第8章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律2015-2

8.4核外電子排布一、多電子原子的能級順序(1)n，E。例：1s2s3s4s···；

E2p<E3p<E4p<E5p

(2)n相同，l，E。例：2s2p；3s3p3d；(3)特例：能級交錯(energyleveloverlap)n和l都不同的電子，如3d和4s，其能級順序為：E5sE4d，E6sE4fE5dE4sE3d，可用n＋0.7l規(guī)則來判斷能級順序8.4.1多電子原子中電子運動的描述和近似能級圖能級組內(nèi)軌道能量差別較小。第7周期第6周期第5周期第4周期第3周期第2周期第1周期7s,5f,6d,7p7~7.76s,4f,5d,6p6~6.75s,4d,5p5~5.74s,3d,4p4~4.73s,3p3~3.72s,2p2~2.71s1n+0.7l原子軌道能量屏蔽效應和鉆穿效應不要求(了解)：屏蔽常數(shù)=0,n外層電子；=0.35,同層電子；=0.85,(n-1)內(nèi)層電子；=1,(n-2)內(nèi)層電子；=1,d/f上的電子(除外層電子外)。

例如19K:

若4s1:Z*=Z-

=2.2若3d1:Z*=Z-

=1能級組：根據(jù)n+0.7l數(shù)值分組(徐光憲)多電子原子的能級順序排滿np軌道后總是進入到下一電子層的電子排布！2.泡利不相容原理：每個原子軌道上最多只能容納兩個自旋相反的電子。1.能量最低原理：核外電子在原子軌道上的排

布首先進入能量低的軌道。3.洪特規(guī)則：電子在能量相同的軌道(簡并軌道)上填充時，總是自旋平行并且分占不同的軌道。8.4.2原子核外電子的排布np2np4原子核外電子排布的三個規(guī)則：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p→高能量洪特規(guī)則的特例：等價軌道處于全充滿、半充滿或全空時比較穩(wěn)定。全充滿p6，d10，f14半充滿

p3，d5，f7全空

p0，d0，f0例1：7N

原子的核外電子排布為：1s2s2p電子排布式：軌道表示式：1s22s22p324Cr1s22s22p63s23p6

3d54s1

29Cu1s22s22p63s23p6

3d104s13d44s2?3d94s2？注意：不同能級的軌道間洪特規(guī)則特例不適用。例如：2s22p2不是2s12p32s2p為突出正在填充的電子的排布特點，常將內(nèi)層已達到稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的部分寫成“原子實”，用[稀有氣體元素符號]表示。如：26Fe1s22s22p63s23p6

3d64s2

[Ar]Fe:[Ar]3d64s2

寫一寫32Ge的核外電子排布？

1s22s22p63s23p63d104s24p2或者[Ar]3d104s24p2

83Bi的核外電子排布？

1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p3或者[Xe]4f145d106s26p3

注意：原子失去電子形成離子時，失電子順序為由外層到內(nèi)層逐層失去。即：np→ns→(n-1)d→(n-2)f。例：Al3+的電子排布如何？Al核外電子排布：1s22s22p63s23p1

Al3+：1s22s22p6Fe2+：1s22s22p63s23p63d54s1?例：26Fe:1s22s22p63s23p63d64s2Fe2+的核外電子排布如何？Fe2+：1s22s22p63s23p63d6應逐層失去！離子的電子排布：對于離子的外層電子來說，n+0.4l越大，能級越高。Atom

Energylevelorder

Spectrumexperimentalorder

Cr

Mo

Cu

Ag

Au

[Ar]3d

44s

2

[Kr]4d

45s

2

[Ar]3d

94s

2

[Kr]4d

95s

2

[Xe]4f145d

96s

2

[Ar]3d

54s

1[Kr]4d

55s

1

[Ar]3d

104s

1

[Kr]4d

105s

1[Xe]4f14

5d106s

1

小

結(jié)根據(jù)原子軌道的能級順序和核外電子排布原則寫出基態(tài)原子的電子組態(tài)（排布），是本節(jié)最重要的教學目的之一。記住一些重要的例外，它們與亞層半滿狀態(tài)和亞層全滿狀態(tài)的相對穩(wěn)定性有關（洪特規(guī)則的特例）。8.5元素周期律1869年門捷列夫在總結(jié)大量科學實驗的基礎上，對當時已發(fā)現(xiàn)的63種元素的化學性質(zhì)與物理性質(zhì)歸納，發(fā)現(xiàn)了元素之間內(nèi)在聯(lián)系———化學元素周期律。8.5.1原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期表1.元素的周期和周期表元素所屬的周期是其基態(tài)原子最外層電子所在的能級組決定。周期數(shù)＝層數(shù)(Pd除外)。7s,5f,6d,7p6s,4f,5d,6p5s,4d,5p4s,3d,4p3s,3p2s,2p1s能級組各周期元素的數(shù)目等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。軌道數(shù)144991616DsRg2.元素的族傳統(tǒng)上仍沿用主（A）、副（B）族分類法。主族元素的族數(shù)等于該族元素原子的最外層電子數(shù)(價電子),也與該族元素的最高氧化數(shù)相一致(O和F除外)。IIIB～VIIB族元素，價電子(最外層＋次外層電子)總數(shù)等于其族數(shù)；IB和IIB族元素，最外層電子數(shù)等于族數(shù)，次外層已滿;VIII族電子排布有異常情況。（副族元素電子排布只要求掌握第四周期第一過渡金屬系列）32Ge處于哪個周期屬于哪個族？

[Ar]3d104s24p2第五周期,VIA,Te[Kr]4d105s25p4呢？其元素符號是什么？寫出[Ar]3d104s2、[Ar]3d54s1的周期、族數(shù)及元素符號。3.元素的分區(qū)IAIIAIIIB

VIIB、VIIIIBIIB0IIIA

VIIALa系Ac系s區(qū)p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)ns1~2ns2np1~6(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2如何區(qū)分s區(qū)與ds區(qū)元素？8.5.2元素性質(zhì)的周期性1.核外電子構(gòu)型根據(jù)核外電子排布的原則和光譜實驗結(jié)果，可以得到各原子的基態(tài)電子結(jié)構(gòu)。最外層的電子總是重復ns1

ns2np6(H、He除外)。對于大多數(shù)元素，最外層的電子數(shù)為什么不超過8個？原子電子層結(jié)構(gòu)的周期性變化，導致了一些原子參數(shù)出現(xiàn)顯著的周期變化規(guī)律。如：原子半徑、電離能、電子親合能、電負性。2.原子半徑（r）金屬半徑:適用于金屬元素，相鄰原子核間距離的一半。vanderWaals半徑：兩個原子只靠分子間作用力相互吸引時，其核間距的一半(如：He，Ne，Ar等)。共價半徑：適用于非金屬元素，它們核間距離的一半。由于電子云沒有邊界，原子半徑也就無一定數(shù)。最外層電子離核距離決定原子的半徑。主族元素主族元素：從左到右

r減??；從上到下

r增大。0原子半徑大，與同一原子間的鍵長也變大。例如：C-F<C-Cl<C-Br原子半徑取決于最外層電子受原子核的吸引力大小，與內(nèi)層電子對最外層電子的靜電屏蔽大小有關。解釋:電子層數(shù)不變的情況下，有效核電荷的增大導致核對外層電子的引力增大，導致同周期主族元素從左到右原子半徑逐漸減小。Li:Z*=1.35,Be:Z*=2.05I過渡元素新增電子排在次外層，內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽較強，核對外層電子的引力增加不明顯，導致原子半徑減小趨勢較緩。鑭系元素原子半徑減小更緩（La~Lu共減小0.144?，鑭系收縮）對于同族元素，自上到下電子層數(shù)增加起主導作用，核對外層電子的吸引減小，導致同族元素自上到下原子半徑逐漸增大。3.電離能：基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)離子所需要的能量稱為第一電離能，用I1表示。由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第二電離能，用I2表示。E+(g)E2+(g)+e-I2E(g)

E+(g)+e-I1增大第一電離能呈現(xiàn)周期性變化影響電離能大小的因素：原子的核電荷數(shù)原子半徑電子的構(gòu)型半充滿、全充滿的軌道具有較穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)，因此具有較大的電離能。有效核電荷數(shù)增大，原子半徑減小同一主族：從上到下，I1依次變小解釋：有效核電荷Z*增加不多，r增大為主要因素，核對外層電子引力依次減弱，電子易失去,I1減小。同一周期：主族元素從IA到鹵素，I1增加；過渡元素從左到右I1略有增加解釋：Z*增大，r減小，I1增大，稀有氣體的I1最大；過渡元素電子依次加到次外層，Z*增加不多，r減小緩慢，I1略有增加。N、P、As、Sb、Be、Mg電離能較大：半滿，全滿。反常：I1(B)<I1(Be),I1(O)<I1(N),

充滿或半充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)4.電子親和能（

E

）

元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時獲得一個電子成為一價氣態(tài)負離子所放出的能量稱為電子親和能。當負一價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。測量困難，數(shù)據(jù)不完整。O(g)

+e-O-(g)E1

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

+e-

O2-(g)E2

=844.2kJ.mol-1氣態(tài)O2-不穩(wěn)定親和能數(shù)值越低，原子得電子能力越大，非金屬性越強。電負性可以綜合衡量各種元素的金屬性和非金屬性。5.電負性(X)：

分子中原子吸引電子的能力。