原子結構與原子間結合鍵培訓課件

第二章原子結構與原子間結合鍵2.1原子結構2.2原子序數(shù)和原子質量2.3原子的電子層結構2.4原子的結合鍵

第二章原子結構與原子間結合鍵2.1原子結構12.1原子結構

原子組成：原子核和核外電子,原子核內又有質子和中子。原子電荷：質子帶正電荷，中子不帶電荷，因此原子核帶正電荷，通過靜電吸引，將帶負電荷的電子束縛在其周圍。每個質子和電子所帶的電荷q均為1.602×10-19庫侖。因為原子中質子和電子的數(shù)目相等，所以從整體看，原子是電中性的。原子尺寸：直徑約為10-10m，但原子核直徑很小，僅為約10-14m，其外部均為電子所包圍。2.1原子結構原子組成：原子核和核外電子,原子核內又有質2續(xù)上頁原子質量：原子的質量大部分集中在原子核內。一個質子具有1.673×10-24g質量，中子略重于質子，質量為1.675×10-24g，而一個電子的質量只有9.109×10-28g，僅為質子質量的1/1836。表2-1質子、中子和電子的質量與電荷粒子質量，g粒子電荷，庫侖

質子中子電子

1.673×10-241.675×10-249.109×10-28

+1.602×10-190-1.602×10-19

續(xù)上頁原子質量：原子的質量大部分集中在原子核內。粒子質量，g32.2原子序數(shù)和原子質量

2．2．1原子序數(shù)

元素的原子序數(shù)等于原子核中的質子數(shù)或核外電子數(shù)。每種元素均與一定的原子序數(shù)相對應，如鐵的原子序數(shù)為26，其原子核有26個質子和26個核外電子。

2.2原子序數(shù)和原子質量2．2．1原子序數(shù)42．2．2核素與同位素核素：原子核中具有一定質子數(shù)和一定中子數(shù)的原子。一種碳原子的原子核中有6個質子和6個中子，它的質量數(shù)是12，這種碳原子稱碳-12核素，寫為12C核素；另一種碳原子的原子核里有6個質子和7個中子，質量數(shù)為13，稱碳-13核素，可寫為13C核素。多核素元素與單核素元素。同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素；即多核素元素中的不同核素互稱為同位素。12C和13C是碳的同位素。穩(wěn)定同位素與放射性同位素。2．2．2核素與同位素核素：原子核中具有一定質子數(shù)和一定中52.2.3原子質量與相對原子質量

1.原子質量指某核素一個原子的質量。由于原子的絕對質量很小,常以12C一個原子質量的1/12作單位，稱為“原子質量單位”，用“u”表示（1u=1.66×10-24g），因此12C的原子質量也就等于12u。2.2.3原子質量與相對原子質量1.原子質量6續(xù)上頁元素原子的原子質量：元素的平均原子質量與核素12C原子質量的1/12之比。所謂元素的平均原子質量，是對一種元素含有多種天然同位素而說的，平均原子質量可由這些同位素的原子質量和豐度（指某同位素在所屬的天然元素中所占的原子百分數(shù)）來計算。元素的原子質量用符號Ar(E)表示，E代表某元素，如氧的原子質量等于16.00，可表示為Ar(O)=16.00。它表示1個氧原子的平均質量是核素12C原子質量1/12的16.00倍。可見，元素的原子質量只是一種相對的比值。它的單位為一。續(xù)上頁元素原子的原子質量：7例題2-1：

自然界的氫元素有兩種同位素，實驗測得1H的原子質量為1.007825u，豐度為99.985%，2H的原子質量為2.0140u，豐度為0.015%，試計算氫元素的平均原子質量和相對原子質量。解：氫元素的平均原子質量為：1.007825u×99.985%+2.0140u×0.015%=1.0079u

根據(jù)元素的相對原子質量的定義，氫的相對原子質量為：

例題2-1：自然界的氫元素有兩種同位素，實82.相對原子質量

元素的相對原子質量：1mol某種元素的平均質量與1mol12C核素原子質量1/12之比，也是該元素6.023×1023個原子（阿伏伽德羅數(shù)NA）的質量，其單位為g/mol。各元素的相對原子質量均示于表2-2元素周期表中元素符號的下方。

2.相對原子質量元素的相對原子質量：9例題2-2：

(1)根據(jù)銅的相對原子質量，試求1個銅原子的質量。(2)1克銅中有多少銅原子？

解:(1)銅的相對原子質量為63.54g/mol，因63.54g銅有6.023×1023個原子,因此,一個銅原子的質量為:63.54g/mol/6.023×1023個原子/mol=1.05×10-22g/原子(2)1克銅的原子數(shù)：6.023×1023個原子/mol/63.54g/mol=9.48×1021個原子/g例題2-2：(1)根據(jù)銅的相對原子質量，試求1個銅原102.3原子的電子層結構

2．3．1核外電子的運動狀態(tài)

原子中核外電子的運動狀態(tài)（或分布情況），要用四個量子數(shù)加以描述。這四個量子數(shù)是：

１．主量子數(shù)n２．角量子數(shù)l３．磁量子數(shù)m４．自旋量子數(shù)ms2.3原子的電子層結構2．3．1核外電子的運動狀態(tài)111．主量子數(shù)n

主量子數(shù)n

是描述核外電子的能量和電子離核平均距離的參數(shù)，是決定電子能量大小的主要量子數(shù)。n

值越大，電子離核的距離越遠，電子的能量愈高。主量子數(shù)n

可取零以外的正整數(shù)，即n=1,2,3…。每一個n

值代表一個電子層或主能級層（主層），在光譜學上常用拉丁字母表示電子層：主量子數(shù)n1234567電子層符號KLMNOPQ1．主量子數(shù)n主量子數(shù)n是描述核外電子的能量和電子離122．角量子數(shù)l角量子數(shù)l用于描述原子軌道或電子云的形狀，并在多電子原子中和主量子數(shù)n一起決定電子的能量，故又稱為副量子數(shù)。n確定后，角量子數(shù)l可取0到n-1，即l=0，1，2…（n-1）。如n=1,l只能取0；n=2，l可取0和1兩個值。電子亞層或能層常用光譜符號表示：角量子數(shù)l0123電子亞層符號spdf2．角量子數(shù)l角量子數(shù)l用于描述原子軌道或電子云的形狀，13l=0表示球形的s原子軌道或電子云；l=1表示啞鈴形的p原子軌道或電子云；l=2表示花瓣形的d原子軌道或電子云，等等。圖2-1是s、p和d原子軌道的平面圖。在多電子原子中，同一電子層中的l數(shù)值越大，該電子亞層的能級越高，如在第三電子層有s、p和d等3個電子亞層，其中3d的能級高于3p的能級，3p的能級又高于3s的能級。圖2-1s、p和d原子軌道的平面圖

l=0表示球形的s原子軌道或電子云；l=1表示啞143．磁量子數(shù)m磁量子數(shù)m決定原子軌道在磁場中分裂，在空間伸展的方向。其取值受角量子數(shù)l的限制，當l一定，m可取0，±1，±2，…，±l，共有（2l+1）個數(shù)值，即原子軌道或電子云可以沿著（2

l+1）個不同方向伸展，常用符號○或□表示。l=0時，m=0，原子軌道或電子云只有一個伸展方向；l=1時，m=-1、0、+1，有3個數(shù)值，p原子軌道或電子云分別沿著x，y和z三個方向伸展。l=2時，m=0,±1，±2，有5個數(shù)值，即d原子軌道或電子云有5個不同伸展方向的軌道。磁量子數(shù)與電子能量無關。l相同，m不同的原子軌道，即形狀相同，空間取向不同的原子軌道，其能量是相同的。3．磁量子數(shù)m磁量子數(shù)m決定原子軌道在磁場中分裂，在空間154．自旋量子數(shù)ms

原子中的電子除了繞核運動外，還可自旋。用于描述電子自旋方向的量子數(shù)稱為自旋量子數(shù)，用符號ms表示。自旋方向只有順時針和逆時針兩種,故ms=，通常用符號↑、↓表示。自旋量子數(shù)ms對電子所處的能量沒有影響。這樣用四個量子數(shù)就可以描述電子在原子中的復雜運動狀態(tài)，即四個量子數(shù)可以確定某一電子在原子核外某一電子層的電子亞層中的運動，它的電子云或原子軌道在空間的某一方向伸展，且本身有一定的自旋方向。這樣可以近似地把這四個量子數(shù)看成是電子在空間位置的坐標。4．自旋量子數(shù)ms原子中的電子除了繞核運動外，還可自旋162.3.2多電子原子軌道的能級能量E

6pOOO5dOOOO4fOOOOOOO6sO

5pOOO4dOOOOO5sO

4pOOO3dOOOOO4sO

3pOOO3sO

2pOOO2sO

lsO能級組

6(6s4f5d6p)5(5s4d5p)4(4s3d4p)3(3s3p)2(2s2p)1(ls)圖2-2原子軌道近似能級圖

美國化學家鮑林（Pauling）根據(jù)光譜實驗結果，總結出多電子原子中原子軌道能量高低，并排列給出近似能級圖，見左圖

2.3.2多電子原子軌道的能級能量E6pOOO17（1）能級圖是按能量的高低順序，而不是按原子軌道距核的遠近排列的。圖中將能量相近的軌道劃為一組（即虛線方框內的軌道），稱為能級組。共有7個能級組，它的能量依1、2、3、…能級組的順序逐次增高。（2）在近似能級圖中，每個小圓圈表示一個原子軌道，如第二能級組中有四個小圓圈，它代表有四個原子軌道。（3）角量子數(shù)l相同的能級，其能量由主量子數(shù)n決定，n越大，能量越高，如：

s亞層的能量順序是：E1s<E2s<E3s……p亞層的能量順序是：E2p<E3p<E4p……能級圖說明（一）（1）能級圖是按能量的高低順序，而不是按原子軌道能級圖說明（18能級圖說明（二）（4）主量子數(shù)n相同，而角量子數(shù)l不同的能級，其能量隨l的增大而升高，如：Ens<Enp<End<Enf（5）同一能級組中，可能出現(xiàn)不同電子層的能級。如第5能級組中，除屬于第5電子層的5s和5p能級外，還有第4電子層的4d。表明當主量子數(shù)n和角量子數(shù)l同時變化時，可能出現(xiàn)主量子數(shù)較大的原子軌道的能量，反而比主量子數(shù)較小的某些原子軌道的能量低，這種現(xiàn)象稱為“能級交錯”例如：E4s<E3d，E6s<E4f<E5d等等。能級圖說明（二）（4）主量子數(shù)n相同，而角量子數(shù)l不同的能級19為了判斷多電子原子中n和l同時變化時，軌道能量的高低，除了從鮑林的近似能級圖中查看外，我國化學家徐光憲在總結了光譜實驗數(shù)據(jù)后，歸納出（n+0.7l）的規(guī)則，（n+0.7l）值愈大，能量就愈高。例題2-3：試比較6s、6p、4f和5d軌道的能量高低。解：6s軌道：

n=6,l=0，（n+0.7l）=6+0.7×0=66p軌道：

n=6,l=1，（n+0.7l）=6+0.7×1=6.74f軌道：

n=4,l=3，（n+0.7l）=4+0.7×3=6.15d軌道：

n=5,l=2，（n+0.7l）=5+0.7×2=6.4

所以，E6s<E4f<E5d<E6p為了判斷多電子原子中n和l同時變化時，軌道能量的202．3．3原子的電子層結構1．

核外電子的排布規(guī)律（1）泡里（Pauli）不相容原理在同一原子中，不可能有運動狀態(tài)（亦即四個量子數(shù)）完全相同的兩個電子存在。這一原理也可表達為：在同一原子軌道中最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。泡里不相容原理實際上是對原子核外電子層上可容納的電子數(shù)目作了限制。各電子層容納的最多電子數(shù)是：(下頁)2．3．3原子的電子層結構1．

核外電子的排布規(guī)律21n=1(K層)l=0(ls)m=01個軌道m(xù)s=可容納2個電子n=2(L層)l=0(2s)l=1(2p)m=0-1m=0+14個軌道

可容納8個電子n=3(M層)l=0(3s)l=1(3p)l=2(3d)m=0-1m=0+1-2-1m=0+1

+29個軌道可容納18個電子所以

各層可容納的最多電子數(shù)為2n2個，這原理又稱為電子層最大容量原理。

n=1(K層)l=0(ls)22（2）能量最低原理

核外電子總是優(yōu)先占據(jù)能量最低的軌道，然后才依次進入能級較高的原子軌道，使整個原子體系處于最低的能量狀態(tài)。圖2-3。圖2-3原子軌道近似能級順序圖

電子進入各能級的先后次序為：1s;2s;2p;3s,3p;4s;3d,4p;5s,4d,5p;6s,4f,5d,6p;7s,5f,……。圖中這一順序用圓圈內“（

）”中的阿拉伯數(shù)字表示。

（2）能量最低原理核外電子總是優(yōu)先占據(jù)能23（3）洪特（Hund）規(guī)則

電子在同一亞層能量相同的等價軌道上排布時，總是盡可能分占不同的軌道，并且自旋方向相同。例如2p亞層有3個軌道，若有2個電子進入2p，則各占一個軌道且自旋平行，可寫成，而不是或。（3）洪特（Hund）規(guī)則電子在同一亞層242．原子的電子層結構電子在核外的排布情況稱為電子層結構。通常表示電子層結構有兩種方法。（1）原子軌道式這種表示方式是用一個小方格或小圓圈代表一個原子軌道，在方格或圓圈下面注明該軌道的能級，方格或圓圈內用箭頭表示電子的自旋方向。如：7N8O

1s2s2p1s2s2p2．原子的電子層結構電子在核外的排布情況稱25（2）電子排布式它是在亞層符號的左邊注明電子層數(shù)，在亞層符號的右上角用阿拉伯數(shù)字表示所排列的電子數(shù)。如4p3：

4表示電子層數(shù)n=4，是第4電子層的軌道；p代表亞層的符號即l=1，表示屬p軌道；3表示在此亞層上的電子數(shù)目。根據(jù)這些原則，我們可以將原子序數(shù)為14的硅元素的原子核外電子排布式列為：1s22s22p63s23p2。（2）電子排布式它是在亞層符號的左邊注明電子26

有時為了簡化，常將內層電子構型用“原子實”來代替。所謂“原子實”是指原子中的內層電子結構與某一稀有氣體元素的電子層結構相同的部分，用該稀有氣體的元素符號加方括號來表示。如Ne(氖)、Ar(氬)和Kr(氪)的電子層結構分別為1s22s22p6、1s22s22p63s23p6和1s22s22p63s23p63d104s24p6，因此：14

Si1s22s22p63s23p2

可表示為：［Ne］3s23p233As1s22s22p63s23p63d104s24p3

可表示為：［Ar］3d104s24p351Sb1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3

可表示為：［Kr］4d105s25p3有時為了簡化，常將內層電子構型用“原子實”來27

2．3．4原子的電子層結構與元素周期律、周期表

元素周期律的內容是：元素的性質隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增而呈周期性地變化。原子結構的研究證明：隨著核電荷數(shù)的遞增各元素原子的外電子層結構呈周期性地重復排列。因此，原子核外電子排布的周期性變化正是元素性質周期性變化的本質原因。元素周期表則是各元素原子核外電子排布呈周期性變化的反映。下面分別討論周期表中的周期、族以及組（區(qū)）的劃分與原子中電子層結構的關系。2．3．4原子的電子層結構與元素周期律、周期表元素周期281.周期與原子電子層結構的關系

周期表中有七個橫行，表示七個周期?？梢钥闯觯?1)每一周期從第1主族1A元素ns1開始，到形成穩(wěn)定的稀有氣體特有的ns2np6（He為ls2）電子層結構時結束。(2)周期表中每出現(xiàn)一個周期，外層電子就進入一個新的能級（見表2-4）。因此，元素所在的周期數(shù)，等于該元素原子所具有的電子層數(shù)（即能級組數(shù)）。(3)各周期元素的數(shù)目，等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。

1.周期與原子電子層結構的關系周期表中有七個橫行，表示七個29周期與能級組的關系

周期相應能級組中原子軌道

新增電子數(shù)

元素數(shù)

一

ls22二2s2p88三3s3p88四4s3d4p1818五5s4d5p1818六6s4f5d6p3232七7s5f6d未滿

未完

周期與能級組的關系周期相應能級組中原子軌道新增電子數(shù)元302．族與原子電子層結構的關系周期表中共有18個縱行，每1縱行表示1個族，而族又有主族和副族之分。其中標有1A至8A的為第1到第8主族，標有1B至8B的為第1到第8副族。周期表中主族和副族各半，但主族是8個縱行，而副族有10個縱行。

2．族與原子電子層結構的關系周期表中共有18個縱行31族與原子結構中外層電子結構：

（1）同一主族元素具有相同的外層電子結構，所謂外層電子結構是指能參與形成化學鍵的電子。由于元素的性質主要決定于原子的外層電子結構，所以同一主族元素具有相似的性質。（2）同一副族元素具有相同或相似的外層電子結構，但次外層電子多數(shù)未填滿?？傮w上講同一副族元素性質也具有相似性，但族與族間元素性質遞變不明顯，且規(guī)律性較差。族與原子結構中外層電子結構：（1）同一主族元素具有相同的外323.元素分區(qū)與原子電子層結構的關系

1A8A12A3A4A5A6A7A2s區(qū)

33B4B5B6B7B8B1B2B4d區(qū)

ds區(qū)

p區(qū)

567鑭系

錒系

f區(qū)周期表中的元素可根據(jù)元素原子的核外電子排布的特征，分為五個區(qū):

3.元素分區(qū)與原子電子層結構的關系1A8A12A3A4A533從元素在周期表中的位置推斷出原子的電子層結構；知道了原子的電子層結構，也能確定元素在周期表中的位置。例題2-4：

已知某元素的原子序數(shù)為26，寫出該元素原子的電子排布式，并指出該元素所屬的區(qū)、周期和族，以及是何元素。答：由原子序數(shù)26可知該無素原子核外有26個電子。根據(jù)核外電子排布規(guī)則，其核外的電子排布式為：1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。故該元素屬d區(qū)，位于第四周期，8B族，是鐵（Fe）元素。

從元素在周期表中的位置推斷出原子的電子層結構；知34例題2-5

已知某元素屬于周期表中第四周期，7A族。試寫出該元素的電子排布式，并指出它屬于何區(qū)及其原子序數(shù)和元素名稱。答：根據(jù)該元素在第四周期可以斷定最高能級組數(shù)是4，又因為屬7A族，所以外電子層構型為：4s24p5，它應屬于p區(qū)元素。其電子排布式為：1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5，總共有35個電子，故該元素的原子序數(shù)應為35，是元素溴（Br）。例題2-5已知某元素屬于周期表中第四周期，7352．3．5原子結構與元素性質1.原子半徑經常用到的原子半徑有原子的共價半徑、金屬半徑和范德華半徑等。表2-6列出了元素的原子半徑。原子半徑在50~220pm之間。從表2-6可看出，元素的原子半徑呈周期性變化。2．3．5原子結構與元素性質1.原子半徑362.元素的電離能

元素的原子失去電子形成正離子的難易程度，可用電離能來衡量。使某元素一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子成為一價正離子所需的最低能量，稱為該元素原子的第一電離能，常用符號I1表示，即：A代表任一元素

氣態(tài)A+再失去一個電子成為二價正離子所需的最低能量，稱為第二電離能I2，即：

依此類推，可有第三電離能I3、第四電離能I4等。2.元素的電離能元素的原子失去電子形成37對于任一元素的原子，其電離能的大小順序是：I1<I2<I3<I4…。電離能中第一電離能I1最重要，對元素周期性規(guī)律反映最明顯。圖2-4給出了元素的第一電離能數(shù)據(jù)和其周期性。圖2-4元素第一電離能的周期性

對于任一元素的原子，其電離能的大小順序是：383.元素的電子親和能元素的原子結合電子的難易，可用電子親和能來衡量。使某元素一個基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子成為一價負離子時所釋放的能量，稱為該元素的電子親和能，常用Eea表示，即：已有的數(shù)據(jù)仍可大致地看出它們的變化特點?；顫姷姆墙饘僭匾话憔哂休^高的電子親和能（較大的負值），表明它們易于獲得電子成為負離子，而活潑的金屬元素電子親和能較小，表明它們難于獲得電子形成負離子。

3.元素的電子親和能元素的原子結合電子的394.元素的電負性

電負性是指元素的原子，在分子中吸收電子的能力，常記作χ，化學家鮑林以氟原子電負性為4.0，并根據(jù)熱化學的數(shù)據(jù)和分子的鍵能，比較各元素原子吸引電子的能力，得到了其他元素的相對電負性，如表2-9所示。元素的電負性數(shù)值愈大，表示原子在分子中吸引電子的能力愈強，即非金屬性越強?？梢钥闯觯涸谥芷谙抵忻恳恢芷谠貜淖蟮接矣行Ш穗姾芍饾u增大，原子半徑逐漸減小，原子在分子中吸引電子的能力逐漸增加，因而元素電負性逐漸變大，元素的非金屬性也逐漸增強。對主族元素從上至下隨著原子半徑增大電負性逐漸減小，元素的非金屬性依次減小。副族元素的電負性變化規(guī)律不明顯；一般說來，金屬元素的電負性在2.0以下，非金屬元素的電負性在2.0以上。

4.元素的電負性電負性是指元素的原子，在分子402．4原子的結合鍵

各種材料都是由不同元素的原子、離子或分子結合而成。原子、離子或分子間的結合力稱為結合鍵。原子的結合鍵對材料的性能影響很大。根據(jù)結合力的強弱可把結合鍵分成兩大類：一次鍵——結合力較強，包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。二次鍵——結合力較弱，包括范德華鍵和氫鍵。

2．4原子的結合鍵各種材料都是由不同元素的412．4．1一次鍵

1．離子鍵金屬元素其原子最外層有少數(shù)價電子，容易逸出；而非金屬原子的外殼層缺少1~2個電子。當這兩類原子結合時，金屬原子的外層電子轉移到非金屬原子外殼層上，使兩者都得到穩(wěn)定的電子結構，從而降低了體系的能量。此時，金屬原子和非金屬原子分別形成正離子和負離子。正、負離子由靜電引力相互吸引，使原子結合在一起，這就是離子鍵，如圖2-5所示。圖2-5離子鍵(a)和離子晶體(b)

2．4．1一次鍵1．離子鍵圖2-5離子鍵(a)和離子晶42離子鍵的結合力很大，因此離子晶體的硬度高，強度大，熱膨脹系統(tǒng)小，但脆性大。離子鍵中很難產生可以自由運動的電子，所以離子晶體都是良好的絕緣體。在離子鍵結合中，由于離子的外層電子比較牢固地被束縛，可見光的能量一般不足以使其受激發(fā)，因而不吸收可見光，典型的離子晶體是無色透明的。陶瓷材料原子間的結合鍵以離子鍵為主，其具有上述的主要性能特點。

離子鍵特點離子鍵的結合力很大，因此離子晶體的硬度高，432.共價鍵

相鄰原子間可以共用價電子形成滿殼層的方式來達到穩(wěn)定的電子結構。這種由共用價電子對產生的結合鍵叫共價鍵[圖2-6（a）]。金剛石為最具有代表性的共價晶體，其結構見圖2-6（b）。金剛石由碳原子組成，每個碳原子的4個價電子與周圍的4個碳原子共有，形成4個共價健，達到穩(wěn)定的電子結構。

圖2-6共價健(a)和共價晶體(b)

2.共價鍵相鄰原子間可以共用價44共價鍵特點共價結合時由于電子對之間的強烈排斥力，使共價鍵具有明顯的方向性。由于方向性，不允許改變原子間的相對位置，所以材料不具塑性且比較堅硬，像金剛石就是世界上最堅硬的物質之一。共價鍵的結合力很大，熔點高，沸點高和揮發(fā)性低。硅、鍺、錫等元素也可構成共價晶體。屬于共價晶體的還有SiC、Si3N4、BN等化合物。

共價鍵特點共價結合時由于電子對之間的強烈排斥力，453.金屬鍵

原子很容易丟失其價電子而成為正離子。被丟失的價電子不為某個或某兩個原子所專有或共有，而是為全體原子所公有。這些公有化的電子叫做自由電子，它們在正離子之間自由運動，形成所謂電子氣。正離子在三維空間或電子氣中呈高度對稱的規(guī)則分布。正離子和電子氣之間產生強烈的靜電吸引力，使全部離子結合起來。這種結合力就叫做金屬鍵。

圖2-7金屬鍵(a)和金屬晶體(b)

3.金屬鍵原子很容易丟失其價電子而成為正離46金屬鍵特點

在金屬晶體中，價電子彌漫在整個體積內，所有的金屬離子皆處于相同的環(huán)境之中，全部離子(或原子)均可被看成是具有一定體積的圓球，所以金屬鍵無所謂飽和性和方向性。

金屬由金屬鍵結合，因此金屬具有下列特性：①良好的導電性和導熱性。②正的電阻溫度系數(shù)，即隨溫度升高電阻增大。③金屬中的自由電子能吸收并隨后輻射出大部分投射到表面的光能，所以金屬不透明并呈現(xiàn)特有的金屬光澤。

④金屬鍵沒有方向性，原子間也沒有選擇性，所以在受外力作用而發(fā)生原子位置的相對移動時，結合鍵不會遭到破壞，使金屬具有良好的塑性變形能力，金屬材料的強韌性好。

金屬鍵特點在金屬晶體中，價電子彌漫在472．4．2．二次鍵

原子或分子本身已具有穩(wěn)定的電子結構，如已具有穩(wěn)定電子殼層的惰性氣體元素，它們的結合不是依靠電子的得失或共享，而是借原子之間的偶極吸引力結合而成，這就是二次鍵。

2．4．2．二次鍵原子或分子本身已具有穩(wěn)定的電481.范德華鍵

原子正負電荷中心會出現(xiàn)瞬時不重合，使一端帶正電，另一端帶負電，形成一個偶極矩。當原子或分子互相靠近時，一個原子的偶極矩將會影響另一個原子內電子的分布，電子密度在靠近第一個原子的正電荷處更高些，這樣使兩個原子相互靜電吸引，使之結合在一起。這種由原子（或分子、原子團）的偶極吸引力產生的結合鍵稱為范德華鍵，見圖2-8。

1.范德華鍵原子正負電荷中心會出現(xiàn)瞬時不重合49范德華鍵特點范德華鍵力遠低于上述三種化學鍵。因此，由范德華鍵結合的固體材料熔點低、硬度也很低，因無自由電子而有良好的絕緣性。高分子材料大分子內的原子之間為共價鍵結合，而大分子與大分子之間的結合則為范德華鍵。

2-8范德華鍵范德華鍵特點范德華鍵力遠低于上述三種化學鍵。因此502.氫鍵

氫鍵與范德華鍵一樣，也是靠原子（或分子、原子團）的偶極吸引力結合起來的，只是氫鍵中氫原子起了關鍵作用。

2.氫鍵氫鍵與范德華鍵一樣，也是靠原子（或分512．4．3混合鍵

大部分材料的原子結合鍵往往是不同鍵的混合。例如：金鋼石（4A族C）具有單一的共價鍵，而同族元素的Si、Ge、Sn元素的結合是共價鍵與金屬鍵的混合，金屬鍵的比例按此順序遞增，到Pb時，由于電負性已很低，成為完全的金屬鍵結合。金屬主要是金屬鍵，但也會出現(xiàn)一些非金屬鍵，如過渡族元素（特別是高熔點過渡族金屬W、Mo等）的原子結合中也會出現(xiàn)少量的共價結合，這正是過渡金屬具有高熔點的內在原因。2．4．3混合鍵大部分材料的原子結合鍵往52陶瓷化合物中常出現(xiàn)離子鍵與共價鍵混合的情況。表2-10給出了某些陶瓷化合物中混合鍵的相對比例。表2-10某些陶瓷化合物的混合鍵特征

化合物

結合原子對

電負性差

離子鍵比例/%共價鍵比例/%

MgOMg-O2.136832Al2O3Al-O1.835743SiO2Si-O1.544555

Si3N4Si-N1.142872

SiCSi-C0.651090陶瓷化合物中常出現(xiàn)離子鍵與共價鍵混合的情況。表2532.2.4結合鍵的本質及原子間距

圖2-10雙原子作用模型

2.2.4結合鍵的本質及原子間距圖2-10雙原子作用模542．4．5結合鍵與性能

1.物理性能熔點的高低代表了材料穩(wěn)定性的程度。物質加熱時，當熱振動能足以破壞相鄰原子間的穩(wěn)定結合時，便會發(fā)生熔化，所以熔點與鍵能值有較好的對應關系。由表2-11可見：

表2-11不同材料的鍵能和熔

鍵型

物質

鍵能

熔點

鍵型

物質

鍵能

熔點

KJ·mol-1

℃

KJ·mol-1

℃

離子

NaClMgO64010008012800金屬

FeW40684915383410共價

SiC(金剛石)4507131410>3550范德華

ArCl2

7.73.1-189-101金屬

HgAl68324-39660氫鍵

NH3H2O3551-7802．4．5結合鍵與性能1.物理性能鍵型物質鍵能熔55各鍵特點比較共價鍵、離子鍵化合物的熔點較高，其中純共價鍵的金剛石具有最高的熔點，金屬的熔點相對較低，這是陶瓷材料比金屬具有更高熱穩(wěn)定性的根本原因。

各鍵特點比較共價鍵、離子鍵化合物的熔點較高，其中56大多數(shù)金屬有高的密度，如鉑、鎢、金的密度達到工程材料中的最高值。金屬的高密度有兩個原因：

第一，金屬元素有較高的相對原子質量；第二，金屬鍵沒有方向性；所以金屬原子總是趨于密集排列，常得到簡單的原子密排結構。相反，對于離子鍵或共價鍵結合的情況，原子排列不可能很致密，共價結合時，相鄰原子的個數(shù)要受到共價鍵數(shù)目的限制，離子結合則要滿足正、負離子間電荷平衡的要求，它們的相鄰原子數(shù)都不如金屬多，所以陶瓷材料的密度較低。聚合物由于其二次鍵結合，分子鏈堆垛不緊密，加上組成原子的質量較?。–、H、O），在工程材料中具有最低的密度數(shù)據(jù)。

此外，金屬鍵使金屬材料具有良好的導電性和導熱性，而由非金屬鍵結合的陶瓷、聚合物則在固態(tài)下不導電，它們可以作為絕緣體或絕熱體在工程上應用。

大多數(shù)金屬有高的密度，如鉑、鎢、金的密度達到工程572.力學性能

彈性模量是材料應力－應變曲線上彈性變形段的斜率，以E表示之，其意義為：即E相當于發(fā)生單位彈性變形所需的應力。可把原子結合比喻成很多小彈簧的連結（圖2-11）。結合鍵能是影響彈性模量的主要因素，結合鍵能越大，則“彈簧”越“硬”，原子之間距離的移動所需的外力就越大，即彈性模量越大。結合鍵能與彈性模量兩者間有很好的對應關系。

2.力學性能彈性模量是材料應力－應變曲58工程材料的強度與結合鍵能也有一定的聯(lián)系，一般來說，結合鍵能高的，強度也高一些;材料的塑性與結合鍵類型有關，金屬鍵賦予材料良好的塑性，而離子鍵、共價鍵結合，使塑性變形困難，所以陶瓷材料的塑性很差。

圖2-11原子間結合力性質的模型

工程材料的強度與結合鍵能也有一定的聯(lián)系，一般來說59小結(一)原子由質子、中子和電子三種粒子構成。原子核帶正電荷，通過靜電吸引，將帶負電荷的電子束縛在其周圍，從整體看，原子是電中性的。原子核直徑很小，但原子質量大部分集中在原子核內；電子占據(jù)了幾乎所有原子體積，但只占據(jù)了很小的原子質量。電子，特別是外層電子，決定了原子的電子、力學、化學和熱性能等主要性能。原子中核外電子的運動狀態(tài)（或分布情況），用四個量子數(shù)加以描述。這四個量子數(shù)是：主量子數(shù)n，角量子數(shù)l，磁量子數(shù)m和自旋量子數(shù)ms。多電子的原子中原子軌道的能量高低由近似能級圖給出。原子處于基態(tài)時，核外電子的排布必須三條規(guī)律：泡里（Pauli）不相容原理、能量最低原理和洪特（Hund）規(guī)則。據(jù)此可以確定大多數(shù)元素基態(tài)原子中電子的排布情況，即其電子層結構。通常表示電子層結構有兩種方法：原子軌道式和電子排布式。

小結(一)原子由質子、中子和電子三種粒子60小結(二)元素周期律即元素的性質隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增而呈周期性地變化。隨著核電荷數(shù)的遞增各元素原子的外電子層結構呈周期性地重復排列。因此，原子核外電子排布的周期性變化正是元素周期律的本質原因，元素周期表則是各元素原子核外電子排布呈周期性變化的反映。元素周期表中的周期、族和元素分區(qū)等均與元素原子的外電子層結構有關。原子、離子或分子間的結合力稱為結合鍵。一般把結合鍵分為離子鍵、共價健、金屬鍵和分子鍵四種。不同的結合鍵具有不同的結合力，因而具有不同結合鍵的材料具有不同的性能特點。

小結(二)元素周期律即元素的性質隨著原子序61演講完畢，謝謝觀看！演講完畢，謝謝觀看！62第二章原子結構與原子間結合鍵2.1原子結構2.2原子序數(shù)和原子質量2.3原子的電子層結構2.4原子的結合鍵

第二章原子結構與原子間結合鍵2.1原子結構632.1原子結構

原子組成：原子核和核外電子,原子核內又有質子和中子。原子電荷：質子帶正電荷，中子不帶電荷，因此原子核帶正電荷，通過靜電吸引，將帶負電荷的電子束縛在其周圍。每個質子和電子所帶的電荷q均為1.602×10-19庫侖。因為原子中質子和電子的數(shù)目相等，所以從整體看，原子是電中性的。原子尺寸：直徑約為10-10m，但原子核直徑很小，僅為約10-14m，其外部均為電子所包圍。2.1原子結構原子組成：原子核和核外電子,原子核內又有質64續(xù)上頁原子質量：原子的質量大部分集中在原子核內。一個質子具有1.673×10-24g質量，中子略重于質子，質量為1.675×10-24g，而一個電子的質量只有9.109×10-28g，僅為質子質量的1/1836。表2-1質子、中子和電子的質量與電荷粒子質量，g粒子電荷，庫侖

質子中子電子

1.673×10-241.675×10-249.109×10-28

+1.602×10-190-1.602×10-19

續(xù)上頁原子質量：原子的質量大部分集中在原子核內。粒子質量，g652.2原子序數(shù)和原子質量

2．2．1原子序數(shù)

元素的原子序數(shù)等于原子核中的質子數(shù)或核外電子數(shù)。每種元素均與一定的原子序數(shù)相對應，如鐵的原子序數(shù)為26，其原子核有26個質子和26個核外電子。

2.2原子序數(shù)和原子質量2．2．1原子序數(shù)662．2．2核素與同位素核素：原子核中具有一定質子數(shù)和一定中子數(shù)的原子。一種碳原子的原子核中有6個質子和6個中子，它的質量數(shù)是12，這種碳原子稱碳-12核素，寫為12C核素；另一種碳原子的原子核里有6個質子和7個中子，質量數(shù)為13，稱碳-13核素，可寫為13C核素。多核素元素與單核素元素。同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素；即多核素元素中的不同核素互稱為同位素。12C和13C是碳的同位素。穩(wěn)定同位素與放射性同位素。2．2．2核素與同位素核素：原子核中具有一定質子數(shù)和一定中672.2.3原子質量與相對原子質量

1.原子質量指某核素一個原子的質量。由于原子的絕對質量很小,常以12C一個原子質量的1/12作單位，稱為“原子質量單位”，用“u”表示（1u=1.66×10-24g），因此12C的原子質量也就等于12u。2.2.3原子質量與相對原子質量1.原子質量68續(xù)上頁元素原子的原子質量：元素的平均原子質量與核素12C原子質量的1/12之比。所謂元素的平均原子質量，是對一種元素含有多種天然同位素而說的，平均原子質量可由這些同位素的原子質量和豐度（指某同位素在所屬的天然元素中所占的原子百分數(shù)）來計算。元素的原子質量用符號Ar(E)表示，E代表某元素，如氧的原子質量等于16.00，可表示為Ar(O)=16.00。它表示1個氧原子的平均質量是核素12C原子質量1/12的16.00倍?？梢?，元素的原子質量只是一種相對的比值。它的單位為一。續(xù)上頁元素原子的原子質量：69例題2-1：

自然界的氫元素有兩種同位素，實驗測得1H的原子質量為1.007825u，豐度為99.985%，2H的原子質量為2.0140u，豐度為0.015%，試計算氫元素的平均原子質量和相對原子質量。解：氫元素的平均原子質量為：1.007825u×99.985%+2.0140u×0.015%=1.0079u

根據(jù)元素的相對原子質量的定義，氫的相對原子質量為：

例題2-1：自然界的氫元素有兩種同位素，實702.相對原子質量

元素的相對原子質量：1mol某種元素的平均質量與1mol12C核素原子質量1/12之比，也是該元素6.023×1023個原子（阿伏伽德羅數(shù)NA）的質量，其單位為g/mol。各元素的相對原子質量均示于表2-2元素周期表中元素符號的下方。

2.相對原子質量元素的相對原子質量：71例題2-2：

(1)根據(jù)銅的相對原子質量，試求1個銅原子的質量。(2)1克銅中有多少銅原子？

解:(1)銅的相對原子質量為63.54g/mol，因63.54g銅有6.023×1023個原子,因此,一個銅原子的質量為:63.54g/mol/6.023×1023個原子/mol=1.05×10-22g/原子(2)1克銅的原子數(shù)：6.023×1023個原子/mol/63.54g/mol=9.48×1021個原子/g例題2-2：(1)根據(jù)銅的相對原子質量，試求1個銅原722.3原子的電子層結構

2．3．1核外電子的運動狀態(tài)

原子中核外電子的運動狀態(tài)（或分布情況），要用四個量子數(shù)加以描述。這四個量子數(shù)是：

１．主量子數(shù)n２．角量子數(shù)l３．磁量子數(shù)m４．自旋量子數(shù)ms2.3原子的電子層結構2．3．1核外電子的運動狀態(tài)731．主量子數(shù)n

主量子數(shù)n

是描述核外電子的能量和電子離核平均距離的參數(shù)，是決定電子能量大小的主要量子數(shù)。n

值越大，電子離核的距離越遠，電子的能量愈高。主量子數(shù)n

可取零以外的正整數(shù)，即n=1,2,3…。每一個n

值代表一個電子層或主能級層（主層），在光譜學上常用拉丁字母表示電子層：主量子數(shù)n1234567電子層符號KLMNOPQ1．主量子數(shù)n主量子數(shù)n是描述核外電子的能量和電子離742．角量子數(shù)l角量子數(shù)l用于描述原子軌道或電子云的形狀，并在多電子原子中和主量子數(shù)n一起決定電子的能量，故又稱為副量子數(shù)。n確定后，角量子數(shù)l可取0到n-1，即l=0，1，2…（n-1）。如n=1,l只能取0；n=2，l可取0和1兩個值。電子亞層或能層常用光譜符號表示：角量子數(shù)l0123電子亞層符號spdf2．角量子數(shù)l角量子數(shù)l用于描述原子軌道或電子云的形狀，75l=0表示球形的s原子軌道或電子云；l=1表示啞鈴形的p原子軌道或電子云；l=2表示花瓣形的d原子軌道或電子云，等等。圖2-1是s、p和d原子軌道的平面圖。在多電子原子中，同一電子層中的l數(shù)值越大，該電子亞層的能級越高，如在第三電子層有s、p和d等3個電子亞層，其中3d的能級高于3p的能級，3p的能級又高于3s的能級。圖2-1s、p和d原子軌道的平面圖

l=0表示球形的s原子軌道或電子云；l=1表示啞763．磁量子數(shù)m磁量子數(shù)m決定原子軌道在磁場中分裂，在空間伸展的方向。其取值受角量子數(shù)l的限制，當l一定，m可取0，±1，±2，…，±l，共有（2l+1）個數(shù)值，即原子軌道或電子云可以沿著（2

l+1）個不同方向伸展，常用符號○或□表示。l=0時，m=0，原子軌道或電子云只有一個伸展方向；l=1時，m=-1、0、+1，有3個數(shù)值，p原子軌道或電子云分別沿著x，y和z三個方向伸展。l=2時，m=0,±1，±2，有5個數(shù)值，即d原子軌道或電子云有5個不同伸展方向的軌道。磁量子數(shù)與電子能量無關。l相同，m不同的原子軌道，即形狀相同，空間取向不同的原子軌道，其能量是相同的。3．磁量子數(shù)m磁量子數(shù)m決定原子軌道在磁場中分裂，在空間774．自旋量子數(shù)ms

原子中的電子除了繞核運動外，還可自旋。用于描述電子自旋方向的量子數(shù)稱為自旋量子數(shù)，用符號ms表示。自旋方向只有順時針和逆時針兩種,故ms=，通常用符號↑、↓表示。自旋量子數(shù)ms對電子所處的能量沒有影響。這樣用四個量子數(shù)就可以描述電子在原子中的復雜運動狀態(tài)，即四個量子數(shù)可以確定某一電子在原子核外某一電子層的電子亞層中的運動，它的電子云或原子軌道在空間的某一方向伸展，且本身有一定的自旋方向。這樣可以近似地把這四個量子數(shù)看成是電子在空間位置的坐標。4．自旋量子數(shù)ms原子中的電子除了繞核運動外，還可自旋782.3.2多電子原子軌道的能級能量E

6pOOO5dOOOO4fOOOOOOO6sO

5pOOO4dOOOOO5sO

4pOOO3dOOOOO4sO

3pOOO3sO

2pOOO2sO

lsO能級組

6(6s4f5d6p)5(5s4d5p)4(4s3d4p)3(3s3p)2(2s2p)1(ls)圖2-2原子軌道近似能級圖

美國化學家鮑林（Pauling）根據(jù)光譜實驗結果，總結出多電子原子中原子軌道能量高低，并排列給出近似能級圖，見左圖

2.3.2多電子原子軌道的能級能量E6pOOO79（1）能級圖是按能量的高低順序，而不是按原子軌道距核的遠近排列的。圖中將能量相近的軌道劃為一組（即虛線方框內的軌道），稱為能級組。共有7個能級組，它的能量依1、2、3、…能級組的順序逐次增高。（2）在近似能級圖中，每個小圓圈表示一個原子軌道，如第二能級組中有四個小圓圈，它代表有四個原子軌道。（3）角量子數(shù)l相同的能級，其能量由主量子數(shù)n決定，n越大，能量越高，如：

s亞層的能量順序是：E1s<E2s<E3s……p亞層的能量順序是：E2p<E3p<E4p……能級圖說明（一）（1）能級圖是按能量的高低順序，而不是按原子軌道能級圖說明（80能級圖說明（二）（4）主量子數(shù)n相同，而角量子數(shù)l不同的能級，其能量隨l的增大而升高，如：Ens<Enp<End<Enf（5）同一能級組中，可能出現(xiàn)不同電子層的能級。如第5能級組中，除屬于第5電子層的5s和5p能級外，還有第4電子層的4d。表明當主量子數(shù)n和角量子數(shù)l同時變化時，可能出現(xiàn)主量子數(shù)較大的原子軌道的能量，反而比主量子數(shù)較小的某些原子軌道的能量低，這種現(xiàn)象稱為“能級交錯”例如：E4s<E3d，E6s<E4f<E5d等等。能級圖說明（二）（4）主量子數(shù)n相同，而角量子數(shù)l不同的能級81為了判斷多電子原子中n和l同時變化時，軌道能量的高低，除了從鮑林的近似能級圖中查看外，我國化學家徐光憲在總結了光譜實驗數(shù)據(jù)后，歸納出（n+0.7l）的規(guī)則，（n+0.7l）值愈大，能量就愈高。例題2-3：試比較6s、6p、4f和5d軌道的能量高低。解：6s軌道：

n=6,l=0，（n+0.7l）=6+0.7×0=66p軌道：

n=6,l=1，（n+0.7l）=6+0.7×1=6.74f軌道：

n=4,l=3，（n+0.7l）=4+0.7×3=6.15d軌道：

n=5,l=2，（n+0.7l）=5+0.7×2=6.4

所以，E6s<E4f<E5d<E6p為了判斷多電子原子中n和l同時變化時，軌道能量的822．3．3原子的電子層結構1．

核外電子的排布規(guī)律（1）泡里（Pauli）不相容原理在同一原子中，不可能有運動狀態(tài)（亦即四個量子數(shù)）完全相同的兩個電子存在。這一原理也可表達為：在同一原子軌道中最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。泡里不相容原理實際上是對原子核外電子層上可容納的電子數(shù)目作了限制。各電子層容納的最多電子數(shù)是：(下頁)2．3．3原子的電子層結構1．

核外電子的排布規(guī)律83n=1(K層)l=0(ls)m=01個軌道m(xù)s=可容納2個電子n=2(L層)l=0(2s)l=1(2p)m=0-1m=0+14個軌道

可容納8個電子n=3(M層)l=0(3s)l=1(3p)l=2(3d)m=0-1m=0+1-2-1m=0+1

+29個軌道可容納18個電子所以

各層可容納的最多電子數(shù)為2n2個，這原理又稱為電子層最大容量原理。

n=1(K層)l=0(ls)84（2）能量最低原理

核外電子總是優(yōu)先占據(jù)能量最低的軌道，然后才依次進入能級較高的原子軌道，使整個原子體系處于最低的能量狀態(tài)。圖2-3。圖2-3原子軌道近似能級順序圖

電子進入各能級的先后次序為：1s;2s;2p;3s,3p;4s;3d,4p;5s,4d,5p;6s,4f,5d,6p;7s,5f,……。圖中這一順序用圓圈內“（

）”中的阿拉伯數(shù)字表示。

（2）能量最低原理核外電子總是優(yōu)先占據(jù)能85（3）洪特（Hund）規(guī)則

電子在同一亞層能量相同的等價軌道上排布時，總是盡可能分占不同的軌道，并且自旋方向相同。例如2p亞層有3個軌道，若有2個電子進入2p，則各占一個軌道且自旋平行，可寫成，而不是或。（3）洪特（Hund）規(guī)則電子在同一亞層862．原子的電子層結構電子在核外的排布情況稱為電子層結構。通常表示電子層結構有兩種方法。（1）原子軌道式這種表示方式是用一個小方格或小圓圈代表一個原子軌道，在方格或圓圈下面注明該軌道的能級，方格或圓圈內用箭頭表示電子的自旋方向。如：7N8O

1s2s2p1s2s2p2．原子的電子層結構電子在核外的排布情況稱87（2）電子排布式它是在亞層符號的左邊注明電子層數(shù)，在亞層符號的右上角用阿拉伯數(shù)字表示所排列的電子數(shù)。如4p3：

4表示電子層數(shù)n=4，是第4電子層的軌道；p代表亞層的符號即l=1，表示屬p軌道；3表示在此亞層上的電子數(shù)目。根據(jù)這些原則，我們可以將原子序數(shù)為14的硅元素的原子核外電子排布式列為：1s22s22p63s23p2。（2）電子排布式它是在亞層符號的左邊注明電子88

有時為了簡化，常將內層電子構型用“原子實”來代替。所謂“原子實”是指原子中的內層電子結構與某一稀有氣體元素的電子層結構相同的部分，用該稀有氣體的元素符號加方括號來表示。如Ne(氖)、Ar(氬)和Kr(氪)的電子層結構分別為1s22s22p6、1s22s22p63s23p6和1s22s22p63s23p63d104s24p6，因此：14

Si1s22s22p63s23p2

可表示為：［Ne］3s23p233As1s22s22p63s23p63d104s24p3

可表示為：［Ar］3d104s24p351Sb1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3

可表示為：［Kr］4d105s25p3有時為了簡化，常將內層電子構型用“原子實”來89

2．3．4原子的電子層結構與元素周期律、周期表

元素周期律的內容是：元素的性質隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增而呈周期性地變化。原子結構的研究證明：隨著核電荷數(shù)的遞增各元素原子的外電子層結構呈周期性地重復排列。因此，原子核外電子排布的周期性變化正是元素性質周期性變化的本質原因。元素周期表則是各元素原子核外電子排布呈周期性變化的反映。下面分別討論周期表中的周期、族以及組（區(qū)）的劃分與原子中電子層結構的關系。2．3．4原子的電子層結構與元素周期律、周期表元素周期901.周期與原子電子層結構的關系

周期表中有七個橫行，表示七個周期?？梢钥闯觯?1)每一周期從第1主族1A元素ns1開始，到形成穩(wěn)定的稀有氣體特有的ns2np6（He為ls2）電子層結構時結束。(2)周期表中每出現(xiàn)一個周期，外層電子就進入一個新的能級（見表2-4）。因此，元素所在的周期數(shù)，等于該元素原子所具有的電子層數(shù)（即能級組數(shù)）。(3)各周期元素的數(shù)目，等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。

1.周期與原子電子層結構的關系周期表中有七個橫行，表示七個91周期與能級組的關系

周期相應能級組中原子軌道

新增電子數(shù)

元素數(shù)

一

ls22二2s2p88三3s3p88四4s3d4p1818五5s4d5p1818六6s4f5d6p3232七7s5f6d未滿

未完

周期與能級組的關系周期相應能級組中原子軌道新增電子數(shù)元922．族與原子電子層結構的關系周期表中共有18個縱行，每1縱行表示1個族，而族又有主族和副族之分。其中標有1A至8A的為第1到第8主族，標有1B至8B的為第1到第8副族。周期表中主族和副族各半，但主族是8個縱行，而副族有10個縱行。

2．族與原子電子層結構的關系周期表中共有18個縱行93族與原子結構中外層電子結構：

（1）同一主族元素具有相同的外層電子結構，所謂外層電子結構是指能參與形成化學鍵的電子。由于元素的性質主要決定于原子的外層電子結構，所以同一主族元素具有相似的性質。（2）同一副族元素具有相同或相似的外層電子結構，但次外層電子多數(shù)未填滿?？傮w上講同一副族元素性質也具有相似性，但族與族間元素性質遞變不明顯，且規(guī)律性較差。族與原子結構中外層電子結構：（1）同一主族元素具有相同的外943.元素分區(qū)與原子電子層結構的關系

1A8A12A3A4A5A6A7A2s區(qū)

33B4B5B6B7B8B1B2B4d區(qū)

ds區(qū)

p區(qū)

567鑭系

錒系

f區(qū)周期表中的元素可根據(jù)元素原子的核外電子排布的特征，分為五個區(qū):

3.元素分區(qū)與原子電子層結構的關系1A8A12A3A4A595從元素在周期表中的位置推斷出原子的電子層結構；知道了原子的電子層結構，也能確定元素在周期表中的位置。例題2-4：

已知某元素的原子序數(shù)為26，寫出該元素原子的電子排布式，并指出該元素所屬的區(qū)、周期和族，以及是何元素。答：由原子序數(shù)26可知該無素原子核外有26個電子。根據(jù)核外電子排布規(guī)則，其核外的電子排布式為：1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。故該元素屬d區(qū)，位于第四周期，8B族，是鐵（Fe）元素。

從元素在周期表中的位置推斷出原子的電子層結構；知96例題2-5

已知某元素屬于周期表中第四周期，7A族。試寫出該元素的電子排布式，并指出它屬于何區(qū)及其原子序數(shù)和元素名稱。答：根據(jù)該元素在第四周期可以斷定最高能級組數(shù)是4，又因為屬7A族，所以外電子層構型為：4s24p5，它應屬于p區(qū)元素。其電子排布式為：1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5，總共有35個電子，故該元素的原子序數(shù)應為35，是元素溴（Br）。例題2-5已知某元素屬于周期表中第四周期，7972．3．5原子結構與元素性質1.原子半徑經常用到的原子半徑有原子的共價半徑、金屬半徑和范德華半徑等。表2-6列出了元素的原子半徑。原子半徑在50~220pm之間。從表2-6可看出，元素的原子半徑呈周期性變化。2．3．5原子結構與元素性質1.原子半徑982.元素的電離能

元素的原子失去電子形成正離子的難易程度，可用電離能來衡量。使某元素一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子成為一價正離子所需的最低能量，稱為該元素原子的第一電離能，常用符號I1表示，即：A代表任一元素

氣態(tài)A+再失去一個電子成為二價正離子所需的最低能量，稱為第二電離能I2，即：

依此類推，可有第三電離能I3、第四電離能I4等。2.元素的電離能