第九章 原子结构与周期系2.ppt

第三节 原子核外电子排布和元素周期系一、多电子原子的原子轨道能级 单电子原子中，只考虑原子核对电子的吸引，电子 能量只与 n 有关 即∶ 1s＜ 2s＝2p ＜ 3s＝3p＝3d · · ·多电子原子中，电子能量不仅要考虑原子核对其的 吸引，还应考虑各轨道电子之间的相互排斥作用， 电子能量与 n 和 l 有关 即∶ 1s＜ 2s＜2p ＜ 3s＜3p · · ·1(一) 鲍林原子轨道近似能级图2(1) 将能级相近的原子轨道排为一个能级组，目前有7 个能级组2) 鲍林近似能级图表示多电子原子中，原子轨道能 级的高低顺序（与 n 和 l 有关）∶(3) “能级交错” ：例如： E4s＜ E3d ， E 5s＜ E4d ， E 6s＜E4f＜E5d 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p31、屏蔽效应多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用看 作部分地抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸引， 即其他电子起到了部分地屏蔽核电荷对某电子的吸 引力，称为屏蔽效应该电子受到的有效核电荷 Z* = Z -  ， ：屏蔽常数 对单电子的氢原子：不要求  的计算 。

4一般屏蔽效应是内层对外层或同一层之间 ；外层电子对内层电子一般不产生屏蔽效 应同一层屏蔽效应： ns＞np＞nd＞nf 与钻穿能力一致）钻穿越深的电子对其他电子的屏蔽越大52、钻穿效应由于l 不同，其壳层概率的径向分布不同而引起的 能级变化称为钻穿效应峰数= n - l 钻穿能力 ns＞np＞nd＞nf n 相同时， l 越 小，峰越多，钻得越深，受核的吸引力越强，能级越低 另参见p144 图7-186多电子原子中，原子轨道的能级变化的解释∶ （1）E1s ＜ E2s ＜E3s ＜ E4s · · ·E2p ＜ E3p＜ E4p＜ E5p · · ·n 越大，受内层电子的屏蔽效应越大, 能级越高 （2） Ens ＜ Enp＜ End＜ Enf · · · n 相同(同一层) ， l 越小，钻得越深，能级越低3） E4s＜ E3d ， E 5s＜ E4d ， E 6s＜E4f＜E5d · · ·n 和l 都不同，钻得越深，能级越低从而引起“能级交错” ，内层电子能级高于外层7(二) 科顿原子轨道能级图 （了解）鲍林原子轨道能级图∶假设所有不同元素原子的相同轨道能级高低 相同但简单明了，基本反映了原子核外电子 的填充次序。

科顿原子轨道能级图∶反映了随原子序数的增加，不同元素原子的 相同轨道能级逐渐降低较全面反映了光谱实 验结果，但较复杂难记8(三) 徐光宪近似规律徐光宪近似规律 （了解）多电子原子体系外层电子的能级与(n+ 0.7l )有关, (n+ 0.7l ) 值越大, 能级越高;如∶ E 6s （6+0） ＜E4f （4+2.1） ＜E5d （5+1.4） 对于离子的外层电子, (n+ 0.4l) 值越大, 能级越高; 如 ∶ Fe 3d64s2 ， Fe2+ 3d64s0即原子失去电子的次序与充填电子的次序不完全相 同9二、原子核外电子的排布与电子结构(一) 核外电子排布的原则1、能量最低原理在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的 轨道，使整个体系的能量最低具体可按鲍林近似能级图依次充填电子1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p2、泡利不相容原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两 个电子存在每个原子轨道最多能容纳两个电子 ，并且自旋相反） 103、洪特规则在等价轨道(n 和l 相同)中，电子尽可能单独占据 各等价轨道，且自旋方向相同。

（电子成对能）如， p3 而不是洪特规则的特例∶等价轨道全充满、半充满或全空 的状态是比较稳定的如，全充满 p6，d10，f14 半充满 p3，d5， f7全空 p0，d0， f0（电子云整体为一球形对称状态，比较稳定11(二)原子的电子结构例 写出原子序数为8、11的元素的符号及电子结构 式和电子轨道式元素符号 电子结构式 电子轨道式O 1s22s22p4 Na 1s22s22p63s1原子实体例，[Ne] 代表 1s2 2s22p6 [Ar] 代表 1s2 2s22p6 3s23p6[Kr] 代表 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p6 12例 写出原子序数为24、28、29、38、50的元素的符 号及电子结构式和外围电子构型解 元素符号 电子结构式 外围电子构型（价电子构型 ） Cr [Ar] 3d54s1 3d54s1 Ni [Ar] 3d84s2 3d84s2Cu [Ar] 3d104s1 3d104s1Sr [Kr] 5s2 5s2Sn [Kr] 4d105s25p2 5s25p2 按鲍林近似能级图排布电子,再调整同一电子层排在一起。

13原子失去或得到电子是从最外层开始的例 元素符号 原子价电子构型 离子价电子构型Cr 3d54s1 Cr3+ 3d3 Ni 3d84s2 Ni2+ 3d8Cu 3d104s1 Cu+ 3d10Cu2+ 3d9 Sn 5s25p2 Sn2+ 5s2Cl 3s23p5 Cl－ 3s23p6O 2s22p4 O2－ 2s22p6 14三、原子的电子层结构和元素周期系(一) 原子的电子层结构见p162～164 表9-4以及元素周期表。

主族元素、 第4周期副族和ⅠB 、ⅡB元素，完全 符合核外电子排布三原则第5、6周期副族元素以及镧系、锕系元素，有少 部分“例外”情况要以实验结果为准15(二) 原子的电子层结构与周期的划分原子的电子层结构呈现周期性变化，导致元 素性质呈现周期性变化能级组的划分是周期 划分的本质原因第7周期是不完全周期周期数＝能级组数＝电子层数例 根据外围电子构型判断元素在第几周期3s23p2 (第3周期) 3d104s1 (第4周期) 4s1 (第4周期) 4d15s2 (第5周期) 5s25p5 (第5周期) 5d76s2 (第6周期) 例外，46Pd ， 4d10，第5周期，只有4个电子层 1617(三) 原子的电子层结构与族的划分 8个主族(A族)：ⅠA～ⅧA， ⅧA为稀有气体元素 8个副族(B族)：ⅠB～ⅧB， ⅧB包含3个纵列 价电子层（外围电子) ：参与化学反应的电子层 （1） A族： ⅠA 、ⅡA ns1～2ⅢA～ⅧA ns2 np1～6主族的族数 =价电子数=最高氧化值 （2） B族： 族数 最高氧化值 ⅠB 、ⅡB (n-1)d10 ns1～2 ns 电子数 部分价电子数 ⅢB ～ⅦB (n-1)d1 ～5ns1～2 价电子数 价电子数ⅧB (n-1)d 6～10 ns0～2 部分价电子数 部分价电子数 18例 根据外围电子构型判断元素在第几族。

3s23p2 (ⅣA) 3d104s1 (ⅠB) 4s1 (ⅠA) 4d15s2 (ⅢB ) 5s25p5 (ⅦA) 5d76s2 (ⅧB )19(四) 原子的电子层结构与元素的分区按价电子构型的特点，分为五个区∶s 区：ⅠA 、ⅡA ，ns1～2，都是活泼金属p 区： ⅢA～ⅧA，ns2 np1～6 ，大部分为非金属d 区： ⅢB ～ⅧB，(n-1)d 1～10 ns0～2 ，都是金属ds 区：ⅠB 、ⅡB，(n-1)d10 ns1～2 ，都是金属 f 区：镧系(57 ～ 71号元素)和锕系(89 ～103号元 素) ， (n-2) f1～14 (n-1)d0 ～2ns2 ，都是金属 20第四节 元素某些性质的周期性一、原子半径概念： （1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单价 结合时，核间距离的一半2）范德华半径：在分子晶体中，相邻分子间两 个邻近的非成键原子的核间距离的一半3）金属半径：在金属晶体中，相邻的两个接触 原子的核间距离的一半共价半径＜金属半径＜范德华半径21（一）同一周期元素原子半径的变化短周期 (1、2、3) ：从左到右，原子半径逐渐减小 ，变化幅度较大，最后稀有气体的原子半径变大( 范德华半径)。

长周期 (4、5、6) ：从左到右，原子半径逐渐减小( 指总体趋势，过渡元素有起伏)，变化幅度较小二）同一族元素原子半径的变化主族元素： 自上而下，原子半径逐渐增大副族元素：自上而下，原子半径逐渐增大 (指总体 趋势，有例外) ，变化幅度较小，第五、六周期元 素原子半径非常接近 ( 镧系收缩 ) 22二、电离势概念： 第一电离势：基态的气态原子失去最外层的一个电 子成为气态的+1价离子所需的能量A(g) → A+(g) + e I1 第二电离势：由气态的+1价离子再失去一个电子成 为气态的+2价离子所需的能量I1 < I2 < I3 < I4 关于电离势： (1) 电离势越小，说明原子越易失去电子，在气态 时金属性越强 (2) 电离势随Z的变化而呈现周期性的变化23(一)同一周期元素电离势的变化短周期 (1、2、3) ：从左到右， I1 逐渐增大(总体趋 势) ，最后稀有气体的 I1 很大( 8电子稳定结构 ) 反常：IBe＞IB，IMg＞IAl，IN＞IO，IP＞IS (洪特规则) 长周期 (4、5、6) ：从左到右， I1 逐渐增大(总体趋 势) ，最后稀有气体的 I1 很大。

过渡元素规律性较差 反常： I Zn＞IGa，IAs＞ISe，IHg＞ITl，等等 (二)同一族元素电离势的变化 主族元素： 自上而下， I1 逐渐减小副族元素：副族元素I1 变化不规则24三、电子亲和势 概念： 元素的一个气态原子在基态时得到一个电子形成气 态的－1价离子所释放的能量，称为第一电子亲和势 E1 E2 、 E3 ┅类推 说明： （1）大多数元素的E1是正值(放出能量)， E2 、 E3是 负值 （2）电子。