無機化學電子教案課件

1、無 機 化 學-原子結構化學與生命科學學院 專業(yè)基礎課原子結構和元素周期系原子論原子結構的基本模型作業(yè)本章要求基態(tài)原子電子組態(tài)元素周期系元素周期性第一節(jié) 原子論原子是物質發(fā)生化學反應的基本微粒。物質的許多宏觀化學和物理性質很大程度上是由原子內部結構決定的。原子結構的研究回答諸如原子由哪些微粒組成、這些微粒在原子內部的排布方式以及微粒之間結合力的性質這樣一類問題。 化學工作者著眼于化學反應，而化學反應則以原子相互作用為基礎的。通常在化學反應中，原子核不發(fā)生變化。那么什么在變呢？電子的運動狀態(tài)在變，通俗地說，是核外電子在“跳來跳去”，所以研究核外電子的運動的規(guī)律是化學工作者要探索的重要問題。如果說

2、近代化學達到了對物質的原子、分子水平的認識,那么在19世紀初,電子、x射線、放射性的發(fā)現(xiàn)，則拉開了探索原子、分子內部微觀結構的序幕，使化學進入到一個新的境界。 原子是化學上最重要、使用最頻繁的術語之一，原是古希臘哲學家德?？死锾兀―emokritos）在物質能否無限分割的辯論中提出的一種概念。他認為：一切物質都由某種不可穿透的微粒構成；對不同物質而言，微粒的形狀和大小不同；微粒處于不斷運動的狀態(tài)之中；相互間能以不同的方式相結合。他將這種微粒叫作“atoms”，希臘語“不可再分”。我國化學家將之譯為“原子”，以表達“原始”、“終極”之意。 盡管德?？死锾氐母拍钆c原子的現(xiàn)代概念相當接近，在當時的爭

3、論中卻不占上風。另一位古希臘哲學家亞里士多德關于物質由土、氣、火、水四要素構成的概念占統(tǒng)治地位長達1500年。隨著科學的發(fā)展，道爾頓（Dalton）于1805年提出了第一個現(xiàn)代原子論，成為人們認識物質漫長道路上的一個重要里程碑。他接受了“不可再分”的概念，因而也就繼承了 “atoms”這個詞。他把原子比作一個實心的球體.從1787年開始，中學教員出身的道爾頓持續(xù)不斷地觀測氣象，為了解釋“復雜的大氣”為什么“竟是均勻的混合物”，他于1801年引入原子的假說。1805年,道爾頓明確地提出了他的原子論，這個理論的要點有：每一種化學元素有一種原子；同種原子質量相同，不同種原子質量不同；原子不可再分;一

4、種原子不會轉變?yōu)榱硪环N原子;化學反應只是改變了原子的結合方式,使反應前的物質變成反應后的物質。道爾頓提出了原子量的概念，實質上就是原子相對質量的概念，并用大量實驗測定了一些元素的原子的相對質量。道爾頓原子論十分圓滿地解釋了當時已知的化學反應的定量關系。盡管道爾頓提出了原子量的概念，卻不能正確給出許多元素的原子量。盡管道爾頓的原子論在現(xiàn)在看來存在許多問題。但道爾頓原子論極大地推動了化學的發(fā)展。特別是在1818和1826年,瑞典化學家貝采里烏斯通過大量實驗正確地確定了當時已知化學元素的原子量，糾正了道爾頓原子量的誤值，為化學發(fā)展奠定了堅實的實驗基礎。同時，貝采里烏斯還創(chuàng)造性地發(fā)展了一套表達物質化學

5、組成和反應的符號體系，他用拉丁字母表達元素符號,一直沿用至今。 19世紀末，人們對原子的認識發(fā)生了一次飛躍。湯姆遜（Thomson）于1897年發(fā)現(xiàn)了電子的存在并測定了電子的荷質比，使原子不可再分的概念永遠被摒棄。隨即建立了原子的浸入模型。 該模型提出不幾年就面臨困境，它無法解釋蓋格和馬斯登于1911年完成的一項關于a粒子散射的實驗結果。 于是盧瑟福提出：所有原子都有一個核即原子核；核的體積只占整個原了體積極小的一部分；原子的正電荷和絕大部分質量集中在原子核上；電子像行星繞太陽那樣繞核運動。這就是原子的有核模型。 但這一模型又無法解釋電子為什么不會落入原子核內，原子光譜為什么是不連續(xù)的線狀光譜

6、？原 子 結 構 理 論 的 演 變道爾頓1808原子是組成物質的最小顆粒。湯姆遜1898電子以最穩(wěn)定的靜電方式 鑲嵌于帶正電的球。盧瑟福1911電子繞核運動，如同 行星繞太陽運動一樣。玻 耳1913薛定鄂1926 波動力學 (量子力學)舊量子論1、氫原子光譜焰火是熱致發(fā)光。把氣體裝進真空管，真空管兩端施以高壓電，氣體也會發(fā)光，叫做電致發(fā)光。如霓虹燈、高壓汞燈、高壓鈉燈就是氣體的電致發(fā)光現(xiàn)象。例如，氫、氖發(fā)紅光，氬、汞發(fā)藍光。“光譜” (spectrum)一詞是牛頓根據(jù)太陽光通過三棱鏡后得到紅、橙、黃、綠、青、藍、紫而提出的。1859年德國科學家基爾霍夫和本生發(fā)明了光譜儀，奠定了光譜學基礎，使

7、光譜分析成為認識物質和鑒定元素的重要手段。光譜儀可以測量物質發(fā)射或吸收的光的波長，拍攝各種光譜圖。第二節(jié) 原子結構基本模型一、關于氫原子結構的玻爾模型 太陽光譜是連續(xù)光譜，而原子光譜是一種不連續(xù)的線狀光譜。原子光譜圖就像“指紋”辨人一樣，每種元素的原子都有其特征光譜線，據(jù)此可以辨別形成光譜的元素。它是元素定性分析的基礎。（從上到下）氫、氦、鋰、鈉、鋇、汞、氖的發(fā)射光譜然而，直到20世紀初，人們只知道物質在高溫或電激勵下會發(fā)光，卻不知道發(fā)光機理；人們知道每種元素有特定的光譜，卻不知道為什么不同元素有不同光譜。氫光譜是所有元素的光譜中最簡單的光譜。在可見光區(qū)，它的光譜只由幾根分立的線狀譜線組成,其

8、波長和代號如下所示：譜線 H H H H H 編號(n) 波長/nm 656.3 486.1 434.0 410.2 397.0 1883年巴爾麥發(fā)現(xiàn)波數(shù)與編號存在下列經驗關系:R H里德堡常數(shù)109677cm-11H 不久人們發(fā)現(xiàn), 氫的紅外光譜和紫外光譜的譜線都滿足類似的關系式:當n1=1,得到的是氫的紫外光譜,稱為來曼系。當1=2時,所得到的是可見光譜的譜線,稱為巴爾麥系,當n1=3,得到氫的紅外光譜,稱為帕遜系,n22n121H巴爾麥的經驗方程引發(fā)了一股研究各種元素的光譜的熱潮，但人們發(fā)現(xiàn)，只有氫光譜(以及類氫原子光譜)有這種簡單的數(shù)學關系。類氫原子是指He+、Li2+等原子核外只有一

9、個電子的離子。 在上面這個經驗式中，n2 大于n1，二者都是不大的正整數(shù)，科學家將譜線頻率與不明其物理意義的這些正整數(shù)相關聯(lián)事實看作原子內部能量量子化的一種暗示。 1913年由丹麥物理學家玻爾提出的氫原子模型就是基于能量量子化概念的第一個原子模型。這一模型成功地解釋了原子光譜的不連續(xù)性和電子為什么不會落入原子核內部的原因。2、氫原子的玻爾模型1913年,年輕的丹麥物理學家玻爾在總結當時最新的物理學發(fā)現(xiàn)（普朗克黑體輻射和量子概念、愛因斯坦光子論、盧瑟福原子帶核模型等）的基礎上建立了氫原子核外電子運動模型, 解釋了氫原子光譜，后人稱之為玻爾理論。玻爾理論的要點如下：（1）行星模型關于固定軌道的概念

10、玻爾認為，氫原子核外電子只能在若干圓形的線性即固定的軌道上繞核運行的，正如太陽系的行星繞太陽運行一樣。因此，玻爾的氫原子模型形象地稱為行星模型。2、量子化條件所謂固定的線性軌道（orbit）是指符合一定條件的軌道，玻爾假定，氫原子核外電子的軌道不是連續(xù)的，而是分立的，在軌道上運行的電子具有一定的角動量（L=mvr，其中m電子質量，v電子線速度，r電子線性軌道的半徑），只能按下式取值：這一要點稱為量子化條件。這是玻爾為了解釋氫原子光譜提出它的模型所作的突破性假設。上式中的正整數(shù)n稱為量子數(shù)。這意味著電子軌道的半徑也是量子化的。當n=1，2，3時允許軌道半徑分別為53，212和477pm，53稱為

11、玻爾半徑。mvr=3、定態(tài)假設關于軌道能量量子化的概念假定氫原子的核外電子在軌道上運行時具有一定的、不變的能量,不會釋放能量,這種狀態(tài)被稱為定態(tài)。每個定態(tài)的能量都受量子化條件限制。在正常情況下電子盡可能處于離核最近的軌道上，此時原子的能量最低，能量最低的定態(tài)叫做基態(tài)；能量高于基態(tài)的定態(tài)叫做激發(fā)態(tài)。對于氫原子n=1時能量最低，為基態(tài)。軌道的不同的能量狀態(tài)稱為能級。據(jù)經典力學，電子在原子核的正電場里運行，應不斷地釋放能量，最后掉入原子核。如果這樣，原子就會毀滅，客觀世界就不復存在。4、躍遷規(guī)則電子吸收光子就會躍遷到能量較高的激發(fā)態(tài)，反過來，激發(fā)態(tài)的電子會放出光子，返回基態(tài)或能量較低的激發(fā)態(tài)；光子的

12、能量為躍遷前后兩個能級的能量之差，這就是躍遷規(guī)則，可以用下式來計算任一能級的能量及從一個能級躍遷到另一個能級時放出光子的能量：這一關系式與前面的經驗式完全一致，經驗式中的n也就有了明確的物理意義。通過理論計算得到的波長與實驗值驚人的吻合，誤差小于千分之一。因此，玻爾理論曾風行一時。由公式：及E=E2-E1=h例：求激發(fā)態(tài)氫原子的電子從n=4能級躍遷到n=2能級時所發(fā)射的輻射能的頻率、波長及能量？解：由問:氫原子的電子電離需要多少能量?玻爾理論合理的是：核外電子處于定態(tài)時有確定的能量；原子光譜源自核外電子的能量變化，行星軌道的能量是量子化，只有電子能量發(fā)生改變時，才會吸收或放出輻射。這一真理為后

13、來的量子力學所繼承。然而新量子力學證明“行星軌道orbit”是不存在的，玻爾模型盡管能滿意地解釋單電子體系的光譜，但對多電子體系，哪怕是只有兩個電子的He原子，光譜的計算與實驗結果也有很大出入，其原因是玻爾理論建立在宏觀物質的經典力學基礎上，而電子運動根本不遵循經典物理學中的力學定律。于是在新量子力學的基礎上薛定諤和海森堡等科學家建立了迄今為止最為成功的原子結構模型波動力學模型又稱量子力學模型。二、核外電子運動的量子力學模型1、波粒二象性賴以建立現(xiàn)代原子模型的量子力學概念 P=mc=E/c=h/c=h/ 或 =h/P這意味著動量是粒子的特性，波長是波的特性，因而上式就是光的波粒二象性的數(shù)學表達

14、式，這表明，光既是連續(xù)的波又是不連續(xù)的粒子流。2、德布羅意關系式1924年,年輕的法國博士生德布羅意（de Broglie 1892-1987）在他的博士論文中大膽地假定：所有的實物粒子都具有跟光一樣的波粒二象性，引起科學界的轟動。這就是說，表明光的波粒二象性的關系式不僅是光的特性，而且是所有像電子、質子、中子、原子等實物粒子的特性。這就賦予這個關系式以新的內涵，后來稱為德布羅意關系式：=h/P=h/mv按德布羅意關系式計算的各種實物粒子的質量、速度和波長如下表：實物質量m/kg速度v/(m.s-1)波長/pm1V電壓加速的電子9.110-315.91051200100V電壓加速的電子9.11

15、0-315.91061201000V電壓加速的電子9.110-311.91073710000V電壓加速的電子9.110-315.910712He原子（300K）6.610-271.410372Xe原子（300K）2.310-252.410212壘球2.010-1301.110-22槍彈1.010-21.01036.610-23實物顆粒的質量、速度與波長的關系 1927年戴維森和革爾麥的電子衍射實驗證實, 電子的運動具有波粒二象性。3、海森堡的測不準原理具有波粒二象性的微觀粒子的運動規(guī)律與宏觀物體的運動有很大的不同，它不服從經典力學(即牛頓力學)規(guī)律，因為符合經典力學的質點運動時有確定的軌道，在

16、任一瞬間有確定的坐標和動量。 在波粒二象性基礎上建立的新量子力學論證了，不能用描述宏觀物體運動的“軌跡”的概念來描述微觀物體的運動。所謂“軌跡”，就意味著運動中的物體在每一確定的時刻就有一確定的位置。微觀粒子不同于宏觀物體,它們的運動是無軌跡的，即在一確定的時間沒有一確定的位置，或者說不能同時準確測定微觀粒子的瞬時的位置和速度。這就是海森堡1927年提出的測不準原理。 如果對于一個物體的動量(mv)的測量的偏差為P = mv ，對該物體的位置(x)的測量偏差為x，那么測不準原理的數(shù)學表達式為：(x)(P)h/45.27310-35kgm2s-1例如：對于氫原子的基態(tài)電子，玻爾理論得出結論是：

17、氫原子核外電子的玻爾半徑是53pm; 運動速度為2.18107m/s。 已知電子的質量為9.110-31kg, 假設對電子速度的測量偏差為1%時，即：(mv)=0.01 9.110-31 2.18107 =210-25kgm/s這樣,電子的運動坐標的測量偏差就會大到:x=5.27310-35kgm2s-1210-25kgm/s =26010-12m= 260 pm這就是說，這個電子在相當于玻爾半徑的約5倍的內外空間里都可以找到,包括原子核上,這樣玻爾半徑就成了無稽之談.4、微觀粒子運動的統(tǒng)計性 測不準原理最重要的暗示之一是，原子中不可能存在象玻爾模型中的電子軌道即固定的線性軌道orbit。 衍

18、射圖中, 電子出現(xiàn)機會較多即概率較大的區(qū)域花紋較深，出現(xiàn)較少即概率較小的區(qū)域花玟較淺。從這個意義上講，實物的微粒波是概率波。 我們無法預言個別電子在感光屏上出現(xiàn)的位置，但可以知道電子在哪些地方出現(xiàn)的概率大，哪些地方出現(xiàn)的概率小。對于大量粒子的行為而言，出現(xiàn)粒子數(shù)目多的區(qū)域波的強度大，出現(xiàn)粒子數(shù)目少的區(qū)域波的強度小。對于一會兒出現(xiàn)在這一會兒出現(xiàn)在那里的某一個粒子的行為而言，出現(xiàn)概率大的區(qū)域就是波的強度大的地方。 波動力學的原子軌道orbital概念與特定能量的某一電子在核外空間出現(xiàn)概率最大的區(qū)域相聯(lián)系。 orbit的含義是遵循牛頓力學的固定軌跡， orbital的含義是出現(xiàn)概率最大的空間區(qū)域，它

19、是電子的一種空間運動狀態(tài)。 綜上所述，具有波動性的微觀粒子不再服從經典力學規(guī)律，它們的運動沒有確定的軌道，只有一定的空間概率分布，遵循測不準原理。三、核外電子運動狀態(tài)的描述1、描述微觀粒子運動的基本方程薛定諤方程在量子力學模型中，最基本的方程叫做薛定諤方程，是由奧地利科學家薛定諤（E.Schrdinger ）在1926年提出來的。薛定諤方程是一個二階偏微分方程，它的自變量是核外電子的坐標（直角坐標x，y，z或者極坐標r，q，f），它的因變量是描述特定微粒運動狀態(tài)的波函數(shù)Y，Y=f(x,y,z)或Y=f(r,q,f)體系的總能量E。 薛定諤方程的解不是一個具體數(shù)值，而是包括三個常數(shù)項（n，l，m

20、）和三個變量（x，y，z）的函數(shù)式，用 n，l，m （x，y，z）表示，稱為波函數(shù) 。 （1）波函數(shù) 是描述原子核外電子運動狀態(tài)的數(shù)學函數(shù)式，它是三維空間坐標的函數(shù)；每一波函數(shù)都有相應的能量； （2）波函數(shù)就是原子軌道orbital，即具有一定運動狀態(tài)的電子在核外出現(xiàn)的三維空間區(qū)域；一個波函數(shù)就代表電子的一種空間運動狀態(tài)；不同的空間運動狀態(tài)能量不同；不同的空間其形狀也不同。 （3）為了得到描述電了運動狀態(tài)的合理解，三個常數(shù)項（n，l，m）只能按一定的規(guī)則取值。 n，l，m又稱軌道量子數(shù)。一組軌道量子數(shù)可確定電子的一種空間運動狀態(tài)即一個原子軌道。2、四個量子數(shù)三個軌道量子數(shù)的取值與關系如下： n

21、稱為主量子數(shù)：n=1,2,3,4l 稱為角量子數(shù)：l=0,1,2,(n-1)m稱為磁量子數(shù)：m=0,1,2,3,l（）主量子數(shù)n主量子數(shù)表示核外電子出現(xiàn)最大概率的區(qū)域離核的遠近，由近到遠可以用n=1，2，3表示；分別代表不同的電子層；光譜學符號分別是KLMNOPQ；n是決定電子能量的主要因素。在氫原子中電子的能量則完全由n決定。 在一個原子內，具有相同主量子數(shù)的電子，幾乎在同樣的空間范圍運動，故稱為主量子數(shù)。n相同的電子為一個電子層。（2）角量子數(shù)l角量子數(shù)表示電子運動的角動量的大小，決定原子軌道的形狀，并在多電子原子中和主量子數(shù)一樣決定電子的能級（后面介紹）。同一電子層內可能存在著不同的空間

22、運動狀態(tài)，不同空間運動狀態(tài)的形狀和能量不同，稱之為電子亞層。 對于給定的n值，l只能?。?l：0, 1, 2, 3, 4, 5(n-1)電子亞層的符號為：s, p, d, f, g，h原子軌道的形狀分別為：球形，啞鈴形，花瓣形等 當n和l都相同時，電子具有相同的能量，它們處于同一“能級”和同一電子亞層。（3）磁量子數(shù)m同一電子亞層還包含著若干個空間伸展方向不同的原子軌道，原子軌道在空間的取向則由磁量子數(shù)m決定。取值如下：m=0,1,2,3,l。共有2l+1個值。問：當n分別為1、2、3、4時，在各電子層中存在哪幾種電子亞層或能級？如何表示？1s2s，2p3s，3p，3d3s，4p，4d，4f

23、電子層中電子亞層的數(shù)目隨n值增大而增多當l=0時，m可取0,即只有一種運動狀態(tài)，s亞層有一個原子軌道。當l=1時，m可取-1,0,1即有三種運動狀態(tài)，p亞層有三個原子軌道。當l=2時，m可取-2,-1,0,1,2即有五種運動狀態(tài), d亞層有五個原子軌道。如p原子軌道有三個方向。 d原子軌道有五個方向：4、自旋磁量子數(shù)ms實驗證明，電子有自旋運動，自旋角動量Ms由自旋量子數(shù)ms決定，ms只有兩個數(shù)值，+1/2、-1/2。綜上所述，有了四個量子數(shù)可以定出電子在原子核外的運動狀態(tài)，根據(jù)四個量子數(shù)數(shù)值間的關系則可算出各電子層中可能有的運動狀態(tài)數(shù)。一個電子的一種運動狀態(tài)需要用四個量子數(shù)來確定。我們把具有

24、一定“軌道”的電子稱為具有一定空間運動狀態(tài)的電子；把既具有一定空間運動狀態(tài)又具有一定自旋狀態(tài)的電子稱為具有一定運動狀態(tài)的電子。能層 能級 軌道 可能空間運動 可能電子運動 狀態(tài)數(shù) 狀態(tài)數(shù)一(K) 1s 1s 1 2二(L) 2s 2s 1 2 2p 2px,2py,2pz 3 6三(M) 3s 3s 1 2 3p 3px,3py,3pz 3 6 3d3dxy,3dyz,3dxz, 3dx2-y2,3dz2 5 10四(N) 4s 1個軌道 1 2 4p 3個軌道 3 6 4d 5個軌道 5 10 4f7個軌道 7 14例：當主量子數(shù)n=4時，有幾個能級？各個能級有幾個軌道？最多可容納多少電子？

25、解：決定軌道電子所處能級由兩個量子數(shù)n和l決定；決定一個原子軌道需要三個量子數(shù)n、l和m；在每一個軌道中可以有二個自旋方向相反的電子。當n=4時,l=0,1,2,3 即s,p,d,f四個能級；每一能級的空間運動狀態(tài)數(shù)(軌道數(shù)2l+1)分別為1,3,5,7總軌道數(shù)為16個，最多可容納32個電子。例：下列各組量子數(shù)哪些是不合理，為什么？(1)n=2,l=1,m=0 (2) n=2,l=2,m=-1 (3)n=3,l=0,m=-1 (4) n=3,l=2,m=-2例：寫出下列各組量子數(shù)缺少的量子數(shù)。(1)n=3,l=?,m=-2,ms=+1/2 (2)n=4, l=1, m=?, ms=?四、原子軌

26、道的圖形描述由于電子的波函數(shù)是一個三維空間函數(shù)，很難用適當?shù)暮唵蔚膱D形表示清楚，通常我們是把作為三維坐標x，y，z的函數(shù)的振幅Y首先轉化為極坐標r，q，f的函數(shù)：Y=f(x,y,z)Y=f(r,q,f)然后再把函數(shù)Y分解成分解成兩個函數(shù)的乘積：Y=f(r,q,f)Y=R(r)Y(q,f)其中R只是離核距離r的函數(shù),而Y只是方位角q，f的函數(shù)。R叫做徑向分布函數(shù)，Y叫做角度分布函數(shù)。s，px，py，pz，dz2，dx2y2，dxy，dxz和dyz的Y函數(shù)的圖象。由于1s,2s,3s,.的振幅在角度分布的差別并沒有差別它們的振幅不隨方位角q，f的變動而變動，因而，一個圖象Ys圖象就表達了所有不同能

27、層的s軌道；同理，一個Ypx圖象表達了所有不同能層的px軌道，.。注意：波函數(shù)的Y圖象是帶正負號的，“+”區(qū)的Y函數(shù)的取正值，“”區(qū)的Y函數(shù)取負值。它們的“波性”相反。其物理意義在2個波疊加時將充分顯示：“+”與“+”疊加波的振幅將增大，“”與“”疊加波的振幅也增大，但“+”與“”疊加波的振幅將減小。這一性質在后面討論化學鍵時很有用。Yl,m(q,f)的球極坐標圖是從原點引出方向為(q,f)的直線，長度取Y的絕對值，所有這些直線的端點聯(lián)系起來的空間構成一曲面，曲面內根據(jù)Y的正負標記正號或負號。并稱它為原子軌道的角度部分圖。1、波函數(shù)角度部分圖示波函數(shù)的角度部分圖Yl,m(q,f)與主量子數(shù)無關

28、，如：1s,2s,3s其角度分布圖都是完全相同的球面。如：氫原子的角度部分【s軌道】Ys是一常數(shù)與(q,f)無關，故原子軌道的角度部分為一球面，半徑為:【pz軌道】節(jié)面：當cosq=0時，=0，q=90我們下來試做一下函數(shù)在yz平面的圖形。q0153045607590Y0.4890.4720.4230.3450.2440.1260q18016515013512010590Y-0.489-0.472-0.423-0.345-0.244-0.12600.472+-yz152、電子云為了形象化地表示出電子的概率密度分布，可以將其看作為帶負電荷的電子云。電子出現(xiàn)概率密度大的地方，電子云濃密一些，電子出

29、現(xiàn)幾率密度小的地方，電子云稀薄一些。因此，電子云的正確意義并不是電子真的象云那樣分散，不再是一個粒子，而只是電子行為統(tǒng)計結果的一種形象表示。電子云圖象中每一個小黑點表示電子出現(xiàn)在核外空間中的一次概率，概率密度越大，電子云圖象中的小黑點越密。第三節(jié) 基態(tài)原子電子排布一、多電子原子的能級除氫(及類氫原子)外的多電子原子中核外電子不止一個，不但存在電子與原子核之間的相互作用，而且還存在電子之間的相互作用。1、屏蔽效應如：鋰原子核外的三個電子是1s22s1我們選定任何一個電子，其處在原子核和其余兩個電子的共同作用之中，且這三個電子又在不停地運動，因此，要精確地確定其余兩個電子對這個電子的作用是很困難的

30、。我們用近似的方法來處理。其余兩個電子對所選定的電子的排斥作用，認為是它們屏蔽或削弱了原子核對選定電子的吸引作用。這種其余電子對所選定的電子的排斥作用，相當于降低了部分核電荷（）對指定電子的吸引力，稱為屏蔽效應?！捌帘纬?shù)”或將原有核電荷抵消的部分。Z-=Z*Z*有效核電荷2、斯萊特規(guī)則他由光譜數(shù)據(jù)，歸納出一套估算屏蔽常數(shù)的方法：（1）先將電子按內外次序分組：ns,np一組nd一組nf一組如：1s;2s,2p;3s3p;3d;4s,4p;4d;4f;5s,5p;5d;5f。（2）外組電子對內組電子的屏蔽作用=0（3）同一組，=0.35(但1s，=0.3)（4）對ns,np，(n-1)組的=0.

31、85；更內的各組=1（5）對nd、nf的內組電子=1注：該方法用于n為4的軌道準確性較好，n大于4后較差。這樣能量公式為：從能量公式中可知E與n有關，但與l有關，因此角量子數(shù)也間接地與能量聯(lián)系。例：求算基態(tài)鉀原子的4s和3d電子的能量。(此題從填充電子的次序來看,最后一個電子是填入3d軌道,還是4s軌道)K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d1 3d=181=18,Z*=19-18=1K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 4s=101+8 0.85 =16.8, Z*=2.2例：求算基態(tài)銅原子的3d、4s電子的能量。Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s1

32、 內組 外組 3d=18 1+90.35+10=21.15, Z*=29-21.15=7.85 Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s1 更內組 n-1組 4s= 10 1 +18 0.85=25.3, Z*=29-25.3=3.73、能級交錯多電子原子中電子能級的高低由n和l決定：（1）角量子數(shù)相同時，隨主量子數(shù)增大，軌道能量長高。E1sE2sE3s（2）主量子數(shù)相同時，隨角量子數(shù)增大，軌道能量升高。EnsEnpEnd（3）當主量子數(shù)和角量子數(shù)都不同時，有時出現(xiàn)能級交錯的現(xiàn)象，如E4sE3d. 我國著名化學家徐光憲指出: 基態(tài)電中性原子的電子亞層的能級順序符合(n+0.7l

33、)規(guī)則：1s2s2p3s3p4s3d5s4d5p6s 4f IB2(2)同一族, 原子半徑增大的作用比核電荷數(shù)增大的作用更大, 所以電離能逐漸減小. 三、電子親和能氣態(tài)電中性基態(tài)原子獲得一個電子變?yōu)闅鈶B(tài)一價負離子放出的能量叫做電子親和能。規(guī)律性不強, 沒有多大意義.四、電負性1932年，泡林提出電負性的概念，用來確定化合物中的原子對電子吸引能力的相對大?。╟）。例如，在HF分子中有一對共用電子對H:F事實表明，HF分子是極性分子，氫原子帶正電（d+），氟原子帶負電（d），表明氟原子吸引電子的能力大于氫原子，即氟的電負性比氫的電負性大。一個物理概念，確立概念和建立標度常常是兩回事。同一個物理量，標度不同，數(shù)值不同。電負性可以通過多種實驗的和理論的方法來建立標度。最經典的電負性標度是泡林標度。假定氟的電負性為4.0，作為確定其他元素電負性的相對標準。H2.1Li Be B C N O F1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0Na Mg Al Si P S Cl0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0