原子結(jié)構(gòu)和元素周期律§2.3多電子原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)與周期律§2.1原子結(jié)構(gòu)理論的發(fā)展概述§2.2原子的量子力學(xué)模型

§2.4元素的性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系1第一頁，共四十七頁。

本章要求1、了解近代微觀粒子結(jié)構(gòu)的初步概念；了解微觀粒子的波粒二象性、能量量子化和統(tǒng)計(jì)解釋。2、了解波函數(shù)、原子軌道、電子云、能級的基本概念。3、掌握n，l，m，ms四個(gè)量子數(shù)及其物理意義；理解s，p，d原子軌道和電子云角度分布圖的特征。4、理解原子軌道的能級組，屏蔽效應(yīng)理論及有效核電荷的計(jì)算。5、掌握核外電子的分布原則及電子分布式的書寫，元素周期律和周期表，元素性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系；理解原子半徑、鑭系收縮、元素的電離能、電子親和能、電負(fù)性、氧化數(shù)、金屬性和非金屬性的概念及其周期變化規(guī)律。第一章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律2第二頁，共四十七頁。一、含核的原子模型

§2.1原子結(jié)構(gòu)理論的發(fā)展概述古中國和古希臘的物質(zhì)結(jié)構(gòu)學(xué)說；道爾頓的原子學(xué)說（1808）：原子不可分；盧瑟福的含核原子模型（1911）。二、玻爾的原子模型

（一）氫原子光譜

（二）玻爾氫原子理論（1913）原子結(jié)構(gòu)理論的幾點(diǎn)假設(shè)：3第三頁，共四十七頁。穩(wěn)定軌道（stableorbital）具有固定的能量，沿此軌道運(yùn)動(dòng)的電子，稱為處在定態(tài)的電子，它不吸收能量，也不發(fā)射能量

1、在原子中，電子不是在任意軌道上繞核運(yùn)動(dòng)，而是在一些符合一定條件（從量子論導(dǎo)出的條件）的軌道上運(yùn)動(dòng)。2、電子在不同軌道上運(yùn)動(dòng)時(shí)具有不同的能量，通常把這些具有不連續(xù)能量的狀態(tài)稱為能級（energylevel）。玻爾氫原子能級為：n稱為量子數(shù)（quantumnumber），其值可取1，2，3…等任何正整數(shù)。B為常數(shù)，其值等于2.1810-18J。

3、當(dāng)電子從某一軌道躍遷到另一軌道時(shí)，有能量的吸收或放出。其頻率可由兩個(gè)軌道的能量差E決定：E2-E1=E=h

h為普朗克常量，其數(shù)值為6.626181034Js。4第四頁，共四十七頁。優(yōu)點(diǎn)：（三）對玻爾理論的評價(jià)首先引入量子化的概念，解釋了氫原子光譜為不連續(xù)光譜。不足：（1）未能完全沖破經(jīng)典力學(xué)連續(xù)概念，只是勉強(qiáng)加進(jìn)了一些人為的量子化條件和假定。（3）未考慮其運(yùn)動(dòng)的波動(dòng)性，采用了宏觀軌道的概念。（2）不能解釋多電子原子（核外電子數(shù)大于1的原子）、分子或固體的光譜。亦不能解釋氫光譜的每條譜線實(shí)際上還可分裂為兩條譜線的現(xiàn)象。5第五頁，共四十七頁。穩(wěn)定軌道（四）幾個(gè)基本概念在原子中一些符合一定條件（從量子論導(dǎo)出的條件）的軌道。穩(wěn)定軌道的特點(diǎn)——具有固定的能量。

定態(tài)電子能級——具有不連續(xù)能量的狀態(tài)。

穩(wěn)定軌道上運(yùn)動(dòng)的電子，不吸收能量，也不發(fā)射能量

基態(tài)——軌道離核最近，能量最低，這時(shí)的能量狀態(tài)。

激發(fā)態(tài)——除基態(tài)以外的任何能級狀態(tài)。6第六頁，共四十七頁。一、微觀粒子的運(yùn)動(dòng)特征§2.2原子的量子力學(xué)模型

1.量子性量子：如果某一物理量的變化是不連續(xù)的，而是以某一最小單位作跳躍式的增減，這一物理量就是量子化的，其最小單位就稱這一物理量的量子（quantum）。如物體所帶的電荷量從Q增加到Q+dQ，Q>>dQ，但dQ所包含的電子個(gè)數(shù)卻是很大的(例如1庫侖的電荷量為6.241018個(gè)電子的電量)

在微觀領(lǐng)域里，一個(gè)微觀粒子如果是一個(gè)離子，所帶電荷只有一個(gè)或幾個(gè)電子，從而離子所帶電荷的變化，如A-

A2-

A3-，就不能認(rèn)為是連續(xù)變化的，而是跳躍式的變化。

從宏觀上QQ+dQ可以認(rèn)為是連續(xù)變化的。7第七頁，共四十七頁。波粒二象性：與光子一樣，電子、質(zhì)子、中子、原子和分子等微觀粒子都具有波動(dòng)和粒子兩重性質(zhì)。2.波粒二象性德布羅依波或物質(zhì)波：實(shí)物微粒除具有粒子性外，還具有波的性質(zhì)，這種波稱為~（matterwave）。德布羅依預(yù)言高速運(yùn)動(dòng)電子的波長為：m——電子的質(zhì)量；——電子運(yùn)動(dòng)的速率，h——普朗克常量。

波動(dòng)性的實(shí)驗(yàn)證明8第八頁，共四十七頁。概率密度：單位體積的概率。3、微觀粒子運(yùn)動(dòng)的統(tǒng)計(jì)性在空間某一點(diǎn)波的強(qiáng)度和粒子出現(xiàn)的概率密度成正比。衍射實(shí)驗(yàn)：用強(qiáng)度很弱的電子流，即讓電子一個(gè)一個(gè)地通過晶體到達(dá)底片時(shí)，底片上就會出現(xiàn)一個(gè)一個(gè)顯示電子微粒性的斑點(diǎn)，如圖（a），但斑點(diǎn)的位置無法預(yù)言，似乎是毫無規(guī)則地分散在底片上。若時(shí)間足夠長，斑點(diǎn)最后會形成和強(qiáng)電子流所得的衍射圖案一樣，顯示了電子的波動(dòng)性，如圖（b）示。9第九頁，共四十七頁。對大量粒子行為而言，衍射強(qiáng)度大的地方，出現(xiàn)粒子的數(shù)目就多，強(qiáng)度小的地方出現(xiàn)粒子數(shù)目就少；對一個(gè)粒子的行為而言，通過晶體后粒子所到達(dá)的地方是不能預(yù)測的，但衍射強(qiáng)度大的地方，粒子出現(xiàn)的機(jī)會也多（概率大），而強(qiáng)度小的地方，粒子出現(xiàn)的機(jī)會也少（概率?。?。衍射強(qiáng)度大小即表示波的強(qiáng)度大小，即電子出現(xiàn)概率的大小。概率波：電子運(yùn)動(dòng)在空間出現(xiàn)的概率可以由波的強(qiáng)度表現(xiàn)出來，因此電子及其微觀粒子波（物質(zhì)波）又稱~。10第十頁，共四十七頁。1.薛定鍔方程二、核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的近代描述形式：求解：常將直角坐標(biāo)的函數(shù)(x,y,z)，經(jīng)坐標(biāo)變換后，成為球極坐標(biāo)的函數(shù)(r,,,)，再用分離變量法將(r,,)表示成為R(r)和Y(,)兩部分，Y(,)又可分為()和()。

變換關(guān)系如圖：(r,,)=R(r)Y(,)Y(,)=()()

R(r)只與電子離核半徑有關(guān)，故稱為波函數(shù)的徑向部分；Y(,)只與、兩個(gè)角度有關(guān)，故稱為波函數(shù)的角度部分11第十一頁，共四十七頁。在解R(r)方程時(shí)，要引入一個(gè)參數(shù)n，在解()方程時(shí)要引入另一個(gè)參數(shù)，在解()方程時(shí)還要引入一個(gè)參數(shù)m。

2、波函數(shù)與原子軌道

n稱為主量子數(shù)，稱為角量子數(shù)，m稱為磁量子數(shù)。它們的取值范圍分別是：

n=1，2，3，4，…7

l=0，1，2，3，…，n-1，共可取n個(gè)數(shù)值。m=0，1，2，3，…，。共可取2l+1個(gè)數(shù)值。

解薛定鍔方程，可得波函數(shù)的徑向部分Rnl(r)和角度部分Ylm(,)

原子軌道：在量子力學(xué)中，三個(gè)量子數(shù)都有確定值的波函數(shù)稱為~。

12第十二頁，共四十七頁。微觀粒子的波函數(shù)本身沒有明確的物理意義，但||2的物理意義明確：||2代表微粒在空間某點(diǎn)出現(xiàn)的概率密度。

注意：原子軌道的含義不同于宏觀物體的運(yùn)動(dòng)軌道，也不同于玻爾所說的固定軌道，它指的是電子的一種空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。

3、概率密度和電子云概率密度：單位體積內(nèi)的概率

(probabilitydensity)

電子云：||2在原子核外空間電子出現(xiàn)概率的大小的圖形(electroncloud)。

電子云沒有明確的邊界，在離核很遠(yuǎn)的地方，電子仍有出現(xiàn)的可能，但實(shí)際上在離核300pm以外的區(qū)域，電子出現(xiàn)的概率可以忽略不計(jì)。13第十三頁，共四十七頁。當(dāng)氫原子處于激發(fā)態(tài)時(shí)，也可得到各種電子云的圖形，但要復(fù)雜得多。注意：對于氫原子來說，只有1個(gè)電子，圖中黑點(diǎn)的數(shù)目并不代表電子的數(shù)目，而只代表1個(gè)電子在瞬間出現(xiàn)的可能位置。

為了使問題簡化，也可以分別從兩個(gè)不同的側(cè)面來反映電子云，即畫出電子云的徑向分布圖和角度分布圖。

14第十四頁，共四十七頁。

（1）主量子數(shù)n（principalquantumnumber）4、四個(gè)量子數(shù)的物理意義描述電子層能量的高低次序和離核遠(yuǎn)近的參數(shù)。即主量子數(shù)決定電子在核外出現(xiàn)概率最大區(qū)域離核的平均距離。電子在原子核外不同殼層區(qū)域內(nèi)（電子層）運(yùn)動(dòng)，具有不同的能級。在光譜學(xué)上另用一套拉丁字母表示電子層，其對應(yīng)關(guān)系為：主量子數(shù)(n)123456…電子層KLMNOP…15第十五頁，共四十七頁。描述電子云的不同形狀,形狀不相同，能量稍有差別。l值可以取從0到n-1的正整數(shù)，l=0，1，2，…，（n-1），共可取n個(gè)數(shù)。l的數(shù)值受n的數(shù)值限制。（2）角量子數(shù)l

（azimuthalquantumnumber）

n=1(K層)：l=0(s態(tài))，只有1s一個(gè)亞層。原子軌道（或電子云）球形對稱，或稱s軌道（或s電子云）。n=2(L層)：l=0(s態(tài))，l=1(p態(tài))，有2s,2p兩個(gè)亞層。其中l(wèi)=1時(shí)，原子軌道（或電子云）呈紡棰形（或啞鈴形）分布。n=3(M層)：l=0(s態(tài))，l=1(p態(tài))，l=2(d態(tài))，有3s,3p,3d三個(gè)亞層。其中l(wèi)=2時(shí)，原子軌道（或電子云）呈花瓣形分布。n=4(N層)：l=0(s態(tài))，l=1(p態(tài))，l=2(d態(tài))，l=3(f態(tài))，有4s,4p,4d,4f四個(gè)亞層。其中l(wèi)=3時(shí)，原子軌道（或電子云）形狀復(fù)雜結(jié)論：l值反映了波函數(shù)即原子軌道（或簡稱軌道）的形狀。每種值表示一類原子軌道的形狀，其數(shù)值常用光譜符號表示：l=0，1，2，3的軌道分別稱為s、p、d、f軌道。16第十六頁，共四十七頁。描述原子軌道（電子云）在空間的伸展方向。（3）磁量子數(shù)m（magneticquantumnumber）

m值受l值的限制，可取從+l到-l，包括0在內(nèi)的整數(shù)值，故l確定后m可有2l+1個(gè)數(shù)值。原子軌道：常把n、l和m都確定的電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。等價(jià)軌道：l相同的幾個(gè)原子軌能量等同稱（equivalentorbital）?；蚝啿④壍溃╠egenerateorbital）。

（4）自旋量子數(shù)ms（spinquantumnumber）電子不僅繞核旋轉(zhuǎn)，還繞著本身的軸作自旋運(yùn)動(dòng)。用（）（）或+1/2和-1/2兩個(gè)值，分別代表電子順時(shí)針和逆時(shí)針的兩個(gè)自旋方向。總結(jié)：四個(gè)量子數(shù)結(jié)合，才可說明電子在原子中所處的狀態(tài)。若表示能級只要二個(gè)量子數(shù)（n，l）即可。17第十七頁，共四十七頁。四個(gè)量子數(shù)的一般情況n1234l（

=0，1，2，…，（n-1）0s0,1s,p0,1,2s,p,d0,1,2,3s,p,d,fm（＝2l+1）軌道數(shù)1(n2)1+3(n2)1+3+5(n2)1+3+5+7(n2)ms(+1/2、-1/2）電子數(shù)2(2n2)2(1+3)=8

(2n2)2(1+3+5)=18(2n2)2(1+3+5+7)=32(2n2)18第十八頁，共四十七頁。

1、波函數(shù)的角度分布圖

三、原子軌道和電子云的圖像

用圖形表示Yl,m的數(shù)值大小隨角度，的變化。

以||2作圖得到的圖像。

2、電子云的角度分布圖

電子云的角度分布圖和相應(yīng)的原子軌道的角度分布圖是相似的，它們之間主要區(qū)別有兩點(diǎn)：

（1）原子軌道角度分布圖有正、負(fù)之分，而電子云的角度分布圖因角度函數(shù)經(jīng)平方后無正、負(fù)之分；

（2）電子云的角度分布圖比原子軌道角度分布圖“瘦”，因角度函數(shù)Y<l，所以Y2值比Y值更小。

19第十九頁，共四十七頁。（1）原子軌道的徑向部分3、徑向分布圖原子軌道的徑向部分又稱徑向波函數(shù)R(r)。以R(r)對r作圖，表示任何角度方向上，R(r)隨r變化的情況。氫原子的徑向波函數(shù)20第二十頁，共四十七頁。表示電子出現(xiàn)概率密度和離核遠(yuǎn)近關(guān)系。（2）電子云的徑向部分

4s,3d態(tài)電子云的徑向分布函數(shù)圖徑向分布圖對討論原子軌道能級高低、屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)很有用。

21第二十一頁，共四十七頁。一、多電子原子原子軌道的能級§2.3多電子原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)與周期律

1、鮑林近似能級圖和能級組來源：光譜實(shí)驗(yàn)意義：反映了核外電子填充的一般順序

1s；2s,2p；3s,3p；4s,3d,4p；5s,4d,5p；6s,4f,5d,6p；7s,5f…

近似能級圖：將原子核外的原子軌道能量按由低到高排列出來，所得的能量相對大小關(guān)系圖。能級組：能量較接近的原子軌道所形成的組。

能級組的存在，是周期表中化學(xué)元素可劃分為各個(gè)周期及每個(gè)周期應(yīng)有元素?cái)?shù)目的根本原因。22第二十二頁，共四十七頁。

（1）各電子層能級相對高低為K<L<M<N…從能級圖中可以看出：

（2）同一原子同一電子層內(nèi)，各亞層能級的相對高低為：

（4）同一原子內(nèi)，不同類型的亞層之間，有能級交錯(cuò)現(xiàn)象，如E4s<E3d<E4p。注意：Pauling能級圖（1）不能完全反映出每種元素的原子軌道能級的相對高低，有例外（2）不能用此圖來比較不同元素原子軌道能級的相對高低。Ens<Enp<End<Enf…

（3）同一電子亞層，各原子軌道能級相同：Enpx=Enpy=Enpz23第二十三頁，共四十七頁。（1）原子的外層電子，（n+0.7l）越大，電子能量越高。（2）離子的外層電子，（n+0.4l）越大，電子能量越高。（3）原子或離子的較深的內(nèi)層電子，能量高低基本上取決于主量子數(shù)n。

徐光憲的能級高低順序規(guī)律：能級交錯(cuò)：

ns能級均低于(n-1)d，即n大的亞層的能量反而比n值小的能量為低的現(xiàn)象。24第二十四頁，共四十七頁。

（1）屏蔽效應(yīng)和屏蔽常數(shù)2、屏蔽效應(yīng)及有效核電荷數(shù)屏蔽效應(yīng)：多電子原子中其余電子抵消核電荷對指定電子的作用。屏蔽常數(shù)：反映其余電子抵消核電荷能力強(qiáng)弱的經(jīng)驗(yàn)常數(shù)。屏蔽常數(shù)的近似計(jì)算規(guī)則：

①寫出原子的電子分布式；②將原子中的電子按如下分組：1s；2s,2p；3s,3p；3d；4s,4p；4d；4f；5s,5p；5d…

③內(nèi)層電子對指定電子的屏蔽常數(shù)數(shù)值規(guī)定如下：a、位于被屏蔽電子右邊各組的電子，對被屏蔽電子的＝0b、1s軌道上的2個(gè)電子相互間=0.3，其他同一軌道上其余每一個(gè)屏蔽電子被電子的=0.35；25第二十五頁，共四十七頁。

c、(n-1)層軌道上每一個(gè)電子對被屏蔽的ns或np電子的=0.85，(n-2)層軌道及其以內(nèi)的每一個(gè)電子對n軌道電子的=1.0；d、被屏蔽電子為nd或nf時(shí)，則位于它左邊的每一個(gè)電子對它的=1.0。

④將原子中其余電子對被屏蔽電子的屏蔽常數(shù)求和：，即得其余電子對指定電子總的屏蔽常數(shù)。例題

結(jié)論：在核電荷為Z的主量子數(shù)相同的條件下，屏蔽常數(shù)越大，有效核電荷Z*越小，核對該電子的吸引力就越小，因此該層的電子的能量就越高。

3、鉆穿效應(yīng)

鉆穿效應(yīng)：由于電子鉆穿而引起能量發(fā)生變化的現(xiàn)象。

結(jié)果：降低了其他電子對它的屏蔽作用，起到了增加有效核電荷，降低軌道能量的作用。電子鉆穿得愈靠近核，其能量愈低。鉆穿效應(yīng)能很好地解釋能級交錯(cuò)現(xiàn)象。

26第二十六頁，共四十七頁。

1、核外電子分布的三個(gè)原則二、多電子原子核外電子的分布及周期律

（l）能量最低原理（lowestenergyprinciple）核外電子總是分布到能量最低的軌道。

（2）泡利不相容原理（exclusionprinciple）—有三種表達(dá)形式

在同一個(gè)原子內(nèi)沒有四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子；同一個(gè)原子中沒有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子；任何一個(gè)原子軌道最多能容納兩個(gè)電子，且兩電子自旋方向相反

以四個(gè)量子數(shù)作不同的合理組合，可算出電子主層、亞層的軌道數(shù)和電子數(shù)的最大容量。例題

27第二十七頁，共四十七頁。在同一亞層的各個(gè)軌道(等價(jià)軌道)上，電子將盡可能以自旋平行的方向分占不同的軌道。

（3）洪特規(guī)則（Hund'srule）

洪特規(guī)則的特例

等價(jià)軌道全充滿（p6，d10，f14）、半滿（p3，d5，f7）或全空狀態(tài)是比較穩(wěn)定的。

例：氮原子的最外層2p軌道共3個(gè)電子，按照洪特規(guī)則以如下分布2s2p28第二十八頁，共四十七頁。

2、基態(tài)原子中電子分布

原子的電子結(jié)構(gòu)分布式：表示原子的電子層結(jié)構(gòu)的式子，簡稱電子分布式。

書寫基態(tài)原子的電子結(jié)構(gòu)分布式的簡要步驟：（1）寫出原子軌道能級順序1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p……；

（2）按上述三原則在每個(gè)軌道上排布電子，直至原子核外的電子全部排完。

（3）將相同主量子數(shù)的各亞層按s,p,d的順序整理得。例題

原子實(shí)：原子中除去最高能級組以外的原子實(shí)體，常用稀有氣體元素符號加方括號來表示。如[Ar]等如35Br的電子分布式寫成[Ar]3d104s24p5，26Fe原子電子分布式寫成[Ar]3d64s2，29Cu可寫成[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2等。29第二十九頁，共四十七頁。小巧門：（1）掌握惰性氣體元素的原子序數(shù)，寫出惰性氣體元素的原子實(shí)2He，10Ne，18Ar，36Kr，54Xe，86Rn（2）用所要排布的原子的原子序數(shù)減去合適原子實(shí)的原子序數(shù)，剩余的電子排在原子實(shí)之外，即原子實(shí)以外的能級組上。如 鐳88Ra可表示成（86+2）[Rn]7s2

鉛82Pb可表示成（54+28）[Xe]4f145d106s26p2銀47Ag可表示成（36+11）[Kr]5d105s1外層電子分布式：只涉及化學(xué)反應(yīng)的外層電子的分布式注意：（1）外層電子分布式與最外層電子分布式稍有區(qū)別。（2）上述方法并不全部適用所有元素，有19種元素的原子核外電子分布例外，部分遵從洪特規(guī)則。

30第三十頁，共四十七頁。

失電子的順序與電子填序順序有時(shí)是不同的，失電子總是先從原子核外最外層開始，然后是次外層。

3、簡單基態(tài)陽離子的電子分布基態(tài)原子外層電子填充順序：ns(n-2)f(n-1)dnp

價(jià)電子電離順序?yàn)椋簄pns

(n-1)d(n-2)f

如Pb2+離子可表示成（54+26），外層電子分布為：[Xe]4f

145d106s2

價(jià)層電子：影響元素化學(xué)性質(zhì)的電子層上的電子。

31第三十一頁，共四十七頁。

元素周期律的基礎(chǔ)：三、元素的原子結(jié)構(gòu)和周期系

原子電子層結(jié)構(gòu)的周期性的變化，造成了元素性質(zhì)的周期性變化，將這種變化以表格形式反映出來即為元素周期表。長式周期表的結(jié)構(gòu)：一個(gè)特短周期（第一周期）、兩個(gè)短周期（第二、三周期）、兩個(gè)長周期（第四、五）、一個(gè)特長周期（第六周期）和一個(gè)不完全周期（第七周期），共七個(gè)周期。（自學(xué)）32第三十二頁，共四十七頁。比較原子的電子結(jié)構(gòu)和元素周期系關(guān)系得如下結(jié)論：四、原子結(jié)構(gòu)和周期律（1）元素在周期表中的原子序數(shù)等于該元素原子的核電荷數(shù)或核外電子數(shù)。

（2）元素在周期表中的周期數(shù)等于該元素原子的電子層數(shù)或最高能級組數(shù)。

（3）在周期表中，同一周期元素的原子結(jié)構(gòu)依次遞變，它們的性質(zhì)也依次遞變，各元素的性質(zhì)出現(xiàn)周期性

（4）周期系中元素的分族是原子的電子構(gòu)型所作分類的結(jié)果。

（5）同族元素在化學(xué)性質(zhì)和物理性質(zhì)上的類似性，決定于原子最外電子層結(jié)構(gòu)的類似性，而同族元素在性質(zhì)上的遞變則決定于電子層數(shù)的依次增加。

33第三十三頁，共四十七頁。

Mn[Ar]3d54s2；Tc[Kr]4d55s2Re[Xe]4f145d54s2例如VIIB族，最外層電子數(shù)與次外層d電子數(shù)之和是7，外電子構(gòu)型相同為(n-1)d5ns2：注意：上述規(guī)則，對VIIIB不完全適用。結(jié)論：元素性質(zhì)的周期性，決定于原子的電子層結(jié)構(gòu)的周期性，這就是周期系實(shí)質(zhì)族：性質(zhì)相似的元素排成的縱行。主族：族數(shù)等于最外層電子數(shù)。副族：對次外層電子數(shù)在8~18之間的元素，其族數(shù)等于最外層電子數(shù)與次外層d電子數(shù)之和。34第三十四頁，共四十七頁。周期表中的元素除了按周期和族劃分外，還可按元素的原子在哪一亞層增加電子，把它們劃分為s，p，d，ds，f五個(gè)區(qū)：五、原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素的分區(qū)（1）s區(qū)元素：包括IA和IIA族，最外電子層的構(gòu)型為ns1~2。（5）f區(qū)元素：包括鑭系和錒系元素。電子層結(jié)構(gòu)在f亞層上增加電子，外電子層的構(gòu)型為(n-2)f1~14(n-1)d0~2ns2。（2）p區(qū)元素：包括IIIA到VIIIA族，最外電子層的構(gòu)型為ns2np1~6。（3）d區(qū)元素：包括IIIB到VIIIB族的元素，外電子層的構(gòu)型為(n-1)d1~9ns1~2（Pd為(n-1)d10ns0）。（4）ds區(qū)元素：包括IB和IIB族的元素，外電子層的構(gòu)型為(n-1)d10ns1~2。35第三十五頁，共四十七頁。一、原子半徑（atomicradius）

§2.4元素的性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系

假設(shè)原子呈球形，在固體中原子間相互接觸，以球面相切，這樣只要測出單質(zhì)在固態(tài)下相鄰兩原子間距離的一半就是原子半徑。2、范德華（vanderWaals）半徑原子半徑的分類1、共價(jià)半徑氣體分子組成的單質(zhì)，原子半徑可以取為分子內(nèi)原子中心距離的一半。相鄰的不同分子中兩個(gè)非成鍵原子核間距的一半。

在稀有氣體的晶體中，兩個(gè)相鄰原子核間距的一半，就是稀有氣體的范德華半徑。

36第三十六頁，共四十七頁。

金屬晶體中相鄰金屬原子核間距的一半。（3）金屬半徑原子半徑變化的規(guī)律：s區(qū)元素和p區(qū)元素：原子半徑顯著遞減；1、同一周期從左向右（1）短周期元素（稀有氣體除外）原子半徑顯著遞減。（2）長周期元素：d區(qū)元素：原子半徑從左至右遞減較慢，且不規(guī)則。ds區(qū)元素：原子半徑稍有增大。f區(qū)元素：原子半徑的遞減微小且不規(guī)則。鑭系元素的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小，導(dǎo)致的效應(yīng)稱“鑭系收縮”。37第三十七頁，共四十七頁。主族元素：原子半徑顯著遞增。原因：電子層數(shù)增加。

2、同一族從上至下：副族元素：原子半徑的遞增不顯著（IIIB除外），特別是同副族的第二和第三兩個(gè)元素(如Zr和Hf；Nb和Ta)原子半徑相差很小。原因：較復(fù)雜，與鑭系收縮有關(guān)。3、原子半徑對性質(zhì)的影響：原子半徑小，核電荷對外層電子吸引力強(qiáng)，原子難失電子易于與電子結(jié)合，非金屬性強(qiáng)；原子半徑大，核電荷對外層電子吸引力弱，原子易失電子，金屬性強(qiáng)。38第三十八頁，共四十七頁。元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時(shí)失去一個(gè)電子成為一價(jià)氣態(tài)正離子所吸收的最低能量稱為該元素的第一電離能（firstionizationenergy），常用符號I1表示。

二、元素的電離能從一價(jià)氣態(tài)正離子再失去一個(gè)電子形成二價(jià)正離子所需吸收的最低能量稱第二電離能I2；依次類推原子核對外層電子的吸引力越強(qiáng)，越不易失去電子，電離能越大元素的電離能的大小順序是：I1<I2<I3<I4……。影響電離能大小的因素：

（1）原子半徑：越小電離能越大；

（2）核電荷：有效核電荷越多電離能越大39第三十九頁，共四十七頁。電離能變化的規(guī)律：（3）電子層結(jié)構(gòu)：最外層電子數(shù)越少，電離能越?。蛔钔鈱与娮訑?shù)越多，電離能就越大。（1）同一周期：從左至右電離能增大，但有曲折。電離能對元素性質(zhì)的影響：原因：電子層結(jié)構(gòu)處于半滿如N（2p3），全滿如Be（2s2）時(shí)比較穩(wěn)定，所以它們的電離能不是小于而是大于它們后面一個(gè)元素的電離能。稀有氣體的電離能最大，因它們具有穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)ns2np6（He除外）。

（2）同一主族：由上到下，電離能減小。副族變化不規(guī)則（1）電離能相近的元素，化學(xué)性質(zhì)相似。（2）電離能可說明元素的常見化合價(jià)。例：若I2>>I1，元素常呈+1價(jià)；若I3>>I2，常呈+2價(jià)；40第四十頁，共四十七頁。使元素的一個(gè)基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子，形成一價(jià)氣態(tài)負(fù)離子時(shí)所放出的能量，常用EA1表示。三、電子親和能EA（electronaffinity）意義：注意：難失電子，并非定易與電子結(jié)合。例，稀有氣體EA的大小反映了原子得到電子的難易。

EA的絕對值隨原子半徑的減小，核對外層電子的引力增大而增大。故EA在同一周期中從左至右增加，而同族中從上至下減小。41第四十一頁，共四十七頁。

電負(fù)性是原子在分子中吸引電子的能力四、元素的電負(fù)性

規(guī)律：意義：電負(fù)性愈大，表示原子吸引電子能力愈強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)。電負(fù)性愈小，則金屬性越強(qiáng)。（1）同一周期元素從左到右電負(fù)性逐漸變大，元素的非金屬性也逐漸增強(qiáng)。（2）同一主族元素從上至下元素的非金屬性依次減小，金屬性增強(qiáng)，電負(fù)性降低。副族元素的電負(fù)性變化規(guī)律不明顯。（3）一般金屬的電負(fù)性在2.0以下，非金屬元素的電負(fù)性在2.0以上。電負(fù)性是衡量各類化合物所屬化學(xué)鍵的標(biāo)志。42第四十二頁，共四十七頁。表示化合物中各原子所帶的電荷(或形式電荷)數(shù)。又稱氧化態(tài)或價(jià)態(tài)。五、氧化數(shù)