基礎(chǔ)化學(xué)課件 第九章-原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

第九章

原子結(jié)構(gòu)與

元素周期表

第九章原子結(jié)構(gòu)與元素周期表9.1核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)及特征9.3多電子原子的核外電子排布9.4原子的電子組態(tài)與元素周期表9.2氫原子的波函數(shù)和量子數(shù)9.5核醫(yī)學(xué)簡(jiǎn)介第一節(jié)核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)及特征一、原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識(shí)史二、量子力學(xué)概念一、原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識(shí)史道爾頓第一個(gè)測(cè)定原子量的人十九世紀(jì)初，英國(guó)科學(xué)家道爾頓（DaltonJ）提出原子學(xué)說但認(rèn)為原子不可分割湯姆遜（Thosmon）發(fā)現(xiàn)電子，提出原子由原子核和電子組成但認(rèn)為原子是由一個(gè)帶正電的連續(xù)體與帶負(fù)電的電子粘合在一起的粒子，中間沒有空隙。盧瑟福（Ruthergord）發(fā)現(xiàn)原子的帶正電部分是一個(gè)很小的核，與電子之間存在很大空隙。由此提出原子的“太陽(yáng)行星系”模型，認(rèn)為電子在原子核外的固定軌道上運(yùn)行。SirErnestRutherford(30.8.1871-19.10.1937)可見光的分解光和電磁輻射可見光譜(連續(xù)光譜)

氫原子光譜HαHβHγHδ氫原子光譜是不連續(xù)的線狀光譜其頻率具有一定的規(guī)律普朗克（Planck）根據(jù)氫原子光譜是不連續(xù)的線狀光譜這一實(shí)驗(yàn)事實(shí)，提出了的量子論。物質(zhì)吸收和放出的能量是一份一份的，不連續(xù)的，即量子化的。光量子的能量：E=

hv玻爾理論玻爾(N.Bohr)玻爾（Bohr）根據(jù)氫原子光譜是不連續(xù)的線狀光譜這一實(shí)驗(yàn)事實(shí)，以普朗克的量子論為基礎(chǔ)，在1913年提出了定態(tài)原子模型。Bohr定態(tài)原子模型的要點(diǎn)

電子在某一定態(tài)軌道上運(yùn)動(dòng)時(shí)，既不吸收也不輻射能量。核外電子只能在一些有確定半徑和能量的軌道上運(yùn)動(dòng)，這些軌道的能量狀態(tài)不隨時(shí)間而變，稱為定態(tài)軌道。(1)定態(tài)軌道概念(2)軌道能級(jí)的概念不同的定態(tài)軌道能量不同。離原子核越近的能量越低。軌道的這些不同的能量狀態(tài)，稱為能級(jí)。氫原子軌道能級(jí)示意圖氫原子軌道能級(jí)示意圖通常，電子處在離核最近的軌道上，能量最低——基態(tài)；原子獲得能量后，電子被激發(fā)到高能量軌道上，原子處于激發(fā)態(tài)電子從激發(fā)態(tài)回到基態(tài)時(shí)釋放光能，光的頻率取決于軌道間的能量差。軌道間的能量差是量子化的（即是不連續(xù)的）因此氫原子光譜是不連續(xù)的線狀光譜。玻爾理論存在不能解釋多電子原子光譜等缺陷。h：普朗克常數(shù)二、量子力學(xué)概念(三)

薜定諤方程(二)

測(cè)不準(zhǔn)原理(一)

電子的波粒二象性(一)

電子的波粒二象性光具有波粒二象性（波動(dòng)性和粒子性）。

1924年，德布羅意（deBroglieLV）預(yù)言所有的微觀粒子（原子、電子等）都具有波粒二象性德布羅意關(guān)系式λ=hmv普朗克常數(shù)德布羅意

1927年，Davissson和Germer應(yīng)用Ni晶體進(jìn)行電子衍射實(shí)驗(yàn)，證實(shí)電子具有波動(dòng)性。

C.DavissonandL.Germar1927，美國(guó)電子衍射實(shí)驗(yàn):物質(zhì)波（德布羅意波）是一種概率波微粒在空間某點(diǎn)的波的強(qiáng)度與其在該點(diǎn)出現(xiàn)的概率密度成正比。電子波是一種概率波。概率密度：微粒在空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率（幾率）。微觀粒子具有波動(dòng)性的正確解釋是統(tǒng)計(jì)解釋。原子核外電子運(yùn)動(dòng)沒有確定的軌道,而是具有按概率分布的統(tǒng)計(jì)規(guī)律。(二)

測(cè)不準(zhǔn)(不確定)原理1927年,海森堡提出的測(cè)不準(zhǔn)原理能說明電子這種微觀粒子的統(tǒng)計(jì)性運(yùn)動(dòng)規(guī)律海森堡(Heisenberg)測(cè)不準(zhǔn)原理:對(duì)于具有波粒二象性的微粒而言,不可能同時(shí)準(zhǔn)確測(cè)定它們?cè)谀乘查g的位置和速度(或動(dòng)量).原子核外電子運(yùn)動(dòng)沒有確定的軌道,而是具有按概率分布的統(tǒng)計(jì)規(guī)律.ΔxΔp≥h/4π(三)

薛定諤方程1926年薛定諤（Schr?dinger）提出了描述微觀粒子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的基本方程-薛定諤波動(dòng)方程：偏導(dǎo)數(shù)薛定諤，(1887～1961)奧地利理論物理學(xué)家，是波動(dòng)力學(xué)的創(chuàng)始人薛定諤方程波函數(shù)是空間直角坐標(biāo)x、y、z的函數(shù)

=（x，y，z）波函數(shù)是薜定諤方程的解。對(duì)于一個(gè)指定的原子體系，波函數(shù)是描述原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的數(shù)學(xué)表示式。第二節(jié)氫原子的波函數(shù)和量子數(shù)一、波函數(shù)三、波函數(shù)的圖形二、原子軌道和量子數(shù)一、波函數(shù)解一個(gè)指定的原子體系（如氫原子體系）的薜定諤方程，可以得到一系列的波函數(shù)，和一系列相應(yīng)的能量值。例如波函數(shù)相應(yīng)的能量值薜定諤方程的解即波函數(shù)不止一個(gè)，而是有許多個(gè)，其中有些是合理的，有些是不合理的。每一個(gè)合理的解代表電子的一種可能運(yùn)動(dòng)狀態(tài)（定態(tài)），與其對(duì)應(yīng)的能量為該定態(tài)的能級(jí)。例如基態(tài)氫原子的電子能態(tài)為：電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可用波函數(shù)和其相應(yīng)的能量來描述。波函數(shù)是空間直角坐標(biāo)x、y、z的函數(shù)

=（x，y，z）解薛定諤方程式時(shí),為方便起見,將直角坐標(biāo)(x,y,z)變換為球極坐標(biāo)(r,,):波函數(shù)轉(zhuǎn)換為空間球極坐標(biāo)r、、

的函數(shù)(x,y,z)(r,,)=R(r)·Y(,).徑向波函數(shù)角度波函數(shù)直角坐標(biāo)(x,y,z)與球坐標(biāo)(r,θ,φ)的轉(zhuǎn)換

222zyxr++=cosrz=qsinsinry=φqcossinrx=φq()()φq,,

,,

rΨzyxΨ()()φq,YrR=在數(shù)學(xué)上，函數(shù)都有相應(yīng)的空間圖象。波函數(shù)的空間圖象可理解為電子的空間運(yùn)動(dòng)范圍。波函數(shù)的空間圖象稱為原子軌道。原子軌道是波函數(shù)的空間圖象。波函數(shù)是原子軌道的數(shù)學(xué)表示式。波函數(shù)與原子軌道常作為同義詞使用。二、原子軌道和量子數(shù)解薜定諤方程時(shí)可得到許多個(gè)波函數(shù)。每個(gè)波函數(shù)都包含有三個(gè)常數(shù)，稱為三個(gè)量子數(shù)，分別用n，l，m表示。不同的波函數(shù)三個(gè)量子數(shù)的值不同。這三個(gè)量子數(shù)只有按一定規(guī)則取值和組合時(shí)，相應(yīng)的波函數(shù)和能量值才是合理的，才代表了電子的一種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。原子核外的電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可用四個(gè)量子數(shù)（n，l，m再加上另一量子數(shù)si）進(jìn)行描述。四個(gè)量子數(shù)①主量子數(shù)n

③磁量子數(shù)

m

④自旋量子數(shù)（自旋角動(dòng)量量子數(shù)）

si②角量子數(shù)（軌道角動(dòng)量量子數(shù)）ln=1,2,3,……KLMNOPn值決定了電子在核外出現(xiàn)概率最大的區(qū)域離核的遠(yuǎn)近及其能量的高低.1.主量子數(shù)(n)取值限制：只能取非零正整數(shù)n值

123456n值代號(hào)n值越小，則該電子層離原子核的平均距離越近，其能級(jí)越低。物理意義：每一個(gè)n值代表一個(gè)電子層.2.角量子數(shù)(l)l值0123spdf例如，當(dāng)n=3時(shí)，l只可取0，1，2這三個(gè)值。取值限制：l

的取值受n值限制,

l可取值為0,1,(n-1)l值代號(hào)物理意義：在指定的電子層，每一個(gè)l值代表一個(gè)電子亞層.例如，在第3電子層（n=3），l只可取0，1，2這三個(gè)值。表示在第3電子層只有三個(gè)電子亞層，即3s亞層、3p亞層、3d亞層。在第n

電子層剛好包含n個(gè)電子亞層。在多電子原子中，對(duì)于同一電子層，

l值越小，則該電子亞層的能級(jí)越低。當(dāng)n值相同時(shí),亞層能級(jí)相對(duì)高低為

ns

<

np

<

nd<

nf處于不同電子亞層的原子軌道（即波函數(shù)的空間圖象）的形狀是不相同的。處于同一電子亞層的原子軌道（即波函數(shù)的空間圖象）的形狀則是相同或相近的。角量子數(shù)

l決定了原子軌道的形狀。不同電子亞層中的原子軌道的形狀l值0123s亞層p亞層d亞層f亞層電子亞層軌道形狀球形啞鈴形花瓣形l值越大，相應(yīng)的原子軌道的形狀越復(fù)雜。

s亞層中的原子軌道稱為

s軌道。

p亞層中的原子軌道稱為

p軌道。3.磁量子數(shù)(m).取值限制:m的取值受l值限制,m可取值為－l0+l共(2l+1)個(gè)值例如，當(dāng)l=2時(shí)，m可?。?，－1，0，1，2等五個(gè)值當(dāng)l值一定時(shí)（即在一定的電子亞層），

m可取多少個(gè)值，就表示這個(gè)亞層共有多少個(gè)原子軌道（波函數(shù)）例如，在d亞層（l=2）有5個(gè)原子軌道，這5個(gè)波函數(shù)稱為5個(gè)d軌道。l值相同m值不同的原子軌道形狀相同或相近，但空間伸展方向不同。磁量子數(shù)m決定原子軌道在空間的伸展方向。同一亞層的原子軌道能量相等,這樣的軌道稱為等價(jià)軌道或簡(jiǎn)并軌道.p亞層（l=1）m可取－1，0，1

三個(gè)值.p亞層有三個(gè)原子軌道,其形狀和能量均相同,但空間伸展方向不同.量子數(shù),電子層,電子亞層、原子軌道數(shù)之間的關(guān)系主量子數(shù)n1234

電子層KLMN

角量子數(shù)l0010120123

電子亞層1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f磁量子數(shù)

m0000000000±1±1±1±1±1±1±2±2±2±3每個(gè)亞層中軌道數(shù)目1131351357每個(gè)電子層軌道數(shù)目n2149164.自旋量子數(shù)(

si

)電子的自旋可有兩個(gè)相反的方向,所以自旋量子數(shù)只有2個(gè)值,+1/2,-1/2.通常用“↑”“↓”表示自旋相反的兩電子互相吸引.三個(gè)量子數(shù)n、l、m

取的合理組合決定了一個(gè)原子軌道.描述電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)還需第四個(gè)量子數(shù)想象中的電子自旋★兩種可能的自旋方向:正向(+1/2)和反向(-1/2)★產(chǎn)生方向相反的磁場(chǎng)★相反自旋的一對(duì)電子,磁場(chǎng)相互抵消.每個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)需用4個(gè)量子數(shù)n、l、m以及si

來描述,缺一不可.解:m=+1,0,-1例題:補(bǔ)足下列缺少的量子數(shù):n=3,l=1,m=?,

si

=-1/2.例如n=2,l=1,m=-1,si

=+1/2.指的是第2電子層的p亞層中的一個(gè)原子軌道上自旋方向以(+1/2)為特征的那個(gè)電子.三、波函數(shù)的圖形波函數(shù)可分為徑向波函數(shù)R和角度波函數(shù)Y

兩部分:n,l,m(r,,)=Rn,l,(r)·Y

l,m(,)角度波函數(shù)徑向波函數(shù)波函數(shù)的徑向部分波函數(shù)的角度部分角度波函數(shù)Y

l,m(,)

的空間圖像就是相應(yīng)的原子軌道的角度分布圖。()0/3041,,arearΨ-=pφq角度部分：()41,Y=pφq()0/301arearR-=徑向部分：n,l,m(r,,)=Rn,l,(r)·Y

l,m(,)氫原子的1s波函數(shù)(1s軌道)：n=1,l=0,m=0是一種球形對(duì)稱分布角度部分s軌道的角度分布圖：氫原子的2p波函數(shù)：n=2,l=1,m=+1,0,-1+－30°60°θ角度波函數(shù)p軌道的角度分布圖其中，藍(lán)色為“＋”號(hào)，紅色為“－”號(hào)。正負(fù)號(hào)以及Y的極大值空間取向?qū)?duì)原子之間能否成鍵及成鍵的方向性起著重要作用。+－+－+－pz原子軌道的角度排布pz原子軌道的角度分布pY原子軌道的角度分布d軌道的角度分布圖++++++++++其中，淺色為“＋”號(hào)，深色為“－”號(hào)。f軌道的角度分布圖概率密度和電子云描述電子在核外出現(xiàn)的概率密度分布所得到的空間圖像稱為電子云.在原子核外某處單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率稱為電子在該處的概率密度,1.概率密度:2.電子云概率密度與|Ψ|2成正比,可用|Ψ|2來表示概率密度.用小黑點(diǎn)的疏密表示概率密度的相對(duì)大小.3.電子云的角度分布圖將|Ψ|2的角度分布部分|Y|2作圖所得的圖象.S電子云角度分布圖剖面圖p電子云的角度分布圖電子云的角度分布圖與原子軌道角度分布圖的差異:(1)原子軌道角度分布圖有正負(fù)之分,電子云全為正.(2)電子云圖比相應(yīng)的原子軌道圖要“瘦”.原因:(1)|Y|2

恒為正值,(2)|Y|小于1.pY電子云的角度分布dxy電子云角度分布圖dx2-y2電子云角度排布圖dx2-y2電子云角度分布圖dz2電子云角度分布圖

電子云的徑向分布函數(shù)D（r）的定義式：

4、電子云的徑向分布函數(shù)圖D值越大表明在這個(gè)球殼里電子出現(xiàn)的幾率越大。電子云徑向分布函數(shù)D（r）的物理意義D（r）=4πr2R2離核距離為r的“無限薄球殼”里電子出現(xiàn)的概率（概率等于概率密度乘體積，這里的體積就是極薄球殼的體積）。R=Rn,l(r)

球形薄球殼夾層示意圖

1s電子云的徑向分布函數(shù)圖

s電子云的徑向分布函數(shù)圖象3s2s1s1s2s3sS電子云角度分布圖1s2s3s角度分布剖面圖電子云的徑向分布函數(shù)圖象3s3p2s2p1s3s3d3p2s2p1s電子云的徑向分布函數(shù)圖象我們從圖中看到，D（r）圖象是峰形的。峰數(shù)等于相應(yīng)主量子數(shù)n和角量子數(shù)l之差（n–l）電子云n–l

值峰數(shù)電子云n–l

值峰數(shù)

1s1–0=112s2–0=222p2–1=113s3–0=333p3–1=224s4–0=444p4–1=33

3d3–2=11最高的峰稱為主峰主峰代表了電子出現(xiàn)概率最大的球殼離核的距離主量子數(shù)n值越小，主峰離核越近。外層電子的次峰可以比內(nèi)層電子的主峰離核更近（鉆穿效應(yīng)）3d電子云和4s電子云徑向分布函數(shù)圖像的比較第三節(jié)

多電子原子的核外電子排布二、基態(tài)原子的核外電子排布一、多電子原子的能級(jí)一、多電子原子的能級(jí)在多電子原子中，電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)與氫原子中電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)相似。每個(gè)電子有相應(yīng)的波函數(shù)n,l,m(r,,)。量子數(shù)及波函數(shù)的意義及規(guī)律與氫原子相同。原子軌道和電子云的意義及圖像與氫原子相似。多電子原子中,核電荷對(duì)某個(gè)電子的吸引力,因其它電子對(duì)該電子的排斥而被削弱的作用.式中為屏蔽常數(shù).同層電子之間0.35(第一層0.30);(n-1)層對(duì)n層為0.85;(n-1)層以內(nèi)的對(duì)n層為1.00.Z′=Z-通常把電子實(shí)際所受到的核電荷有效吸引的那部分核電荷稱為有效核電荷,以Z′表示.1.屏蔽效應(yīng)+2e-e-He+2e-He+2-σe-假想He由核外電子云抵消一些核電荷的作用。屏蔽效應(yīng)：σ

屏蔽常數(shù)。Z－σ=Z′，Z′——有效核電荷數(shù)進(jìn)入原子內(nèi)部空間，受到核的較強(qiáng)的吸引作用。3d與

4s電子云的徑向分布圖2.鉆穿效應(yīng)Pauling近似能級(jí)圖3.原子軌道近似能級(jí)圖多電子原子中原子軌道的能級(jí)高低規(guī)律(1)電子層數(shù)不同時(shí)（n不同l相同）1s＜2s＜3s＜4s＜5s＜6s＜7s2p＜3p＜4p＜5p＜6p3d＜4d＜5d＜6d(2)同一電子層的不同亞層（n相同l不同）

ns＜np＜nd＜nf(3)能級(jí)交錯(cuò)例：4s＜3dns<(n-2)f<(n-1)d<np一般地我國(guó)著名化學(xué)家北京大學(xué)徐光憲教授，根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，對(duì)基態(tài)多電子原子軌道的能級(jí)高低提出一種定量的依據(jù)，并把

n+0.7l值的第一位數(shù)字相同的各能級(jí)組合為一組，稱為某能級(jí)組。即n+0.7l值愈大，軌道能級(jí)愈高，能級(jí)1s2s2p3s3p4s3d4pn+0.7l1.02.02.73.03.74.04.44.7能級(jí)組ⅠⅡⅢⅣ組內(nèi)電子數(shù)288185s4d5p6s4f5d6p5.05.45.76.06.16.46.7ⅤⅥ1832

1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)…根據(jù)徐光憲公式計(jì)算可以明確原子能級(jí)由低到高依次為此順序與鮑林近似能級(jí)順序吻合。括號(hào)表示能級(jí)組。徐光憲,北京大學(xué)教授二、基態(tài)原子的核外電子排布1.

泡利(Pauli)不相容原理多電子原子的核外電子排布遵循三個(gè)規(guī)律:根據(jù)泡利不相容原理，每個(gè)原子軌道中最多只能容納兩個(gè)電子，并且這兩個(gè)電子必須自旋方向相反.在同一個(gè)原子中,不可能有四個(gè)量子數(shù)完全相同的兩個(gè)電子同時(shí)存在。在同一個(gè)原子中，不容許有兩個(gè)電子處于完全相同的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。電子層、電子亞層、軌道數(shù)、電子數(shù)之間的關(guān)系主量子數(shù)n1234

電子層KLMN角量子數(shù)l0010120123

電子亞層1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f每個(gè)亞層中軌道數(shù)目1131351357每個(gè)電子層軌道數(shù)目n214916每個(gè)亞層可容納電子數(shù)2262610261014每個(gè)電子層可容電子數(shù)

2n22818322.能量最低原理基態(tài)多電子原子的核外電子在核外排布時(shí)總是盡先占據(jù)能量最低的軌道，只有當(dāng)?shù)湍芰康能壍勒紳M后，才依次排入高能量的軌道。電子在能量相同的軌道（簡(jiǎn)并軌道）上排布時(shí)，總是盡可能單獨(dú)分占不同的軌道,且自旋方向相同.3.

洪特(Hund)規(guī)則簡(jiǎn)并軌道處于全充滿、半充滿、全空時(shí),原子較穩(wěn)定.1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f6s6p6d電子填充順序圖基態(tài)原子的核外電子排布(分布)式的書寫例：寫出基態(tài)氮原子的核外電子排布式。

7N：1s22s22p3解：基態(tài)原子的核外電子排布軌道表示式的書寫例：寫出基態(tài)7N核外電子排布的軌道表示式。

7N：解：1s2s2p

7N：1s2s2p2p

7N：1s2s

7N：1s2s2p例：寫出基態(tài)鐵原子的核外電子排布式。

26Fe：解：1s222s22p63s23p63d64s電子填充順序?yàn)殡娮酉冗M(jìn)入4s亞層，4s亞層填滿后電子再進(jìn)入3d亞層。但在書寫時(shí)一律按電子層的順序?qū)?，因?d寫在4s之前。例：寫出基態(tài)鐵原子的核外電子排布式。

26Fe：解：1s222s22p63s23p63d64s電子填充順序?yàn)殡娮酉冗M(jìn)入4s亞層，4s亞層填滿后電子再進(jìn)入3d亞層。但在書寫時(shí)一律按電子層的順序?qū)懀虼?d寫在4s之前。電子排布式的簡(jiǎn)寫：將內(nèi)層已達(dá)到稀有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分用稀有氣體的元素符號(hào)加方括號(hào)表示，并稱為原子芯（或原子實(shí)）例：18Ar的電子排布式為:1s22s22p63s23p6電子排布式的簡(jiǎn)寫：將內(nèi)層已達(dá)到稀有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分用稀有氣體的元素符號(hào)加方括號(hào)表示，并稱為原子芯（或原子實(shí)）例：18Ar的電子排布式為:1s22s22p63s23p6

26Fe：1s222s22p63s23p63d64s可簡(jiǎn)寫為

26Fe：23d64s[Ar]價(jià)層電子例：寫出基態(tài)鐵原子的電子排布軌道表示式。

26Fe：23d64s[Ar]解

26Fe：[Ar]3d4s例：寫出基態(tài)鉻原子的核外電子排布式。

24Cr：解：21s22s22p63s23p63d44s例：寫出基態(tài)鉻原子的核外電子排布式。

24Cr：解：1s122s22p63s23p63d54s3d亞層和4s亞層均半充滿，原子更穩(wěn)定。簡(jiǎn)寫

24Cr：13d54s[Ar]價(jià)層電子基態(tài)鉻原子的核外電子排布軌道表示式3d亞層和4s亞層均半充滿，原子更穩(wěn)定。簡(jiǎn)寫

24Cr：13d54s[Ar]

24Cr：[Ar]3d4s例：寫出基態(tài)銀原子的核外電子排布式。

47Ag：解：1s222s22p63s23p63d104s24p64d95s例：寫出基態(tài)銀原子的核外電子排布式。

47Ag：解：1s222s22p63s23p63d104s14p64d105s4d亞層全充滿、5s亞層均半充滿，原子更穩(wěn)定。簡(jiǎn)寫

47Ag：14d105s[Kr]價(jià)層電子構(gòu)型（價(jià)層電子組態(tài)）注意:價(jià)電子層中的電子并非一定全是價(jià)電子.3d54s24d5s101Ag的氧化數(shù)只有+1,+2,+3.價(jià)電子參加化學(xué)反應(yīng)時(shí)能用于成鍵的電子.價(jià)電子層（簡(jiǎn)稱價(jià)層）就是價(jià)電子所在的電子層和亞層.就是價(jià)電子層的電子排布式.例25Mn的價(jià)層電子構(gòu)型為:例47Ag的價(jià)層電子構(gòu)型為:26Fe的電子排布式為[Ar]3d64s2.Fe2+的電子排布式是否為:[Ar]3d44s2.否正確的Fe2+的電子排布式[Ar]3d64s0原因：陽(yáng)離子的有效核電荷比原子多，造成基態(tài)陽(yáng)離子的軌道能級(jí)與基態(tài)原子的軌道能級(jí)有所不同。簡(jiǎn)單基態(tài)陽(yáng)離子的電子排布一般規(guī)律基態(tài)原子外層電子填充順序:→

ns

→

(n-2)f

→

(n-1)d

→

np價(jià)電子電離順序：→np→ns→(n-1)d

→(n-2)f例25Mn2+:[Ar]3d54s0第四節(jié)

原子的電子組態(tài)與元素周期表二、元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律一、核外電子排布與元素周期表一、核外電子排布與元素周期表元素周期表

元素周期律：元素以及由它形成的單質(zhì)和化合物的性質(zhì)，隨著元素的原子序數(shù)(核電荷數(shù))的依次遞增，呈現(xiàn)周期性的變化。元素周期表：周期號(hào)數(shù)等于電子層數(shù)。各周期元素的數(shù)目等于相應(yīng)能級(jí)組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。主族元素的族號(hào)數(shù)等于原子最外層s、p電子總數(shù)。各周期元素與相應(yīng)能級(jí)組的關(guān)系周期能級(jí)組能級(jí)中原子軌道電子最大容量元素?cái)?shù)目

111s222s2p333s3p444s3d4p

555s4d5p666s4f5d6p

777s5f6d(未完)228888181818183232尚未布滿23(未完)s區(qū)—ns1－2p區(qū)—ns2np1－6d區(qū)—(n－1)d1－10ns1－2(Pd無s電子)f區(qū)—(n－2)f1－14(n－1)d0－2ns2結(jié)構(gòu)分區(qū)：主族元素副族元素零族ns1~2ns2np1~6(n-1)d1~10s1~2(n-2)f1~14s區(qū)p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)過渡元素內(nèi)過渡元素↓↑元素周期表門捷列夫例寫出25號(hào)元素的基態(tài)原子核外電子排布式并指出其在周期表中所屬周期、族和區(qū)。1s222s22p63s23p63d54s解電子排布式或[Ar]3d54s2第4周期，ⅦB族，d區(qū)二、元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律1.有效核電荷Z′元素原子序數(shù)增加時(shí)，原子的有效核電荷Z′呈現(xiàn)周期性的變化。同一周期：短周期：從左到右，Z′顯著增加。

長(zhǎng)周期：從左到右，前半部分有Z′增加

不多，后半部分顯著增加。同一族：從上到下，Z′增加，但不顯著。共價(jià)半徑

范德華半徑（vander

Waals

半徑）主族元素：從左到右r減?。粡纳系较聄增大。過渡元素：從左到右r緩慢減小；

從上到下r略有增大。金屬半徑2.原子半徑rV金屬半徑共價(jià)半徑范德華半徑.原子半徑變化規(guī)律.3.電離能基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個(gè)正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一