1、第六章 原子結(jié)構(gòu),6.1 概述 6.2 核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述 6.3 多電子原子的能級 6.4 多電子原子的核外電子排布規(guī)則 6.5 原子的電子構(gòu)型和周期律 6.6 主要的原子參數(shù)及其變化規(guī)律,基本要求： 1、從氫原子光譜了解能級的概念。了解原子核外電子運(yùn)動的近代概念。掌握四個量子數(shù)對核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述。 2、熟悉s、p、d原子軌道和電子云的形狀和伸展方向。 3、重點(diǎn)掌握周期系內(nèi)各元素原子的核外電子層結(jié)構(gòu)的特征，并結(jié)合原子參數(shù)，熟悉元素性質(zhì)周期性變化規(guī)律。,6.1 概 述,光是一種電磁輻射，光以能量或波長順序排列得到的光譜。 原子光譜是線光譜；分子光譜是帶光譜；由熾熱的物質(zhì)所輻射的光譜是

2、連續(xù)光譜。 光或輻射的能性質(zhì)和原子、電子等微粒的性質(zhì)之間有著密切的聯(lián)系。 用于描述光的參數(shù)有：光速c、波長、頻率等。它們之間存在簡單的關(guān)系： c= 原子并非是組成物質(zhì)的最小微粒，其組成結(jié)構(gòu)也是極其復(fù)雜的。,原子核 原子 電子 電子運(yùn)動規(guī)律 遵循量子力學(xué)規(guī)律,質(zhì)量很小（9.1110-31Kg）,運(yùn)動空間?。ㄖ睆郊s10-10 m）,高速運(yùn)動（106m/s）,具有量子化特性,具有波粒二象性,一、氫原子光譜 1、形成：將低壓H2置于放電管中，在其兩端通以高壓電流，使 H2 H 原子（基態(tài)） H 原子（激發(fā)態(tài)）， 然后 以光的形式輻射出光譜。 2、氫原子光譜的規(guī)律： （1）氫原子光譜是線狀光譜； （2）

3、各條譜線的、是不均勻的，但存在一定的規(guī)律。 二、玻爾理論 （一）普朗克的量子化理論： 1900年，普朗克首先提出了著名的，當(dāng)時被譽(yù)為 物理學(xué)上一次革命性的量子化理論。,該理論的核心內(nèi)容是： 物質(zhì)吸收或發(fā)射能量是不連續(xù)的，而是量子化的。即： 式中： E：光子的能量； ：光的頻率； h: 普朗克常數(shù) （h = 6.626210-34 J .S） 物質(zhì)的能量就是以這樣一個能量單位一份一份地（或按照這個能量單位的整數(shù)倍n）輻射或吸收，因而是不連續(xù)的。即上式也可寫成 E = n h,E = h,(二 ) 玻爾理論(三個假設(shè)) 1、定態(tài)軌道的假設(shè)：原子中的每個電子，都是圍繞原子核在一個固定的、有一定能量和

4、有特定半徑的定態(tài)圓形軌道上運(yùn)動的。每個軌道表達(dá)（描述）了原子中電子的一種固定的運(yùn)動狀態(tài)。 2、軌道能量的假設(shè)：軌道能量符合量子化特點(diǎn)。軌道所具有的能量隨軌道離核距離不同而不同。離核越遠(yuǎn)的軌道能量越高。 3、能量的吸收和釋放的假設(shè)：電子運(yùn)動時所處的能量狀態(tài)稱為能級。在正常情況下，電子是在離核最近、能量最低的軌道上運(yùn)動的。此時電子既不釋放能量，也不吸收能量，處于穩(wěn)定狀態(tài)，稱為基態(tài)（n = 1的軌道）,但當(dāng)電子受到外界能量作用時，將吸收能量，從離核近的一個軌道跳躍到離核遠(yuǎn)的某個軌道上，電子處于離核遠(yuǎn)的高能量軌道時，稱為電子處于激發(fā)態(tài)（n1的軌道）。 處于激發(fā)態(tài)的電子是不穩(wěn)定的，能以輻射的形式釋放出多

5、余能量并回到基態(tài)。 因?yàn)殡娮拥哪芰颗c輻射能的頻率成正比， 即： E = h 所以： E2 - E1= E = h = (E2 - E1) / h 式中h為普朗克常數(shù)6.62610-34JS，E的單位為J。,玻爾理論的局限性： 1. 不能說明多電子原子光譜的規(guī)律和特征； 2. 不能解釋氫原子光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)。,1,2,3,4,5,6,7,-21.79,-5.45,-2.42,-1.36,0,-0.872,氫原子軌道能級示意圖,紫外光區(qū)譜線,紅外光區(qū)譜線,三、波粒二象性：核外電子運(yùn)動的特性 1、光子的二象性：20世紀(jì)初人們根據(jù)光的干涉、衍射和光電效應(yīng)等大量實(shí)驗(yàn)認(rèn)識到光既有波動的性質(zhì)，又有微粒子的性質(zhì)

6、，即光的波粒二象性。 按照相對論的質(zhì)能聯(lián)系定律：E = mc2 ； m = E/c2 已知光子的能量： E =h； c = 光子的動量： P = mc 故 P = E/c = h/c = h/ 2、實(shí)物粒子有波粒二象性的預(yù)言（1924）,如果光子具有二象性，那么微觀粒子在某些情況下，也能呈現(xiàn)波動性。 對于質(zhì)量m，速度v的微粒，其波長可用下式求得： = h / mv 這種波稱為德布羅意波或物質(zhì)波。 德布羅依的假設(shè)在1927年為戴維遜和革麥的電子衍射所證實(shí)。,四、測不準(zhǔn)原理 1927年德國的物理學(xué)家海森堡提出了量子力學(xué)中的一個重 要關(guān)系式 測不準(zhǔn)關(guān)系： x.P h/4 該式表明：粒子位置的測定準(zhǔn)確

7、度越大(x越小)，則其相 應(yīng)的動量的準(zhǔn)確度就越小(P越大)，反之亦然.,6. 2 核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述 量子力學(xué)從微觀粒子具有波粒二象性出發(fā)，認(rèn)為微觀粒子的運(yùn) 動狀態(tài)可用波函數(shù)(x,y,z)來描述。波函數(shù)可通過量子力學(xué)的基本 方程求解。 一、薛定諤方程 1926年，奧地利科學(xué)家薛定諤( E. Schr dinger )在考慮實(shí)物 粒子的波粒二象性的基礎(chǔ)上，通過光學(xué)和力學(xué)的對比，把微粒的運(yùn) 動用類似于表示光波動的運(yùn)動方程來描述。它的具體形式如下：,這便是著名的薛定諤方程式，式中：E是體系的總能量；V是體系的勢能；m為微粒的質(zhì)量。,二、波函數(shù)和原子軌道 （1）波函數(shù)：解薛定諤方程所得出的是一系列

8、的函數(shù) 表達(dá)式而不是一個個數(shù)值，稱為波函數(shù)，它并沒有實(shí)際 的物理意義。 是描述原子核外電子運(yùn)動狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式，是空 間坐標(biāo)（X，Y，Z）的函數(shù)。 （2）原子軌道：在量子力學(xué)中，把原子體系中的每一個 這種波函數(shù)叫原子軌道，代表微粒的一種運(yùn)動狀態(tài)，是一 種概率的量度。,波函數(shù)和原子軌道是同義詞，用（X，Y，Z）表示。具體應(yīng)用時，應(yīng)注以量子數(shù)下標(biāo)。,n,l,m（X，Y，Z）合理地描述了核外電子運(yùn)動狀態(tài)。 它是薛定諤方程的特定解。,三、四個量子數(shù) 1、主量子數(shù)(n) 物理意義：決定核外電子的能量和電子離核的平均距離 （1）電子離核的平均距離最近的一層即第一電子層，用n = 1表示，余此類推，可見n越

9、大電子離核的平均距離越遠(yuǎn)。 電子層：在一個原子內(nèi)，具有相同主量子數(shù)的電子，近乎在同樣的空間范圍運(yùn)動，這一范圍稱電子層。 （2） 主量子數(shù)也可用光譜符號K, L, M, N表示。,光譜符號,（3）n是決定電子能量高低的主要因素。 對于單電子原子（或離子）來說：n 值越大， 電子的能量越高。 En = -2.1810-18,2、角量子數(shù)(l) 對于給定的n 值，l 只能取小于n 的正整數(shù)。 l = 0，1，2，3，4，（n - 1）,（1）每種 l 值表示一類電子云的形狀（軌道），其數(shù)值常用光譜符號s、p、d、f 等表示：,確定原子軌道的形狀并在多電子原子中和主量子數(shù) 一起決定電子的能級,當(dāng)l =

10、 1，即為p電子，p 軌道呈啞鈴形，如 2p 原子軌道：,當(dāng)l = 0, 即為s 電子，s 軌道呈球形對稱，如 1s 原子軌道：,同理，當(dāng)l = 2, 即為d 電子，d 原子軌道呈四葉梅花形：,（2）如果用n表示電子層時，l 就表示同一主電子層中所具有不同狀態(tài)的分層 電子亞層。,n 1 2 3 4,主電子層 1 2 3 4,l,0,0 1,0 1 2,0 1 2 3,分層 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f,(3) 在多電子原子中電子的能量決定于主量子數(shù)n 和角量子數(shù)l。 當(dāng) n 不同，l 相同時，其能量關(guān)系為： 當(dāng) n 相同，l 不同時，其能量關(guān)系為： 由不同的n和

11、l 組成各分層其能量必然不同， 從能量的角度上看，這些亞層稱為能級。,E1S E2S E3S E4S,E4S E4P E4d E4f,3、磁量子數(shù)(m),磁量子數(shù)(m)確定原子軌道在空間伸展的方向。m的數(shù)值受l 值的限制，m=0,1, 2,. l，所以當(dāng)l 確定后，m可有 2l+1個值。,當(dāng)l = 0 ， m = 0，這說明S電子層中只有一個軌道； 當(dāng) l=1 ， m= +1 ， 0 ， -1，p 軌道有三種取向，原子 軌道沿著直角坐標(biāo)的x, y, z 三個軸的方向伸展，分別稱為 px ；py ；pz 。 當(dāng)l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2, 說明對應(yīng)的d原子軌 道有五

12、種取向，即dxy, dxz, dyz, dx2-y2 和dz2。 同理：當(dāng)l = 3, 則m=+3, +2, +1, 0, -1, -2, -3，說明 f 原子軌道有七種取向。,等價軌道和簡并軌道 在相同的亞層( l 值相同)中的不同軌道，雖然 它們電子云的取向不同，但它們的能量卻是相同的， 這樣的軌道稱為等價軌道或簡并軌道。,主量子數(shù)n 電子層； 角量子數(shù)l 電子亞層； 磁量子數(shù)m 原子軌道的伸展方向。,量子數(shù)與原子軌道的關(guān)系如下：,不同量子數(shù)與原子軌道之間的關(guān)系,4、自旋量子數(shù)(ms),電子在作自旋運(yùn)動時，有兩個相反的方向，用自旋量子數(shù)ms表示，它只有兩個值+1/2和-1/2，通常用箭頭表

13、示。，。,ms = 1/2,綜上所述， 原子中每個電子的運(yùn)動狀態(tài)可以 用n ， l ， m ， ms 四個量子數(shù)來描述。,n 決定原子軌道的大小和主要決定電子的能量;,l 決定原子軌道的形狀，同時也影響電子的能量;,m 決定原子軌道在空間的伸展方向;,ms 決定電子的自旋。,四、原子軌道的角度分布圖和徑向分布圖 (r,) = R(r) Y(，) 式中： Y(,)只與兩個角度有關(guān)，所以稱Y(,) 為 角度分布函數(shù)； R(r)只與電子離核半徑（核距離）有關(guān)，稱R(r)為 徑向分布函數(shù)。 波函數(shù)的角度分布圖：,電子云的角度分布:將角度波函數(shù)Y的絕對值的平方Y(jié)2作圖,就是電子云的角度分布圖,它與角度波

14、函數(shù)圖形狀相似但瘦些，電子云角度分布圖沒有正負(fù)號。,波函數(shù)的角度分Y布和電子云的角度分布Y2,y,z,x,x,z,x,Y2py,Y2px,Y2pz,x,y,x,z,x,z,Ypy,Ypx,Ypz,P軌道：,d軌道：,五、幾率密度和電子云 1、幾率：電子在核外空間某區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會 多少稱為幾率。 2、幾率密度：電子在核外空間某處單位體積內(nèi) 出現(xiàn)的幾率稱為該處的幾率密度。 用2 表示 3、電子云：表示核外電子幾率密度大小的具體 圖像,（1）電子云的角度分布圖 電子云是電子在核外空間出現(xiàn)的幾率密度分布的形象化的描述，而幾率密度的大小可用2來表示，因此以2作圖，可以得到電子云的圖象。 電子云的角度分

15、布圖與原子軌道角度分布圖相似，它們之間的主要區(qū)別有： a). 由于Y1(整個區(qū)域的總和），因此Y2一定小于Y，故電子云的角度分布圖要比原子軌道角度分布圖“瘦”些； b). 原子軌道角度分布圖有正有負(fù)，而電子云角度分布圖都是正值，這是因?yàn)閅2總是正值。 S軌道：,（2）電子云的徑向分布 電子云的徑向分布可用徑向密度函數(shù)R2(r)表示，以R2(r)對r作圖，表示任何方向上， R2(r)隨r變化情況。 電子云的徑向分布曲線只有正值。 不同類型的電子云徑向分布圖的形狀和高峰的數(shù)目不相同。1s、2s、2p.電子經(jīng)向分布圖上的高峰數(shù)分別為1、2、和1.。原子軌道的類型與徑向分布圖上所出現(xiàn)峰值的個數(shù)之間存在

16、一定的規(guī)律，峰值的個數(shù)取決于量子數(shù)n、l，并可用（n-l）計(jì)算得到。即：,峰數(shù) = n - l,6.3 多電子原子的能級,一、多電子原子的能級 氫原子的核外只有一個電子，原子基態(tài)和激發(fā)態(tài)的能量都由主量子數(shù)確定，與角量子數(shù)無關(guān)。而在多電子原子中，由于電子之間的相互斥力，使得主量子數(shù)相同的各軌道產(chǎn)生能級分裂。所以，在多電子原子中個軌道的能量不僅與主量子數(shù)有關(guān)，而且與角量子數(shù)有關(guān)。各原子軌道的能級主要是根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)來確定。,1、鮑林近似能級圖 鮑林根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)的結(jié)果總結(jié)了多電子原子各軌道能級的相對高低并用圖形近似地表示出來， 圖中小圓圈代表原子軌道，由上至下能量遞增，同一水平位置上的原子軌道為等價軌

17、道。 能級組：把能量相近的軌道歸并在一起，就稱為 能級組。 原子軌道分為七個組，能級組之間能量差較大。能級組是劃分周期的依據(jù)。,6.4 多電子原子的核外電子排布的規(guī)則 1、能量最低原理 電子首先進(jìn)入能量較低的原子軌道，依次由低向高排 布。這一原則稱為能量最低原理。電子填充的順序?yàn)椋?1s2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ns (n-2)f (n-1)d np 2、鮑利不相容原理 在同一原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的兩個電 子這就是鮑利不相容原理。,多電子原子的能級,每個代表一個原子軌道 p 三重簡并 d 五重簡并 f

18、 七重簡并,美國著名結(jié)構(gòu)化學(xué)家Pauling ，根據(jù)大量光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)和理論計(jì)算，提出了多電子原子的原子軌道近似能級圖。共分成七個能級組.,例如：H: 1s1 ; He: 1s2 ; Li: 1s22s1 ; Be: 1s22s2 ; B: 1s22s22p1 從前面的討論可知：每個電子層電子最大容量為2n2。 對于C 原子來說，按前面所述的原則，電子的填充有以下 三種方式：,那么，哪一種方式是正確的，則必須由洪特規(guī)則來回答。,3、洪特規(guī)則 電子在亞層的各軌道上填充時，盡可能的分占不同 軌道并保持自旋方向相同。這個規(guī)律稱為洪特規(guī)則。所 以C的電子填充應(yīng)采取第三種方式。 C: 1s22s22px1

19、2py1; N: 1s22s22px12py12pz1; O: 1s22s22px22py12pz1; F: 1s22s22px22py22pz1; Ne: 1s22s22px22py22pz2。 原子實(shí)：用加方括號的稀有氣體符號代替原子內(nèi)和稀 有氣體具有相同電子結(jié)構(gòu)的那部分內(nèi)電子層構(gòu)型 2、10、 18、36 等： 1s2 He ; 1s22s22p6 Ne ; 1s22s22p63s23p6 Ar 1s22s22p63s23p64s23d104p6 Xe,我們將上述三條稱為核外電子排布的“三原則”。,原子序數(shù)24 Cr: 電子的排布為：Ar4s23d4, 而實(shí)驗(yàn) 結(jié)果卻是：Ar4s13d5

20、，這似乎不合理，由此可見：洪特 規(guī)則還包括另一個內(nèi)容：等價軌道全滿、半滿或全空時體 系比較穩(wěn)定。 洪特規(guī)則特例 半滿：p3或d5或f7 全滿：p6或d10或f14 全空：p0或d0或f0 例：寫出下列原子序數(shù)分別為53、82、27和48的元素的核 外電子排布式。 解： 53I：Kr 4d105s25p5 82Pb：Xe 4f145d106s26p2 27Co: Ar 3d74s2 48Cd: Kr 4d105s2,電子的填充順序?yàn)椋?ns (n-2)f (n-1)d np 應(yīng)掌握描述原子構(gòu)型的書寫方式：即： 1. 電子排布式 2. 軌道表示式 3. 原子實(shí) 價電子構(gòu)型：表示原子核外最高能級組的

21、電子排 布（或外圍電子構(gòu)型）。 價電子：原子參加反應(yīng)時，能提供成鍵的電子。,6.5 原子的電子結(jié)構(gòu)和元素周期律 一、元素周期律 當(dāng)我們把元素按其原子序數(shù)（即核電荷數(shù)）遞增的順序依次排列成周期表時，每一個周期的元素原子最外層上的電子數(shù)從1增加到8（除第一周期為2外），呈現(xiàn)出明顯的周期性變化。換句話說各周期的元素都是從堿金屬開始，并以稀有氣體元素結(jié)束，而每一次重復(fù)，都意味著一個新周期的開始，一個舊周期的結(jié)束。,二、電子構(gòu)型與周期表的關(guān)系 1、原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系 周期表中的橫行稱為周期。共有七個周期：,比較電子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系，可得到 如下結(jié)論： 1). 隨原子核電荷數(shù)的增加，原子的最

22、外層經(jīng)常重 復(fù)出現(xiàn)同樣的電子構(gòu)型。所以元素性質(zhì)能呈現(xiàn) 周 期性的改變，也正是由于原子最外層電子 構(gòu)型這種周期性出現(xiàn)的結(jié)果。 2) . 元素原子的電子層數(shù)等于該元素在周期表所處 的周期數(shù)，即原子的最外層的主量子數(shù)代表該 元素所在的周期數(shù)。 ( 注意:Pd 例外 46Pd Kr5s24d8,實(shí)際為:46Pd Kr4d10 ） 3). 各周期中元素的數(shù)目等于相應(yīng)能級組中原子軌 道能容納的電子總數(shù)。,2、電子構(gòu)型和族的關(guān)系： 周期表中的縱列稱為族，共有18個縱列，包括8個主族，8個副族。 主族（A族）：凡包含短周期和長周期的各縱 列稱為主族。 副族（B族）：僅包含長周期的各縱列列稱為副族。 （1）主族

23、元素：原子最后填充的電子填充在s或p軌道上，其價電子結(jié)構(gòu)為：ns1-2np1-6 通常將VIII主族稱為0族。 Cl:He2s22p5, 價電子數(shù)為7，在第七族,主族元素原子所在的族數(shù)等于其價電子總數(shù),（2）副族元素： 原子最后填充的電子填充在(n-1)d軌道上，其 價電子結(jié)構(gòu)為：(n-1)d1-10ns1-2， Cr: Ar3d54s1, 價電子數(shù)為6，在VIB族,B B： 最外層電子數(shù) = 族數(shù),BB： 最外層電子數(shù)+次外層未充滿的d電子數(shù) = 族數(shù),3、電子構(gòu)型與區(qū)的劃分 根據(jù)電子排布的情況及元素原子的最外層電子構(gòu)型，可把周期表劃分為五個區(qū)： （1）s區(qū)元素：最外層電子構(gòu)型為ns1-2,

24、 其中包括 IA和IIA族元素。 （2） P區(qū)元素：最外層電子構(gòu)型為ns2np1-6，包括IIIA到VIIIA族（0族）元素。 （3）d區(qū)元素：最外層電子構(gòu)型為(n-1)d1-9ns1-2，包括IIIB到VIIIB族元素。（過渡元素） （4）ds區(qū)元素：最外層電子構(gòu)型為(n-1)d10ns1-2,包括IB和IIB族元素。（過渡元素） （5） f區(qū)元素：最外層電子構(gòu)型為(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2,包括鑭系元素和錒系元素。（內(nèi)過渡元素）,元素的周期,周期的劃分與能級組的劃分完全一致，每個能級組都獨(dú)自 對應(yīng)一個周期。共有七個能級組， 所以共有七個周期。,第一周期： 2 種元素 第一

25、能級組： 2 個電子 1 個能級 1s 1 個軌道,第二周期： 8 種元素 第二能級組： 8 個電子 2 個能級 2s 2p 4 個軌道,一、核外電子排布和周期表的關(guān)系,第三周期： 8 種元素 第三能級組： 8 個電子 2 個能級 3s 3p 4 個軌道,第五周期： 18 種元素 第五能級組： 18 個電子 3 個能級 5s 4d 5p 9 個軌道,第四周期： 18 種元素 第四能級組： 18 個電子 3 個能級 4s 3d 4p 9 個軌道,第七周期： 32 種元素 第七能級組：32 個電子 4 個能級 7s 5f 6d 7p 16 個軌道,第六周期： 32 種元素 第六能級組： 32 個電

26、子 4 個能級 6s 4f 5d 6p 16 個軌道,元素的區(qū)和族,價層電子組態(tài)為 n s 1 2 ， s 區(qū)元素 包括 IA 族，IIA族，,價層電子組態(tài)為 ns 2 np 1 6 p 區(qū)元素 IIIA 族,IVA 族,VA 族,VIA 族,VIIA 族,0 族 ,（ VIIIA族 ）,主族元素的族數(shù)原子最外電子層的電子數(shù),價層電子組態(tài)一般為 ( n1 ) d 1 8 ns 2 d 區(qū)元素 包括III B 族，IV B 族，V B 族，VI B 族，VII B 族，VII族 。 為過渡金屬。( n1 ) d 中的電子由不充滿向充滿過渡。,d 區(qū)元素的族數(shù)=( n1 ) d 的電子數(shù)+ ns

27、的電子數(shù)之和； 若和數(shù)大于或等于 8，則為 VIII 族元素 。,價層電子組態(tài)為 ( n1 ) d 10 ns 1 2 ds 區(qū)元素。,ds 區(qū)元素的族數(shù)價層電子中 ns 的電子數(shù) 。,將 d 區(qū)和 ds 區(qū)定義為過渡金屬 。,第 4，5，6 周期的過渡元素分別稱為 第一，第二，第三過渡系列元素。,價層電子組態(tài): ( n2 ) f 0 14 ( n1 ) d 0 2 ns 2 f 區(qū) 元素包括鑭系和錒系元素，( n2 ) f 中的電 子由不充滿向充滿過渡，稱為內(nèi)過渡元素。有時 認(rèn)為 f 區(qū)元素屬于 III B 族 。,課堂練習(xí) .請依據(jù)下列原子序數(shù)寫出各元素的電子排布式、 及其所在周期、族、區(qū)

28、。 11、21、53、60、80 .已知元素所在周期和族數(shù)，請寫出它們的核外電 子排布。 （1）周期數(shù)為3、族數(shù)為IIA （2）周期數(shù)為6、族數(shù)為VIIB （3）周期數(shù)為4、族數(shù)為IVA,6-6 主要的原子參數(shù)及其變化規(guī)律,原子的某些性質(zhì)，如有效核電荷、原子半徑、電離能 、電子親和能、電負(fù)性等都與原子結(jié)構(gòu)有關(guān)，并對元素的物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)有重大影響。通常把表征原子基本性質(zhì)的物理量稱為原子參數(shù)。 一、有效核電荷 隨原子序數(shù)增加，原子的核電荷呈線性增加，但有 效核電荷Z*卻呈周期性變化。,二、原子半徑 1、定義： （1）共價半徑：同種元素的兩個原子以共價單鍵連接時，它們核間距離的一半叫做該原子的

29、共價半徑。（H2，Cl2）（非金屬） （2）金屬半徑：金屬晶體中金屬原子核間距離的 一半，叫做該原子的金屬半徑。（金屬） （3）范德華半徑：在分子晶體中，分子間以范德華力相結(jié)合，相臨分子間兩個非鍵結(jié)合的同種原子，其核間距離的一半，叫做該原子的范德華半徑。（稀有氣體）,2、 原子半徑在周期中的變化 (1) 在短周期中（第2、3周期）： 從左到右，隨有效核電荷依此增加，原子半徑依次明顯的減??； （2）在長周期中（4、5、6周期）： 主族元素的原子半徑明顯的減?。?過渡元素的原子半徑減小緩慢，當(dāng)d軌道處于全滿時原子半徑增大； 內(nèi)過渡元素，原子半徑隨核電荷數(shù)的增加而依次減小，但減小的幅度較過渡元素更小

30、。,鑭系元素原子半徑縮小的現(xiàn)象稱為鑭系收縮。鑭系收縮使得第五周期和第六周期同族過渡元素的原子半徑極為相近，造成它們的分離極為困難。例如： Zr (160 pm) Hf (159 pm); Nb (143 pm) Ta (143 pm); Mo(136 pm) W (137 pm) () 同一主族元素：從上到下原子半徑依次增加； 副族元素，從上到下第四到第五周期增大，第五和第六周期相近。,三、電離能( I )：反映原子失去電子的難易 1、定義：對于多電子原子，處于基態(tài)的氣態(tài)原子在外界能量的作用下，由基態(tài)失去一個電子而形成一價氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一電離能I1。 從一價氣態(tài)正離子再失去一個電

31、子成為正二價正離子所需要的能量稱為第二電離能I2，依次類推。 一般來說：同一元素的原子：I1I2I3。 Al(g) - e Al+(g) I1= 578 kJmol-1 Al+(g) - e Al2+(g) I2= 1823 kJmol-1 Al2+(g) - e Al3+(g) I3 = 2751 kJmol-1 如果不加標(biāo)明，通常所說的電離能，都是指的第一電離能。電離能越大，表明該原子越難失去電子。反之亦然。,2、電離能在周期表中的變化： （1）同一周期中從左到右，元素的電離能總趨勢是 增大，稀有氣體具有穩(wěn)定的電子層結(jié)構(gòu)，在同一周期中具有最大的電離能；而過渡元素由于電子加到次外層，有效核電荷增加不多，原子半徑增加緩慢，電離能增加不顯著。 但必須注意，雖然電離能的總趨勢從左到右增加，但有起伏：,例如：第二周期中Be和N的電離能比后面的元素B和O的電離能都大，這是由于它們都具有全滿、半滿和全空的價電子結(jié)構(gòu)，這種結(jié)構(gòu)比較穩(wěn)定，較難失去電子，所以有較大的電離能。 （2）同一主族從上到下，最外層電子數(shù)相同，有效核電荷增