南京大學第四版)第六章_原子結(jié)構(gòu)課件

1、第六章第六章 原子結(jié)構(gòu)原子結(jié)構(gòu)o6.1 微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性o6.2 氫原子核外電子的運動狀態(tài)氫原子核外電子的運動狀態(tài)o6.3 多電子原子核外電子的運動狀態(tài)多電子原子核外電子的運動狀態(tài) o6.4 原子結(jié)構(gòu)和元素周期律原子結(jié)構(gòu)和元素周期律6.1 微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性o6.1.1 氫光譜和玻爾理論氫光譜和玻爾理論o6.1.2 微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性o6.1.3 不確定原理不確定原理6.1.1 氫光譜和玻爾理論氫光譜和玻爾理論o1. 氫原子光譜氫原子光譜o 近代原子結(jié)構(gòu)理論的建立是從研究氫原子光譜開始的。一只沖有低壓氫氣的放電管，通過高壓電流

2、，氫原子受激發(fā)后發(fā)出的光經(jīng)過三棱鏡，就得到了氫原子光譜。o 氫光譜是由一系列不連續(xù)的譜線組成，在可見光區(qū)（波長=400760nm）有四條比較有四條比較明顯的譜線：明顯的譜線： H H H H / nm 656.2 486.1 434.0 410.2o氫原子光譜特征：氫原子光譜特征：o（1）不連續(xù)的線狀光譜o（2）1885年，巴爾麥指出，可見光區(qū)譜線波長符合如下公式：o )121(122nRo當n = 3，4，5，6時，可計算出上述四條譜線的波長。R：里德堡常數(shù)o 后來人們在紫外光區(qū)及紅外光區(qū)又發(fā)現(xiàn)了另外一些譜線，可用一般式表示：)11(12221nnRn1、n2均為正整數(shù) 且n2 n1。o 1

3、913年玻爾提出了原子結(jié)構(gòu)理論很好地解釋了氫原子光譜。o2. 玻爾理論玻爾理論o玻爾理論主要內(nèi)容是以下兩點假設：o（1）原子中的電子僅能在某些特定的軌道上運動，這些軌道上電子的角動量M為：oM = n(h /2)；n稱為量子數(shù)，其值為1、2、3.o（2）在一定軌道中運動的電子具有一定的能量，稱定態(tài)。其中能量最低的稱基態(tài)基態(tài)，其余的稱為激發(fā)態(tài)激發(fā)態(tài)。電子從一個定態(tài)跳到另一個定態(tài)時，要吸收或放出輻射能，輻射能的頻率與兩定態(tài)間能量差間的關系為： = E / ho由上述假設可推得氫原子軌道的能量為o E = - A (1 / n2)； A = -2.17910-18 J)11()1()1(222121

4、22nnhAhnAnA)11(10097. 1)11(12221172221nnmnnhCAC代入，得以o 可見，由玻爾理論推導得到的公式與實驗得到的公式非常一致。o 玻爾理論成功地解釋了氫原子光譜，但是玻爾理論卻不能解釋多電子原子光譜。這是因為他假設電子等微觀粒子的運動也服從經(jīng)典力學定律，這是不正確的，后來人們又提出了量子力學理論。6.1.2 微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性 o 1924年，德布羅依在光的波粒二象性的啟發(fā)下，大膽地提出了電子等微觀粒子也具有波粒二象性的假設。o 1927年，德布羅依的假設由電子衍射實驗得到了證實。后來還發(fā)現(xiàn)：質(zhì)子、中子、粒子等都有衍射現(xiàn)象，所以波粒二

5、象性是微觀粒子的普遍規(guī)律。6.1.3 不確定原理不確定原理o 由于微觀粒子具有波粒二象性，則微觀粒子的運動規(guī)律就與宏觀物體有所不同。o 對宏觀物體可同時準確測得其位置和速度；但對微觀粒子則不可能同時準確測得其位置和速度。o1927年海森堡提出了一個重要的關系式：o x Px ho h：普朗克常數(shù)；ox：微觀粒子在空間某一方向的位置測不準量(或誤差)； oPx：動量在x方向上的測不準量(P = mv)。o 具有波動性的微觀粒子有著與宏觀物體完全不同的運動特點。o 要準確測定電子在原子中的位置，電子的運動速度就測不準；反之，若要準確測定電子的運動速度(或能量)，就不能準確測得其位置。 o 但這并不

6、是說，人們無法研究電子的運動規(guī)律。雖然不能測出電子的運動軌跡，但卻可以推算出電子在核外空間各處出現(xiàn)機會的多少，即幾率的大小。o 在量子力學中對電子運動規(guī)律的描述具有統(tǒng)計性。6.2 氫原子核外電子的運動狀態(tài)氫原子核外電子的運動狀態(tài)o6.2.1 波函數(shù)和薛定諤方程波函數(shù)和薛定諤方程o6.2.2 波函數(shù)和電子云圖形波函數(shù)和電子云圖形o6.2.3 四個量子數(shù)四個量子數(shù)6.2.1 波函數(shù)和薛定諤方程波函數(shù)和薛定諤方程o 1. 如何得到？ o 因為微觀粒子具有波粒二象性，因此它的運動就不能用經(jīng)典力學來描述，而必須用量子力學來描述，其基本方程之一就是薛定諤方程：0)(82222222VEhmzyxo 式中，

7、E：體系的總能量；V：體系的勢能；h：普朗克常數(shù)； m：微粒的質(zhì)量；：波函數(shù)，是空間坐標x、y、z的函數(shù)。o 在一定條件下可以對薛定諤方程求解，方程的解有兩個：o 一個為體系的總能量E；另一個為波函數(shù)(x,y,z)。o 因此在量子力學中是用波函數(shù)(x,y,z)及相應的能量E來描述微觀粒子的運動狀態(tài)的。o2. 的物理意義o 波函數(shù)本身沒有明確的物理意義，只能說是描述核外電子運動狀態(tài)的數(shù)學函數(shù)式，它描述了電子運動的方式和規(guī)律。o 波函數(shù)的平方|2卻有明確的物理意義，它代表原子核外電子在空間某處單位體積內(nèi)出原子核外電子在空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率即幾率密度?，F(xiàn)的幾率即幾率密度。o3. 氫原子的波函

8、數(shù)o氫原子是最簡單的原子，它的薛定諤方程有精解。在解方程中有兩點說明：o（1）為了求解和討論方便起見，通常將直角坐標變換成球坐標。o(r,) = R(r)Y(,)o R(r)只與距離有關，稱為波函數(shù)的徑向部分徑向部分；oY(,)只與角度有關，稱為波函數(shù)的角度部分角度部分。ox = r sincos y = r sinsinoz = r cosxyzp(r,)Oro （2） 在一定條件下求解薛定諤方程，為了得到合理解，在波函數(shù)中必須引入三個量子數(shù)，這三個量子數(shù)可取的數(shù)值如下：o主量子數(shù)：主量子數(shù)：n = 1，2， 3，4o角量子數(shù)：角量子數(shù)：l = 0，1，2，3n-1 共共n個個o磁量子數(shù)：磁

9、量子數(shù)：m = 0，l ，2. l 共共2 l +1個個o 凡符合這些取值限制的都是薛定諤方程的合理解o如：n = 1 l = 0 m = 0 為 (1,0,0) = 1so n = 2 l = 0 m = 0 為 (2,0,0) = 2so n = 2 l = 1 m = 0 為(2,1,0) = 2po n = 2 l = 1 m = 1 為(2,1,1) = 2po n = 2 l = 1 m = -1 為(2,1,-1) =2po光譜學上規(guī)定：光譜學上規(guī)定： l 0 1 2 3o 狀態(tài)狀態(tài) s p d f o 在量子力學中把三個量子數(shù)在量子力學中把三個量子數(shù)(n, l, m)都有確都有

10、確定值的波函數(shù)稱為一個原子軌道，波函數(shù)和定值的波函數(shù)稱為一個原子軌道，波函數(shù)和原子軌道是同義詞原子軌道是同義詞。o 這里所講的軌道雖然是借用經(jīng)典力學的名詞，但它是指電子的一種運動狀態(tài)，而不是宏觀物體或玻爾理論中所說的“固定軌道”。6.2.3 四個四個量子數(shù)量子數(shù) o1. 主量子數(shù)主量子數(shù) n n = 1，2， 3，4o 主量子數(shù)表示電子出現(xiàn)的最大區(qū)域離核的遠近。電子離核越近，能級越低，離核越遠，能級越高。o 電子處于核外高低不同的能級，習慣上把這種不同能級的層次成為電子層。o所以說，主量子數(shù)主量子數(shù) n 描述電子層能級高低和電子離描述電子層能級高低和電子離核的平均距離。核的平均距離。o常用字母

11、表示電子層o n 1 2 3 4 5 6.o電子層電子層 K L M N O Po2. 角量子數(shù)角量子數(shù) l l = 0，1，2，3n-1 共 n 個o 角量子數(shù)代表電子的角動量，規(guī)定電子在空間角度分布情況，或者說決定了原子軌道或電子云角度決定了原子軌道或電子云角度部分的形狀。部分的形狀。o 在同一電子層中， l 值不同，電子的運動狀態(tài)也不同，說明同一電子層還存在著能量差別微小的若干個亞層，角量子數(shù)還確定每個能級層下的亞層和角量子數(shù)還確定每個能級層下的亞層和亞層原子軌道的形狀。亞層原子軌道的形狀。ol 值和光譜學上符號的關系為o l 0 1 2 3 4 5o亞層亞層 s p d f g ho3

12、. 磁量子數(shù)磁量子數(shù)m m = 0，l ，2. l 共共2 l +1個個o磁量子數(shù)磁量子數(shù)m描述原子軌道在空間的伸展方向描述原子軌道在空間的伸展方向o n = 1(K層)：l=0 1son = 2(L層)： l=0, 1 2s、2pon = 3(M層)：l=0, 1, 2 3s、3p、3don = 4(N層)：l=0, 1, 2, 3 4s、4p、4d、4fol = 0(s亞層)：m = 0 s軌道只有一種軌道只有一種ol = 1(p亞層)：m = 0, 1 p軌道有三種軌道有三種ol = 2(d亞層)：m = 0, 1, 2 d軌道有五種軌道有五種ol = 3(f亞層)：m = 0,1,2,

13、3 f軌道有七種軌道有七種on 、l 、m 確定一個原子軌道：o n =2， l =0， m =0， 2so n =3， l =1， m =0， 3p (3pz) o n =3， l =2， m =0， 3d (3dz2)o4. 自旋量子數(shù)自旋量子數(shù)ms ms = 1/2o 表征電子自旋的量子數(shù), 電子有兩種自旋方式，所以， ms可取兩個數(shù)值可取兩個數(shù)值。o 實際上電子并非象地球一樣繞軸自旋，只是在同一軌道上的電子有兩種不同的狀態(tài)。o 因此要完全說明某一個電子的運動狀態(tài)：即處于哪一個軌道及自旋方向如何，必須同時指明四個量子數(shù)。6.2.2 原子軌道和電子云圖形原子軌道和電子云圖形 o1.原子軌道

14、角度分布圖原子軌道角度分布圖o通常將波函數(shù)分為徑向部分和角度部分o (r,) = R(r)Y(,)o 由于在討論原子軌道重疊成鍵時，只涉及原子軌道的角度分布圖，故在此只討論原子軌道的角度分布圖，即Y(,)隨角度變化的圖形。o（1）S原子軌道原子軌道 由角度分布函數(shù)式作圖。41SYxzy+xz S原子軌道角度分布圖是一個閉合球面，在球面內(nèi)為正值，以“+”表示。o（2）p原子軌道原子軌道 cos43zpYx,yz+3060o呈雙球面，曲線區(qū)域內(nèi)正、負號表示Ypz值的正、負。o p軌道有三種空間取向，分別為軌道有三種空間取向，分別為px, py, pz，它們的原子軌道角度分布圖形狀相似，但對稱軸不同

15、，或極大值方向不同。yY2pxyzxY2pxyzxyzzY2po（3）d原子軌道原子軌道 有五種空間取向，分別為有五種空間取向，分別為o dxy, dyz, dxz, dx2-y2, dz2 形狀基本相似形狀基本相似yzd3xyzxzd3xyzxyd3xyz2d3zxyz22d3yx xyzo2. 電子云角度分布圖電子云角度分布圖o 波函數(shù)本身沒有直接意義，但|2卻有明確的物理意義，它代表原子核外電子在空間某處原子核外電子在空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率即幾率密度。單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率即幾率密度。o 電子云：電子在核外空間出現(xiàn)幾率密度的形電子云：電子在核外空間出現(xiàn)幾率密度的形象化表示，也就是象化

16、表示，也就是|2的圖形。的圖形。o電子云的角度分布圖：電子云的角度分布圖：|Y( , )|2的圖形的圖形 o 電子云的角度分布圖和原子軌道的角度分布圖形狀基本相似，不過有兩點區(qū)別：o原子軌道角度分布有正、負之分，而電子云角度分布均為正值(習慣上不標出)；o電子云的角度分布比原子軌道的角度分布要“瘦”一些，這是由于|Y(,)|16.3 多電子原子核外電子的運動狀態(tài)多電子原子核外電子的運動狀態(tài)o6.3.1 屏蔽效應和鉆穿效應屏蔽效應和鉆穿效應o6.3.2 原子核外電子排布原子核外電子排布6.3.1 屏蔽效應和鉆穿效應屏蔽效應和鉆穿效應o1. 屏蔽效應屏蔽效應o 在多電子原子中，電子不僅受到原子核的

17、吸引，還受到其余電子的排斥作用。o 某一個電子受到其余電子的排斥作用可以看作是抵消了一部分核電荷對該電子的吸引，從而實際作用在該電子上的核電荷減小，這種核電荷稱為有效核電荷z*。o z* = z- 為屏蔽常數(shù)o 有效核電荷越大，說明該電子被原子核吸引得越牢，電子的能量越低。反之則能量越高。o2. 鉆穿效應：鉆穿效應：外層電子向內(nèi)層穿透的效應。o鉆穿效應大，電子云深入內(nèi)層，從而屏蔽效應減小，z*增大，能量降低。o 對多電子原子而言，n值相同，l值不同的電子亞層，鉆穿效應 ns np nd nfo所以能量高低順序為：Ens Enp End Enf6.3.2 原子核外電子排布原子核外電子排布o1.

18、保里不相容原理保里不相容原理o(1)在同一原子中，不可能存在所處狀態(tài)完全相同的電子。o(2)在同一原子中，不可能存在四個量子數(shù)完全相同的電子。o(3) 每個軌道中最多只能容納兩個電子，且自旋必須相反。o各電子層的軌道數(shù)和電子數(shù)如下表：n 電子層 1 K 2 L 3 M 4 Nl電子亞層0 1s0 12s 2p0 1 23s 3p 3d 0 1 2 3 3s 3p 3d 3fm00 0,10 0,1 0,1, 2 0 0,1 0,1, 0, 1, 2 2, 3軌道數(shù)n211 1 3 41 3 5 9 1 3 5 7 16電子數(shù) 2n2 2 8 18 32o2. 能量最低原理能量最低原理o 在不違

19、背保里不相容原理的前提下，電子總是先在不違背保里不相容原理的前提下，電子總是先占據(jù)能量最低的軌道，使原子處于能量最低的狀態(tài)。占據(jù)能量最低的軌道，使原子處于能量最低的狀態(tài)。o多電子原子中，電子的能級高低由 n, l 決定o l值相同，隨n值增大，能級升高o E1s E2s E3s. E2p E3p E4p.o n值相同，隨l值增大，能級升高o Ens Enp End Enfon, l都不同，有可能出現(xiàn)能級交錯o E4s E3d E5s E4d E6s E4f E5do 鮑林根據(jù)光譜實驗結(jié)果總結(jié)出多電子原子軌道能級相對高低，稱鮑林近似能級圖。o 同一能級組內(nèi)軌道能量接近，而不同能級組間軌道能量相差

20、較大。o說明：o1）鮑林近似能級圖只能比較同一原子內(nèi)各原子軌道間能級高低順序，對不同的原子不好比較。o2）鮑林近似能級圖只能反映同一原子外層軌道能級的相對高低，但不一定能反映內(nèi)層軌道能級的相對高低。o3）原子軌道的能級和原子序數(shù)有關oCotton的原子軌道能級圖：原子軌道能級圖o3. 洪特規(guī)則洪特規(guī)則o 能量相同的軌道稱為等價軌道或簡并軌道。在簡并軌道上排布電子時，電子總是盡電子總是盡先分占不同的軌道，且自旋方向相同。先分占不同的軌道，且自旋方向相同。o 簡并軌道處于半滿(p3,d5,f7)，全滿（ p6,d10,f14）時比較穩(wěn)定。o4. 核外電子填入軌道的順序核外電子填入軌道的順序o 根據(jù)

21、鮑林近似能級圖和能量最低原理可以得到核外電子填入軌道的順序圖。o1s；2s,2p；3s,3p；4s,3d,4p；5s,4d,5p；6s,4f,5d,6p。o核外電子填入軌道順序圖o5. 核外電子排布式核外電子排布式 (也稱原子的電子層結(jié)構(gòu)或核也稱原子的電子層結(jié)構(gòu)或核外電子構(gòu)型外電子構(gòu)型)o 根據(jù)電子填入軌道的順序圖及核外電子排布的一般原則，可以寫出周期表中92種元素的原子核外電子排布式，還有19種元素例外，如Cr,Cu,Nb,Ru等。實際上這一排布是事實。o如：7N：1s22s22p3，或 He2s22p3o可用前一周期稀有氣體元素符號作為原子實。o12Mg：1s22s22p63s2 Ne 3

22、s2o32Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2 Ar 3d104s24p2o26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 Ar 3d64s2 o53I： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5o Kr 4d105s25p5o 填充順序是先4s后3d，但在排布式中應將同層軌道寫在一起。o 例外中應記?。簅24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 不是3d44s2o29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 不是3d94s2o 這是由于軌道電子數(shù)為半滿、全滿時能量較低。o6. 價層電子排布價層電子排布o 價電子所在

23、的亞層為價層。價層電子排布反映了該元素原子電子層結(jié)構(gòu)的特征。o主族元素主族元素：只有最外層電子參加反應，故最外層電最外層電子為價電子子為價電子；o副族元素：副族元素：除了最外層s電子能參加反應，次外層d電子可部分或全部參加反應，故價電子包括最外層的最外層的s電子和次外層的電子和次外層的d電子。電子。o如： 25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 3d54s2o 38Sr Kr5s2 5s2o 48Cd Kr4d105s2 4d105s2o 82Pb Xe4f145d106s26p2 6s26p2o7. 簡單基態(tài)陽離子的電子分布簡單基態(tài)陽離子的電子分布o 從原子到陽離子，失去電子的

24、順序并不是電子填充順序的逆過程，實驗和理論都證明，原子軌道失電子的次序是：np，ns，(n-1)d，(n-2)f，即先失去最即先失去最外層電子。外層電子。o如：26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 o Fe2+ 1s22s22p63s23p63d6o 32Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2o Ge4+ 1s22s22p63s23p63d10o 48Cd Kr4d105s2 Cd2+ Kr4d10 6.4 原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期系原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期系o6.4.1 核外電子排布和周期表的關系核外電子排布和周期表的關系o6.4.2 原子結(jié)構(gòu)與元素基本

25、性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與元素基本性質(zhì)6.4.1 核外電子排布和周期表的關系核外電子排布和周期表的關系o 元素周期律：元素的性質(zhì)隨著核電荷的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律o 由核外電子填充的順序可見：隨著核電荷的遞增，原子最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化，周期表是周期律的表現(xiàn)形式。o1. 各周期元素的數(shù)目各周期元素的數(shù)目o 各周期內(nèi)所含元素的數(shù)目，與相應能級組內(nèi)軌道所能容納的電子數(shù)相等，即每一個能級組對應于一個周期。周期能級組能級組內(nèi)軌道元素種數(shù)周期類型一1 1s2特短周期二2 2s2p8短周期三3 3s3p8短周期四4 4s3d4p18長周期五5 5s4d5p18長周期六6 6s4f5d6p32特長周期七7 7

26、s5f6d7p預計32未完成o2. 周期和族周期和族o元素在周期表中所處的位置與原子結(jié)構(gòu)的關系為：o周期：周期數(shù)周期數(shù) = 電子層數(shù)電子層數(shù) 即最大主量子數(shù)即最大主量子數(shù)o族：在周期表中族的分布：oAA，BB，BB，AA，0o 注：包括三個縱列。有些新版教材中將0族稱為A，與此對應，將稱為B。o 可見，周期表中有七個主族、七個副族、一周期表中有七個主族、七個副族、一個個族還有一個族還有一個0族。族。o 元素在周期表中所處的族次由該元素原子的價電子層結(jié)構(gòu)決定。oA A 族數(shù)等于最外層電子數(shù)（次外層8）oB、B 族數(shù)等于最外層電子數(shù)（次外層18）oBB 族數(shù)等于最外層電子數(shù)+此外層d電子數(shù)o 最外

27、層電子數(shù)+此外層d電子數(shù)為810o0 最外層電子數(shù)為8或2o3. 元素分區(qū)元素分區(qū) 分成s、p、d、ds、f五個區(qū)。 s區(qū) p區(qū) d區(qū)ds區(qū) 鑭系 f 區(qū) 錒系區(qū)價電子構(gòu)型位置注sns12A、 A主族元素pns2np16AA主族元素d(n-1)d19 ns12BB，過渡元素ds(n-1)d10 ns12B、B過渡元素f(n-1)f 114 ns2鑭系、錒系內(nèi)過渡元素o例：寫出下列元素的原子核外電子排布，指出元素在周期表中的位置。o26Fe Ar3d64s2 第四周期 d區(qū)o12Mg Ne3s2 第三周期 A s區(qū)o21Sc Ar3d14s2 第四周期 B d區(qū)o52Te Kr4d105s25p

28、4 第五周期 A p區(qū)o80Hg Xe4f145d106s2 第六周期 B ds區(qū)6.4.2 原子結(jié)構(gòu)與元素基本性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與元素基本性質(zhì)o 元素的基本性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)密切相關，因而也呈現(xiàn)明顯的周期性變化規(guī)律。o1. 原子半徑原子半徑o 電子在原子核外各處都有可能出現(xiàn)，單個原子沒有明確界面，原子半徑是根據(jù)原子存在的不同形式來定義的。o共價半徑共價半徑：同種元素的原子以共價鍵結(jié)合時，它們核間距離的一半。如Cl2o金屬半徑金屬半徑：金屬晶體中，相鄰兩原子核間距離的一半。 o范德華半徑范德華半徑：分子晶體中非鍵的兩個同種原子核間距離的一半o原子半徑在周期表中的變化規(guī)律：o（1）同一周期從左到右）同一周

29、期從左到右o主族元素：主族元素：電子填充在最外層，有效核電荷增大，而電子層數(shù)不變，故原子核對電子的吸引力增大，原子半徑明顯減小。原子半徑明顯減小。o副族元素：副族元素：電子填充在次外層，有效核電荷增加不多，從而原子半徑減小較慢原子半徑減小較慢，且有例外。o（2）同一族從上到下）同一族從上到下o主族元素：主族元素：有效核電荷增加不多，但電子層數(shù)逐漸增加，故原子半徑逐漸增大。原子半徑逐漸增大。o副族元素：副族元素：原子半徑一般也增大原子半徑一般也增大，但第五、六周期同族元素原子半徑相近，這是由于鑭系收縮。o 鑭系收縮鑭系收縮是指鑭系元素整個系列原子半徑縮小的現(xiàn)象，鑭系收縮使鑭以后的元素原子半徑都縮

30、小，使它們的半徑和第五周期同族元素相近。o Zr(145pm) Nb(134pm) Mo(129pm)o La-Lu Hf(144pm) Ta(134pm) W(130pm)o主族元素原子半徑變化示意圖o2. 電離能電離能 Io定義：元素的基態(tài)氣態(tài)原子失去一個電子形成+1價的氣態(tài)離子所需的能量稱為該元素的第一電離能第一電離能(I1)，o 相應的有第二、第三電離能I2、I3，通常所講的電離能是指第一電離能。（p.454附錄七為一些元素的第一電離能）。o 電離能的大小反映了原子失去電子能力的大小，電離能越小，原子越易失去電子。o元素的第一電離能呈現(xiàn)規(guī)律性的變化：o同一周期從左到右：同一周期從左到右：o主族元素：主族元素：有效核電荷逐漸增大，原子半徑逐漸減小，故原子核對外層電子的吸引力增大，電