第11章原子結(jié)構(gòu)

基礎(chǔ)化學(xué)本學(xué)期學(xué)習(xí)內(nèi)容化學(xué)原理四大化學(xué)平衡物質(zhì)結(jié)構(gòu)酸堿平衡沉淀-溶解平衡氧化還原平衡配位平衡原子結(jié)構(gòu)——第11章分子結(jié)構(gòu)——第12章——第5章——第7章——第9章——第13章化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)第1~3章氣體化學(xué)反應(yīng)方向化學(xué)反應(yīng)限度元素化學(xué)第十一章原子結(jié)構(gòu)11.1原子的玻爾模型一、經(jīng)典物理學(xué)局限性Rutherford“太陽-行星模型”的要點：1.所有原子都有一個核即原子核(nucleus)；2.核的體積只占整個原子體積極小的一部分；3.原子的正電荷和絕大部分質(zhì)量集中在核上；4.電子像行星繞著太陽那樣繞核運動。

在對粒子散射實驗結(jié)果的解釋上,新模型的成功是顯而易見的,至少要點中的前三點是如此。根據(jù)當(dāng)時的物理學(xué)概念,帶電微粒在力場中運動時總要產(chǎn)生電磁輻射并逐漸失去能量,運動著的電子軌道會越來越小,最終將與原子核相撞并導(dǎo)致原子毀滅。由于原子毀滅的事實從未發(fā)生,將經(jīng)典物理學(xué)概念推到前所未有的尷尬境地。會不會？！1.Plank公式1900年,普朗克(PlankM)提出著名的普朗克方程：E=hv式中的h叫普朗克常量(Planckconstant),其值為6.626×10-34J·s。 普朗克認為,物體只能按hv的整數(shù)倍(例如1hv,2hv,3hv等)一份一份地吸收或釋出光能, 而不可能是0.5hv,1.6hv,2.3hv等任何非整數(shù)倍。即所謂的能量量子化概念。普朗克提出了當(dāng)時物理學(xué)界一種全新的概念,但它只涉及光作用于物體時能量的傳遞過程(即吸收或釋出)。愛因斯坦認為,入射光本身的能量也按普朗克方程量子化,并將這一份份數(shù)值為1hv的能量叫光子(photons),一束光線就是一束光子流.頻率一定的光子其能量都相同,光的強弱只表明光子的多少,而與每個光子的能量無關(guān)。

愛因斯坦對光電效應(yīng)的成功解釋最終使光的微粒性為人們所接受。2.光電效應(yīng)1905年,愛因斯坦(EinsteinA)成功地將能量量子化概念擴展到光本身,解釋了光電效應(yīng)(photoelectriceffect)。3.原子光譜二、氫原子的玻爾模型愛因斯坦的光子學(xué)說普朗克的量子化學(xué)說氫原子的光譜實驗盧瑟福的有核模型Bohr在的基礎(chǔ)上，建立了Bohr理論1.玻爾原子模型的建立2.玻爾理論玻爾模型認為,電子只能在若干圓形的固定軌道上繞核運動。它們是符合一定條件的軌道：電子的軌道角動量L只能等于h/(2)的整數(shù)倍：

從距核最近的一條軌道算起,n值分別等于1,2,3,4,5,6,7。根據(jù)假定條件算得n=1時允許軌道的半徑為53pm,這就是著名的玻爾半徑。（1）關(guān)于固定軌道的概念p2hnmvrL==原子只能處于上述條件所限定的幾個能態(tài)。定態(tài)：所有這些允許能態(tài)之統(tǒng)稱。電子只能在有確定半徑和能量的定態(tài)軌道上運動,且不輻射能量。基態(tài)：n值為

1的定態(tài)。通常電子保持在能量最低的這一基態(tài)?；鶓B(tài)是能量最低即最穩(wěn)定的狀態(tài)。指除基態(tài)以外的其余定態(tài).各激發(fā)態(tài)的能量隨n值增大而增高。電子只有從外部吸收足夠能量時才能到達激發(fā)態(tài)。激發(fā)態(tài):（2）關(guān)于軌道能量量子化的概念E:軌道的能量ν：光的頻率h:Planck常量hEEEEh1212-=-=nn（3）★關(guān)于能量的吸收和發(fā)射玻爾模型認為,只有當(dāng)電子從較高能態(tài)(E2)向較低能態(tài)(E1)躍遷時,原子才能以光子的形式放出能量,光子能量的大小決定于躍遷所涉及的兩條軌道間的能量差：ΔE=E2

－

E1=hν

3.玻爾理論成功之處●計算氫原子的電離能●解釋了H及He+、Li2+、B3+的原子光譜波型HαHβHγHδ計算值/nm656.2486.1434.0410.1實驗值/nm656.3486.1434.1410.2●說明了原子的穩(wěn)定性●對其他發(fā)光現(xiàn)象（如Ｘ射線的形成）也能解釋4.玻爾理論不足之處●不能解釋氫原子光譜在磁場中的分裂●不能解釋氫原子光譜的精細結(jié)構(gòu)●不能解釋多電子原子的光譜Why？11.2.原子的量子力學(xué)模型一、微觀粒子的波粒二象性1.光的波粒二象性電磁波是通過空間傳播的能量。可見光只不過是電磁波的一種。光的干涉、衍射等現(xiàn)象說明光有波動性；光電效應(yīng)、原子光譜說明光具有粒子性。光具有這兩重性質(zhì)，稱為光的波粒二象性。2.物質(zhì)波德布羅依假設(shè)：電子等實物粒子也具有波動性，這種波稱為德布羅依波或物質(zhì)波?！纠?1-1】分別計算一個質(zhì)量為0.025公斤，運動速度為300米/秒的子彈和一個質(zhì)量為9.1×10-31公斤，運動速度為1.5×106米/秒的電子的波長。子彈的波長：解：電子的波長：宏觀物體的波長極短以致難以察覺，主要表現(xiàn)為粒性，服從經(jīng)典力學(xué)的運動規(guī)律。電子、原子等質(zhì)量極小的微粒才具有與X射線數(shù)量級相近的波長,才符合德布羅依公式。二、微觀粒子測不準關(guān)系海森堡的不確定原理：不可能同時測得電子的精確位置和精確動量●重要暗示——不可能存在Rutherford和Bohr模型中行星繞太陽那樣的電子軌道。●具有波粒二象性的電子,不再遵守經(jīng)典力學(xué)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。實物的微粒波是概率波三、波函數(shù)和薛定諤方程1.量子力學(xué)的基本假設(shè)：(1)由于核外電子具有波粒二象性，所以電子的運動狀態(tài)可用波函數(shù)描述。(2)描述電子運動狀態(tài)的波函數(shù)必須服從薛定諤方程。(3)電子在核外某一區(qū)域出現(xiàn)的幾率用幾率密度來描述：為電子在核外出現(xiàn)的幾率密度，形象地把它稱作電子云或電子云密度2.薛定諤方程與波函數(shù)★求解薛定諤方程,就是求得波函數(shù)ψ和能量E

;★解得的ψ不是具體的數(shù)值,而是包括三個常數(shù)(n,l,m)和三個變量(r,θ,φ)的函數(shù)式

Ψn,l,m(r,θ,φ);★有合理解的函數(shù)式叫做波函數(shù)(Wavefunctions)。波函數(shù)=薛定諤方程的合理解=原子軌道

四、原子核外電子運動狀態(tài)

1.原子軌道波函數(shù)也叫原子軌道(或原子軌函)，原子軌道是波函數(shù)的圖形表示，它代表電子在原子軌道所轄區(qū)域出現(xiàn)的幾率達90%以上。2.電子云電子在核外出現(xiàn)幾率密度的大小的疏密的表示，電子出現(xiàn)幾率密度大的區(qū)域用密集的小點來表示；電子出現(xiàn)幾率密度小的區(qū)域用稀疏的小點來表示，這樣繪成的圖形稱為電子云。所以電子云是幾率密度的圖形表示(1)幾率：電子在空間某一區(qū)域出現(xiàn)的機會稱為幾率。例如，在氫原子中，電子在l等于0的球體內(nèi)出現(xiàn)的機會是90%，所以在該球體內(nèi)出現(xiàn)的幾率為0.9。(2)幾率密度：電子在核外某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率稱為該處的幾率密度。這就是波函數(shù)絕對值的平方︱︱2的物理意義。3.四個量子數(shù)（1）主量子數(shù)

n(principalquantumnumber)◆與電子能量有關(guān)，對于氫原子，電子能量唯一決定于n◆確定電子出現(xiàn)概率最大處離核的距離具體怎么確定一個電子運動的狀態(tài)？◆不同的n值，對應(yīng)于不同的電子層數(shù)１２３４５……..

KLMNO……..◆

與角動量有關(guān)，對于多電子原子,l也與E有關(guān)◆l的取值0，1，2，3……n-1(亞層）

s,p,d,f…...

◆l決定了ψ的角度函數(shù)的形狀（2）角量子數(shù)l(angularmomentumquantumumber)nl1234（亞層0000s111p22d3f

)◆與角動量的取向有關(guān)，取向是量子化的◆m可取0，±1,±2……±l◆取值決定了ψ角度函數(shù)的空間取向◆n,l

值相同的軌道互為等價軌道（3）磁量子數(shù)m(magneticquantumnumber)Lm軌道數(shù)0(s)1(p)2(d)3(f)0

＋10－1

＋2＋10－1－2

＋3＋2＋10－1－2－31357s軌道(l=0,m=0):m一種取值,空間一種取向,一條s軌道

p軌道(l=1,m=+1,0,-1)

m三種取值,三種取向,三條等價(簡并)p軌道d

軌道(l=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m五種取值,空間五種取向,五條等價(簡并)d

軌道

f

軌道(l=3,m=+3,+2,+1,0,-1,-2,-3):m七種取值,空間七種取向,七條等價(簡并)f軌道本課程不要求記住f軌道：具體形狀（4）自旋量子數(shù)

ms(spinquantumnumber)◆描述電子繞自軸旋轉(zhuǎn)的狀態(tài)◆自旋運動使電子具有類似于微磁體的行為◆

ms取值+1/2和-1/2，分別用↑和↓表示0123……軌道spdf……例如:n=2,l=0,m=0,2s

n=3,l=1,m=0,3pz

n=3,l=2,m=0,3dz2nlmms核外電子運動軌道運動自旋運動與一套量子數(shù)相對應(yīng)（自然也有1個能量Ei)n,l,m一定,軌道也確定【例】假定有下列電子的各套量子數(shù)，指出哪幾種不可能存在3,2,2,1/2b.3,0,－1,1/2c.2,2,2,2d.1,0,0,0e.2,－1,0,1/2f.2,0,－2,1/2解：b，c，d，e，f都不可能存在解：【例】寫出電子構(gòu)型為1s22s22p5的原子中各電子的全套量子數(shù)

20000

21100

2111121－1n11l00m00ms五、波函數(shù)和電子云的空間圖形解薛定諤方程可得下列波函數(shù)R（r）函數(shù)是徑向r的函數(shù)，為波函數(shù)的徑向部分，Y（θ，φ）函數(shù)是θ和φ角的的函數(shù)，為波函數(shù)的角度部分。D（r）=4πr2R2(r)。這里所指的是ns電子的徑向分布函數(shù)，對其他運動狀態(tài)的電子，D（r）=r2R2(r)。徑向分布函數(shù)圖與量子數(shù)n和l有關(guān)，徑向分布函數(shù)圖中有（n-l）個波峰，即電子出現(xiàn)的幾率大，有（n-l）個波谷（D(r)為零的點，不包括原點），即電子出現(xiàn)的幾率小。1.徑向分布圖原子軌道的徑向分布圖是波函數(shù)R(r)在任意給定方向（θ、φ一定）上隨r變化所作的圖為波函數(shù)徑向分布圖，它表示波函數(shù)R(r)隨離核距離r變化的關(guān)系。下圖為電子云徑向分布圖2.角度分布圖原子軌道和電子云角度分布為別為Y（θ，φ）和Y2（θ，φ）。它們是電子出現(xiàn)的幾率隨θ，φ的改變而變化的函數(shù)，與離核的距離r無關(guān)，與量子數(shù)l有關(guān)。用Y（θ，φ）和Y2（θ，φ）作圖就得到原子軌道和電子云角度分布圖。電子云的角度分布圖與原子軌道角度分布圖相似，它們之間的主要區(qū)別有：由于Y1，因此Y2一定小于Y，因而電子云的角度分布圖要比原子軌道角度分布圖“瘦”些；b)原子軌道角度分布圖有正有負，而電子云角度分布圖都是正值，這是因為Y2總是正值。下列關(guān)于電子云的說法不正確的是()A.電子云是描述核外某空間電子出現(xiàn)的幾率密度的概念;B.電子云是││2的數(shù)學(xué)圖形;C.S原子軌道呈球形分布，氫原子的電子在S軌道上做圓周運動D.電子就象云霧一樣在原子核周圍運動,故稱為電子云.下列說法不正確的是()A.氫原子中,電子的能量只取決于主量子數(shù)n;B.多電子原子中,電子的能量不僅與n有關(guān),還與l有關(guān);C.波函數(shù)由四個量子數(shù)確定;D.ms=±?表示電子的自旋有兩種方式.n=4時m的最大取值為()A.4B.±4C.3D.02p軌道的磁量子數(shù)可能有()A.1.2B.0.1.2C.1.2.3D.0.+1.-111.3多電子結(jié)構(gòu)和元素周期律一、屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)1.屏蔽效應(yīng)在多電子原子中，一個電子受其他電子的排斥而能量升高，這種能量效應(yīng)，稱為“屏蔽效應(yīng)”。σ為屏蔽常數(shù),它代表由于電子間的斥力而使原核電荷減少的部分。2.鉆穿效應(yīng)外層電子進入原子的內(nèi)部空間的現(xiàn)象叫原子軌道的鉆穿作用或稱鉆穿效應(yīng)。鉆穿效應(yīng)的存在不僅能引起軌道能級的分裂，而且還能導(dǎo)致能級的交錯?！糗壍赖你@穿能力通常有如下順序:ns>np>nd>nf，導(dǎo)致能級按E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)順序分裂?！羧绻芗壏至训某潭群艽?就可能導(dǎo)致與臨近電子層中的亞層能級發(fā)生交錯。二、鮑林近似能級圖◆n值相同時,軌道能級則由l值決定,叫能級分裂；◆l值相同時,軌道能級只由n值決定,例:E(1s)<E(2s)<E(3s)<E(4s)◆n和l都不同時出現(xiàn)更為復(fù)雜的情況,主量子數(shù)小的能級可能高于主量子數(shù)大的能級,即所謂的能級交錯。能級交錯現(xiàn)象出現(xiàn)于第四能級組開始的各能級組中。三、多電子原子的核外電子排布規(guī)律根據(jù)原子光譜實驗和量子力學(xué)理論,基態(tài)原子的核外電子排布服從構(gòu)造原理(buildingupprinciple)。即核外電子排布三原則1.泡利不相容原理同一原子中不能存在運動狀態(tài)完全相同的電子,或者說同一原子中不能存在四個量子數(shù)完全相同的電子。例如,一原子中電子A和電子B的三個量子數(shù)n,l,m已相同,ms就必須不同。量子數(shù)nlmms電子A210電子B210

n

l

軌道數(shù)

亞層最大容量

電子層最大容量

101個s22201個s2825個d10301個s21813個p613個p6401個s23213個p625個d1047個f14由泡利不相容原理并結(jié)合三個軌道量子數(shù)之間的關(guān)系,能夠推知各電子層和電子亞層的最大容量。亞層可容納的電子數(shù)為2（2+1）

2.能量最低原理

電子總是優(yōu)先占據(jù)可供占據(jù)的能量最低的軌道,占滿能量較低根據(jù)順序圖,電子填入軌道時遵循下列次序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p鉻(Z=24)之前的原子嚴格遵守這一順序,釩(Z=23)之后的原子有時出現(xiàn)例外。的軌道后才進入能量較高的軌道。能級組電子的填充順序為ns(n-2)f(n-1)dnp3.洪特規(guī)則電子分布到等價軌道時,總是盡量先以相同的自旋狀態(tài)分占軌道。即在n和l相同的軌道上分布電子,將盡可得分布在m值不同的軌道上,且自旋相同。原子實表示：1s2[He];1s22s22p6[Ne];

1s22s22p63s23p6[Ar]1s22s22p63s23p64s23d104p6

[Kr]24Cr:按以上三規(guī)則,電子排布為[Ar]4s23d4,而實驗結(jié)果是[Ar]4s13d5,所以洪特規(guī)則還包括另一個內(nèi)容：等價軌道全滿，半滿或全空時體系比較穩(wěn)定。原子

能級排列序列

光譜實驗序列

Cr

Mo

Cu

Ag

Au

[Ar]3d

44s

2

[Kr]4d

45s

2

[Ar]3d

94s

2

[Kr]4d

95s

2

[Xe]4f

145d

96s

2

[Ar]3d

54s

1

[Kr]4d

55s

1

[Ar]3d

104s

1

[Kr]4d

105s

1

[Xe]4f14

5d106s

1

【例11-4】寫出下列原子序數(shù)的元素的核外電子排布式[Kr]4d105s25p5[Xe]4f145d106s26p2[Ar]3d74s253：82：27:【例11-5】最外層只有一個電子，它的次外層角量子數(shù)為2的亞層內(nèi)電子全充滿，滿足此條件的元素有（ ）。(A)1種；(B)2種；(C)3種；(D)4種。【例11-6】某元素的原子序數(shù)小于36，其原子失去三個價電子后，量子數(shù)l=2的亞層剛好半充滿。該元素是（ ）。(A)Cr；(B)Mn；(C)Fe；(D)As。四、原子核外電子排布與元素周期律1.元素周期與能級組元素周期的劃分就是原子核外電子能級的劃分，每一周期所能容納的元素總數(shù)等于相應(yīng)能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。原子最外層的電子結(jié)構(gòu)隨原子序數(shù)的增加呈周期性的變化，即原子最外層的電子總是由ns1變化到ns2np6（第一周期除外），也就是說每一周期元素原子最外層上的電子數(shù)總是由1增加8，元素性質(zhì)的周期性變化正是元素原子電子層結(jié)構(gòu)周期性的結(jié)果。周期相應(yīng)能級組原子軌道軌道數(shù)最大電子容量元素個數(shù)原子序數(shù)一11s1221～2二22s,2p4883～10三33s,3p48811～18四44s,3d,4p9181819～36五55s,4d,5p9181837～54六66s,4f,5d,6p16323255～86七77s,5f,6d,7p16未充滿未充滿87～111每個電子層最多容納的電子數(shù)主量子數(shù)n1234

電子層KLMN角量子數(shù)l0123電子亞層spdf每個亞層中軌道數(shù)目每個亞層最多容納電子數(shù)135726101428182n2四、原子核外電子排布與元素周期律按核電荷數(shù)由小到大的順序給元素編號，這種編號，叫做原子序數(shù)。元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。元素周期律主要表現(xiàn)在：元素原子的核外電子排布、原子半徑、電離能、電子親和能和電負性等方面。元素周期律的實質(zhì)：是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。把這種周期性的變化用表格的形式反映出來，即為元素周期表。將電子填入的軌道按鮑林的能級組排成7個橫行并將各行中的同名軌道上下相對應(yīng)，不難得到如下的形式：能級組s軌道f軌道d軌道p軌道

1

1s1→2

2

2s1→2

2p1→…6

3

3s1→2

3p1→…6

4

4s1→2

3d1→…104p1→…6

5

5s1→2

4d1→…105p1→…6

6

6s1→2

4f1→…14

5d1→…106p1→…6

7

7s1→2

5f1→…14

6d1→…107p1→…6f區(qū)共七個周期,對應(yīng)于順序圖中的七個能級組。各周期均以填充

s軌道的元素開始,并以填充p軌道的元素告終。與你能聯(lián)系起周期順序圖之間的關(guān)系嗎?周期數(shù)=電子層數(shù)(周期號等于構(gòu)型式中最大的主量子數(shù)。)=能級組數(shù)每周期元素數(shù)目=該能級組容納電子總數(shù)1周期為特短周期,2-3周期為短周期，4-5周期為長周期，6、7周期為特長周期(7周期為未完成周期)。周期：表中的橫行叫周期。族：表中的直列叫族。兩種不同的族編號系統(tǒng)：(a)是IUPAC當(dāng)今推薦的系統(tǒng)，自左向右將18個直列依次標(biāo)為第1族到第18族，將第13族至第18族同時用羅馬數(shù)字Ⅲ，Ⅳ，V，Ⅵ，Ⅶ，Ⅷ當(dāng)族號。國內(nèi)不少教材仍用(b)系統(tǒng)，第Ⅰ至第Ⅶ主族元素都有與之對應(yīng)的副族元素。

主族元素的族號用羅馬數(shù)字與英文大寫字母A組成的復(fù)合符號，副族元素的族號則用羅馬數(shù)字與英文大寫字母B組成的復(fù)合符號。第18直列的主族元素被標(biāo)為0族；第8至第10直列不存在與之對應(yīng)的主族元素，一起被標(biāo)為第Ⅷ族。(a)族編號系統(tǒng)確定族號可按下述方法：價層只涉及ns電子時，阿拉伯?dāng)?shù)字表示的族號等于這些價電子的總和;Z=19K[Ar]4s1族號為1Z=12Mg[Ne]3s2族號為2價層只涉及ns和np電子時，阿拉伯?dāng)?shù)字表示的族號等于這些價電子的總和+10（羅馬數(shù)字表示的族號等于這些價電子的總和）

。Z=17Cl[Ne]3s23p5族號為17(Ⅶ)價層只涉及(n-1)d和ns(np)電子時，阿拉伯?dāng)?shù)字表示的族號等于這些價電子的總和；Z=24Cr[Ar]3d54s1族號為6Z=35Br[Ar]3d104s24p5族號為17價層涉及(n-2)f，(n-1)d和ns(np)電子時，族號等于除(n-2)f電子外其余價電子的總和；但(n-1)d電子為零時，其余價電子總和加1才等于族號。鑭系和錒系元素往往出現(xiàn)最后一種情況。Z=74W[Xe]4f145d46s2族號為6Z=69Tm(銩)[Xe]4f136s2族號為3鑭系Z=70Yb(鐿)[Xe]4f146s2族號為3鑭系(b)族編號系統(tǒng)周期表中共有16個族：7個主族，7個副族，1個零族，1個Ⅷ族。主族:最后一個電子填入ns或np能級；主族數(shù)等于ns和np軌道上電子數(shù)之和。副族：最后一個電子填入(n-1)d或(n-2)f能級的元素;

(n-1)dns軌道上電子數(shù)之和為3～

7時，副族數(shù)等于(n-1)dns軌道上電子數(shù)之和。

(n-1)dns軌道上電子數(shù)之和為11、12，則為ⅠB、ⅡB副族。

(n-1)dns軌道上電子數(shù)之和為8～

10時，副族數(shù)為第Ⅷ族。價層涉及(n-2)f和ns電子時，族號等于除(n-2)f電子外其余價電子總和加1才等于族號。鑭系和錒系元素往往出現(xiàn)這種情況。如果元素所在的周期號和族號為已知,你應(yīng)該能夠迅速寫出原子的價電子組態(tài).

區(qū)

價電子構(gòu)型

s區(qū)

ns1~2

ns2np1~6

記住元素所在的周期號和族號p區(qū)d區(qū)f區(qū)(n–1)d1~10ns1~2(n–2)f1~14(n–1)d

0~1ns2價電子構(gòu)型相似的元素在周期表中分別集中在4個區(qū)(block)就能夠?qū)懗鲈拥膬r電子組態(tài)◆主族元素(main-groupelements):s區(qū)和p區(qū)元素

◆過渡元素(transitionelements):

d

區(qū)元素◆內(nèi)過渡元素(innertransitionelements):f區(qū)元素。填入

4f亞層和5f亞層的內(nèi)過渡元素分別又叫鑭系元素(lanthanide或lanthanoid)和錒系元素(actinide或actinoid)。【例11-7】請依據(jù)下列原子序數(shù)寫出其電子排布式、所在周期、族、區(qū)。11、21、53、60、8011[Ne]3s1、IA、s區(qū)、三周期21[Ar]4s23d1、IIIB、d區(qū)、四周期536080【例11-8】已知元素所在周期和族數(shù),請寫出它們的核外電子排布。1、周期數(shù)為3、族數(shù)為IIA2、周期數(shù)為6、族數(shù)為VIIB3、周期數(shù)為4、族數(shù)為IVA1、[Ne]3s22、[Xe]6s24f145d53、[Ar]4s23d104p2[Kr]5s24d105p5、VIIA、p區(qū)、五周期[Xe]6s24f4、鑭系、f區(qū)、六周期[Xe]6s24f145d10、IIB、ds區(qū)、六周期【例11-9】已知某元素與Kr同周期,最外層只有兩個電子且失去兩個電子后內(nèi)層l＝2的軌道全充滿,該元素所在族數(shù)為

,原子序數(shù)是

,元素名稱是

,核外電子排布式

。IIB30鋅[Ar]3d104s2練習(xí)題1．所謂的原子軌道是指（）A、一定的電子云B、核外電子的幾率C、一定的波函數(shù)D、某個徑向的分布2．下列電子構(gòu)型中，屬于原子基態(tài)的是（）A、1s22s12p1B、1s22s2C、1s22s22p63s13p1

D、1s22s22p63s23p64s14p13．在多電子原子中，各電子具有下列量子數(shù)，其中能量最高的電子是（）A、2,1,-1,+1/2B、2,0,0,-1/2C、3,1,1,-1/2D、3,2,-1,+1/2CBD4．當(dāng)基態(tài)原子的第六電子層只有二個電子，則原子的第五電子層的電子數(shù)為（）A、肯定為8電子B、肯定為18電子C、肯定為8～18電子D、肯定為8～32電子5．在多電子原子中，軌道能量是由什么決定的（）A、n（主量子數(shù)）B、n和lC、n﹑l﹑mD、n和m6．某金屬M2+離子的第三層中有15個電子，該金屬的名稱是（）A、FeB、MnC、CoD、NiCBC7．主量子數(shù)n=4，ms=+1/2時，可允許的最多電子數(shù)為（）A、6B、8C、12D、16D

8.氫原子的電子能級由量子數(shù)

決定，而鋰原子的電子能級由量子數(shù)

決定。

9.有兩個原子在n=4的電子層上都只有兩個電子，在次外層l=2的軌道中電子數(shù)分別為0和10。前一種原子是

，原子序數(shù)大的原子是

。

10.當(dāng)n=4時，電子層的最大容量是

。

nn、lCaZn32

11.原子中量子數(shù)n=3，l=2，m=0的軌道最多可允許電子數(shù)是

。

12.2p原子軌道的l=

，4f原子軌道的n=

。2

14

13.某元素（Z≤36）其最外層有2個電子，次外層有13個電子，問該元素的符號，電子排布式，在周期表中的位置（族、周期）。答：該元素是Mn，核外電子構(gòu)型是[Ar]3d54s2（或1s22s22p63s23p63d54s2），位于周期表第4周期，第7族(第ⅦB族)。

11.4主要原子參數(shù)及其變化規(guī)律一、原子半徑

Atomicradius二、電離能

Ionizationenergy三、電子親和能

Electronaffinity四、電負性Electronegativity原子參數(shù)(atomicparameters)是指用以表達原子特征的參數(shù)，它影響甚至決定元素的性質(zhì)，并隨原子序數(shù)呈周期性變化。一、原子半徑嚴格地講，由于電子云沒有邊界，原子半徑也就無一定數(shù)。但人總會有辦法的。迄今所有的原子半徑都是在結(jié)合狀態(tài)下測定的。◆適用金屬元素◆固體中測定兩個最鄰近原子的核間距一半金屬半徑(metallicradius)◆適用非金屬元素◆測定單質(zhì)分子中兩個相鄰原子的核間距一半共價半徑(covalentradius)不同情況下適用于不同原子半徑：共價半徑：形成共價鍵時核間距一半金屬半徑：金屬晶體范德華半徑：分子間力范德華半徑﹥金屬半徑﹥共價半徑討論半徑變化規(guī)律時，用共價半徑，稀有氣體則只能用范德華半徑Li157Be112Mg160Na191Ca197K235Rb250Sr215Ba224Cs272Sc164Mo140Cr129Mn137Tc135Re137Os135Ru134Fe126Co125Rh134Ir136Pt139Pd137Ni125Cu128Ag144Au144Hg155Cd152Zn137Ti147V135Nb147Y182Hf159Ta147W141Lu172Zr160B88C77N74O66F64Al143Si118P110S104Cl99Ge122Ga153Tl171In167Br114As121Se104Sn158Sb141Te137I133Bi182Pb175Source:WellsAF.StructuralInorganicChemistry,5thed.Oxford:ClarendonPress,1984(inpm)同周期原子半徑的變化趨勢(一)總趨勢：隨著原子序數(shù)的增大,原子半徑自左至右減小解釋:

電子層數(shù)不變的情況下,有效核電荷的增大導(dǎo)致核對外層電子的引力增大解釋:◆

主族元素:電子逐個填加在最外層,對原來最外層上的電子的屏蔽參數(shù)(σ)小,有效核電荷(Z*)迅速增大◆

過渡元素:電子逐個填加在次外層,增加的次外層電子對原來最外層上電子的屏蔽較強,有效核電荷增加較小◆

內(nèi)過渡元素:電子逐個填加在外數(shù)第三層,增加的電子對原來最外層上電子的屏蔽很強,有效核電荷增加甚小同周期原子半徑的變化趨勢(二)相鄰元素的減小幅度：主族元素>過渡元素>內(nèi)過渡元素同周期原子半徑的變化趨勢(三)內(nèi)過渡元素有鑭系收縮效應(yīng)15種鑭系元素，r減小的幅度很小。由于電子填到內(nèi)層(n－2)f軌道，屏蔽參數(shù)更大，Z*增加的幅度更小。所以r減小的幅度很小。將15種鑭系元素，原子半徑自左向右緩慢減小的現(xiàn)象稱為鑭系收縮?！魞?nèi)部效應(yīng):鑭系中相鄰元素的半徑十分接近,用普通的化學(xué)方法將很難分離?！敉獠啃?yīng):使第5、6兩周期的同族過渡元素（如Zr-Hf,Nb-Ta等）性質(zhì)極為相似，往往導(dǎo)致在自然界共生，而且相互分離不易。同族元素原子半徑的變化趨勢◆

同族元素原子半徑自上而下增大:電子層依次增加,有效核電荷的影響退居次要地位◆

第6周期過渡元素(如Hf,Ta)的原子半徑與第5周期同族元素(如Zr,Nb)相比幾乎沒有增大,這是鑭系收縮的重要效應(yīng)之一1.下列原子半徑大小順序中，正確的是（）。A.Be<B<Na<MgB.B<Be<Mg<NaC.Be<B<Mg<NaD.B<Be<Na<Mg1.B二、電離能E(g)==E+(g)+e-I