1、第五章 原子結(jié)構(gòu)和元素周期表,費曼(1918-1988) Richard Feynman 美國理論物理學(xué)家 1965年諾貝爾物理獎 引自費曼物理學(xué)講義,如果有一天人類遭遇滅頂之災(zāi)，我們的全部知識也將隨之被毀滅。假如我們還有時間給后人留一句話，那么這句話應(yīng)當(dāng)是：所有物質(zhì)由原子組成。原子是一種永遠(yuǎn)運動的、遠(yuǎn)距離相互吸引、近距離相互排斥的微小粒子。,原子,原子結(jié)構(gòu),原子序數(shù)= 核電荷數(shù)(z) = 質(zhì)子數(shù) = 核外電子數(shù) 質(zhì)量數(shù)(A) = 質(zhì)子數(shù) + 中子數(shù) (N) 質(zhì)子 z 個 原子核 原子( ) 中子 N=(A-z)個 核外電子 z 個,原子的古典理論,世界上任何東西都是由原子組成的（包括物質(zhì)和靈

2、魂）。原子是不可分割的。 Democritus BC460-370 古希臘哲學(xué)家 公元前440年,德謨克利特,Dalton原子論 (1803),所有物質(zhì)是由原子組成的。原子不可再分。 某一元素的所有原子都是相同的，但是與其它元素的原子不同。 化合物是由不同元素的原子按一定比例形成的。 化學(xué)反應(yīng)是原子的重排，但既沒有新原子的產(chǎn)生，也沒有原來原子的消失。,Thomson電子荷質(zhì)比測定實驗,Rutherford原子行星模型 (1911),電子在原子內(nèi)繞核旋轉(zhuǎn)，就象行星繞太陽運轉(zhuǎn)一樣,盧瑟福 Sir Ernest Rutherford 1871-1937 新西蘭裔英國化學(xué)家 獲1908年Nobel化學(xué)

3、獎,氫原子光譜實驗,連續(xù)光譜 氫原子光譜,量子論的誕生,1900年12月14日，普朗克解釋了黑體輻射現(xiàn)象，并且引入量子化能量假說： 輻射能的放出或吸收不是連續(xù)的，而是按照一個基本量或基本量的整數(shù)倍被物質(zhì)放出或吸收 Eh,普朗克 Max Ludwig Planck 1858-1947 德國物理學(xué)家 1918年Nobel物理獎,Bohr氫原子模型 (1913),尼爾斯玻爾 N. Bohr 1885-1962 丹麥物理學(xué)家,Bohr氫原子模型要點,原子內(nèi)電子按能級分層排布于適合一定條件的軌道上，電子在穩(wěn)定軌道中旋轉(zhuǎn)時完全不放出能量，處于一種穩(wěn)定狀態(tài)； 電子在不同軌道上旋轉(zhuǎn)時具有不同能量，各能級間能量

4、是不連續(xù)的，即量子化的； 電子在軌道間躍遷時才有能量的放出和吸收 ，放出的量子具有的頻率由軌道的能量差決定,氫原子光譜與氫原子能量,Bohr理論的優(yōu)點和局限,優(yōu)點：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。 缺點： 未能完全沖破經(jīng)典力學(xué)連續(xù)概念，只是勉強加進(jìn)了一些人為的量子化條件和假定。 只能解釋氫原子或類氫原子（He+, Li2+）光譜。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，即使是有兩個電子的He ，其結(jié)果與實驗相去甚遠(yuǎn)。 亦不能解釋氫光譜的每條譜線實際上還可分裂為兩條譜線的現(xiàn)象，即精細(xì)結(jié)構(gòu) 未考慮其運動的波動性，采用了宏觀軌道的概念。,原子的量子力學(xué)模

5、型,微觀粒子：電子、原子、分子 微觀粒子的運動特征 量子化 波粒二象性 光的波粒二象性 既有波動性又有微粒性： 光 波粒二象性的數(shù)學(xué)表達(dá) （能量量子化） E=nh (n=1,2, .) P= h/ 、：波動性 E、P：微粒性,de Broglie波粒二象性,德布羅意波（物質(zhì)波） 電子具有波長 h/m,德布羅意 L. de Broglie 法國物理學(xué)家 獲1929年Nobel物理獎,物質(zhì)波證明電子的晶體衍射,C. Davisson和L. Germar 當(dāng)電子通過晶體時，在屏幕上產(chǎn)生明暗交替的衍射環(huán)。這說明電子射線同X射線一樣有衍射現(xiàn)象，證明了德布羅意假設(shè)的正確性，亦證明了電子具有波動性。,070

6、410電子衍射實驗,鋁箔（a）,石墨（b）,感光屏幕,薄晶體片,衍射環(huán)紋,電子束,電子槍,電子具有波動性的實驗證明,Heisenberg測不準(zhǔn)原理 (1),具有波粒二象性的微觀粒子，不能同時測準(zhǔn)其位置和速度（動量）。如果微粒的運動位置測得愈準(zhǔn)確，則相應(yīng)的速度愈不易測準(zhǔn)，反之亦然。,海森堡 Werner Carl Heisenberg 1902-1972 德國物理學(xué)家 獲1932年Nobel物理獎,Heisenberg測不準(zhǔn)原理 (2),式中 x 表示位置測不準(zhǔn)量，P 表示動量測不準(zhǔn)量， h 為普朗克常數(shù) (6.626 10-34Js)， 為圓周率， m 為質(zhì)量，v 表示速度的測不準(zhǔn)量。,Sch

7、rdinger方程,薛定鄂 Erwin Schrdinger 1887-1961 奧地利物理學(xué)家 獲1933年Nobel物理獎,“當(dāng)所有其它方法都行不通時，就用薛定鄂方程?！?羅素派克 Russell T. Pack 美國化學(xué)教育家 April 1978,薛定諤方程,薛定諤(Schrdinger)方程： E：體系的總能量 V：勢能 m：微粒的質(zhì)量 ：描述電子運動的波函數(shù)，也稱為原子軌道、 原子軌跡或原子函,波函數(shù)和原子軌道, 通過薛定諤方程求解而得 可以描述原子核外電子運動狀態(tài),對x的二階偏導(dǎo)數(shù),對y的二階偏導(dǎo)數(shù),對z的二階偏導(dǎo)數(shù),求解 (1),必須在球極坐標(biāo)系中求解 (x,y,z) (r,)

8、 Rn(r)Yl,m(,),0r 0 緯度 02經(jīng)度,x = r sin cos y = r sin sin z = r cos ,求解 (2),R(r)只與電子離核半徑有關(guān)，稱為波函數(shù)的徑向部分 Y(,)只與、 兩個角度有關(guān)，故稱為波函數(shù)的角度部分 在解 R(r)方程時，要引入一個參數(shù) n，在解 ()方程時要引入另一個參數(shù) l，在解 ()方程時還要引入一個參數(shù) m。 主量子數(shù) n = 1，2，3，4，7 角量子數(shù) l = 0，1，2，3，n-1，共可取n個數(shù)值。 磁量子數(shù) m = 0，1，2，l。共可取2l +1個數(shù)值。 在量子力學(xué)中，三個量子數(shù)都有確定值的波函數(shù)稱為原子軌道。,氫原子的基態(tài)

9、,1.總能量 2.波函數(shù) 徑向部分： 角度部分：,概率密度和電子云, 沒有物理意義，復(fù)數(shù)表達(dá)式為=a+bi |2 代表微粒在空間某點出現(xiàn)的概率密度，即單位體積中的概率 電子云是|2 的具體圖像,s 電子云的界面圖（電子出現(xiàn)概率達(dá)到90的等密度面）,1s電子云|2 r圖,電子云的概念,假想將核外一個電子每個瞬間的運動狀態(tài)，進(jìn)行攝影。并將這樣數(shù)百萬張照片重疊，得到如下的統(tǒng)計效果圖，形象地稱為電子云圖。 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，但實際上在離核200300pm以外的區(qū)域，電子出現(xiàn)的概率可以忽略不計。,四個量子數(shù),主量子數(shù) n 1，2，3，4 角量子數(shù) l 0，1，2

10、，3，(n-1)，共 n 個取值 磁量子數(shù) m 0，1，2，l，共2l+1個取值 自旋量子數(shù) ms ,主量子數(shù) n,取值 1, 2, 3, 4, n 為正整數(shù)(自然數(shù)) 能量量子化 光譜學(xué)上用 K , L , M , N , 表示 意義 表示原子軌道能量的高低，核外電子離核的遠(yuǎn)近，或者說是電子所在的電子層數(shù)。n= 1表示第一層(K層)，能量最低，離核最近。n的數(shù)值大，電子距離原子核遠(yuǎn)，則具有較高的能量。,主量子數(shù) n,角量子數(shù) l,用來描述同層中 (n 相同 ) 不同形狀的原子軌道（亞層），取值受主量子數(shù) n 的限制， 對于確定的主量子數(shù) n ，角量子數(shù) l 可以為 0, 1, 2, 3, 4

11、, ( n-1 )， 共 n 個取值，光譜學(xué)上依次用 s , p , d , f , g , 表示 。 意義 角量子數(shù) l 決定原子軌道的形狀 n = 4 時： l = 0 表示 s 軌道，能量最低，形狀為球形，即4s 軌道； l = 1 表示 p 軌道，形狀為啞鈴形，4p 軌道； l = 2 表示 d 軌道，形狀為花瓣形，4d 軌道； l = 3 表示 f 軌道，能量最高，形狀復(fù)雜, 4f 軌道,磁量子數(shù) m,取值受角量子數(shù) l 的影響，對于給定的 l， m可?。?, 1, 2, 3, l 意義 m 決定原子軌道的空間取向 若l=3，則m=0, 1, 2, 3 共7個值。 每一種 m 的取值

12、，對應(yīng)一種空間取向。 n 和 l 一定的軌道，如 2 p 軌道（n =2 , l=1）在空間有三種不同的取向。但一般不影響能量。3 種不同取向的 2 p 軌道能量相同。 能量相同的原子軌道稱為等價軌道或簡并軌道,原子軌道的空間取向,電子自旋的發(fā)現(xiàn),Stern-Gerlach 實驗 電子自旋：電子自身存在的兩種不同的運動狀態(tài),自旋量子數(shù) ms,電子在沿外磁場方向上的自旋角動量分量，可用 Ms 表示： Ms = msh/2 ms稱為自旋量子數(shù)，取值只有兩個，+ 和 。電子的自旋方式只有兩種，通常用 “ ” 和 “ ”順時針，逆時針表示。,填充允許的量子數(shù),n =2 l =( ) m =1 ms=+

13、1/2 n =2 l =1 m =( ) ms=+1/2 n =3 l =0 m =( ) ms=+1/2 n =( ) l =2 m =0 ms=+1/2 n =2 l =( ) m = -1 ms=+1/2 n =4 l =( ) m =0 ms=+1/2 n = 4 l = 2 m =( ) ms=1/2,1 0,1 0 3 1 0 0, 1, 2,不合理的量子數(shù),n = 2, l = 1, m = 0 n = 2, l = 2, m = -1 n = 3, l = 0, m = 0 n = 3, l = 1, m = 1 n = 2, l = 0, m = -1 n = 2, l =

14、3, m = 2,合理 l = 1 合理 合理 m = 0或l=1 l=0,1; m=0, 1 或n3,填表,示例 (1),對于n = 3, m = -2的電子來說，下列說法哪種正確？ 電子位于d軌道中 電子位于p軌道中 電子位于第二電子層中 以上均不正確 n=3 l = 0, 1, 2 m-2 l 2,示例 (2),5d軌道中的電子的磁量子數(shù) m: 可能為0-5之間的任何一個 為0 為+ 或 - 為3 以上都不對,原子軌道的角度分布圖,用圖形表示Yl,m的數(shù)值大小隨角度，的變化。 s軌道 p軌道,d軌道角度分布圖,070412電子云的角度分布圖,以|2 作圖得到的圖像 電子云的角度分布圖和相

15、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： （1）因角度函數(shù)Yl，所以Y2值比Y值更小，電子云的角度分布圖比原子軌道角度分布圖“瘦” ； （2）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，全為正值。,多電子原子中的能級圖,能級交錯現(xiàn)象,鮑林近似能級圖 (1),近似能級圖是按原子軌道的能量高低順序排列的，能量相近的劃為一組，成為能級組，共七個能級組。 能級組的存在，是周期表中化學(xué)元素可劃分為各個周期及每個周期應(yīng)有元素數(shù)目的根本原因。 對于4、5、6、7能級組，在一個能級中包含不同電子層的能級現(xiàn)象稱為能級交錯 每個小圓圈代表一個原子軌道，同高

16、度的圓圈代表簡并軌道。,鮑林近似能級圖 (2),l 相同，n 越大，能量越高 n 相同，l 越大，能量越高 同一主層中各亞層能級產(chǎn)生差別的現(xiàn)象叫做能級分裂 n、l 都不同，比較能量使用 (n+0.7l)：(n+0.7l) 越小，能量越低 注意：Pauling 能級圖 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 不能用此圖來比較不同元素原子軌道能級的相對高低。,核外電子排布,電子排布原理 能量最低原理 保里不相容原理 洪特規(guī)則,能量最低原理,按照近似能級圖，核外電子總是盡先排布在能量最低的軌道上，當(dāng)能量最低的軌道排滿后，電子才依次排布在能量較高的軌道上。電子先填充能量低的軌道，后填充

17、能量高的軌道。盡可能保持體系的能量最低。 E1s E2s E3s E4s E3s E3p E3d,保里(Pauli)不相容原理,在一個原子中，不可能存在四個量子數(shù)完全相同的兩個電子。一個原子軌道最多只能容納兩個電子，而且這兩個電子的自旋方式必須相反。 電子層的最大容量：2n2 亞層的最大容量：4l+2,泡利 Wolfgang Pauli 1900-1958 奧地利裔美國物理學(xué)家 獲1945年Nobel物理獎,洪特經(jīng)驗規(guī)則 (1925),“電子在能量相同的軌道上分布時，總是盡可能以自旋相同的方向分占不同的軌道?！?洪特 Friderich Hermann Hund 1896-1997 德國物理學(xué)

18、家,洪特規(guī)則,電子分布到能量相同的等價（簡并，即n 相同）軌道時，總是盡先以自旋相同（自旋平行）的方向，單獨占據(jù)能量相同的軌道，即總是以自旋相同的方式分占盡可能多的軌道。各軌道保持一致，則體系的能量低。,洪特規(guī)則補充 (p.128),作為 Hund 規(guī)則的特例，簡并軌道在全充滿(p6，d10，f14)、半充滿(p3，d5，f7)和全空(p0，d0，f0)時是比較穩(wěn)定的。 重要的特例,基態(tài)原子的電子排布,能級交錯現(xiàn)象：電子進(jìn)入軌道的能級順序 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p 電子由最低能量的1s軌道依次填入，每個軌道最多只能填入2個電子。 元素電子填到最后能級組注意洪

19、特規(guī)則特例 主量子數(shù)相同的按角量子數(shù)大小順序書寫,1s22s22p63s23p63d54s1,主量子數(shù)整理,1s22s22p63s23p64s13d5,由洪特規(guī)則特例,1s22s22p63s23p64s23d4,能量最低排布,24Cr,核外電子排布表達(dá)方式,用量子數(shù)表示電子運動狀態(tài),1. 氮的價電子構(gòu)型為2s22p3，每個電子的運動狀態(tài)應(yīng)該為： 2s2: (2, 0, 0, +), (2, 0, 0, ) 2p3: (2, 1, 1, +), (2, 1, 0, +), (2, 1, 1, +) 2. 鉻的價電子構(gòu)型為3d54s1，每個電子的運動狀態(tài)應(yīng)該為： 3d5: (3, 2, 0, +)

20、, (3, 2, +1, +), (3, 2, 1, +), (3, 2, +2, +), (3, 2, -2, +) 4s1: (4, 0, 0, +),排序,已知電子具有下列各套量子數(shù)，請排列它們的能量高低順序： (1) 3,2,+1,+1/2 (2) 2,1,+1,-1/2 (3) 2,1,0,+1/2 (4) 3,1,-1,-1/2 (5) 3,1,0,+1/2 (6) 2,0,0,-1/2 判斷依據(jù)：電子能量由所在軌道的n和l決定 (1)(5)(4)(2)(3)(6),示例 (1),Ar中磁量子數(shù) m =1的電子有多少？ A. 1 B. 2 C. 4 D. 6 E. 0 18Ar:

21、1s22s22p63s23p6 Cl中有多少電子的量子數(shù) n = 3 和 l = 0 ？ A. 2 B. 4 C. 6 D. 8 E. 10 17Cl: 1s22s22p63s23p5,示例 (2),以(1)為例，完成下列(2)至(6)題: (1) Na (z=11) 1s22s22p63s1 (2) _ 1s22s22p63s23p3 (3) Ca (z=20) _ (4) _ (z=24) 3d54s1 (5) _ Ar3d104s1,P (z=15),Ar,1s22s22p63s23p64s2,Cr,Cu (z=29),判斷題 (1),對于Sc來說，下列哪一個電子排布正確： 1s22s2

22、2p63s23p64s2 1s22s22p63s23p64s23d1 1s22s22p63s23p63d1 1s22s22p63s23p64s3 以上均不正確,判斷題 (2),下列哪一個是Mn2+的電子排布： Ar 4s23d5 Kr 4s23d5 Ar 4s23d3 Ar 3d5 Kr 4s23d3,判斷題 (3),哪一個原子或離子具有的未成對電子最多？ (a) F (b) P (c) Cr (d) Ag (e) Mn4+,F: 1s22s22p5 P: 1s22s22p63s23p3 Cr: 1s22s22p63s23p63d54s1 Ag: Kr4d104s1 Mn4+: 1s22s22

23、p63s23p63d3 (Mn: 3d54s2),綜合題,已知某元素在氪前，當(dāng)此元素的原子失去3個電子后，在它的角量子數(shù)為2的軌道內(nèi)，電子恰為半充滿，試推斷該元素為何元素？,解答,氪原子序數(shù)36，核外電子排布： Ar3d104s24p6 角量子數(shù)為2的軌道(l=2): n3，d 軌道 最外層電子排布應(yīng)為：3dx 4sy 失去的3個電子可能包括： 4s 上的2個電子和3d 上的1個電子 失去電子的3d 軌道內(nèi)電子恰為半充滿： 中性元素的3d電子數(shù)為6 則該元素核外電子排布： Ar3d64s2 原子序數(shù)為：26 該元素為鐵 (Fe)。,屏蔽效應(yīng),因電子之間的相互排斥而使核對外層電子的吸引被減弱的作

24、用稱為屏蔽效應(yīng)（或屏蔽作用）。 多電子原子中，電子運動的能量用“中心勢場模型”近似處理：每個電子都在核和其余電子所構(gòu)成的平均勢場中運動，其余電子對該選定的電子的排斥作用看作相當(dāng)于個電子電荷是從原子中心產(chǎn)生的，相當(dāng)于核電荷數(shù)減少了個 zz z: 有效核電荷； z: 核電荷數(shù); : 屏蔽常數(shù) 屏蔽常數(shù)與其余電子的多少及它們所處軌道，以及選定電子所在軌道有關(guān)。,屏蔽效應(yīng),內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大，外層電子對較內(nèi)層電子近似看作不屏蔽。 n越小，屏蔽作用越大 K L M N 核外電子能級： 考慮屏蔽效應(yīng)：,有效核電荷Z*的計算,分組：按以下次序(1s) , (2s,2p), (3s,3p), (

25、3d), (4s, 4p), (4d), (4f), (5s, 5p), (5d), (5f)； 每一小組右邊各組的電子對該組電子不產(chǎn)生屏蔽作用； 在(ns,np)同組中，每一個電子屏蔽同組電子為0.35，而1s組內(nèi)的電子相互屏蔽為0.30； 內(nèi)層(n-1)層中每一個電子對外層(ns, np)上電子屏蔽為0.85； (n-2)內(nèi)層或更內(nèi)層中的每一個電子對外層(ns, np)上電子屏蔽為1.00； 當(dāng)被屏蔽電子是(nd)組或(nf)組電子時，同組電子屏蔽為0.35，左邊各組電子屏蔽為1.00。,示例 (1),26Fe 1s2 2s22p6 3s23p6 3d6 4s2 4s電子： Z=Z-=26

26、-(21.00+8 1.00+14 0.85+10.35)=3.75 3d電子：Z=Z-=26-(181.00+50.35)=6.25 3p電子： Z=Z-=26-(21.00+80.85+70.35)=14.75 3s電子： Z=Z-=26-(21.00+80.85+70.35)=14.75 2p電子：Z=Z-=26-(20.85+70.35)=21.85 2s電子：Z=Z-=26-(20.85+70.35)=21.85 1s電子：Z=Z-=26-10.30=25.70,示例 (2),19K的電子排布是1s22s22p63s23p64s1而不是1s22s22p63s23p63d1？（兼解釋能

27、級交錯現(xiàn)象） 解： 4s: Z = 19 (0.858 + 110) = 2.2 E = (2.22/42)13.6 = 4.114eV 3d: Z= 19(181) = 1 E = (12/ 32)13.6 = 1.51eV 能量越低越穩(wěn)定,p.125,示例 (3),計算Ti原子中作用在4s 和 3d 電子上的有效核電荷。 解：Ti原子序數(shù)Z=22，其電子分布式為： 1s22s22p63s23p63d24s2 按近似計算規(guī)則，（1）作用在4s電子上的屏蔽常數(shù)為： = 10.35+100.85+101.0=18.85 所以，作用在4s電子上的有效核電荷為： Z*4s = Z- = 22-18.

28、85=3.15 （2）作用在3d電子上的屏蔽常數(shù)為： = 10.35+181.0=18.35 所以，作用在3d電子上的有效核電荷為: Z*3d = Z- = 22-18.35=3.65,元素,宇宙間所有的化學(xué)變化，好似戲臺上扮演的戲劇，在化學(xué)變化的戲劇里，最主要的角色，當(dāng)然要推元素了。 -溫克勒 德國化學(xué)家,元素是具有相同質(zhì)子數(shù)的一類單核粒子的總稱。,元素周期律,尚古都 螺旋圖 邁爾 六元素表,杜伯乃勒 三音律 紐蘭茲 八音律,門捷列夫 (1869),Dmitri Mendeleev 1834-1907 俄國化學(xué)家,元素周期表發(fā)明的意義,把看起來孤立的、雜亂無章的化學(xué)元素知識，納入到一個嚴(yán)整的

29、自然體系之中 元素之間的協(xié)調(diào)性和分類 化合物知識的系統(tǒng)化 從理論上選定和修正部分元素的原子量 對未發(fā)現(xiàn)元素的預(yù)言,元素周期表,元素周期律,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)。 元素周期律 隨著元素的原子序數(shù)(核電荷數(shù))的依次遞增，最外層電子周期性地重復(fù)著相同排布，元素以及由它形成的單質(zhì)和化合物的性質(zhì)也呈現(xiàn)周期性的變化。 周期：每一能級組對應(yīng)于一個周期 每一周期開始，核外都出現(xiàn)新的電子層；元素原子的電子層數(shù)等于該元素所在的周期數(shù) 族：原子的電子層結(jié)構(gòu)排布導(dǎo)致 同一族各元素的外層電子構(gòu)型相同，性質(zhì)相似,元素周期表的結(jié)構(gòu),橫向為7個周期，縱向為18列 1-2列為IA和IIA

30、主族元素，13-17列為IIIA-VIIA主族元素，18列為零族元素 3-10列為IIIB-VIIIB副族元素，11-12列為IB-IIB副族元素 按價電子構(gòu)型的不同，周期表分為s, p, d, ds 和 f 五個區(qū) 主族元素的族數(shù)=原子的最外層電子數(shù)目=主族元素的最高化合價數(shù),周期的劃分和軌道能級組的關(guān)系,原子外層電子結(jié)構(gòu)和元素分區(qū) (1),s區(qū) 最后一個電子填充在s能級上的元素 元素周期表左側(cè)，包括IA, IIA 結(jié)構(gòu)特點：ns12 化學(xué)性質(zhì)：易失電子成離子，活潑金屬 p區(qū) 最后一個電子填充在p能級上的元素 元素周期表右側(cè)，包括IIIAVIIA,VIII族 結(jié)構(gòu)特點： ns2 np16 化

31、學(xué)性質(zhì)：主族元素,原子外層電子結(jié)構(gòu)和元素分區(qū) (2),d區(qū) 最后一個電子填充到d能級 元素周期表中部，包括IIIBVIIIB 結(jié)構(gòu)特點：(n-1)d19ns12 (Pd: 4d10) 化學(xué)性質(zhì)：過渡元素 ds區(qū) 最后一個電子填充到d能級但未達(dá)到d10 元素周期表中部，包括IB, IIB 結(jié)構(gòu)特點：(n-1)d10ns12 化學(xué)性質(zhì)：過渡元素,原子外層電子結(jié)構(gòu)和元素分區(qū) (3),f區(qū) 最后一個電子填充到f能級上的元素 位于下部，包括鑭系元素和錒系元素 結(jié)構(gòu)特點： (n-2)f014(n-1)d02ns2 化學(xué)性質(zhì)：內(nèi)過渡元素,有效核電荷Z的周期性變化 (1),元素原子序數(shù)增加時，原子的有效核電荷

32、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。 C: Z=3.25 N: Z=3.90 O: Z=4.55 F: Z=5.20 長周期：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。,有效核電荷Z的周期性變化 (2),原子半徑,共價半徑 同種元素的兩個原子以共價單 鍵結(jié)合時，其核間距離的一半 金屬半徑 金屬單質(zhì)的晶體中，相鄰兩原子的核間距離的一半 范德華半徑 當(dāng)原子間沒有形成化學(xué)鍵而只靠分子間的作用力互相接近時，相鄰兩原子的核間距離的一半,原子半徑的周期性變化,主族元素： 從左到右 r 減小 從上到下 r 增大 過渡元素：

33、從左到右 r 緩慢減小； 從上到下 r 略有增大 四到五，增大 五到六，基本沒有變化（鑭系收縮）,元素原子半徑,鑭系收縮,鑭系元素從左到右，原子半徑減小幅度更小，這是由于新增加的電子填入外數(shù)第三層上，對外層電子的屏蔽效應(yīng)更大，外層電子所受到的 Z* 增加的影響更小。 鑭系元素從鑭到鐿整個系列的原子半徑減小不明顯。 鋯Zr 鈮Nb 鉬Mo 鉿Hf 鉭Ta 鎢W,電離能,元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時失去一個電子成為一價氣態(tài)正離子所消耗的能量稱為該元素的第一電離能。 H (g) H+ (g) + e H0 吸熱 這一過程相當(dāng)于1s態(tài)電子 自由電子電離能 I ，表示元素的原子失去電子，形成正離子的能力的大小，電離能越小，說明原子在氣態(tài)時越易失去電子。 電離能的大小主要決定于原子的有效核電荷、原子半徑和原子的電子層結(jié)構(gòu)。,第一電離能的周期性 (1),(1)同一周期自左至右，I基本上依次增大； 反常：Be與B，Mg與Al，P與S，Zn與Ga等 電離能不僅與原子的核電荷有關(guān)，也與元素的電子層結(jié)構(gòu)有關(guān)。 例： IB IO N(2s22p3) N+(2s22p2) N 半充滿，更穩(wěn)定 O(2s22p4) O+(2s22p3) O+半充滿，更穩(wěn)定,第一電離能的周期性 (2),(2)通常主族元素自上而下依次減小，即金屬性依次增大； (3)同一周期過渡元素及內(nèi)過渡元素自左至右電離能變化不大