多电子原子的能级与核外电子排布.ppt

1、1.2 原子核外电子的排布和元素周期律,1.2.1 多电子原子中轨道的能级 1.2.2 核外电子排布的规则与核外电子构型 能量最低原理 Pauli(泡利）不相容原理 Hund(洪特)规则 1.2.3 原子结构与元素周期表的关系 1.2.4 元素性质变化的周期性,单电子体系，单电子原子的能级公式为,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。,n 相同的轨道，能量相同 ： E 4 s = E 4 p = E 4 d = E 4 f ,且 n 越大能量越高 ： E 1 s E 2 s E 3 s E 4 s,多电子体系中，电子不仅受到原子核的作用，而且受到其余电子的

2、作用。多电子体系中，能量不只由主量子数 n 决定。,1.2.1 多电子原子中轨道的能级,实际上受到的引力已经不会恰好是 + 3 ，受到的 斥力也不会恰 好是 2 。,1. 屏蔽效应和钻穿效应 2. 能级交错和能级分裂,多电子原子的能级,外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中和 后的核电荷 Z 变成了有效核电荷 Z* 。,Z* 有效核电荷；Z 核电荷； 屏蔽常数。,Z* = Z ,电子之间的排斥相当于部分抵消了核对电子的吸引，这种作用被称为屏蔽效应。屏蔽效应的结果使电子能量升高。,1. 屏蔽效应,多电子原子核外电子的能量：,受到屏蔽作用的大小，因电子的角量子数 l 的不同而不同。4s ，4p

3、 ，4d ，4f 受到其它电子的屏蔽作用依次增大，故有 E 4 s E 4 p nd nf 能级分裂结果： Ens Enp End Enf,l愈小的轨道径向分布函数的个数愈多，第一个峰钻 得愈深，离核愈近。,钻穿结果降低了其它电子对它的屏蔽作用，起到了增加有效核电荷，降低轨道能量的作用。电子钻穿得愈靠近核，电子的能量愈低。 钻穿效应的存在不仅能引起轨道能级的分裂，而且还导致能级的交错。,当l 相同，n不同时， n愈大。则能级愈高。 E 1 s E2s E 3S E 4S ,当n 相同，l 不同时， l 愈大。则能级愈高。 E 4 s E 4 p E 4 d r 共 因金属晶体中的原子轨道无重叠

4、。,3 . 金属半径,金属晶体中，金属原子被视为刚性球体，彼此相切，其核间距的一半，为金属半径。,讨论原子半径的变化规律时，经常采用共价半径。,4. 周期表中原子半径的变化规律,当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时， 占主导 地位，原子半径 r 增大, 核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的趋势。 核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大的趋势。,以 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。,同周期中 从左向右，在原子序数增加的过程中，两 个因素影响原子半径的变化,同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势 核电荷 Z 增加许多，

5、对电子吸引力增大， 使 r 减小 核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大,主族元素 Li 123 pm Na 154 pm K 203 pm Rb 216 pm Cs 235 pm,r 增大, 起主导作用。同族中，从上到下，原子半径增大,副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb Mo 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130,第二过渡系列比第一 过渡系列原子半径r增大 1213 pm。,第三过渡系列和第二过渡系列原子半径 r 相近或相等。这是镧系收缩的影响结果。,二 电离能,某元素 1 mol 基态气态原子，失去最高能级的 1 个电子，形

6、成 1 mol 气态阳离子 ( M+ ) 所吸收的能量，叫这种元素的第一电离能 ( 用 I1 表示 )。,M ( g ) M+ ( g ) + e H = I1,电离能经常以 1 mol 原子为单位进行计算，所以电离能的物理学单位是 kJmol1 。,M+( g ) M2+ ( g ) + e H = I2,用类似的方法定义 I3 ，I4 ， In 。,各级电离能的大小顺序是： I1 I2 I3 I4 I5 ,同周期从左到右，电离能逐渐增加,为何 B Be， O N？,( 2) 同族中,同族中自上而下，元素的电离能减小。 为何？,电离能的大小主要取决于： 原子的核电荷 原子半径 原子的电子层结

7、构,思考题,Li Be B C N O F Ne I2 1475 421 581 564 684 812 808 949 从左到右，总的趋势是逐渐增大，但 Li+（2s），B+（2s2），O+（2P3） 格外大，为什么？,三、 电子亲合能,电子亲合能定义为形成负离子时所放出的能量，所以电子亲合能 E 的符号与过程的 H 的符号相反。,1 mol 某元素的基态气态原子，得到 1mol 电子，形成气态负离子 ( M ) 时所放出的能量，叫该元素的第一电子亲合能，用 E1 表示。同样有 E2 ，E3 ，E4 例 F(g) + e = F (g) H = 322 kJmol 1 ， 则 E1 = H

8、= 322 kJmol 1,第一电子亲合能在周期表中的变化,四、元素的电负性,电离能 I ，表示元素的原子失去电子，形成正离子的能力的大小； 电子亲合能 E ， 表示元素的原子得到电子，形成负离子的能力的大小。,在许多反应中，并非单纯的电子得失，单纯的形成离子。而是电荷的部分转移，或者说是电子的偏移。因 而应该有一个量，综合考虑电离能和电子亲合能。,1932年，Pauling 提出了电负性的概念，电负性表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。并规定氟的电负性约为 4.0，其它元素与氟相比，得出相应数据,同周期中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强,同族中，自上而下，电负性变小，元素的金属性增强,一般认为 X 2.0 为非金属。,电负性值是一个相对值，没有单位。,电负性呈周期