第1章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律xiugai

第1章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律

化學熱力學、動力學是從外因上、宏觀上解決化學反應(yīng)問題，要從內(nèi)因、從根本上探究化學反應(yīng)的實質(zhì)，只有從其內(nèi)部結(jié)構(gòu)入手，研究物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)。人類探討物質(zhì)結(jié)構(gòu)已有兩千年的歷史?！?/p>

1805年，道爾頓，提出原子論，認為原子不能再分；●

1898年，湯姆遜，電子的發(fā)現(xiàn)；●1911年，盧瑟福，認為原子有原子核和電子；●

1913年，莫斯來，原子核的正電荷數(shù)，等于核外電子數(shù)；●

1920年，將帶正電荷的氫原子稱為質(zhì)子；●

1932年，中子的發(fā)現(xiàn)?！纬闪私?jīng)典的原子模型

E能量H*H1E＝hγH*H2●

物質(zhì)從高能量能級躍遷到低能量能級時,以某種光波的形式放出能量，其頻率取決于兩能級間的能量差。根據(jù)放出能量的不同，可得到不同波長的光。波長頻率分布第一節(jié)

氫原子光譜和玻爾理論

一、氫原子光譜連續(xù)光譜：所含不同光的波長和頻率沒有明顯分界線的光譜。光譜是指許多不同波長的光波排成的光帶。太陽光或白熾燈發(fā)出的白光，通過玻璃三棱鏡時，光可折射成赤、橙、黃、綠、青、藍、紫等,沒有明顯分界線---連續(xù)光譜。有些光譜所含不同光的

波長和頻率有明顯分界線——為不連續(xù)光譜氫原子在電場激發(fā)下，電子被激發(fā)到高能級，再躍遷到低能級時所發(fā)出的光，經(jīng)過棱鏡分光后，得到由若干條譜線組成的光譜，為不連續(xù)光譜。這種波長不連續(xù)的幾條譜線組成的光譜，稱為線狀光譜或原子光譜。氫原子光譜的特點：

（1）在可見區(qū)內(nèi)有四條比較明顯的譜線：Hα(656.3)、Hβ(486.1)、Hγ(434.1)、Hδ(410.2)；（2）從Hα到Hδ相鄰譜線間的距離越來越小。

瑞士物理學家巴爾麥研究了氫原子光譜在可見光區(qū)的幾條譜線，發(fā)現(xiàn)各譜線的波長間存在著一定關(guān)系，得到巴爾麥公式：

瑞典里德堡研究了氫原子光譜中譜線的頻率，指出譜線間關(guān)系符合里德堡公式：n>2的正整數(shù)；n分別為3、4、5、6時，λ為Hα、Hβ、Hγ、Hδ四條譜線的波長(B為常數(shù))

R∞為里德堡常數(shù)，值為1.097×107m-1，c是光速，或R∞c=3.289×1015s-1，n1=2；n2為2以上的正整數(shù)，即3，4，5…等。λ=B如：n1=2；n2=3時譜線的波長ν=3.289×1015（－）=4.568×1014(s-1)，λ=656.3(nm)這就是氫原子光譜中的Hα線。每種原子都有自己的特征線狀光譜。

但氫原子光譜的實驗結(jié)果與經(jīng)典的電磁理論產(chǎn)生了矛盾。按經(jīng)典理論：①電子在核外運動時，由于連續(xù)地輻射電磁波，電子的能量將逐漸減小，電子運動的軌道半徑也將逐漸縮小，最終電子會落入原子核上。②電子的能量逐漸變化，輻射出的電磁波的頻率應(yīng)該是連續(xù)的。但事實上氫原子光譜是不連續(xù)的。

1913年，年輕的丹麥物理學家玻爾(N.Bohr)運用了德國物理學家普朗克(K.M.Planck)的量子理論成功地解釋了氫原子線狀光譜產(chǎn)生的原因及其規(guī)律性。

玻爾理論的理論基礎(chǔ)：●盧瑟福原子模型：1911年英國的Rutherford提出原子中有一個極小的核為原子核，幾乎集中了原子的全部質(zhì)量，帶有正電荷，數(shù)量和核電荷相同的電子在核外繞核旋轉(zhuǎn)，像行星繞恒星轉(zhuǎn)一樣，是一相對永恒的體系?！?/p>

普朗克量子論：1900年德國科學家Planck提出在微觀領(lǐng)域能量是不連續(xù)的，它具有微小的能量單位--能量子，物質(zhì)吸收或放出的能量是能量子的整數(shù)倍?！駩垡蛩固构庾诱摚?905年瑞士科學家Einstein指出:以光形式傳播的能量，其最小單位叫光量子(光子)。光子的能量與光的頻率成正比：E=h物質(zhì)以光的形式吸收或放出的能量只能是光量子能量(h)的整數(shù)倍，是不連續(xù)的(量子化的)。二、玻爾理論玻爾用量子理論解釋了氫原子光譜產(chǎn)生的原因及其規(guī)律。

1.玻爾假設(shè)（1）行星模型玻爾假定，氫原子核外電子是處在一定線性軌道上繞核運動的。

--后來的新量子論根據(jù)新的實驗基礎(chǔ)完全拋棄了該模型的“外殼”，而“內(nèi)核”卻被保留，并被賦予新的內(nèi)容。（2）定態(tài)假設(shè)：玻爾假設(shè)，氫原子核外電子在特定的原子軌道上運動時，具有一定的、不變的能量，這種狀態(tài)稱為定態(tài)。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)。--該假設(shè)為解釋原子能夠穩(wěn)定存在所必需，這些概念至今仍然是說明核外電子運動狀態(tài)的基礎(chǔ)。（3）量子化條件：玻爾假定，氫原子核外電子的軌道是不連續(xù)的，而是分立的。在軌道上運行的電子具有一定的角動量，只能按下式取值：m為電子質(zhì)量；v為電子運動線速度；r為軌道半徑；h為普朗克常數(shù)，值為：--這一要點稱為“量子化條件”。這是玻爾在解釋氫光譜時所做的革命性假設(shè)。式中的正整數(shù)n稱為“量子數(shù)”，這一概念也被保留。（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)；光子的能量為躍遷前后兩個能級的能級之差。v為光的頻率；h為普朗克常數(shù)。

電子在n=1的軌道上運動，能量最低(-13.6eV),這種狀態(tài)稱為基態(tài)，氫原子處于基態(tài)時，其半徑為52.9pm,稱為玻爾半徑，隨著n的增加，電子離核越遠，電子的能量以量子化的方式不斷增加。依據(jù)量子化條件，氫原子核外軌道的能量電子從較高能級跳回到第二能級時，可以得到可見光區(qū)的氫原子光譜(即巴爾麥系)；當電子從其他能級跳回到第一能級(n1=1)時，可以得到紫外光區(qū)的光譜(即萊曼系)；當電子從高能級跳回到第三能級(n1=3)時，可以得到紅外光區(qū)的光譜(即帕邢系)。

玻爾理論：

行星軌道和行星模型只是波爾理論的“外殼”。它是玻爾未徹底拋棄經(jīng)典物理學的必然結(jié)果，用玻爾的理論解釋氫以外的多電子原子的光譜便有難以忍受的誤差，后來的新量子力學證明了所謂的“行星軌道”是根本不存在的。玻爾理論的“內(nèi)核”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。這一真理為后來的量子力學所繼承。玻爾理論的基本科學思想方法是，承認原子體系能夠穩(wěn)定而長期存在的客觀事實，大膽假設(shè)光譜的來源是核外電子的能量變化，用類比的科學方法，形成核外電子的行星模型，提出量子化條件和躍遷規(guī)則等革命性的概念。玻爾成功的基本條件是及早把握了最新的成就信息，這一點和玻爾的科學思想一樣，值得我們學習。一、光的波粒二象性“二象性”指微粒在運動時，同時表現(xiàn)出“微粒性”和“波動性”：微粒性：指運動著的物體具有一定的動能和動量，他們的大小決定物體的質(zhì)量和速度。波動性：微粒在運動中，表現(xiàn)出波的特性，具有一定的波長、頻率，能發(fā)生衍射和干涉等現(xiàn)象。第二節(jié)核外電子運動的波粒二象性Einstein的質(zhì)能公式E=mc2光子的能量公式E=h

P=mc=h/λ粒子性波動性

通過普郎克常數(shù)(h)將光的微粒性(p)和波動性(λ)聯(lián)系起來了，揭示了光的波粒二象性的本質(zhì)。具有動量P的微觀粒子，其物質(zhì)波的波長為，則有：二、德布羅意的預言

1924年法國物理學家德布羅意預言：微觀粒子也具有波粒二象性。1927年，德布羅意的預言被電子衍射實驗所證實?！駥⒁皇咚匐娮恿鞔┻^一金屬箔時，得到明暗相間的環(huán)紋，類似于光波的衍射環(huán)紋。該實驗證明：電子不僅是具有一定質(zhì)量高速運動的帶電粒子，而且能呈現(xiàn)波動性質(zhì).具有波粒二象性。第三節(jié)核外電子運動狀態(tài)的描述一、測不準原理德國海森堡（Heisenberg）提出了測不準原理:對于具有波粒二象性的微觀粒子，不能同時準確測得其位置和動量.位置的測不準量動量的測不準量不能同時準確測得微觀粒子的位置和動量；不能用經(jīng)典物理中的“波”和“粒子”概念來給微觀粒子（電子）的行為以恰當?shù)拿枋?。核外電子的運動狀態(tài)怎樣描述呢？已建立起的新概念量子化：核外電子運動的能量只能取一些不連續(xù)的能量狀態(tài)；波粒二象性：電子不僅是一種具有一定質(zhì)量且作高速運動的帶粒子，而且能呈現(xiàn)波動的性質(zhì)；測不準原理：對于具有波粒二象性的微觀粒子，不能同時測準其位置和動量。二、薛定諤（Schr?dinger）方程

1926年，奧地利物理學家薛定諤提出了一個描述微觀粒子運動狀態(tài)的基本方程，命名為薛定諤方程，通過解方程得到波函數(shù).1.薛定諤方程：波函數(shù)，X、Y、Z：是空間坐標，E：體系總能量，V：勢能，與被研究粒子的環(huán)境有關(guān)，m：微粒的質(zhì)量，

h普朗克常數(shù).

方程中體現(xiàn)電子的微觀粒子性（E,V,m）和波動性（）兩種物理量；能正確反映電子運動狀態(tài)。從方程中解出的不是一個具體數(shù)值，而是一個波的函數(shù)式--波函數(shù)Ψ，Ψ是描述原子核外電子運動狀態(tài)的數(shù)學表達式。代數(shù)方程的解是一個數(shù)，微分方程的解是一組函數(shù)，對于薛定諤方程來講，它的解將是一系列多變量的波函數(shù)Ψ的具體函數(shù)表達式。

解Schodinger方程需要涉及全部三個變量，難度大，為使解中涉及盡可能少的變量：①將三維直角坐標系變換成球坐標系②變量分離直角坐標與球坐標的變換

x=rsincosy=rsinsinz=rcosr2=x2+y2+z2P為空間一點r(0—)(0—)(0—

2)x=rsincosy=rsinsinz=rcosr2=x2+y2+z2對薛定諤方程求解，得到的波函數(shù)是（r，，）●變量分離●直角坐標(x，y，z)與球坐標(r，，)的變換，將變換關(guān)系代入薛定諤方程，整理得：●薛定諤方程的解——（r，，）有很多，但并不是每個解都合理，為了保證解的合理性（為了得到電子運動狀態(tài)合理的），在求解過程中引入了一些參數(shù)（n,l,m

），進行限制，從而得到方程合理的解（r，，）n,l,m，這些參數(shù)（n,l,m)稱為量子數(shù)。注意：（1）Ψ

(r，，)

n,l,m是一個三變量(r，，)和三參數(shù)(n,l,m)的函數(shù)。

（3）每解出一個Ψ(r，，)n,l,m，同時一個特定的能量E與之相對應(yīng)。

（2）n,l,m取值是不連續(xù)的，即量子化的，稱為量子數(shù)；每取一組n,l,m值，可得到一個確定的波函數(shù)。

不要求解薛定諤方程，只了解解薛定諤方程的一般思路；主要掌握量子數(shù)的含義。（４）Ψ

(r，，)n,l,m是描述電子運動狀態(tài)的數(shù)學表達式，

Ψ的空間圖象又叫做原子軌道。

2.量子數(shù)的意義（重點）(1)主量子數(shù)n

求解薛定諤方程的過程中引入的三個量子數(shù)（n,l,m），此外，還有一個描述電子自旋運動的量子數(shù)ms，我們可以用這四個量子數(shù)來描述電子的運動狀態(tài)。

n是決定原子中電子能量以及離核平均距離的主要因素，它決定電子的層數(shù)。

n=1表示第一層(K層)，n=2表示第二層(L層)……在一個原子內(nèi)，具有相同主量子數(shù)的電子，為一個電子層。

n值越小，該電子層離核越近，能量越低;

主量子數(shù)的取值n=1234567…(正整數(shù))光譜學符號KLMNOPQ

主量子數(shù)n是決定電子能量高低的量子數(shù)。對于單電子原子或離子,n的數(shù)值越大,電子距離原子核越遠,電子的能量越高。對于氫原子，各電子層的能量為：n的數(shù)值越大，電子距核越遠，能量E則越高對于氫原子，核外電子的能量決定于主量子數(shù)n。但是，對于多電子原子來說，由于電子之間存在著排斥作用，核外電子的能量除了主要決定于主量子數(shù)n以外，還與原子軌道或電子云的形狀（角量子數(shù)）有關(guān)。(2)角量子數(shù)l

l表示原子軌道或電子云的形狀，在多電子體系中同n一起確定核外電子（原子軌道）的能量。不同l取值，用不同光譜學符號來表示：

對于給定的n值，l只能取小于n的正整數(shù)，

l

=0、1、2、3…..(n-1)的正整數(shù)。

l0123符號spdf代表不同形狀球形啞鈴形花瓣形復雜但l取值受n的限制：0，1，2……(n-1)n=1l=0s符號1sn=2l=0,1sp2s2pn=3l=0,1,2s,p,d3s3p3dn=4l=0,1,2,3s,p,d,f4s4p4d4f同層中不同形狀的軌道稱為亞層，也叫分層.如：２p:第二電子層p亞層。

由不同的主量子數(shù)n和角量子數(shù)l表示的各分層，其能量不同，這些分層常稱為能級。如：n=2,有2s,2p兩個能級。●例

n=3時，l有幾種取值？核外第三層有幾種形狀不同的原子軌道？第三層有幾個能級？l=0s軌道，球形，即3s軌道l=1p軌道，啞鈴形，3p軌道l=2d軌道，花瓣形，3d軌道n=1l=01sn=2l=0,12s2pn=3l=0,1,23s3p3dn=4l=0,1,2,34s4p4d4fn等于幾，這層就有幾個能級有三種形狀不同的原子軌道，有三個能級對于單電子體系的氫原子，電子的能量只與主量子數(shù)n有關(guān),n,n越大能量越高。當n相同而l不同時，其能量的關(guān)系為：

Ens

=Enp=End=Enf當n不同而l相同時，其能量的關(guān)系為：

E1s<E2s<E3s

<E4sE2p

<

E3p在多電子原子中，一般：

主量子數(shù)n相同時，角量子數(shù)l的值越大能量越高

如：

E3s<E3p<E3d

所以，在多電子原子中，電子的能量是由主量子數(shù)n和角量子數(shù)l共同決定的。角量子數(shù)l相同時，主量子數(shù)n值越大能量越高如：E1s<E2s<E3s<E4s（３）磁量子數(shù)m

m表示原子軌道或電子云在空間的伸展方向

磁量子數(shù)m取值受角量子數(shù)l的限制m：0，1，2，…，l。共2l+1個值m取值個數(shù)=空間取向數(shù)m決定原子軌道的空間取向

每一種m的取值對應(yīng)一種空間取向l=1時，m有0，+1，-1三個值，p軌道有三種不同的取向，即沿x軸分布、沿y軸分布和沿z軸分布。zyx某種原子軌道在空間有幾種取向（伸展方向），就得到幾種不同的原子軌道.即，某種原子軌道空間取向數(shù)=原子軌道數(shù)＝m取值個數(shù)S軌道有1個軌道；P軌道分為3個軌道；d軌道分為5個軌道。

原子軌道的n和l相同而m不同時，其能量是相同的。比如，3p軌道有3px、3py和3pz三種伸展方向，這三個軌道的n和l均相同，只是其伸展方向（m）不同，則這三個軌道能量是相同的，這些原子軌道稱為簡并軌道，或等價軌道---3重簡并。注意：磁量子數(shù)m只與方向有關(guān)，與能量無關(guān)。如：3d有5種不同的空間取向，這五個軌道能量是相同的-----5重簡并(4)自旋量子數(shù)ms

電子既有圍繞原子核的旋轉(zhuǎn)運動，也有自身的旋轉(zhuǎn)，稱為電子的“自旋”,ms描述的是電子的自旋狀態(tài)。

ms

的取值只有兩個，+1/2和－1/2.電子的自旋方向只有兩種，用“”和“”表示。

解薛定諤方程并不能得到自旋量子數(shù)ms，為了更準確的表示電子的運動狀態(tài)，引入了第四個量子數(shù)——ms四個量子數(shù)確定后，電子在核外的運動狀態(tài)就確定了。注意：三個量子數(shù)(n,l,m)決定電子的空間運動狀態(tài)；而四個量子數(shù)決定電子在核外完整的運動狀態(tài)。

主量子數(shù)(n)：表示電子所處的電子層角量子數(shù)(l)：電子所處的電子亞層及原子軌道、電子云的形狀磁量子數(shù)(m)：軌道在空間的伸展方向自旋量子數(shù)(ms)：電子的自旋方向

因此，描述核外電子的運動狀態(tài)，

要用四個量子數(shù)-------n，l，m，ms

例：用n=3、l=3、m=0、ms=+1/2表示電子的運動狀態(tài)是否合理？例：下列量子數(shù)不合理的是（）（A）n=2,l=0,m=0,ms=1/2，(B）n=2,l=0,m=-1,ms=-1/2小結(jié)（１）(n,l,m,ms)------確定電子完整的運動狀態(tài)。（２）(n,l,m)----確定電子的空間運動狀態(tài)。（3）n和l相同而m不同的軌道能量相同，稱為簡并軌道。（4）電子可以取兩種相反的自旋狀態(tài)↑或↓。（5）同一原子中不可能有兩個電子處于完全相同的狀態(tài)?；颍好恳粋€原子軌道最多容納2個電子，且自旋相反。即，同一原子中，沒有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子。（６）各電子層可能有的總軌道數(shù)=n2，各電子層可能有的狀態(tài)數(shù)＝每層可容納的最多電子數(shù)=2n2，（或軌道數(shù)×２）各電子層可能有的總軌道數(shù)=n2，各電子層可能有的狀態(tài)數(shù)＝每層可容納的最多電子數(shù)=2n2，（或軌道數(shù)×２）n=3軌道3s3p3d

軌道數(shù)(m)135

32

最多容納電子數(shù)（狀態(tài)數(shù)）26102×32例：用四個量子數(shù)描述n=4，l=3的所有電子的運動狀態(tài)。解：l=3對應(yīng)的有m=0，1，2，3，共7個值，有7條軌道，有27=14個運動狀態(tài)不同的電子。

分別用n，l，m，ms描述如下：

n，l，m，ms4301/243－11/24311/243－21/24321/243－31/24331/2

n，l，m，ms430－1/243－1－1/2431－1/243－2－1/2432－1/243－3－1/2433－1/2上例如果改為描述n=4，該層共有軌道數(shù)多少？所有電子的運動狀態(tài)數(shù)是多少？除l=3外，l=０，１，２.軌道數(shù)：n2＝16,運動狀態(tài)數(shù):2n2=32種3.波函數(shù)的圖象(1)Ψ的意義

Ψ是描述核外電子空間運動狀態(tài)的數(shù)學函數(shù)式，每一個波函數(shù)表示電子的一種運動狀態(tài)，波函數(shù)Ψ的空間圖像稱為原子軌道，記作：Ψn,l,m。例如：Ψ1,0,0就是1s軌道，記作Ψ1s，Ψ

2,1,0就是2px軌道，記作Ψ2px。

這里的原子軌道和經(jīng)典力學中描述宏觀物體運動的軌道有本質(zhì)的不同，它只是描述核外電子運動的一種狀態(tài)。波函數(shù)ψ是含有三個變量r,θ,φ的函數(shù)，是一個三維空間的函數(shù)。為了便于分析，把波函數(shù)ψ(r,θ,φ)分離為只含變量r的徑向波函數(shù)和只含變量(θ,φ)的角度波函數(shù)：x=rsincosy=rsinsinz=rcos(２)波函數(shù)（原子軌道）的徑向分布圖波函數(shù)R(r)在任意方向角度上隨r

變化所作的圖為波函數(shù)徑向分布圖。

氫原子的R(r)-r

（1）

s軌道離核越近時，正值越大，1s只取正值，2s圖形由正變負，3s由正－負－正的變化。

氫原子的R(r)-r

（2）

2p,3p,3d原子軌道的徑向部分離核較近，徑向函數(shù)值為零。徑向函數(shù)值為零的點稱為節(jié)點，顯然節(jié)點數(shù)等于n-l-1。

(２)波函數(shù)（原子軌道）的角向分布圖

/°coscos2

01.001.00150.970.93300.870.75450.710.50600.500.25900.000.00120－0.500.25135－0.710.50150－0.870.75165－0.970.93180－1.001.00s、p、d軌道角度分布圖(剖面圖)

波函數(shù)（原子軌道）的角向分布圖的意義：

①表示波函數(shù)角度部分隨θ，φ的變化，與r無關(guān)；

②表示了原子軌道在空間伸展的極大值方向及原子軌道正負號（對稱性）；

③用于判斷能否形成化學鍵及成鍵的方向（分子結(jié)構(gòu)理論：雜化軌道理論、分子軌道理論）。4.概率密度的空間分布（1）電子云圖

具有波粒二象性的電子，并不像宏觀物體那樣，沿固定的軌道運動，我們不可能同時準確地測定核外某電子在某一瞬間所處的位置和運動速度，但我們可以用統(tǒng)計的方法去討論該電子在核外空間某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)機會的多少。概率：電子在核外空間某個區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機會。概率密度：在空間某單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率。概率=概率密度

體積

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，電子出現(xiàn)概率密度小的地方，電子云稀薄一些。

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(jié)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。(2)電子云的徑向分布∣∣2表示空間某單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率(概率密度)。

●在核外空間某處微小的體積dτ內(nèi)電子出現(xiàn)的概率dωdω=|Ψ|2dτ●如考察一個與核距離為r,厚度為dr的薄層球殼，球殼內(nèi)的概率密度用|R|2表示dω=|R|2dτ●半徑為r的球面，表面積為4r2

球殼的體積近似為dτ=4r2dr

●厚度為dr的球殼內(nèi)電子出現(xiàn)的概率

dω=|R|24r2dr●單位厚度球殼內(nèi)概率為令D(r)=4r2|R|2，

D(r)為徑向概率分布函數(shù)用D(r)－r作圖，即得到電子的概率的徑向分布圖。氫原子電子云徑向分布函數(shù)圖（D-r）圖

氫原子的1s電子的D函數(shù)圖象表明，該電子在離核52.9pm的球殼內(nèi)出現(xiàn)的幾率是最大的。52.9pm正好是玻爾半徑ro！

D函數(shù)圖象是峰形的，峰數(shù)恰等于相應(yīng)能級的主量子數(shù)n和角量子數(shù)l之差（n–l）。

當概率峰的數(shù)目大于1時，總有一個概率最大的主峰，且當n相同時，主峰離核的遠近相似，n越大，離核越遠。從此意義上講核外的電子是按層分布的。D(r)=0處的球面表示電子在該處出現(xiàn)的概率為零，為節(jié)面，數(shù)目為n-l-1。（3）電子云的角向分布

/°coscos2

01.001.00150.970.93300.870.75450.710.50600.500.25900.000.00120－0.500.25135－0.710.50150－0.870.75165－0.970.93180－1.001.00電子云的角度分布圖cosθ-cos2θ-電子云角度分布圖原子軌道的角度分布圖1)電子云的角度分布圖略“瘦”些。2)電子云的角度分布圖沒有“”、“”。電子云的空間分布圖電子云的完整圖形

第四節(jié)核外電子排布和元素周期律

氫原子或類氫離子等單原子體系核外只有一個電子，這個電子僅受核的作用，電子的能量只與主量子數(shù)有關(guān)：

多電子體系中，一個電子不僅受到原子核的引力，而且還要受到其它電子的斥力，能量受到其它電子的影響。Z:核電荷數(shù)一、影響軌道能量的因素

多電子原子中，一個電子不僅受到核的引力而且還要受到其他電子的斥力，這種斥力的存在消弱了核對該電子的作用，這種作用稱為屏蔽作用或屏蔽效應(yīng)。1、屏蔽效應(yīng)

有效核電荷：核對外層電子的實際作用用Z*來表示：

σ的求法------斯萊特（Slater法則）Slater根據(jù)光譜數(shù)據(jù)歸納的近似規(guī)則①先將核外電子分組：(1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(4f);(5s,5p);(5d);(5f)等.n相同的s,p為一組，d,f各為一組②外層電子對內(nèi)層電子沒有屏蔽作用：σ＝0③同組電子之間，σ＝0.35(但1s,σ＝0.30)④如果被屏蔽電子為ns或np電子時，則其(n-1)層每個電子σ＝0.85，而更內(nèi)層各電子σ＝1.00⑤如果被屏蔽電子為nd,nf時，則位于它左邊各組電子對它們的屏蔽均為σ＝1.00表1原子軌道中一個電子對于屏蔽常數(shù)的貢獻被屏蔽電子屏蔽電子1s2s,2p3s,3p3d4s,4p4d4f5s,5p1s0.302s,2p0.850.353s,3p1.000.850.353d1.001.001.000.354s,4p1.001.000.850.850.354d1.001.001.001.001.000.354f1.001.001.001.001.001.000.355s,5p1.001.001.001.000.850.850.850.35例.求鉀原子4s電子的能量。假如鉀的最后一個電子不是排在4s軌道而是排在3d軌道，求這個電子的能量。解:(1)鉀原子的核外電子排布為：1s22s22p63s23p64s1

核外電子排布分組K：(1s2)

(2s22p6)(3s23p6)(4s1)對價層電子4s1:σ=8×0.85+10×1.00=16.8

Z*＝19－16.8＝2.20E4s＝-13.6×2.202/42＝-4.11ev(2)如鉀的最后一個電子排在3d軌道鉀的核外電子排布是：1s22s22p63s23p63d1對價層電子3d1:σ=18×1.00=18.0Z*＝19-18=1.0E3d＝-13.6×1.02/32＝-1.51ev鉀4s電子的能量低于3d，所以鉀的最后一個電子是排在4s軌道.能級交錯2、鉆穿效應(yīng)

屏蔽效應(yīng)往往是內(nèi)層對外層電子的作用。屏蔽效應(yīng)越大，能量越高；

鉆穿效應(yīng)是電子鉆到核附近，有效躲避其他電子屏蔽的能力。鉆穿效應(yīng)越大,能量越低。

在多電子原子中，角量子數(shù)不同的電子受到的屏蔽作用不同，所以發(fā)生了能級分裂。該現(xiàn)象的產(chǎn)生，與概率的徑向分布有關(guān)。在多電子原子中，當n相同，l越大E越高（鉆穿效應(yīng)的結(jié)果）E：3s<3p<3d，4s<4p<4d<4f

4s軌道與3d軌道上電子的能量發(fā)生能級交錯現(xiàn)象，也可以用鉆穿效應(yīng)解釋。K：1s22s22p63s23p6(4s)1

or(3d)1

?4s與3d電子的徑向概率分布圖4s3d屏蔽效應(yīng)：其它電子對選定電子的屏蔽能力。鉆穿效應(yīng)：選定電子回避其它電子屏蔽的能力。從兩個側(cè)面描述多電子原子中電子之間的相互作用對軌道能級的影響。二、多電子原子中電子的能級1．鮑林（Pauling)原子軌道近似能級圖（重點）

在大量的光譜數(shù)據(jù)及某些近似理論計算的基礎(chǔ)上，Pauling提出了多電子原子的原子軌道近似能級圖。圖中的能量順序是指電子按能級高低在核外排布的順序，即填入電子時各能級能量的相對高低。能量相近的能級劃分為一組，稱為能級組。代表一個原子軌道

原子軌道的近似能級圖

1(1s)2(2s2p)3(3s3p)4(4s3d4p)5(5s4d5p)6(6s4f5d6p)7(7s5f6d7p)共分成七個能級組第一能級組只有一個能級，其余各能級組均以ns開始，np結(jié)束。能級組內(nèi)能級間能量差小；組間能量差大。5-３-３基態(tài)原子中電子的分布(2)2s(4)3s(1)1s(6)4s(9)5s(16)7s(3)2p(12)6s(5)3p(8)4p(11)5p(15)6p(19)7p(7)3d(10)4d(14)5d(18)6d(13)4f(17)5f核外電子填入軌道的順序1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……

在鮑林能級圖中，所有元素的原子其軌道能級順序是一樣的，反映不出某一能級的能量與元素的原子序數(shù)之間的關(guān)系。一般來講，隨著原子序數(shù)的增加，核對電子的引力增強，軌道的能量趨于降低，由于各軌道能量隨原子序數(shù)增加時降低的程度不同，所以不同元素的原子軌道能級次序不完全一致。2.科頓（F.A.Cotton)

原子軌道能級圖（了解）

科頓根據(jù)光譜實驗數(shù)據(jù)，將原子軌道的能量對原子序數(shù)作圖，得到了科頓原子軌道能級圖?？祁D原子軌道能級圖（3）從圖中4s與3d軌道的能量是變化的，原子序數(shù)為1-14的元素E4s>E3d

，原子序數(shù)為15-20的元素E4s<E3d，原子序數(shù)>20的元素E4s>E3d。也就是說，只在原子序數(shù)為15-20的元素的原子中出現(xiàn)4s與3d軌道的能級交錯現(xiàn)象?？祁D原子軌道能級圖三、核外電子排布的原則（重點）1.能量最低原理多電子原子在基態(tài)時，核外電子總是盡可能分布到能量最低的原子軌道，使基態(tài)原子處于最低能量狀態(tài)，稱為能量最低原理。在鮑林原子軌道近似能級圖中，先填能量最低的軌道。如：4Be核外電子排布式：1s22s2軌道式：1s2s每層最多可容納2n2個電子。

由于s，p，d，f原子軌道數(shù)分別為1，3，5，7個，所以s，p，d，f軌道中最多只能容納2，6，10，14個電子。

2.泡利原理(1925年，奧地利）

基態(tài)多電子原子中不可能存在4個量子數(shù)完全相同的電子，也即每個原子軌道最多容納兩個電子，且自旋方向相反。又稱為泡利不相容原理。1s2s2p

3．洪特規(guī)則（1925，德國）

在n和l相同的簡并軌道上分布的電子將盡可能分占m不同的軌道，且自旋平行，這樣可使體系的能量最低。例：

7N1s22s22p3

29Cu1s22s22p63s23p63d104s1全充滿24Cr1s22s22p63s23p63d54s1半充滿

簡并軌道上的電子分布為全充滿、半充滿或全空時，原子具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。核外電子排布的表示及其含義●核外電子排布式，如Li:1s22s1或簡式[He]2s1●價電子層結(jié)構(gòu)式K：4s1,Mo:4d55s1

●軌道式表示軌道，↓↑表示自旋?！?/p>

價電子：參加化學反應(yīng)時有可能參與成鍵的電子。

◆價電子層：主族元素是指最外層的ns或ns,np能級；副族元素是指最外層ns和次外層(n-1)d能級。原子實如：2He1s11Na Sodium鈉 1s22s22p63s114 Si Silicon 硅1s22s22p63s23p222 Ti Titanium鈦 [Ar]3d24s2

VVanadium釩 [Ar]3d34s2

Cr Chromium鉻[Ar]3d54s1

原子序數(shù)元素符號英文名稱中文名稱電子結(jié)構(gòu)式核外電子的排布（原子的電子層結(jié)構(gòu)）●

雖先排4s后排3d，但電子結(jié)構(gòu)式中先寫3d，后寫4s.原子序數(shù)元素符號名稱中文名稱電子結(jié)構(gòu)式Ar1s22s22p63s23p6例：M3+離子3d軌道上有3個電子，試寫出：該原子的核外電子排布式，為何元素？例：M原子3d軌道上有5個電子，試寫出：該原子的核外電子排布式，為何元素？例：某元素M在Kr之前，當它的原子失去3個電子后，角量子數(shù)為2的軌道上的電子恰好是半充滿。試指出：M原子的核外電子排布，該元素的名稱。例：寫出13號元素鋁原子的電子層結(jié)構(gòu)排布式，并寫出各個價電子的四個量子數(shù).四、原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系1、元素周期律、元素周期系及元素周期表

1869年，俄國化學家門捷列夫在總結(jié)對比當時已知的60多種元素的性質(zhì)時發(fā)現(xiàn)化學元素之間的本質(zhì)聯(lián)系：按原子量遞增把化學元素排成序列，元素的性質(zhì)發(fā)生周期性的遞變。這就是元素周期律的最早表述。

1911年,年輕的英國人莫塞萊在分析元素的特征X射線時發(fā)現(xiàn)，門捷列夫化學元素周期系中的原子序數(shù)不是人們的主觀賦值，而是原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)。

隨后的原子核外電子排布理論則揭示了核外電子的周期性分層結(jié)構(gòu)。因而，元素周期律就是：隨核內(nèi)質(zhì)子數(shù)遞增，核外電子呈現(xiàn)周期性排布，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性遞變。元素周期性的內(nèi)涵極其豐富，具體內(nèi)容不可窮盡，其中最基本的是：隨原子序數(shù)遞增，元素周期性地從金屬漸變成非金屬,以稀有氣體結(jié)束，又從金屬漸變成非金屬,以稀有氣體結(jié)束，如此循環(huán)反復。2、元素周期表

自從1869年門捷列夫給出第一張元素周期表的100多年以來，至少已經(jīng)出現(xiàn)700多種不同形式的周期表。人們制作周期表的目的是為研究周期性的方便。研究對象不同，周期表的形式就會不同。

維爾納長式周期表:是由諾貝爾獎得主維爾納（AlfredWerner1866-1919）首先倡導的，長式周期表是目前最通用的元素周期表。它的結(jié)構(gòu)如下：（1）周期的劃分

周期的劃分與能級組的劃分完全一致，每個能級組都獨自對應(yīng)一個周期。共有七個能級組，所以共有七個周期。元素所在的周期數(shù)=該元素原子的電子層數(shù)=最外層電子的主量子數(shù)n

各周期元素的數(shù)目=相應(yīng)能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。HHe1第一周期：2種元素第一能級組：能級1s1個軌道2個電子BeLiBCNOFNe2

第二周期：8種元素第二能級組：能級2s2p4個軌道8個電子MgNaAlSiPSClAr3

第三周期：8種元素第三能級組：能級3s3p4個軌道

8個電子KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr4第四周期：18種元素第四能級組：能級4s3d4p9個軌道18個電子YZrNbMoTcRhPdRuAgCdSrRbInSnSbTeIXe5第五周期：18種元素第五能級組：能級5s4d5p9個軌道18個電子CePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu4fTlPbBiPoAtRnBaCsLaHfTaWReIrPtOsAuHg第六周期：32種元素第六能級組：能級6s4f5d6p16個軌道32個電子ThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr5fRaFrAcRfDbSgBhHsMtUunUuuUub第七周期：n種元素第七能級組：能級7s5f6d7p16個軌道32個電子(2)族的劃分

主族元素(A)的族數(shù)=原子的最外層電子數(shù)(ns+np)=元素的最高氧化數(shù)

同一族元素價電子結(jié)構(gòu)相同，性質(zhì)相似.

我國采用美國系統(tǒng)，用羅馬數(shù)碼標記，如：IA、…VIIB等等，而且，第8-10列叫第VIII族或VIIIB，第18列叫0族,但“0”不是自然數(shù),也不是羅馬數(shù)碼。A族：周期表最左邊的兩個縱列是IA和IIA主族；周期表最右邊的6個縱列從左到右分別是IIIA，IVA，VA，VIA，VIIA主族和0(零)族。

主族元素的原子在形成化學鍵時只使用最外層電子(ns和/或np)，不使用結(jié)構(gòu)封閉的次外層電子。從這個特征看，零族元素也屬于主族元素。IA、IIA和VII族元素分稱堿金屬、堿土金屬和鹵素，這些術(shù)語早于發(fā)現(xiàn)周期系。

零族元素的確認在發(fā)現(xiàn)周期系之后，曾長期叫惰性氣體（inertgases），直到20世紀60年代才發(fā)現(xiàn)它也能形成化合物，改稱稀有氣體（noblegases或raregases）。

主族常用相應(yīng)第二周期元素命名，如硼族、碳族、氮族，氧族等。此外，還常見到源自門捷列夫周期表的鎵分族(鎵銦鉈)、鍺分族(鍺錫鉛)、砷分族(砷銻鉍)、硫分族（硫硒碲）等術(shù)語。

副族(B):ⅠB、ⅡB族數(shù)＝最外層電子數(shù)(ns)ⅢB---ⅦB族數(shù)＝最高能級組電子數(shù)[(n-1)d+ns]

從周期表左邊第3縱列開始有10個縱列，每個縱列3個元素(包括第七周期元素應(yīng)是4個元素)，從左到右的順序是IIIB，IVB，VB，VIB，VIIB，VIII，IB，IIB。族序數(shù)與該族元素最高氧化態(tài)對應(yīng)(有少數(shù)例外，如銅銀金)；

VIII族是3個縱列9個元素，是狹義的“過渡元素”(這個概念是門捷列夫提出來的)。

副族常以相應(yīng)第四周期元素命名，分稱鈧副族、鈦副族、釩副族，...等等;但VIII族中的鐵鈷鎳(第四周期元素)又稱鐵系元素，釕銠鈀鋨銥鉑(第五、六周期元素)則總稱鉑系元素。廣義的過渡元素是指除主族元素外的所有其他元素。

5-3-5元素周期系與核外電子分布的關(guān)系（3）區(qū)的劃分根據(jù)最后一個電子填入的亞層確定最后一個電子填入的亞層區(qū)最外層的s亞層s最外層的p亞層p一般為次外層的d亞層d一般為次外層的d亞層,且為d10ds一般為外數(shù)第三層的f亞層f5-3-5元素周期系與核外電子分布的關(guān)系ⅠA0一1ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA2二345678910三1112ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB131415161718四192021222324252627282930313233343536五373839404142434445464748495051525354六555657*727374757677787980818283848586七878889*104105106107108109110111112鑭系575859606162636465666768697071錒系8990919293949596979899100101102103Sddspfns1~2

(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2ns2np1~6(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2區(qū)(4)非金屬三角區(qū)

周期系已知112種元素中只有21種非金屬（包括稀有氣體），它們集中在長式周期表p區(qū)右上角三角區(qū)內(nèi)。

處于非金屬三角區(qū)邊界上的元素兼具金屬和非金屬的特性，有時也稱“半金屬”或“準金屬”，例如，硅是非金屬，但其單質(zhì)晶體為具藍灰色金屬光澤的半導體，鍺是金屬，卻跟硅一樣具金剛石型結(jié)構(gòu)，也是半導體.5-3-６元素周期表元素在周期表的位置(周期、區(qū)、族)取決于該元素原子核外電子的分布例：寫出20Ca的電子排布式,指出其所在的周期表位置.電子排布式1s22s22p63s23p64s2周期數(shù)＝電子層數(shù)四周期最后一個電子填入s亞層s區(qū)元素族數(shù)＝最外層電子數(shù)＝2ⅡACa為第四周期、ⅡA族、

s區(qū)元素第五節(jié)元素基本性質(zhì)的周期性原子的電子層結(jié)構(gòu)隨核電荷的遞增呈現(xiàn)周期性變化，促使原子的某些性質(zhì)呈周期性變化，下面討論的原子半徑、離子半徑、電離能、電子親和能、電負性等概念被總稱為“原子參數(shù)”，廣泛用于說明元素的性質(zhì)。一、原子半徑原子的大小可以用“原子半徑”來描述。原子半徑的標度很多，各種不同的標度，原子半徑的定義不同，差別可能很大。

原子半徑可分為共價半徑、金屬半徑和范德華半徑。d共價半徑

同種元素的兩個原子，以共價單鍵相連時，核間距的一半，為共價半徑。1、定義

金屬半徑指在金屬晶體中，兩原子彼此相切，其核間距的一半，為金屬半徑。金屬晶體中的原子軌道無重疊。

范德華半徑分子晶體中相鄰分子中兩原子核間距的一半定義為范德華半徑.一般：范德華半徑>金屬半徑>共價半徑

2．原子半徑的周期性變化（1）同周期自左至右隨著原子序數(shù)的增加，原子半徑遞減.隨原子序數(shù)增加，兩個因素影響原子半徑:Z增大，對電子吸引力增大，原子半徑r減小;Z增大，核外電子數(shù)增加，電子之間排斥力增大，使得原子半徑

r有增大的趨勢.以第①為主

但遞減幅度不同，順序：主族(10pm)>d區(qū)過渡(4pm)>f區(qū)過渡(1pm)（2）同族元素，原子半徑從上到下依次增大。

因為每一族元素從上到下，隨著核電荷增加，原子的電子層數(shù)增多，原子半徑增大。3．鑭系收縮鑭系收縮:鑭系元素的原子半徑（離子半徑）隨著原子序數(shù)的增大逐漸減小的現(xiàn)象.鑭系元素的原子半徑減小很慢，性質(zhì)相似，難于分離。57La---70Yb二、電離能

1、定義處于基態(tài)的中性氣態(tài)原子失去一個電子成為+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量，稱為該元素的第一電離能.M(g)——M+(g)+eH=I1M+(g)——M2+(g)+eH=I2用符號I1表示,單位是kJ?mol－1一般：一種元素:I1<I2<I3<I4還有I3、I4等。

電離能為正值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；

電離能越大，原子越難失去電子。2、第一電離能的變化規(guī)律（1）同周期中，從左向右，第一電離能I1基本增大。因為同周期，從左向右，核電荷增加，原子半徑減小，核對電子的吸引增加，使原子失去電子所需能量增大。

但有反常如：第二周期Be>B和N>

OBe[He]2s2全充滿結(jié)構(gòu)，失去一個電子，所需能量多，I1大。B[He]2s22p1失去2p電子，達到2s2全充滿結(jié)構(gòu)，I1小。N[He]2s22p32p3為半充滿結(jié)構(gòu)，難失電子，I1大。O[He]2s22p4失去一個電子，達2p3半充滿結(jié)構(gòu)，I1小。推測Li、Be、B的第一電離能相對大小，說明原因。

元素第一電離能的周期性變化AlMgS（1）每個周期的第一個元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，最后一個元素(稀有氣體)的第一電離能最大。

(2)從第一周期到第六周期，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的周期性變化，而且，隨周期序數(shù)增大，在大體上呈現(xiàn)第一電離能變小的趨勢（He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn第一電離能逐個降低，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一電離能也逐個降低，盡管后幾個堿金屬的電離能相差不大——K：418.6；Rb：402.9；Cs：375.6；Fr：約375kJ/mol）。第一電離能大小是堿金屬最活潑而稀有氣體最不活潑的最主要原因。(2)同族元素:主族從上到下，元素的電離能I1減小。(a)從上到下有效核電荷依次增大，核對電子的引力增大，失去電子消耗的能量增多，使元素的電離能增大;(b)但從上到下原子半徑依次增大，核對外層電子的引力減少,使元素的電離能減小。原子半徑增大的因素(b)占主要地位，因此，同族主族元素，從上到下，第一電離能依次減小。副族元素:電離能變化的幅度較小，且不太規(guī)則。

第二周期元素的單鍵共價半徑與有效核電荷的線性關(guān)系圖，共價半徑(單位pm)和將1/Z*X100得到的數(shù)據(jù)，結(jié)果發(fā)現(xiàn)r-Z曲線與1/Z*-Z曲線的平行性甚佳，可見共價半徑的大小確與原子的有效核電荷的倒呈數(shù)線性相關(guān)。

利用共價半徑的數(shù)據(jù)可以估算鍵長，例如，C—Cl鍵長為77pm+99pm=176pm，實驗測定CF3Cl分子中的C—Cl鍵長為175.5pm，估算值與實驗值吻合得很好。3、電離能的應(yīng)用(1)判斷元素金屬性的強弱

元素的電離能越小，越易失去電子，金屬性越強。(2)說明元素的常見氧化態(tài)

如:Na的第二電離能(4562.44kJ·mol-1)是第一電離能(495.846kJ·mol-1)的大約9倍，所以Na通常顯+Ⅰ氧化態(tài)。Mg的第二電離能(1450.684kJ·mol-1)約為第一電離能(737.750kJ·mol-1)的兩倍，而第三電離能(7732.69kJ·mol-1)約是第二電離能的5倍，表明鎂易失去兩個電子，而難于失去第3個電子，所以Mg通常顯+Ⅱ氧化態(tài)。

例：為什么Na的第一電離能小于Mg的第一電離能，而Na的第二電離能卻大大超過Mg的第二電離能？答：Na的電子構(gòu)型為1s22s22p63s1，第一次失去的是最外層電子易失去，第二次失去的是次外層全滿電子難失去；而Mg的的電子構(gòu)型為1s22s22p63s2，3s2全充滿穩(wěn)定，失去第一個電子較難，失去第二個電子容易。所以Na的第一電離能小于Mg的第一電離能，而Na的第二電離能卻大大超過Mg的第二電離能。三、電子親合能

1、定義處于基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子生成氣態(tài)-1價陰離子時所放出的能量，稱為該元素的第一電子親合能。M(g)+e=M－(g)E1

放熱電子親合能常以符號E表示，單位為kJ?mol-1(或eV)。但，一般數(shù)據(jù)中，電子親合能E的符號為正。M－(g)+e=M2－(g)E2

一般，-1價陰離子再得到一個電子形成-2價陰離子時要克服陰離子和電子間的靜電斥力，第二電子親合能總是吸收能量。

2、第一電子親合能在周期表中的變化（1）同周期：從左向右，電子親合能E增大。

同周期元素，從左向右，核電荷遞增，原子半徑遞減，核對外層電子的吸引力遞增，結(jié)合電子后釋放的能量多。

(2)

主族元素同族：從上到下電子親合能基本減小。但p區(qū)第二周期元素的電子親合能一般比第三周期元素的小。表主族元素的電子親和能/kJ·mol–1H72.9Li Be B C N O F Ne59.8 – 23 122 –0.07 141 322 –Na Mg Al Si P S Cl Ar52.9 – 44 120 74 200 349 –K Ca Ga Ge As Se Br Kr48.4 – 36 116 77 195 325 –Rb Sr In Sn Sb Te I Xe46.9 – 34 121 101 190 295 –Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn45.5 – 50 100 100 – – –

F原子半徑非常小，電子密度很大，電子間排斥作用大，以致當加合一個電子形成陰離子時由于電子間強烈的排斥作用而消耗能量使放出的能量減小。電子親和能的大小并不能直接反映元素的非金屬性的大小。四、元素的電負性1、電負性：元素相互化合時，原子吸引電子的能力。

符號χ。

電離能和電子親合能反映元素的原子得失電子的能力。但在形成化合物時，有些原子既不失去電子，也不得到電子，電子只是在原子間偏移。

1932年，Pauling提出了電負性的概念，用來確定化合物中的原子對電子吸引能力的相對大小。

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。2、電負性的標度（了解）(1)鮑林標度

規(guī)定氫的電負性約為2.1，以此為標準，求出其他元素的相對電負性。通過測定化學鍵的鍵能和化合物的熱力學數(shù)據(jù)確定的。

氟的電負性最大；銫（和鈁）的電負性最?。粴涞碾娯撔詾?.1；非金屬的電負性大多>2.0；s區(qū)金屬電負性大多小于1.2；而d-,ds-和p-區(qū)金屬的電負性在1.7左右。

(2)密立根標度

1934年密立根(R.S.Mulliken1896-1986)建議把元素的第一電離能和電子親和能的平均值作為電負性的標度。盡管由于電子親和能數(shù)值不齊全，密立根電負性數(shù)值不多，但密立根電負性與泡林電負性呈現(xiàn)很好的線性關(guān)系。可見密立根對電負性的思考對理解電負性跟電離能與電子親和能的關(guān)系以及電負性的物理意義很有幫助。（3）阿萊—羅周標度

1957年阿萊（A.L.Allred）和羅周(E.Rochow)又從另一個角度建立了一套電負性的新標度,以電子受到核的引力為基礎(chǔ)，提出了電負性的計算公式:該公式計算的結(jié)果與鮑林數(shù)據(jù)吻合得很好,而且，還可以求得不同價態(tài)的原子的電負性，又一次加深了對電負性的理解。三種常用的電負性標度，建立在不同的基礎(chǔ)上，雖然其數(shù)值不完全相同，但是都從不同的側(cè)面反映了在化合物中原子吸引電子的能力。Z*:有效核電荷；r：原子共價半徑考慮到電負性的應(yīng)用主要是定性地判斷化學鍵的性質(zhì)，我們?nèi)匀〗?jīng)典的、盡管較粗略但數(shù)據(jù)卻相對好記憶的泡林標度。

（3）阿萊—羅周標度

1957年阿萊（A.L.Allred）和羅周(E.Rochow)又從另一個角度建立了一套電負性的新標度,以電子受到核的引力為基礎(chǔ)，提出了電負性的計算公式:Z*:有效核電荷；r：原子共價半徑3、電負性的變化規(guī)律(1)同周期中，從左向右，電負性變大，元素的非金屬性增強。

(2)

同族中，從上到下，電負性變小，元素的金屬性增強。金屬元素的電負性較小，非金屬的較大

一般:

χ<2.0為金屬χ>2.0為非金屬基本要求1.會用四個量子數(shù)描述核外電子的運動狀態(tài)。2.運用鮑林軌道填充順序圖填充元素的核外電子排布，可分別用電子排布式、軌道圖式、價電子層式表示。3.通過原子核外電子排布式，可說明其在周期表中位置。4.原子半徑、電離能、電子親和能、電負性周期性變化規(guī)律及一些反常現(xiàn)象的解釋。例1：硫是第三周期第ⅥA族元素。試寫出它的電子層結(jié)構(gòu)式，并指出所在區(qū)和最高氧化態(tài)。S：1S22S22P63S23P4P區(qū)+6氧化態(tài)例2：試寫出Cu的核外電子排布式，并指出其所在的周期、區(qū)及族數(shù)。

Ｃu1s22s22p63s23p63d104s1,第四周期性ds區(qū)ⅠＢ例3.試寫出15號元素的核外電子排布式，并用四個量子數(shù)表示全部單電子的運動狀態(tài)。答：1s22s22p63s23p3；(31+1+1/2)、(310+1/2)、(31-1+1/2)或(31+1-1/2)、(310-1/2)、(31-1-1/2)例4.在第二周期，基態(tài)原子含兩個單電子的元素有哪幾種？分別寫出元素名稱和基態(tài)原子的核外電子排布式。答：有碳(C)、氧(O)兩種?；鶓B(tài)原子的核外電子排布式：C：1s22s22p2；O：1s22s22p4例5：已知M2+3d軌道上有4個電子，試指出：（1）M原子的核外電子排布（2）M原子的名稱及周期表中的位置（3）用四個量子數(shù)表示3d軌道中的5個電子運動狀態(tài)

1s22s22p63s23p63d54s1；第四周期ⅥB族；鉻Cr；

n=3l=2m=0ms=+1/2;n=3l=2m=+1ms=+1/2;n=3l=2m=-1ms=+1/2;n=3l=2m=+2ms=+1/2;n=3l=2m=-2ms=+1/2;1.2∣ψ∣2的物理意義是什么？它的形象化表示是什么？

波函數(shù)絕對值的平方∣ψ∣2有明確的物理意義。它表示空間某單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率，即概率密度。電子云就是概率密度∣ψ∣2的形象化圖示。1.3原子軌道的角度分布圖與電子云的角度分布圖相比有哪些不同？答：比較電子云的角度分布與原子軌道的角度分布圖，可以看到，它們主要有兩點區(qū)別：①原子軌道的角度分布圖上有正、負號，而電子云角度分布圖上均為正值。②電子云的角度分布圖比原子軌道的角度分布圖要瘦一些。這是因為，Y的值總是小于1的，而∣Y∣2的值更小。1.4給出下面每組中可能的量子數(shù)：

(1)n=3,l=1,m=?(2)n=4,l=?,m=-1(3)n=?,l=1,m=+1答:(1)m=0，±1(2)l=3，2，1(3)n≥21.5M2+離子的3d軌