的小峰很靠近核，因此，4s比3d穿透要大，4s的能量比3d要低，使能级产生交错。

电子钻穿效应的大小可从核外电子径向分布函数图看出：第58页，共99页。鲍利不相容原理：在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子。如果n,l,m相同，则ms一定不同。即同一原子轨道中最多只能容纳2个自旋相反的电子。应用鲍利原理可以推算出某一电子层或亚层中电子的最大容量。§6.4多电子原子的核外电子排布的规则1、能量最低原理电子首先进入能量较低的原子轨道，依次由低向高排布。这一原则称为能量最低原理。电子填充的顺序为：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7pns

(n-2)f

(n-1)d

np2、鲍利不相容原理第59页，共99页。对于C原子来说，按前面所述的原则，电子的填充有以下三种方式：1s2s2p1s2s2p1s2s2p例如：H:1s1;He:1s2;Li:1s22s1;Be:1s22s2;B:1s22s22p1从前面的讨论可知：每个电子层电子最大容量为2n2。第60页，共99页。

3、洪特规则电子在亚层的各轨道上填充时，尽可能的分占不同轨道并保持自旋方向相同。这个规律称为洪特规则。所以C的电子填充采取第三种方式。C:1s22s22px12py1;N:1s22s22px12py12pz1;O:1s22s22px22py12pz1;F:1s22s22px22py22pz1;Ne:1s22s22px22py22pz2。第61页，共99页。原子实：用加方括号的稀有气体符号代替原子内和稀有气体具有相同电子结构的那部分内电子层构型[2、10、18、36等]：

1s2[He];1s22s22p6[Ne];1s22s22p63s23p6[Ar]1s22s22p63s23p64s23d104p6

[Ke]

根据上述三原则,写出下列各原子的核外电子排布:19K:20Ca:40Zr:74W:1s22s22p63s23p64s11s22s22p63s23p64s21s22s22p63s23p65s25p65s23d104s24d24d106s24p61s22s22p63s23p64s23d104f145d44p6[Ar]4s1[Ar]4s2[Ke]4d25s2[Xe]4f145d46s2第62页，共99页。原子序数为２４的Ｃr，其电子排布为：[Ar]4s２3d４而实验结果却是：[Ar]4s13d5，这似乎不合理，由此见：洪特规则还包括另一个内容：等价轨道全满、半满或全空时体系比较稳定。——洪特规则特例半满：p3或d5或f7全满：p6或d10或f14全空：p0或d0或f0

第63页，共99页。例：写出下列原子序数分别为53、82、27和48的元素的核外电子排布式。

4d106p2[Ar]3d74s2[Kr]4d105s25p582Pb：27Co:48Cd:解：53I：[Kr]5s2[Xe]6s24f145d10第64页，共99页。课前复习1.原子轨道的角度分布图,径向分布图电子云的角度分布图,径向分布图2.多电子原子的能级3.屏蔽效应和钻穿效应4.核外电子排布的三原则第65页，共99页。价电子：原子参加反应时，可能参加成键的电子。一般是外层电子，以及次外层d电子和倒数第三层f电子。价电子构型：表示原子核外最高能级组的电子排布（或外围电子构型），即价电子的排布。应掌握描述原子构型的书写方式：即：

1.电子排布式

2.轨道表示式

3.原子实如:Zn:[Ar]3d104s2

Gd:[Xe]4f75d16s2原子丢失电子的顺序：np,ns,(n-1)d,(n-1)f如：Co:[Ar]3d74s2Pb:[Xe]4f145d106s26p2第66页，共99页。

§6.5原子的电子结构和元素周期律

一、元素周期律

当我们把元素按其原子序数（即核电荷数）递增的顺序依次排列成周期表时，每一个周期的元素原子最外层上的电子数从1增加到8（除第一周期为2外），呈现出明显的周期性变化。换句话说各周期的元素都是从碱金属开始，并以稀有气体元素结束，而每一次重复，都意味着一个新周期的开始，一个旧周期的结束。第67页，共99页。

二、电子构型与周期表的关系

1、原子的电子构型与周期的关系周期表中的横行称为周期。共有七个周期：第68页，共99页。1).各周期中元素的数目等于相应能级组中原子轨道能容纳的电子总数。比较电子结构与元素周期系的关系，可得到如下结论：2).随原子核电荷数的增加，原子的最外层经常重复出现同样的电子构型。所以元素性质能呈现周期性的改变，也正是由于原子最外层电子构型这种周期性出现的结果。3).元素原子的电子层数等于该元素在周期表所处的周期数，即原子的最外层的主量子数代表该元素所在的周期数。

(注意:Pd例外46Pd[Kr]4d85s2,实际为:46Pd[Kr]4d10）第69页，共99页。

2、电子构型和族的关系：周期表中的纵列称为族，共有18个纵列，包括8个主族，8个副族。主族（A族）：凡包含短周期和长周期的各纵列称为主族。副族（B族）：仅包含长周期的各纵列称为副族。

（1）主族元素：原子最后填充的电子填充在s或p轨道上，其价电子结构为：ns1-2np1-6

通常将VIII主族称为0族。

N:[He]2s22p3,价电子数为5，在第五族Cl:[He]2s22p5,价电子数为7，在第七族

主族元素原子所在的族数=其价电子总数第70页，共99页。Cr:[Ar]3d54s1,价电子数为6，在VIB族Tc:[Kr]4d55s2,价电子数为7，在VIIB族

ⅠB~ⅡB：最外层电子数=族数

ⅢB~ⅦB：最外层电子数+次外层未充满的d电子数=族数

（2）副族元素：原子最后填充的电子填充在(n-1)d轨道上，其价电子结构为：(n-1)d1-10ns1-2，第71页，共99页。课前复习1.鲍林近似能级图第72页，共99页。2.能级交错的原因3.电子填充的三原则4.用原子实来表示核外电子的排布Zn:[Ar]3d104s25.原子丢失电子的顺序：np,ns,(n-1)d,(n-1)f6.元素周期律7.电子构型与周期的关系8.周期表中族的划分第73页，共99页。例题：某元素的原子序数小于36，其原子失去两个价电子后，量子数l=2的亚层刚好半充满。试推测该元素。

Mn第74页，共99页。（5）f区元素：最外层电子构型为(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2,包括镧系元素和锕系元素。（内过渡元素）3、电子构型与区的划分根据电子排布的情况及元素原子的最外层电子构型，可把周期表划分为五个区：（1）s区元素：最外层电子构型为ns1-2,其中包括IA和IIA族元素。（2）P区元素：最外层电子构型为ns2np1-6，包括IIIA到VIIIA族（0族）元素。（3）d区元素：最外层电子构型为(n-1)d1-9ns1-2，包括IIIB到VIIIB族元素。（过渡元素）（4）ds区元素：最外层电子构型为(n-1)d10ns1-2,包括IB和IIB族元素。（过渡元素）第75页，共99页。

第76页，共99页。２.已知元素所在周期和族数，请写出它们的核外电子排布。（1）周期数为3、族数为IIA

（2）周期数为6、族数为VIIB

（3）周期数为4、族数为IVA课堂练习１.请依据下列原子序数写出各元素的电子排布式、及其所在周期、族、区。11、21、53、60、8080[Xe]4f145d106s2、IIB、ds区、六周期[Ar]3d104s24p2

[Ne]3s2[Xe]4f145d56s211[Ne]3s1

、IA、s区、三周期21[Ar]3d14s2、IIIB、d区、四周期53[Kr]4d105s25p5

、VIIA、p区、五周期60[Xe]5d56s1、VIB、d区、六周期第77页，共99页。§6-6主要的原子参数及其变化规律

原子的某些性质，如有效核电荷、原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等都与原子结构有关，并对元素的物理性质和化学性质有重大影响。通常把表征原子基本性质的物理量称为原子参数。一、有效核电荷随原子序数增加，原子的核电荷呈线性增加，但有效核电荷Z*却呈周期性变化。这是因为屏蔽常数的大小与原子的电子结构有关，而电子构型是呈周期性变化的。

(1)在短周期中：元素从左到右电子依次填充到最外层，由于同层电子间屏蔽作用弱，故有效核电荷显著增加。第78页，共99页。（2）在长周期中：从第三个元素开始，电子加到次外层，这些进入次外层的电子所产生的屏蔽作用要比它们进入最外层时大得多，所以尽管原子序数有所增加，但有效核电荷却增大不多；当次外层电子半充满或全充满时，由于屏蔽作用突然增大，有效核电荷略有下降；但在长周期的后半部，电子又填充到最外层，有效核电荷又显著增加。（3）同一族中：元素从上至下，虽然核电荷增加较多，但相邻元素之间依次增加一个电子内层，因而屏蔽作用也较大，所以有效核电荷增加不显著。第79页，共99页。第80页，共99页。（3）范德华半径：在分子晶体中，分子间以范德华力相结合，相邻分子间两个非键结合的同种原子，其核间距离的一半，叫做该原子的范德华半径。（稀有气体）二、原子半径1、定义：（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半叫做该原子的共价半径。（H2，Cl2）（非金属）（2）金属半径：金属晶体中金属原子核间距离的一半，叫做该原子的金属半径。（金属）第81页，共99页。

2、原子半径在周期中的变化

(1)在短周期中（第2、3周期）：从左到右，随有效核电荷依次增加，原子半径依次明显的减小；（2）在长周期中（4、5、6周期）：主族元素的原子半径明显的减小；过渡元素的原子半径减小缓慢，当d轨道处于全满时原子半径增大；内过渡元素（镧系和锕系），原子半径随核电荷数的增加而依次减小，但减小的幅度较过渡元素更小。第82页，共99页。

镧系元素随着原子序数的增加，电子依次填充到4f轨道上，4f电子对核的屏蔽作用更完全，导致随原子序数增加，有效核电荷增加不大（几乎无增加），使得原子半径减小的幅度很小（收缩较小）的现象称为镧系收缩。镧系收缩使得第五周期和第六周期同族过渡元素的原子半径极为相近，造成它们的分离极为困难。例如：

Zr(160pm)——Hf(159pm);

Nb(143pm)——Ta(143pm);

Mo(136pm)——W(137pm)(３)同一主族元素：从上到下原子半径依次增加；副族元素：从上到下第四到第五周期增大，第五和第六周期相近。第83页，共99页。下图是原子半径的周期性变化规律第84页，共99页。

三、电离能(I)：反映原子失去电子的难易

1、定义：对于多电子原子，处于基态的气态原子在外界能量的作用下，由基态失去一个电子而形成一价气态正离子所需要的能量称为第一电离能I1。从一价气态正离子再失去一个电子成为正二价正离子所需要的能量称为第二电离能I2，依次类推。一般来说：同一元素的原子：I1<

I2<

I3…。

Al(g)-eAl+(g)I1=578kJ·mol-1

Al+(g)-eAl2+(g)I2=1823kJ·mol-1

Al2+(g)-eAl3+(g)I3=2751kJ·mol-1如果不加标明，通常所说的电离能，都是指的第一电离能。电离能Ｉ越大，表明该原子越难失去电子。反之亦然。第85页，共99页。3、电离能在周期表中的变化：（1）同一周期中从左到右，元素的电离能总趋势是增大，稀有气体具有稳定的电子层结构，在同一周期中具有最大的电离能；而过渡元素由于电子加到次外层，有效核电荷增加不多，原子半径增加缓慢，电离能增加不显著。但必须注意，虽然电离能的总趋势从左到右增加，但有起伏：例如：第二周期中Be和N的电离能比后面的元素B和O的电离能都大，这是由于它们都具有全满、半满和全空的价电子结构，这种结构比较稳定，较难失去电子，所以有较大的电离能。（2）同一主族从上到下，最外层电子数相同，有效核电荷增加不多，原子半径的增加起主要作用，电离能依次减小。（1）有效核电荷：I∝Z*；（2）原子半径：I∝；（3）原子电子层结构的稳定性：I∝结构的稳定性。2、影响电离能的因素：第86页，共99页。影响第一电离能大小的主要因素有：有效核电荷、原子半径、原子的电子结构注意到第二周期中Be、N两元素的I1为什么反常地大些！第87页，共99页。四、电子亲和能(EA)：反映原子获得电子的难易

1、定义：元素的气态原子在基态时得到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。电子亲和能也有第一、第二之称。同样，如果不加注明，都是指的第一电子亲和能。O(g)+eO-(g)EA1

=-141.8kJ·mol-1O-(g)+eO2-(g)EA2

=+780kJ·mol-1

2、变化规律：

同周期元素，从左到右原子的有效核电荷增加，原子半径减小，同时由于最外层电子数增多，易于与电子结合形成8电子稳定结构。因此，元素的第一电子亲和能(代数值)逐渐减小。同族主族元素的电子亲和能，根据有效核电荷、原子半径和电子结构具体分析，规律性不强。第88页，共99页。第89页，共99页。五、电负性(X)

电离能和电子亲和能都各自从一个方面反映电子的得、失能力。为全面衡量分子中原子争夺电子的能力，引入电负性的概念。电负性有各种定义，下面主要介绍鲍林的电负性。1、定义：元素的原子在分子中吸引电子的能力。它指定

F的电负性为4.0（附录9）2、变化规律：（1）同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。（2）同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小。（3）F的电负性最大，Cs的电负性最小。第90页，共99页。第91页，共99页。

3、应用：（1）可以判断化学键的类型和极性；（