原子結構和離子鍵

無機化學電子課件

無機化學電子課件

圍繞課程大綱綜合經典教材緊密聯系實際無機化學教學安排實驗教學(30學時)理論教學（50學時）無機化學課程的重要意義化學——醫(yī)學藥學專業(yè)學生最重要的基礎課化學——醫(yī)學藥學：源遠流長密不可分

化學——一門中心學科(centralscience)A.Kornberg指出，要“把生命理解為化學”!考試科目，而非考查科目必修課目，而非選修科目內容無機化學、有機化學、物理化學、分析化學溶液的性質：溶解與沉淀、酸與堿化學反應的基本原理：氧化還原

物質結構：原子、分子結構、配位化合物

元素化學：元素化合物怎樣學好無機化學

大學課程的安排較之中學課程有較大差異，學習方法與中學也不盡相同。一年級學生應盡快適應大學的課程內容和教學規(guī)律，掌握學習的主動權。在掌握各學科課程的基礎知識和基本技能的同時，養(yǎng)成高效率的學習方法，培養(yǎng)較強的自學能力，提高發(fā)現問題、分析問題和解決問題的能力。因此，同學們在學習過程中應該注意以下幾點：1.課前預習

要學好無機化學，必須作好預習。在每一章教學之前、最好通篇瀏覽一下整章內容，以求對這章全貌有一些認識，對內容的重點和知識的難點有一定的了解。學習從一開始就要爭取主動，安排好學習計劃，提高學習效率。3.

課后復習

聽課時要緊跟老師的思路,積極思考,產生共鳴.特別要注意弄清基本概念,弄懂基本原理。聽課時還要適當做些筆記，重點地記下講課內容，以備復習、回味和深入思考。2.課堂上認真聽講,適當做些筆記

課后復習是消化和掌握所學知識的重要過程。本門課程的特點是理論性強，有些概念比較抽象，不能企圖一聽就懂、一看就會。要經過反復的思考并應用一些原理去說明或解決一些問題，才能逐漸加深對基本理論和基本要領的理解和掌握。做練習有利于深入理解、掌握和運用課程內容。要重視書本例題和解習題過程中的分析方法和技巧，努力培養(yǎng)獨立思考和分析問題、解決問題的能力。本課程有關安排

無機化學課是一門實踐性很強的課程，因此我們既開理論課也開實驗課，最后考試成績由10%的平時成績、70%的理論成績和20%的實驗成績組成。4.處理好理解和記憶的關系

要學會善于運用分析對比和聯系歸納的方法，搞清弄懂概念、原理、公式和方法的涵義、特點、聯系和區(qū)別，應用條件和使用范圍。

在理解的基礎上，記憶一些基本概念和基本原理的重點和重要公式，努力做到熟練掌握、靈活運用，融會貫通。原子結構

AtomicStructureand

ElementPeriodicTable

本章教學要求

原子是由原子核和核外電子組成?；瘜W反應中，原子核不發(fā)生變化，只涉及核外電子的運動狀態(tài)的改變，本章重點研究:原子結構的波爾模型和氫原子結構的量子力學模型多電子原子的結構原子的電子組態(tài)與元素周期表元素基本性質的周期性變化規(guī)律原子結構的認識史和舊量子論古希臘哲學和原子的來歷唯物主義者經驗的自然科學家，希臘人中第一個百科全書式的學者V（圓錐）=（1/3）V（圓柱）解剖德謨克利特Democritus（前460年~前370年）Democritus認為：“一切事物都是原子和虛空組成”

墨翟：“物質微粒說”--端

希臘詞“原子”—“atomos”是不可分割之意，“虛空”是指原子之間的空間。缺陷：哲學性的推想，沒有任何實驗的根據近代原子論:

J.Dalton（1766~1844,英)

1808年發(fā)表《化學哲學新體系》論文，提出了“近代原子論”。他把古代哲學的原子論和化學中的具體實物的組成聯系起來，提出原子具有不同種類和一定相對重量，原子形成各種物質的理論，使化學進入一個新時代。恩格斯說：“化學中的新時代是隨著原子論開始的”簡明、深刻地說明了質量守恒定律、定組成定律、倍比定律，受到科學界重視和承認。缺點：原子不可分割——沒有結構的固體小球。原子不可分割嗎？

湯姆遜J.J.Thomson

(1856~1940，英)十九世紀末電子和放射性的發(fā)現，才使人類打開原子結構的大門。英國劍橋大學卡文迪許實驗室主任J.J.Thomson應用磁性彎曲技術證明陰極射線是帶負電的微?！娮印?904年，他提出了原子“布丁(西瓜)模型”：原子是一個平均分布著正電荷的粒子，其中鑲嵌著許多帶負電的電子。原子不可分割的的觀點不攻自破了。他獲得1906年諾貝爾物理學獎。原子行星模型

盧瑟福E.Rutherford

(1871~1937，新西蘭)

Thomson最器重的學生E.Rutherford通過α粒子（帶正電的氦離子流）穿過金箔時，部分α粒子發(fā)生散射的實驗證明，Thomson所說帶正電的連續(xù)體實際上只是一個非常小的核。

1911年提出了“行星系式”原子模型：原子核好比是太陽，電子好比是繞太陽運動的行星，電子繞核高速運動。α粒子—(帶正電的氦離子)散射試驗穿過——原子內部有很大的空隙散射——原子內部有一個帶正電的核1908年獲諾貝爾化學獎，1922年獲英國皇家學會最高獎賞——科柏萊獎問題：電子繞核高速運動，放出能量，光譜線是連續(xù)的——實際光譜不連續(xù)；放能后半徑越來越小，原子“毀滅”——實際不會毀滅舊量子論

普朗克M.Planck（1855~1947，德）為了解釋受熱黑體輻射，1900年M.Planck假定輻射能量ε的釋放和吸收都不是連續(xù)的，ε只能是最小能量單位ε0的的整數倍：ε=nε0=nhν。ε0稱為量子（quantum），量子的能量極小，它取決于輻射頻率，h為普朗克常量（Planckconstant），等于6.626×10-34J·s。微觀世界一個重要特征就是能量的量子化（不連續(xù)性）。

H原子光譜：

H原子等的光譜：舊量子論

N.Bohr

（1885~1962，丹麥）

E.Rutherford

的學生

1913年，N.Bohr(玻爾)把自己的研究與盧瑟福的原子行星模型、M.Plank的量子概念和A.Einstein的光子概念相結合，第一次提出原子結構的初步量子理論.

1、定態(tài)假說：電子只在符合一定量子化條件的圓形軌道上運動，n為量子數=1，2，3…,在軌道上運動時不放出能量也不吸收能量——處于“定態(tài)”；

3頻率假設：h=E2-E1=E=E/h

激發(fā)態(tài)不穩(wěn)定，電子從高能級躍遷到低能級時，以輻射形式放出能量。

2量子化條件假設：E=-(Z2/n2)

2.1810-18J

電子運動的角動量量子化。電子在不同軌道上運動具有不同的能量（能級）電子離核愈近，能級愈低，n=1為基態(tài)，（波爾的氫原子半徑），電子可躍遷到較高能級——激發(fā)態(tài)上。

Bohr的卓越貢獻：

成功解釋了H原子光譜產生的原因，他的計算值與實驗數據極為接近，他使物理和化學統(tǒng)一到了量子理論基礎上來，把化學推向一個更高更新的層次，他的理論是原子結構發(fā)展史上的一個里程碑。榮獲1922年諾貝爾物理學獎。

Bohr理論的缺陷：未能沖破經典物理學的束縛，用適合于宏觀世界的牛頓力學解釋微觀世界運動規(guī)律。他不能解釋多電子原子光譜,甚至不能說明氫原子光譜的精細結構。

他的理論屬于舊量子論。量子力學特征：運動狀態(tài)的不確定性能量的量子化

基本粒子（原子、分子、離子和電子）的運動不遵守經典力學規(guī)律。必須采用量子力學的方法描述它們的運動狀態(tài)。核外電子運動狀態(tài)的現代概念

薛定諤(奧)E.Schr?dinger1887~1961薛定諤方程海森堡(德)W.Heisenberg1901~1976不確定原理德布羅意(法)L.deBroglie1892~1987波粒二象性氫原子結構的量子力學模型

微觀粒子的波粒二象性——物質波

德布羅意(L.deBroglie)提出了電子等實物粒子與光一樣也有波粒二象性的假設。對于質量為m，速率為υ的微粒，動量為p，其波長為

反映粒子性的p、m、v和反映波動性的λ通過Planck常數h聯系在一起。著名的deBroglie關系式1927年，電子的波動性被美國貝爾電話實驗室戴維遜、革末的電子衍射實驗所證實，同時英國的Thomson也用實驗證實。

所以，電子的波動性與統(tǒng)計規(guī)律相聯系，電子波是概率波，波強度大的地方就是電子出現概率大的地方。它與經典的機械波電磁波均不同。

電子的波動性需要從統(tǒng)計學角度來理解，個別電子在空間的位置不確定，但是無數次運動則顯示了波動性。在電子出現概率大的地方，出現亮的環(huán)紋，即衍射強度大的地方。反之，電子出現少的地方，出現暗的環(huán)紋，衍射強度就小。如何理解電子的波動性？

ΔxΔpx≥h/(4π)無法同時準確地測定微觀粒子的位置和動量

海森堡不確定(測不準)原理不確定關系式

Δx為微觀粒子x方向位置坐標的不確定量（誤差），Δpx為x方向動量的不確定量。對粒子位置的測定精確度越高（即Δx

越小），其動量測定的精確度就越差（Δpx越大），反之亦然。推論：玻爾的圓形軌道不存在；微觀世界運動有自己的規(guī)律。榮獲1932年諾貝爾物理學獎。

x，y，z為電子在空間的坐標

薛定諤方程——二階線性偏微分方程，方程的地位：在宏觀世界——牛頓力學在微觀世界——薛定諤方程他獲1933年諾貝爾物理學獎

電子的總能量電子的勢能波函數wavefunction[psai]薛定諤方程和波函數

波函數

是薛定諤方程的解，它不是一個數值，是描述微觀粒子運動狀態(tài)的函數式。

是直角坐標(x,y,z)或球極坐標(r,θ,)的函數。

本身沒有明確的物理意義，|ψ2|表示空間某處電子出現的概率密度（概率密度=概率/體積，該點周圍微單位體積中電子出現的概率）

波函數又稱為原子軌道，但此原子軌道(微觀虛擬)與玻爾理論中的原子軌道（宏觀實在）涵義截然不同。

量子力學的原子軌道=波函數玻耳的原子軌道：指電子具有確定的運動軌道。例：基態(tài)氫原子的電子在半徑r=52.9pm的球形軌道上運動?；鶓B(tài)氫原子軌道的波函數：玻耳原子軌道和量子力學原子軌道的區(qū)別量子數薛定諤方程在數學上的許多解是不合理的，只有滿足特定條件的解才具有物理意義。這種特定解可用限定數——量子數來表示。

三個量子數按一定的規(guī)則取值并組合時，決定了一個合理的波函數。主量子數n軌道角動量量子數l磁量子數m量子數是一些不連續(xù)的、分立的數值，體現了某些物理量的不連續(xù)變化，稱為量子化（一）主量子數n

principalquantumnumber取值：任意非零正整數，即n＝1、2、3、…

意義：

電子層。

n值越大說明：電子出現概率最大的區(qū)域距核越遠，能量越高。(2)決定多電子能量的主要因素。對于單電子原子而言，例如H，電子的能量完全由n

決定(1)反映了電子在核外空間出現概率最大的區(qū)域離核的遠近；（二）軌道角動量量子數l

orbitalangularmomentumquantumnumber取值：受n限制，l＝0、1、2、3…(n-1)正整數，共可取n個值。

l意義:(1)決定原子軌道和電子云的形狀；n值12

34l值00、1

0、1、20、1、2、3

(2)影響軌道能量的次要因素，在多電子原子中配合n一起決定電子的能量。

電子亞層或能級。

l=0s

l=1p

l=2d

l=3f球形雙球形橄欖形

l決定了同一電子層中不同的亞層（能級）。

例如，n=1，l＝0的稱1s

電子亞層；

n=2，l＝0的稱2s

電子亞層；

n=2，l＝1的稱2p

電子亞層；

n＝3，l＝2的稱3d

電子亞層…n相同,

l

越大,能量越高：Ens＜Enp＜End

＜Enf

。如E2s＜E2p（三）磁量子數m

magneticquantumnumber取值：受l限制，可取包括0、±1、±2、±3……直至±l，共2l+1個數值。意義：決定原子軌道和電子云在空間的伸展方向。

s、p、d、f軌道依次有1、3、5、7種取向。

l0

1

2

m0

0、±1

0、±1、±2

n和l都相同的原子軌道能級相同，稱為簡并軌道，如2px、2py、2pz。Em=+1=Em=-1=Em=0

n電子層電子亞層軌道數

1

K

0

1s

0

1

2

L

01

2s2p

01,0,+1

3

M

012

3s3p3d

0

4

N

0123

4s4p4d4f

0

電子層、電子亞層、原子軌道與量子數之間的關系。（四）自旋角動量量子數s

spinangularmomentumquantumnumber

研究氫原子光譜的精細結構發(fā)現，每條譜線都由兩條距離很近的譜線組成，是電子本身具有自旋運動造成。取值：+1/2和－1/2，分別表示順時針和逆時針兩種自旋運動，通常也可分別用符號“↑”和“↓”。在同一原子軌道中，可容納兩種相反自旋方向的電子，成為成對電子，它們具有相同的能量。

歸納一：量子數的物理意義

n——電子層；

l——電子亞層；

n，l——決定電子亞層(能級、軌道種類）；n，l，m——決定一個原子軌道（方向確定）。

n，l，m，s——決定運動狀態(tài)層、亞層不能理解為固定寫出鈉原子中用藍色標志的電子的運動狀態(tài)：11Na(2)(2,6)(1)

解：

1,0,0,(+1/2);1,0,0,(-1/2)；3,0,0,(+1/2);

有沒有2d軌道？歸納二：電子能級

多電子原子1s＜2s＜2px=2py=2pz

＜3s＜3px=3py=3pz

＜3dxy=3dxz=3dyz

=3dz2=3dx2-y2課堂練習

2、補足下列缺少的量子數:

n=3,l=1,m=?,s

=-1/2。1、與4s1對應的量子數為？解:m=+1,0,-1

3、以下組合是否正確:(1)n=3，l=2，m=3，s

=-1/2；

(2)n=2，l=2，m=0,s=+1/2；n＝4，l=0，m

=0，s=+1/2或－1/2。也可寫為(3,0,0,+1/2)或(3,0,0,－1/2)0,±1，±20，1電子云(electroncloud)及其角度分布圖將空間各處|ψ|2（概率密度）的疏密程度用不同的小黑點數表示。在單位體積內黑點數與|ψ|2成正比的圖形稱為電子云。電子云越稀疏，電子出現的概率密度愈小。電子云是概率密度的形象化描述。|1s

|2

r氫原子1s電子云示意圖注意：黑點不代表電子

電子云及其角度分布圖

將電子云所表示的概率密度相同的各點連成曲面，稱為等密度面?；鶓B(tài)氫原子1s電子云的界面圖

電子云圖等概率密度圖電子云界面圖s,p,d電子云的形狀

界面以內電子出現概率為95%的等密度面圖形，稱為電子云的界面圖。氫原子的波函數氫原子的波函數ψn,l,m(r,θ,)可分為兩部分

徑向波函數只與n和l有關，是離核距離r的函數角度波函數只與l和

m有關，是方位角度θ，的函數ψn,l,m(r,θ,)=

Rn,l(r)?Yl,m(θ,)

波函數

是薛定諤方程的解，它不是一個數值，是描述微觀粒子運動狀態(tài)的函數式,

是直角坐標(x,y,z)或球坐標(r,θ,)的函數。本身沒有明確的物理意義，|ψ2|表示空間某處電子出現的概率密度（概率密度=概率/體積，該點周圍微單位體積中電子出現的概率）波函數又稱為原子軌道，但此原子軌道與玻爾理論中的原子軌道涵義截然不同。

徑向波函數和角度波函數軌道ψn,l,m(r,θ,

)Rn,l(r)Yl,m(θ,

)1s2s

2pz2px2py

波函數的圖形表示

----原子軌道的角度分布圖角度波函數Yl,m(θ,)---是隨方位角θ,的變化圖形。氫原子軌道角度分布圖的畫法0.472+-yz11°0.47215o=0.282xzy氫Pz原子軌道的角度分布立體圖

Yl，m(θ,

）~(θ,

）1、了解9軌道的名稱、形狀；2、Yl，m(θ,

）與距離核遠近無關；Yl，m(θ,

）與n無關：不論n為何值，只要l、m相同時，Yl，m(θ,φ）的圖形都一樣:Y1s=Y2s=Y3s

Y2p=Y3p

Y3d=Y4d

3、正負號：反映了電子的波動性，注意：正負號與電荷毫無關系！sxzxypyxzpxxzpzxxyyzzzxxydxydxzdzydx2-y2dz2--電子云的角度分布圖：電子云的角度分布圖|Y|2~(θ,)

電子云角度分布圖與原子軌道的角度分布圖形狀十分類似，但二者有兩點區(qū)別：

一是Y2圖要“瘦”一些，

二是Y2圖沒有正負號。徑向分布函數圖

D(r)=R2

nl(r)

4πr2

drr意義：電子在原子核為中心、半徑為r、微單位厚度為dr的同心圓薄球殼夾層內出現的概率——反映了電子出現的概率與距離r的關系。注意：這里是概率不是概率密度。

徑向分布函數圖徑向分布函數圖反映概率大小和離核距離r的關系

2、不同狀態(tài)電子具有不同數目的峰:n-l

個峰ns有n個峰;

np有n-1個峰;

nd有n-2個峰;

3、n相同，主峰距離核位置相近，說明同一電子層的電子能量相近。

4、n相同，l越小，峰越多，主峰離核越遠，最小峰離核越近。(鉆穿能力強)

1、比較1s的電子云與徑向分布函數發(fā)現：概率密度最大的地方與概率最大的地方不吻合

5、l相同時，n越大，主峰距離核越遠，說明電子是分層排布的。

鉆穿能力

鉆穿能力次序是ns>np>nd>nf，能級次序是E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)。E(4s)<E(3d)能級交錯第三節(jié)多電子原子的結構n+e-e-內層或同層電子指定電子原子核屏蔽效應(screeningeffect)Z*=Z-σ

有效核電荷核電荷屏蔽常量能量公式

H原子多電子原子1、不同原子，Z不同，相同軌道的電子能量越低：E（H1s）＞E（F1s）電子的能量由Z、n、決定

2、相同原子，n越大，E越高;l相同，有：E（2s）＞E（1s）、E（3p）＞E（2p）

3、受到屏蔽效應越大，越大，E越高

外層電子對內層電子的屏蔽可忽略內層電子對外層電子的屏蔽作用較強同層電子之間的屏蔽作用較弱多電子原子的軌道能級幾個要點

能級交錯：s電子與d電子之間

n不同l相同：n越大徑向函數主峰離核越遠，軌道能量越高；n越大屏蔽效應越大，軌道能量越高。

n相同l不同：l雖不同但主峰位置差別不大能量相近，l越大軌道能量越高；l越小，小峰鉆穿能力越強，小峰離核越近，軌道能量越低。鉆穿能力

鉆穿能力是ns>np>nd>nf，ns受到的屏蔽作用最小，E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)E(4s)<E(3d)能級交錯鮑林原子軌道近似能級圖1s2s2p4p3p4s3d3s注意：這是電子填充順序

徐光憲：n+0.7l

值越大，軌道能級越高，

且此值的第一數字相同的各能級為一組

能級組n+0.7l

Ⅰ1s

1.0Ⅱ2s2p

2.02.7Ⅲ3s3p

3.03.7Ⅳ4s3d4p

4.04.44.7Ⅴ5s4d5p

5.05.45.7Ⅵ6s4f5d6p

6.06.16.46.7

能量升高二、原子核外電子的排布規(guī)律

洪特規(guī)則：電子總是盡可能以自旋相同的方向分占不同的等價軌道,使原子能量最低。

鮑里不相容原理：同一原子中沒有彼此完全處于相同狀態(tài)的電子。

能量最低原理：電子在核外排列應盡可能使系統(tǒng)總能量最低。特例:軌道處于全充滿、半充滿、全空時,

原子較穩(wěn)定。p6d10f14p3d5f7p0d0f0核外電子的排布的例子8O原子核外電子在原子軌道中的填充情況2s1s2p而不是2s1s2p

欲使2個相同自旋方向分占軌道的電子占據同一軌道，必須改變其中一個電子的自旋方向并吸收一定的電子成對能，克服電子之間的斥力，原子的能量就會升高而不穩(wěn)定。2s1s2p或基態(tài)原子電子排布式（又稱電子組態(tài)）27號Co:1s222s22p63s23p63d74s書寫時改為:1s22s22p63s23p63d74s2也可書寫為:[Ar]3d74s218Ar的電子排布式為:1s22s22p63s23p6其中[Ar]表示Co的原子實。先填入4s后填入3d,寫時先3d后4s原子實寫法

24Cr1s22s22p63s23p63d44s2錯誤1s22s22p63s23p63d54s1正確

29Cu1s22s22p63s23p63d94s2錯誤1s22s22p63s23p63d104s1正確鉻、鉬、銅、銀和金等原子的(n-1)d軌道上的電子都處于半充滿狀態(tài)或全充滿狀態(tài)，通常是比較穩(wěn)定的。*價電子層:價電子層是指價電子所在的亞層。價電子參加化學反應時能用于成鍵的電子。價電子層構型就是價電子層的電子排布式。主族元素價電子層:最外層s和p電子，如：

19K：4s1；17Cl：3s23p5副族元素價電子層:最外層s和次外層d電子，如：24Cr：3d54s1；26Fe：3d64s2失電子形成陽離子原子失電子順序并不是填充電子順序的逆方向，先失4s電子后失3d電子。例如Fe2+:Fe2+的電子排布式[Ar]63d而不是:[Ar]3d44s2.26Fe的電子排布式為[Ar]3d64s2.

原子失電子順序并不是填充電子順序的逆方向，先失4s電子后失3d電子。

當原子失去電子而成為正離子時，一般是能量較高的最外層電子先失去，而且引起電子層數的減少。例如，Mn2+的外層電子構型是3s23p63d5，而不是3s23p63d34s2或3d34s2，也不能只寫成3d5。又如，鈦Ti4+的外層電子構型是3s23p6。原子成為負離子時，原子所得的電子總是分布在它的最外電子層上。例如，Cl-的外層電子分布式是3s23p6。1.周期與能級組

行是周期。

元素所在的周期數數等于其基態(tài)原子的電子層數，等于原子最外層電子的主量子數n。各周期所含元素數目：2、8、8、18、18、32等，與徐光憲的能級組有關。Na11Mg12Al13Si14P15S16Cl17Ar18K19Ca20Sc21Ti22V23Cr24Mn25Fe26Co27Ni28Cu29Zn30GaGeAsSe34Br35Kr36Rb37SrY39ZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI53Xe54Cs55Fr87BaRa*La*AcHfRfTaDbWSgReBhOsHsIrMtPtAuHgTlPbBiPoAt85Rn86Li3Be4B5C6N7O8F9Ne10H1He2能級組Ⅰ1s

Ⅱ2s2p

Ⅲ3s3p

Ⅳ

4s3d4p

Ⅴ5s4d5p

LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYb元素周期表的特點（周期）

周期：7個，周期數=基態(tài)原子的電子層數（n

）周期數和周期名稱

能級組起止元素

元素個數能級組內各亞層電子填充次序（反映核外電子構型的變化）1

特短周期Ⅰ1H→2He21s1-2

2

短周期Ⅱ3Li→10Ne82s1-2→2p1-63

短周期Ⅲ11Na→18Ar83s1-2→3p1-64

長周期Ⅳ19K→36Kr184s1-2→3d1-10→4p1-65

長周期Ⅴ37Rb→54Xe185s1-2→4d1-10→5p1-66

特長周期Ⅵ55Cs→86Rn326s1-2→4f1-14→5d1-10→6p1-67

未完周期Ⅶ87Fr→未完7s1-2→5f1-14→6d1-7豎列為族：性質、價層電子組態(tài)相似2.族與原子的電子組態(tài)主族(A)——電子最后填充在最外層s和p軌道——8個主族——ⅠA~Ⅷ

A——主族元素內層全充滿，最外層電子數等于族數。ns1

、ns2

、ns2np1~5Ⅷ

A

（零族）——稀有氣體元素——內層和外層全充滿，呈穩(wěn)定結構(1s2

、ns2np6)副族(B)——電子最后填充在(n-1)d和(n-2)f軌道——共有8個副族，共10列——ⅠB~ⅧB——副族元素的最外層為s1~2，次外層為d1~10，外數第三層為f1~14元素周期表的特點（族）族最后一個電子填入的能級所含族族序數主族(A)ns或npⅠA～ⅧAns+np電子總數ⅧA（零族、稀有氣體）1s2或ns2np6（全滿）副族(B)(n－1)d或(n－2)fⅠB～ⅦB(n－1)d＋ns或ns電子總數

ⅧB族(n－1)d三個縱列(n－1)d＋ns電子總數為8、9、10二、周期表中的元素分區(qū)LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbAcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNos區(qū)：ns1~2p區(qū)：ns2np1~6HLiNaKRbCsFrBeMgCaSrBaRaScYLaAcTiZrHfRfVNbTaDbCrMoWSgMnTcReBhFeRuOsHsCoRhIrMtNiPdPtCuAgAuZnCdHgAlGaInTlBSiGeSnPbCPAsSbBiNSSeTePoOClBrIAtFArKrXeRnNeHed區(qū)：(n-1)d1~8ns2ds區(qū)：(n-1)d10ns1~2f區(qū)：(n-2)f1~14周期表中的元素分區(qū)

元素分區(qū)價電子構型所含族元素類型s區(qū)ns1或ns2ⅠA、ⅡA活潑金屬元素p區(qū)ns2np1～6ⅢA～ⅧA族非金屬元素d區(qū)(n－1)d1～9ns1～2ⅢB～ⅧB族過渡元素ds區(qū)

(n－1)d10ns1～2ⅠB、ⅡB過渡元素f區(qū)(n－2)f0～14ns2,或(n–2)f0～14(n－1)d0～2ns2鑭系和錒系元素元素周期表的特點

（過渡元素）

副族元素和第ⅧB族元素最外層電子較少，除Pd外只有1～2個電子，它們的(n－1)d軌道或(n－2)f軌道未充滿或剛充滿，故在化合物中常表現多種不同的氧化態(tài)。它們的性質與主族元素有較大的差別，稱為過渡元素(transitionelement)。

元素周期表主族元素A副族元素Bns1~2ns2np1~6(n-1)d1~10ns1~2(n-2)f1~14s區(qū)p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)過渡元素內過渡元素↓↑周期族ⅧB族對于3P1電子下列描述(n,l,m,si)正確的是:3,2,-1,+1/23,1,-1,+1/23,0,0,-1/2

下列電子排布式是那一種元素的原子，區(qū)？周期？族？

1s22s22p63s23p64s2

1s22s22p63s23p63d104s24p5

[Ar]3d34s2

下列各排量子數有無錯誤，請指出來：

n=1，l=1，m=0n=4，l=3，m=4

n=1，l=0，m=2n=0，l=0，m=0Ca，s區(qū)，4，ⅡABr，p區(qū)，4，ⅦAV

，d區(qū)，4，ⅤB元素周期表的應用

例已知某元素的原子序數為25，試寫出該元素原子的電子排布式，并指出該元素在周期表中所屬周期、族和區(qū)。

解該元素的原子應有25個電子。根據電子填充順序，它的電子排布式應為1s22s22p63s22p63d54s2或[Ar]3d54s2。其中最外層電子的n=4，屬于第4周期的元素。最外層電子和次外層d電子總數為7，所以它位于ⅦB族。3d電子未充滿，應屬于d區(qū)元素。例已知某副族元素A原子，最后一個電子填入3d軌道，族號＝3。電子排布式1s22s22p63s23p63d14s2周期數＝電子層數=4最后一個電子填入次外層d亞層，為d區(qū)元素，最外層電子數＝2族數＝(最外層+次外層)電子數＝3

則d電子數=3-2=1元素周期表的應用要求

1、電子組態(tài)（核外電子排布式）2、原子實式書寫25Mn:1s22s22p63s22p63d54s2或[Ar]3d54s2。3、價電子構型8O:1s22s22p4或[He]2s22p4。35Br:1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5。4、軌道表示式一、原子半徑（atomicradius）原子半徑有三種：

單質分子晶體中，相鄰分子間兩個非鍵合原子核間距的一半稱為范德華半徑（vanderWaalsradius）。

金屬單質的晶體中相鄰兩個原子核間距離的一半稱為金屬半徑（metallicradius）。

以共價單鍵結合的兩個相同原子核間距的一半稱為共價半徑（covalentradius）。第五節(jié)元素性質的周期性變化規(guī)律H37He122Li156Be105B88C77N71O66F64Ne160Na186Mg160Al143Si117P111S104Cl99Ar191K231Ca197Sc161Ti145V132Cr125Mn124Fe124Co125Ni125Cu128Zn133Ga122Ge122As121Se117Br114Kr198Rb248Sr215Y181Zr160Nb143Mo136Tc136Ru133Rh132Pd138Ag144Cd149In163Sn141Sb141Te137I133Xe217Cs265Ba217Lu173Hf159Ta143W137Re137Os134Ir136Pt139Au144Hg160Ti170Pb175Bi155Po153At145Rn214La187Ce183Pr182Nd181Pm181Sm180Eu199Gd179Tb176Dy175Ho174Er173Tm173Yb194Lu172鑭系元素元素的原子半徑/pm元素基本性質的周期性變化規(guī)律---------原子半徑小主族大副族略增先略減再略增大小二、原子的電離能

電離能指氣態(tài)原子在基態(tài)時失去電子變?yōu)闅鈶B(tài)陽離子所需的能量。通常用1mol氣態(tài)原子失去電子變成陽離子所需的能量。Mg(g)-e-→Mg+(g)I1=738kJ·mol-1Mg+(g)-e-→Mg2+(g)I2=1451kJ·mol-1

一般：I1<I2<I3<I4

電離能用來衡量氣態(tài)原子失去電子的難易；電離能越小，原子越易失去電子，金屬性越強；電離能越大，原子越難失去電子。

電離能的大小只要取決于原子的有效核電荷、原子半徑以及原子的電子層結構。電離能的變化—失電子能力同一周期：電離能最低的是堿金屬，越往右電離能越大。同一族：從上到下原子半徑增大，越易失電子，電離能越小。稀有氣體具有最高電離能。三、原子的電子親合能

元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時得到一個電子所放出的能量稱為原子的電子親合能，獲得一個電子成為一價氣態(tài)負離子所放出的能量稱為第一電子親和能，......

第二親合能......

。O

(g)

+e-O-(g)A1

=-140.0kJ.mol-1O-(g)

+e-

O2-(g)A2

=844.2kJ.mol-1當一個負離子再獲得電子時要克服負電荷之間的排斥力，因此要吸收能量。親和能的變化—得電子能力同一周期：親和能最大的是鹵族元素，鹵族元素易得電子。同一族：從上到下原子半徑增大，越不易得電子，親和能越小。（第二周期主族元素反?！霃叫〕饬Υ蟛灰椎秒娮樱┰氐碾婋x能越高，電子的親和能也越高。四、元素電負性（electronegativity）

電負性是指元素的原子在分子中吸引電子的能力，電負性大，原子在分子中吸引電子的能力強，電負性小，原子在分子中吸引電子的能力就弱。H2.1Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F3.9Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.8Ca1.0Sc1.3Ti1.5V1.6Cr1.6Mn1.5Fe1.8Co1.9Ni1.9Cu1.9Zn1.6Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.4Br2.8Rb0.8Sr1.0Y1.2Zr1.4Nb1.6Mo1.8Tc1.9Ru2.2Rh2.2Pd2.2Ag1.9Cd1.7In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.9La-Lu1.0-1.2Hf1.3Ta1.5W1.7Re1.9Os2.2Ir2.2Pt2.2Au2.4Hg1.9Ti1.8Pb1.9Bi1.9Po2.0At2.2鮑林的元素電負性元素的電負性也呈現周期性的變化：

同一周期中，從左到右電負性遞增；

同一主族中，從上到下電負性遞減。副族元素電負性沒有明顯的變化規(guī)律。

元素的電負性越大，表示非金屬性越強。反之，電負性越小，金屬性越強。元素的電負性χ

一個原子在分子中吸引成鍵電子的能力電負性愈大，吸引電子的能力愈強，非金屬性愈強。明顯增大主族近似略減小大元素電負性變化規(guī)律一般>2.0為非金屬增大減小全班分成三組在三個實驗室進行實驗，周五之前分好組，周五直接到實驗室。D2301D2302D2303

每組一名負責同學。分組名單給指導老師。實驗課要求：

3實驗課紀律和安全。2帶實驗課本，實驗服。注意課前清點儀器，按照指導老師要求書寫實驗報告。離子鍵共價鍵分子的形狀與極性分子間作用力晶體結構化學鍵與分子結構

（ChemicalBondand

MolecularStructure）離子鍵與離子晶體（ElectrovalentBondandIonCrystal）離子鍵理論離子的特性及對離子鍵強度的影響離子晶體1916年德國科學家Kossel(科塞爾)提出離子鍵理論離子鍵理論第一步電子轉移形成離子：

Na－eNa+

，Cl+eCl－離子鍵的形成過程：1.離子鍵的形成第二步靠靜電吸引，形成化學鍵離子鍵—由原子間發(fā)生電子的轉移，形成正負離子，并通過靜電作用而形成的化學鍵

離子型化合物—由離子鍵形成的化合物，離子晶體中沒有分子。分子式是化學式。

2.離子鍵的特征離子鍵作用力的本質是靜電作用力（2）離子鍵沒有飽和性（1）離子鍵沒有方向性離子晶體的類型（a）CsCl型晶體簡單立方晶格配位數為8，配位比為8:8（AB型離子化合物）離子晶體的類型（AB型離子化合物）（b）NaCl型晶體面心立方晶格配位數為6，配位比為6:6（c）立方ZnS型面心立方晶格配位數為4，配位比為4:4離子鍵的形成條件:元素的電負性差比較大x>1.7，發(fā)生電子轉移，產生正、負離子，形成離子鍵；

x<1.7，不發(fā)生電子轉移，形成共價鍵。離子鍵的強度、晶格能U

離子鍵的強度：鍵能和晶格能離子鍵的鍵能（bondenergy）在298K和標準狀態(tài)下，將1mol氣態(tài)離子化合物解離成氣態(tài)原子時所需要的能量.NaCl(g)=Na(g)+Cl(g)=398kJmol-1

離子鍵的鍵能越大，鍵的穩(wěn)定性越高

。晶格能(latticeenergy)—衡量離子鍵的強度定義：標準狀態(tài)下1

mol離子晶體轉化為氣態(tài)離子時吸收的能量,稱為該離子晶體的晶格能。晶格能值越大，正負離子間的結合力越大，離子鍵強度越高，晶體穩(wěn)定性越高，熔沸點越高，硬度越大。玻恩－哈伯循環(huán)(Born－HaberCirculation)－－－Born和Haber設計了一個熱力學循環(huán)過程，從已知的熱力學數據出發(fā)，計算晶格能一般通過蓋斯定律計算求得晶格能的計算以求NaCl的晶格能為例：=S+I+1/2D+EA－△HNa(s)+?Cl2(g)

NaCl(s)S(升華)Na(g)1/2D（離解）Cl(g)I(電離)Na+(g)EA（電子親和）Cl-(g)+△H該式除了晶格能之外，其余均可從實驗測得。對離子鍵強度的影響離子鍵的實質是靜電引力：F

q1q2/r

2

影響離子鍵強度的主要因素是q和r，此外還有電子組態(tài)1.離子的電荷q