大學化學課件與習題答案模擬題第四章

1、大學化學課件與習題答案模大學化學課件與習題答案模擬題第四章擬題第四章4/17/2022第一節(jié) 核外電子的運動狀態(tài)一、電子運動的特征1、吸收和放出能量是量子化的 原子光譜是一條條分立的線條，說明電子具有的能量是一份一份的、不連續(xù)的，稱之為能量量子化。紅 綠 藍 紫紫700 600 500 400 波長/nm 氫原子光譜示意圖4/17/2022400 500 600 700nm 氫氦鋰鈉鋇汞氖局部元素的真實原子光譜4/17/2022式中：微粒波的波長；h普朗克常數(shù)； m微粒質量；v微觀粒子運動的速度 2、電子具有波粒二象性 光既具有波動性干預、衍射又具有粒子性光電效應，這稱為光的波粒二象性。 19

2、24年，德布羅依受光的波粒二象性的啟發(fā)，假設微觀粒子也具有波粒二象性，并導出了著名的德布羅依關系式： 只要波長大于粒子尺寸，即表現(xiàn)出波動性。 )/(mVh4/17/2022 1927年美國的戴維遜和英國的湯姆遜實驗證實電子確能衍射。電子槍光柵屏幕電子衍射示意圖 電子衍射證實了德布羅意假設的正確性。即電子的運動也具有波動性，或者說電子也具有波粒二象性。 4/17/2022 電子繞核旋轉時速度極高，而運動空間又非常狹小，因而不能同時準確測出某一瞬間某個電子的位置和速度，這就是著名的海森堡測不準原理。 但是，通過上圖所示的實驗可以發(fā)現(xiàn)，對于一個電子的衍射，確實不能確定它將落在何處，但對于電子流，卻可

3、以確定他們在屏幕上某區(qū)域出現(xiàn)的幾率大小。 因此，可用只能用電子在核外某區(qū)域出現(xiàn)幾率的大小來描述電子運動的特征?；蛘哒f電子運動具有幾率分布的性質或符合統(tǒng)計性規(guī)律。 3電子出現(xiàn)的統(tǒng)計性4/17/2022二、電子運動狀態(tài)的描述 為了描述核外電子的運動狀態(tài)，先后有多位科學家提出了不同的原子模型，如 1911年盧瑟福提出了含核原子模型電子繞核旋轉與行星繞太陽運動一樣，但帶電粒子輻射能量后速度衰減，最后消滅； 1913年波爾提出了波爾原子模型假設電子運動符合牛頓方程但不輻射能量，給出了定態(tài)軌道、軌道能級和能量量子化等概念，成功地解釋了氫原子光譜。但玻爾理論不能解釋多電子原子的光譜。4/17/2022 薛定

4、諤方程是一種二階偏微分方程，其形式為： 式中：x、y、z為空間坐標；為電子波的波函數(shù)；E為電子的總能量；V為電子的勢能；m為電子的質量；h為普朗克常數(shù)。0)(822222222VEhmzyx 1926年，奧地利物理學家薛定諤根據(jù)電子具有波粒二象性這一特征，提出了描述微觀粒子運動的根本方程薛定諤方程，奠定了現(xiàn)代量子力學的根底。 4/17/2022 式中的是薛定諤方程的解，是描述電子運動的數(shù)學函數(shù)式。只要能找出電子勢能的表達式，該方程就可以準確求解，但目前為止只有氫原子的薛定諤方程可以準確求解，多電子原子的薛定諤方程只能近似地求解。 解此方程需要很多的數(shù)學知識，情況非常復雜，在這里只簡要介紹解此方

5、程的思路和解的結果。4/17/20221、波函數(shù)的求解和三個量子數(shù)、波函數(shù)的求解和三個量子數(shù) 為求解方便，需將直角坐標變換為球坐標，參見以下圖。 空間某點P的直角坐標與球坐標的對應關系為：x=rsincon；y=rsinsin；z=rcos 于是，直角坐標描述的波函數(shù)(x,y,z)轉化為球坐標描述的波函數(shù)(r,)。 zPryx球坐標示意圖4/17/2022 數(shù)學上，可以通過別離變量的方法將波函數(shù)分為兩局部或三局部：(r,)=R(r)Y(,) 或 (r,)=R(r)()()式中：R(r)稱為波函數(shù)的徑向局部；Y(,)稱為波函數(shù)的角度局部。 只要將R(r)、()、()分別解出后即可得到的具體表達式

6、。 R(r)有許多個，其具體表達式與自然數(shù)nn=1，2，3有關，即當n=1時有一個R(r)表達式，當n=2時又有一個R(r)表達式，4/17/2022 同理，()的具體表達式與ll=0，1，2，n-1，共n個有關，()的具體表達式與mm=0，1，2，l，共2l+1個有關。 當n、l、m都有確定值時，R(r)、()、()都有確定的數(shù)學表達式，即(r,)有確定的的數(shù)學表達式。 n、l、m分別稱為主量子數(shù)、角量子數(shù)和磁量子數(shù)。注意，l的取值受n的限制，m的取值受l的限制。如n取2時，l只能取0和1，當l取0時，m只能取0，當l取1時，m只能取0，1。否那么，解出的波函數(shù)在數(shù)學上沒有意義。4/17/2

7、022 對于氫原子，所有的原子軌道或波函數(shù)都有確定的數(shù)學函數(shù)式，如表4.1所示。 軌道 (r,) R(r) Y(,)0/301area0/3012area4102/030)(2141areara0/030)2(81areara41cos)(214102/030areara0/030)2(241arearacos431s2s2pz2pxcossin)(214102/030areara0/030)2(241arearaconsin434/17/2022合理的波函數(shù)有數(shù)學意義但沒有物理意義。波函數(shù)的平方有明確的物理意義，它表示電子在核外單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率大小?？梢詫⒉ê瘮?shù)近似理解為電子在核外空間出

8、現(xiàn)的范圍。習慣上將波函數(shù)稱為原子軌道，所謂的原子軌道并不是電子運動的軌跡，它只代表電子的某種運動狀態(tài)。為便于理解，我們可以將核外的原子軌道理解成一層一層的，每一層都有假設干個軌道。2、波函數(shù)和原子軌道、波函數(shù)和原子軌道4/17/2022 n=1時稱為第一層，用符號K表示；n=2時稱為第二層，用符號L表示；以下依次為M、N、O、P、Q層。 l=0時表示一種軌道，用符號s表示，即s軌道；l=1時，表示第二種軌道，用符號p表示，即p軌道；以下依次為d、f、g、h軌道。 m可取值的數(shù)目表示某種軌道的簡并數(shù)目，即能量相等的軌道的數(shù)目。4/17/2022 如n=1時l只能取0，m也只能取0，意味著第一層K

9、層只有一個s亞層，s亞層只有一個s軌道；n=2 時l可取0和1，當l取1時m又可取0、+1、-1，因此第二層有s和p兩個亞層，其中p亞層又有三個軌道，即第二層有兩種共4個軌道。 其它層軌道的種類和數(shù)目參見書上表4.2。4/17/2022 要在三維空間畫出原子軌道的圖像是非常困難的，一般將它們分為徑向局部和角度局部分別作圖； 徑向分布圖是將波函數(shù)的徑向局部R(r)對r作圖略； 角度分布圖是將波函數(shù)的角度局部Y(,)對、作圖。角度分布圖可以了解波函數(shù)的形狀及在空間的伸展方向。3、原子軌道的角度分布圖、原子軌道的角度分布圖4/17/2022zyx-+-zyxyz+-+-zxYdz2Yd2x -y2Y

10、YYdxy+-zyxddyzxzzxypzYYszxyYpyYpxzyx+-+-波函數(shù)的角度分布圖4/17/2022 從角度分布圖可見，一個原子的多個種原子軌道在空間是相互重疊的。4/17/2022 電子云角度分布圖的形狀與原子軌道相似，但“瘦、無正負號，表示電子在核外各處出現(xiàn)機率。電子云角度分布圖4/17/20224/17/20224、量子數(shù)的物理意義、量子數(shù)的物理意義 主量子數(shù)n的大小表示電子離核平均距離的遠近，也表示電子所處能級的上下； 角量子數(shù)l的大小決定了軌道的形狀，如l=0的軌道為球形，l=1的軌道為雙球形在多電子原子中，它也局部決定軌道的能級。 磁量子數(shù)m的大小決定了軌道在空間的

11、伸展方向。如n=2，l=1時，表示2p軌道，m取值+1，-1，0，表示3個2p軌道分別沿著x，y，z軸方向伸展。4/17/2022 n，l，m三個量子數(shù)即可確切描述某一軌道的能級、形狀和空間伸展方向。 考慮到電子的自旋方向，人為引進第四個量子數(shù)，即自旋量子數(shù)ms。 ms=+1/2表示一種自旋方向，以符號“表示，ms=-1/2表示另一種自旋方向，以符號“表示。 四個量子數(shù)可以確切地描述某個電子的運動狀態(tài)！如2,1,0,+1/2表示電子以正自旋方式在2p軌道上運動。 4/17/2022本節(jié)總結 電子運動的三個特征：波粒二象性、能量量子化和統(tǒng)計性； 電子運動的狀態(tài)只能通過薛定諤方程來描述； 三個量子

12、數(shù)n、l、m都有合理值時，確定一個原子軌道； 四個量子數(shù)n、l、m、ms都有合理值時，確定一個電子的運動狀態(tài)；原子軌道一層一層地分布在原子核周圍，每一層又有不同種類假設個個軌道，盡管軌道有重疊，但性質不同。 4/17/2022 當原子受到高溫或電火花的作用時，電子就從n=1的能級即最低能級基態(tài)躍遷到n1的能級即較高的能級激發(fā)態(tài)，由于電子在較高能級不穩(wěn)定，又要回落到基態(tài)，此時就要釋放出能量，并且通常以光的形式釋放，因此在譜圖上可以得到一條條分立的譜線。 近代原子構造理論對氫原子光譜的解釋：4/17/2022第二節(jié) 多電子原子中電子的 分布和元素周期系 多電子原子中，由于電子之間的相互排斥，致使電

13、子的勢能不能準確描述，因此薛定諤方程不能準確求解，但可以近似求解。 求解結果說明，多電子原子和氫原子類似，也可用四個量子數(shù)來描述核外電子的運動狀態(tài)。4/17/2022 與氫原子構造所不同的是，電子所處能級的上下不僅與主量子數(shù)有關，而且還與角量子數(shù)有關。即同一電子層中，l越大軌道能級越高。這樣，同層中的能級將發(fā)生分裂，并且可能與其它能級發(fā)生能級交織現(xiàn)象。 多電子原子中電子的分布已被原子光譜實驗準確測定，結果說明量子力學對多電子原子構造的描述是正確的。4/17/2022一、多電子原子中電子的分布 和核外電子分布式 一個原子中不可能有四個量子數(shù)完全一樣的兩個電子。即每一軌道最多容納兩個電子。 多電子

14、原子中電子的分布遵循泡利不相容原理、能量最低原理、洪特規(guī)那么和全充滿半充滿規(guī)律。1、泡利、泡利Pauli不相容原理不相容原理4/17/2022 如10Ne原子核外10個電子占有的四個量子數(shù)分別為： (1,0,0,+1/2) 1s 、 (1,0,0,-1/2) 1s (2,0,0,+1/2) 2s 、 (2,0,0,-1/2) 2s (2,1,0,+1/2) 2p 、 (2,1,0,-1/2) 2p (2,1,1,+1/2) 2p 、 (2,1,1,-1/2) 2p (2,1,-1,+1/2) 2p 、 (2,1,-1,-1/2) 2p 因此，第一層最多可容納2個電子，第二層最多8個，第三層最多

15、18個，第四層最多32個4/17/20222、能量最低原理、能量最低原理 在不違背泡利不相容原理的前提下，電子盡可能占據(jù)能量最低的軌道。軌道能級上下可用鮑林近似能級圖來表示，見右。 電子填充的順序為：1s2s2p3s3p4s3d4p 鮑林近似能級圖7s 7p6s 6p 6d5s 5p 5d 5f4s 4p 4d 4f3s 3p 3d2s 2p1s4/17/2022 根據(jù)前述兩條規(guī)那么可以寫出多數(shù)原子的核外電子分布式：如 1H： 1s1； 3Li： 1s22s1 ； 7N： 1s22s22p3 ；19K： 1s22s22p63s23p64s1 ； 26Fe：1s22s22p63s23p63d64

16、s2；35Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 核外電子分布式就是用符號表示電子在核外各軌道上的分布。 盡管3d軌道的能量比4s高，但在寫核外電子分布式時，仍按主量子數(shù)的順序排列。4/17/2022 電子盡可能多占能量一樣的軌道并且自旋平行。 如前述N的核外電子分布式中， 3個2p電子分占3個2p軌道且自選平行： ；O 的 2 p 軌 道 表 示 式 為 ： ； 或 2px22py12pz1Fe的3d軌道表示式為： 。 3、 洪特規(guī)那么洪特規(guī)那么4/17/20224、全充滿半充滿規(guī)律、全充滿半充滿規(guī)律 d、f等軌道在全充滿或半充滿時構造穩(wěn)定。 為滿足該規(guī)律，有時從能量較低的

17、軌道借來一個電子，以到達全充滿或半充滿的穩(wěn)定構造。如：24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1； 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1注：局部元素不遵守此規(guī)律。 根據(jù)前述4個規(guī)那么，并注意幾個特殊元素，所有元素原子的核外電子分布式皆可寫出。4/17/2022 由于原子在形成化學鍵時，主要是外層也稱價層電子起作用，因此經(jīng)常書寫外層電子分布式，書寫外層電子分布式應注意以下幾點：(1)對于主族和零族元素只寫最外層nsnp；(2)對于過渡元素應寫(n-1)d ns，因為(n-1)d 往往參與成鍵；(3)對于鑭系和錒系應寫(n-2)f (n-1)d ns。如：19K：4s1

18、； 33As：4s24p3； 26Fe：3d64s2；29Cu：3d104s1；30Zn：3d104s2。 所有元素原子的外層電子分布式列于書后所附的元素周期表中。外層電子分布式外層電子分布式4/17/2022 原子失去電子形成正離子時，總是先失去最外層電子，此時次外層變成了外層，而負離子那么電子層不變。如Li+：1s2 ；Cl：3s23p6 ；Ca2+：3s23p6 ；Fe2+：3s23p63d6 ； Cu2+：3s23p63d9 ；Zn2+：3s23p63d10；Pb2+：5s25p65d106s2(最外層未完全失去，兩層都寫)離子的外層電子分布式離子的外層電子分布式4/17/2022離子

19、的分類離子的分類 根據(jù)離子的外層電子構型，將離子分為： 2e如Li+ 8e如Cl 、Ca2+ 9-17e如Cu2+、 Fe3+ 18e如Zn2+ 、Ag+ 18+2e如Pb2+ 、As3+ 五類。 離子的分類對于后面要討論的離子極化理論有重要意義。4/17/2022二、核外電子分布和元素周期系 1869年門捷列夫發(fā)現(xiàn)了元素周期律隨著原子量的增大，元素性質發(fā)生周期性變化，給出了第一張元素周期表，預測了幾種元素的存在。 元素周期律對元素及其化合物的性質有預測性，為尋找并設計具特殊性質的新化合物具有很大的指導意義，極大地推動了20世紀現(xiàn)代科學技術的快速開展。4/17/2022 原子核外電子分布的周期

20、性變化是元素周期律的根底，元素周期表是元素周期律的表現(xiàn)形式。 歷史上，不同科學家排出了多種不同的周期表，比較著名的有短式周期表、長式周期表、寶塔式周期表和維爾納長式周期表。目前普遍使用維爾納長式周期表。4/17/2022門捷列夫短式周期表H LiBeBCNOF NaMgAlSiPSCl KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBi 4/17/2022 H He Li BeB C N O F NeNa MgAl Si P S Cl ArK CaSc T

21、i V Cr Mn Fe Co Ni Cu ZnGa Ge As Se Br KrRb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au HgTl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No113 114 115 116 117 118119 1201s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7

22、p8sLr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub 寶塔式周期表4/17/2022H HeLi Be B C N O F NeNaMgAl Si P S ClArKCa Sc Ti V CrMnFeCoNi CuZnGaGeAsSe Br KrRbSrZrNbRuRh Pd AgCdIn SnTe I Xe TcMoYSbCsBaHfRnAtPoPbTlHgAuPt IrOs ReWTa LaCePrNdPmSmEuGdTb DyEr TmYbLuHoBiFrRaAcThPa U NpPuAmCm BkCf EsFm Md NoLrRfDbSgBhHsMtUun Uuu U

23、ub長式周期表4/17/20221141161181234567钅钅钅钅喜波黑麥盧 钅 杜钅鑭系錒系鈁鐳鈮 鉭銀金鎘汞銦鉈錫鉛銻鉍碲釙砹氡氙 碘鑭鈰 鐠釹钷釤銪釓鋱 鏑鈥鉺銩鐿镥錒釷鏷 鈾 镎钚镅鋦锫锎锿鐨锘鐒 鍆銣銫鍶鋇釔鋯鉿鉬鎢锝錸 釕銠鈀鋨 銥鉑氫鋰氦鈹硼碳氮氧氟氖鈉鎂鋁 硅磷硫氯氬鉀鈣鈧鈦釩鉻錳鐵鈷鎳銅鋅鎵鍺砷硒溴 氪AcThPa UNpPuAmCmBk Cf EsFmMdNoLr Zr NbMo Tc RuRhPdAgCdInSnSbTeI Xe Hf TaW Re OsIrPt AuHgTl PbBiPoAtRnIBIAIIAIIIA IVAVAVIA VIIAVIIIIIBIII

24、BIVBVBVIB VIIBRf DbSgBhHsMtUunUuuUubAc-LrLaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTm YbLuHHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPClSArKCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbCsFrSrBaRaYLaLu-1234567891011121314151617181920212223242526272829303132333435363738394041424344454647484950515253545556575859606162636465666768697071727374757677787

25、980818283848586878889909192939495969798991001011021031041051061071081091101111125789 103-71維爾納長式周期表4/17/2022周期 一 二 三 四 五 六 七能級組 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p軌道數(shù) 1 4 4 9 9 16 16元素個數(shù) 2 8 8 18 18 32 3223周期特征 特短 短 短 長 長 特長 特長1、周期的劃分、周期的劃分 一個周期與一個能級組能級相近的軌道相對應，不同周期對應的能級組見下表。 元素所在周期可根據(jù)原子的核外

26、電子分布式判斷，即最大主量子數(shù)對應著該元素所在的周期數(shù)。如 7N：2s22p3 第二周期；26Fe：3d64s2 第四周期4/17/2022 根據(jù)元素價層電子的分布，將所有元素劃分為四大類16個族。即主族7個、零族1個、副族7個、族1個。最后一個電子填入最外層ns或np的，該元素不是主族就是零族。如7N： 2s22p3 第五主族；最后一個電子填入次外層(n-1)d軌道的，不是副族就是族；如30Zn：3d104s2 第二副族最后一個電子填入再次外層的(n-2)f軌道的，不是鑭系就是錒系，它們也屬于副族元素。副族元素和族元素都稱為過渡元素。釔和鑭系元素又稱為稀土元素。、族的劃分、族的劃分4/17/

27、2022 根據(jù)價層電子的分布，將元素劃分為五個區(qū)。s區(qū)包括A、A，元素原子的外層電子分布式為ns1-2；p區(qū)包括AA、0族， ns2np1-6；d區(qū)包括BB、族，(n-1)d1-8ns1-2有例外；ds區(qū)包括B、B，(n-1)d10ns1-2；f區(qū)包括鑭系和錒系，(n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2；(有例外)。3、區(qū)的劃分、區(qū)的劃分4/17/2022 第三節(jié) 元素性質周期性遞變 與原子構造的關系 氧化數(shù)是指化合物分子中某元素原子的形式荷電數(shù)，與化合價相當，但氧化數(shù)可以為分數(shù)，如Fe3O4中Fe的氧化數(shù)為+8/3。一、元素的氧化數(shù)4/17/2022 主族元素最高氧化數(shù)與負氧化數(shù)呈現(xiàn)明顯

28、的周期性變化。 族 A A A A A A A 最高氧化數(shù) +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 負氧化數(shù) - - - -4 -3 -2 -1 副族元素由于價層含有d電子，其氧化數(shù)較復雜，但其最高氧化數(shù)仍與族數(shù)相對應B除外，族一般為+2、+3，零族一般無氧化數(shù)。4/17/2022二、原子半徑 原子中電子在核外的幾率分布無明確界限,因而單個原子實際上無所謂半徑。 所謂原子半徑是指同一元素相鄰兩原子核間距離的一半。非金屬元素為“共價半徑，金屬元素為“金屬半徑，稀有氣體為“原子半徑。4/17/20224/17/2022原子半徑變化規(guī)律原子半徑變化規(guī)律4/17/2022 主族元素，同族元素從上到下

29、電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大；同一周期，從左到右核電荷數(shù)逐漸增多而電子層數(shù)沒有增加，所以原子半徑逐漸減小。 副族元素不管從上到下還是從左到右也有類似的變化規(guī)律，但變化沒有主族明顯，甚至有反常。這是因為副族元素中新增的電子填入次外層，根本抵消了核對電子的引力。特別是鑭系和錒系后的兩個周期，同族元素的半徑極為相近，造成元素的性質極為相近，往往難以別離。 4/17/2022三、元素的電離能 使1mol的處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1mol電子變成一價氣態(tài)離子所需要的最低能量稱為元素的第一電離能，用符號I1表示；使1mol一價的氣態(tài)離子再失去1mol電子變?yōu)槎r的氣態(tài)離子所需要的最低能量稱為第二電離能

30、，用符號I2表示，依次類推。4/17/2022元素的第一電離能元素的第一電離能/kJ/mol4/17/2022HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaScTiVCrMnFe CoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXeCsBaLaCePrNdPmSm EuGdTbDyHoErTmYbLuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRnFrRaAcThPaU3711151923HBeNNeAlSKTiMnNiGaSeRbZrTcPdInTeCsCePmGdHoYbTaOsAuPbAtRaPa電離能/

31、e V電離能/ e V元素的第一電離能變化規(guī)律4/17/2022 電離能數(shù)據(jù)反映了不同元素得失電子的能力。 一般金屬元素的第一電離能較小，而非金屬元素的第一電離能較大。 第一電離能總的變化規(guī)律是，同族元素從上到下逐漸減小，同周期元素從左到右逐漸增大，呈明顯的周期性。 可以想象，Na的I1I2；Mg的I1 I2I34/17/2022四、元素的電負性 為衡量分子中不同元素的原子吸引電子的能力，引入電負性概念。 電負性越大，該元素原子在分子中吸引電子的能力越強。 現(xiàn)普遍使用鮑林電負性。鮑林規(guī)定F的電負性為4.0，其它數(shù)據(jù)皆為相對值。 同一周期中，電負性從左到右逐漸增大；同一族中，電負性從上到下逐漸減

32、小。 一般金屬元素的電負性小于2.0，而非金屬元素的電負性一般大于2.0。 4/17/2022鮑林電負性4/17/2022鮑林電負性的相對大小4/17/2022五、元素的金屬性和非金屬性 金屬元素易失去電子變成正離子，非金屬元素易得到電子變成負離子。因此，常用金屬性和非金屬性來表示原子在化學反響中得失電子的能力。 元素的金屬性和非金屬性與元素的電離能、電負性等因素密切相關。 對于主族元素，從上到下金屬性增加而非金屬性減小；從左到右金屬性減小而非金屬性增加。 對于過渡元素，從左到右一般也是金屬性減小，但從上到下金屬性卻逐漸減弱B族除外，這與電離能、電負性的變化規(guī)律根本一致。4/17/2022謝謝

33、！本章重點習題T3、8 、10、15 4/17/2022 德布羅依生于法國的一個貴族世家，早年就讀于索邦大學和巴黎大學，學習歷史和法學，曾獲得歷史學學士學位。在玻爾理論遇到困難時，于1924年提出了描述微觀粒子波動性的物質波動論，為建立量子論邁出了重大的一步。于1929年榮獲諾貝爾物理學獎。 1923年，31歲的德布羅依向法國科學院遞交了三份摘要，提出了物質波的假設。1924年4月在第四屆東爾維國際物理學會議上，法國物理學家朗之萬向愛因斯坦談了德布羅依的研究，引起了愛因斯坦的注意。德布羅依的工作給薛定諤以極大的啟發(fā)，直接促進了量子力學的誕生。 返回4/17/2022 普朗克，德國物理學家。18

34、58年4月23日生于基爾。1874年入慕尼黑大學，1879年獲慕尼黑大學博士學位。先后在慕尼黑大學和基爾大學任教。1900年，普朗克拋棄了能量是連續(xù)的傳統(tǒng)經(jīng)典物理觀念，導出了與實驗完全符合的黑體輻射經(jīng)歷公式。在理論上導出這個公式，必須假設物質輻射的能量是不連續(xù)的，只能是某一個最小能量的整數(shù)倍。普朗克把這一最小能量單位稱為“能量子。普朗克的假設解決了黑體輻射的理論困難。普朗克還進一步提出了能量子與頻率成正比的觀點，并引入了普朗克常數(shù)h，由此獲得1918年諾貝爾物理學獎。1947年10月3日，普朗克在哥廷根病逝，終年89歲。德國政府為了紀念這位偉大的物理學家，把威廉皇家研究所改名叫普朗克研究所。返

35、回4/17/2022 海森堡19011976 ，德國物理學家。海森堡早年就讀于慕尼黑大學和哥廷根大學，1923年獲博士學位后，于19241927年在哥本哈根物理研究所深造，在玻爾的領導下從事量子論的研究工作，在德布羅意之后創(chuàng)立了矩陣力學，提出了測不準關系。1932年因提出原子核是由質子和中子組成的理論，獲得了諾貝爾物理學獎，晚年至力于統(tǒng)一場論的研究。返回4/17/2022 盧瑟福1871年8月30日生于新西蘭納爾遜附近的泉林村。1894年從坎特布雷學院畢業(yè)時，以該校空前的數(shù)學和物理雙第一名的成績獲碩士學位。畢業(yè)后，留校工作一年。1895進英國劍橋大學卡文迪許實驗室學習。盧瑟福是20世紀初最偉大的實驗物理學家，他1908年獲諾貝爾化學獎。一生發(fā)表論文約215篇，著作6種，培養(yǎng)了10位諾貝爾獎獲得者。1937年10月19日逝世。返回4/17/2022 玻爾1885 1962出生在丹麥一個知識分子家庭，18歲進入哥本哈根大學物理系學習，1911年獲哲學博士學位后進入英國劍橋大學和曼徹斯特大學深造。1913年在盧瑟福幫助下完成了他的原子構造理論，成功解釋了氫原子光譜。1922年榮獲諾貝爾物理學獎。 玻爾一直堅持量子論這塊陣地，成為這場物理學革命中的風云人物以及這場革命的主力部隊哥本哈根學派的領導人。返回4/17/2022 1921年薛定