第5章原子結構與元素周期性

第5章原子結構與元素周期性§5.1原子和元素§5.2原子結構的近代概念§5.3原子中電子的分布§5.4原子性質的周期性§5.1原子和元素(一)

原子的組成(二)元素具有相同質子數(shù)的同一類原子總稱為元素。

同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子。

eg.氫的三種同位素（氕、氘、氚）同量素：質量數(shù)相同而原子序數(shù)不同的元素

eg.

、、(三)原子軌道能級1913年，28歲的丹麥物理學家Bohr提出了原子結構的玻爾原子模型理論，該理論提出了兩個重要的概念：①定態(tài)軌道的概念：核外電子只能在有確定半徑和

能量的軌道上運動，這些軌道的能量狀態(tài)不隨時

間改變，稱為定態(tài)軌道，在定態(tài)軌道運動時，電

子不吸收或輻射能量；(三)原子軌道能級1913年，28歲的丹麥物理學家Bohr提出了原子結構的玻爾原子模型理論，該理論提出了兩個重要的概念：①定態(tài)軌道的概念：核外電子只能在有確定半徑和

能量的軌道上運動，這些軌道的能量狀態(tài)不隨時

間改變，稱為定態(tài)軌道，在定態(tài)軌道運動時，電

子不吸收或輻射能量；②軌道能級的概念：不同的定態(tài)軌道能量不同。電

子處在離核最近的軌道上，即能量最低——基態(tài);

原子獲得能量后,電子被激發(fā)到高能量軌道上,原

子處于激發(fā)態(tài)。軌道的不同能量狀態(tài)稱為能級。最高能量軌道電子在這些定態(tài)軌道上運動時，既不吸收能量又不放出能量。吸收能量，發(fā)生躍遷放出能量，回到基態(tài)玻爾的原子模型理論成功地解釋了氫原子和類氫原子的光譜，但是卻不能解釋多電子原子的光譜,因為玻爾理論的基礎仍然建立在經(jīng)典物理學的基礎上。而微觀粒子的運動有其特殊的規(guī)律性，已不能用經(jīng)典力學的理論來描述，只能用量子力學的理論來解釋。電子的波粒二象性人們對原子核外電子的運動狀態(tài)的了解和認識是從氫原子光譜開始的?！?.2原子結構的近代概念（一）電子的波粒二象性既具有粒子性，又具有波動性的性質簡稱二象性原子中的電子是一種有確定體積（直徑一般為10-15m）和質量（9.1091×10-31kg）的粒子。因此，電子具有粒子性在此無需論證，而且這一點也早為玻爾等人所認識。問題是電子運動是否也像光一樣,表現(xiàn)出波動的性質？1927年美國物理學家戴維遜(D.J.Davisson)等通過電子衍射實驗證明了電子的運動確實具有波動性。如下圖所示。當高速運動的電子束穿過晶體光柵投射到感光底片上時，得到的不是一個感光點，而是明暗相間的衍射環(huán)紋，與光的衍射圖相似。電子衍射實驗證明了電子運動確實具有波動性。

電子既具有粒子的特性，又具有波動的特性，這就是電子的波粒二象性。若用慢射電子槍(可控制射出電子數(shù)的電子發(fā)射裝置)取代電子束進行類似圖5.3所示的實驗，結果發(fā)現(xiàn)：每個電子在感光底片上彈著的位置是無法預料的，說明電子運動是沒有固定軌道的；但是當單個的電子不斷的發(fā)射以后，在感光底片上仍然可以得到明暗相間的衍射環(huán)紋，這說明電子運動是有規(guī)律的。亮環(huán)紋處無疑衍射強度大，說明電子出現(xiàn)的機會多，亦即概率大；暗環(huán)紋處則正好相反。（二）概率量子力學認為，原子中個別電子運動的軌跡是無法確定的，亦即沒有確定的軌道。但是原子中電子在原子核外的分布還是有規(guī)律的：核外空間某些區(qū)域電子出現(xiàn)的概率較大，而另一些區(qū)域電子出現(xiàn)的概率較小。（三）原子軌道1926年薛定諤根據(jù)波、粒二象性的概念提出了一個描述微觀粒子運動的基本方程──薛定諤波動方程。schodinger方程是一個二階偏微分方程，它的解ψ是空間坐標的函數(shù)，與方程所描述的微觀粒子的運動情況，即在空間某處出現(xiàn)的幾率密切相關。（解方程很復雜，不必掌握）既然波函數(shù)ψ是描述電子運動狀態(tài)的數(shù)學表示式，而且又是空間坐標的函數(shù)，ψ=f(x,y,z)可以作圖，其空間圖象可以形象地理解為電子運動的空間范圍，即俗稱“原子軌道（又稱原子軌函）”。波函數(shù)的空間圖像就是原子軌道，原子軌道的數(shù)學表示式是波函數(shù)。

將波函數(shù)ψ的角度分布部分（Y）作圖，所得的圖像就稱為原子軌道的角度分布圖。波函數(shù)和原子軌道常作同義詞混用將波函數(shù)ψ的角度分布部分（Y）作圖，所得的圖像就稱為原子軌道的角度分布圖。s軌道→球形p軌道→8字形d軌道→花瓣形原子軌道角度分布圖：s軌道s軌道：球形，符號為正，只有一種運動狀態(tài)；即s軌道一種。5.4.4元素的氧化數(shù)原子軌道角度分布圖:

p軌道p軌道：8字形對稱，有3種運動狀態(tài)(即有3種軌道)，這3個簡并軌道(能量相同的)表示為Px、Py、Pz原子軌道角度分布圖:

d軌道d軌道：花瓣形，有5種運動狀態(tài)即有d軌道5種d軌道：花瓣形，有5種運動狀態(tài)即有d軌道5種原子軌道角度分布圖特點：

圖中正負號不可省，表示波函數(shù)數(shù)值的正負，并非表示正負電荷；

s軌道：球形、1種運動狀態(tài)、1種軌道；

p軌道：8字性、3種運動狀態(tài)、3種軌道；

d軌道：花瓣形、5種運動狀態(tài)、5種軌道。結論：

波函數(shù)ψ是薛定諤方程的解，是空間坐標的函數(shù)，代表了核外電子的運動狀態(tài)，習慣上稱為原子軌道；一個ψ表示一條原子軌道，但這里的軌道與宏觀軌道不同，因為它只是表示原子核外電子的運動狀態(tài)。具有波粒二象性的電子并不象宏觀物體那樣沿固定軌道運動。因此我們不可能同時準確的測定一個核外電子在某一瞬間所處的位置和運動速度，但我們可以用統(tǒng)計的方法來判斷電子在核外空間某一區(qū)域內出現(xiàn)機會的多少——概率。（四）電子云從電子的衍射圖形中可以得出電子運動的統(tǒng)計學解釋是：空間任一點波的強度和電子出現(xiàn)的概率成正比。由此可以得出，電子在核外空間某處單位體積元內出現(xiàn)的概率(稱概率密度)與波函數(shù)絕對值的平方││2成正比。即波函數(shù)絕對值平方的物理意義是代表電子的概率密度。電子經(jīng)常出現(xiàn)在核外一定的空間內，離核越近，黑點密集；離核越遠黑點越稀疏，這些小黑點象一團帶負電的云，把原子核包圍起來，形象稱為電子云。電子云定義：是電子在核外空間出現(xiàn)概率密度的形象化描述。它是以小黑點的濃密程度來表示電子出現(xiàn)的概率密度大小的圖形。小黑點越密，電子出現(xiàn)概率越大，反之則越小。即是說，電子云是概率密度││2的圖象，處于不同運動狀態(tài)的電子ψ不同，所以│ψ│2不同，∴電子云圖形也不同。將│ψ│2的角度部分作圖即可得到電子云角度分布圖。電子云的角度分布圖s電子云p電子云d電子云（在空間有3種伸展方向）（在空間有5種伸展方向）電子云角度分布圖的特點：

圖形形狀與相應的原子軌道角度分布圖相似；不同之處在于：原子軌道角度分布圖有正負值標志，而電子云角度分布圖都為正值，習慣不標出正號；電子云的角度分布圖較“瘦”些。

綜上所述“原子軌道”描述了電子運動的空間范圍“電子云”描述了電子在核外空間出現(xiàn)概率密度的大小

但僅靠兩者不足以準確描述原子中各電子的運動狀態(tài)

要比較具體描述原子中各電子的狀態(tài)（如電子所在的電子層、原子軌道能級、形狀、伸展方向及電子自旋的方向等）則需要四個參數(shù)才行。

主量子數(shù)n、副量子數(shù)l、磁量子數(shù)m、自旋量子數(shù)ms處于不同狀態(tài)的電子都可以用四個量子數(shù)來表征，或者說四個量子數(shù)可以確定核外的任意一個電子的運動狀態(tài)。（五）四個量子數(shù)1.主量子數(shù)（n）物理意義：描述電子運動的范圍，即通常所說的電子層,

決定電子能量的高低。（1）描述電子層離核的遠近；（2）描述電子層能量的高低。取值：n

取0以外的正整數(shù)，n=1,2,3,4,5,…….

其中每一個數(shù)代表一個電子層，即不同的n值，對應于不同的電子層。通常n＝1,2,3,4,5,6,7......的電子層常用符號K，L，M，N，O，P，Q......表示。當主量子數(shù)n增加時，電子的能量隨著增加，其電子出現(xiàn)離核的平均距離也相應增大。n相同的電子為一個電子層；n值越小，電子層離核越近，能量越低，反之亦然。主量子數(shù)(n)：12345…電子層:第一層第二層第三層第四層第五層…電子層符號：KLMNO…1.主量子數(shù)（n）2.

副量子數(shù)（l）物理意義：表示原子軌道或電子云的形狀（俗稱亞層）每一個l值決定電子層中的一個亞層；取值：從0開始一直取到(n-1)的正整數(shù)，l的取值受到

n的限制。

當l＝0,1,2,3,4,5時，分別稱為s,p,d,f,g,h亞層。

n＝1時，l＝0K電子層只有s亞層

n＝2時，l

＝0、1L電子層有s，p亞層

n＝3時，l

＝0、1、2M電子層有s，p，d亞層

n＝4時，l

＝0、1、2、3N電子層有s，p，d，f亞層在多電子原子中，l與n一起決定電子亞層的能量，n,l不同的電子，能量不同；當n相同時,l值越小,電子亞層能量越低，反之亦然。n相同，l不同，即同一電子層中各亞層的能量高低順序為E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)

eg.E4S<E4P<E4d<E4f

n不同，l

相同時，各亞層的能級高低順序為：

E(1s)<E(2s)<E(3s)<···

E(2p)<E(3p)<E(4p)<···

E(3d)<E(4d)<E(5d)<···如何用主量子數(shù)n和副量子數(shù)l對電子所處的狀態(tài)進行描述？即：一個電子處在n=2,l=0的狀態(tài)，則它就為2s電子；處在n=2,l=1的狀態(tài)為2p電子。?3.

磁量子數(shù)（m）物理意義：表示原子軌道或電子云在空間的伸展方向。取值：m的值取決定于l，可取(2l+1)個從-l→+l(包括0在內)的整數(shù)，即m＝0,±1,±2,±3,...±l（共有2l+1個值）

每一個m值就表示一種空間取向的原子軌道，

即有2l+1種伸展方向的原子軌道。當l＝0時，m

只能取0，s亞層只有1個軌道；當l

＝1時，m可?。?、0、＋1，p亞層有3個軌道；同理，d亞層有5個軌道；f亞層有7個軌道。

n和l相同,但m不同的各原子軌道的能量相同,稱為簡并軌道或等價軌道。說明s

軌道在空間只有一種取向

n電子層l電子亞層m原子軌道數(shù)1K01s012L012s2p01,0,+1

3M0123s3p3d0

4

N01234s4p4d4f0

電子層、電子亞層、原子軌道與量子數(shù)之間的關系當指明了電子運動的三個量子數(shù)n,l,m，電子運動的軌道也就確定了。如：當n＝2，l=0時，m的取值只能是m=0，所表示的原子軌道是2s軌道；又如：當n＝2，l=1時，m的取值可以是-1、0、+1，表示有三個簡并軌道2px、2py、2pz。4.

自旋量子數(shù)（ms）物理意義：表示電子在原子軌道中運動的空間自旋方向；用于描述電子的自旋運動狀態(tài)。n,l,m

相同的電子在核外運動時，具有順時針和逆時針兩種方向相反的自旋運動狀態(tài)。在每一個軌道中可以有兩個自旋方向相反的電子。取值：ms的取值為+1/2和-1/2，常用箭號↑和↓表示電子的兩種自旋方式。

即：+1/2：順時針自旋↑

-1/2：逆時針自旋↓∵在同一原子中，不可能有運動狀態(tài)完全相同的電子存在。換句話說，同一原子中每個電子中的四個量子數(shù)不可能完全相同，因此可推出每一個軌道只能容納兩個自旋方向相反的電子；因此可推出各電子層所能容納電子最大數(shù)值。綜上所述，n，l，m

三個量子數(shù)可以確定一個原子軌道，而n,l,m,ms

四個量子數(shù)則可以確定電子在某原子軌道上的自旋運動狀態(tài)。關于四個量子數(shù)應用的舉例：例：用四個量子數(shù)表示4d5五個電子。答：n=4，l=2，m=2,1,0,-1,-2

ms=?,?,?,?,?或ms=-?,-?,-?,-?,-?

例：當主量子數(shù)n=4時，有幾個能級？各個能級有幾個軌道？最多可容納多少電子？解：決定電子所處能級由兩個量子數(shù)n和l決定；決定一個原子軌道需要三個量子數(shù)n、l和m，在每一個原子軌道中可以有兩個自旋方向相反的電子。∴當n=4時,l=0,1,2,3即有s,p,d,f四個能級；每個能級空間取向的運動狀態(tài)數(shù)(軌道數(shù)2l+1)分別為1,3,5,7；則具有的總軌道數(shù)為16個，最多可容納32個電子。例：下列各組量子數(shù)哪些是不合理，為什么？

(1)n=2,l=1,m=0(2)n=2,l=2,m=-1(3)n=3,l=0,m=-1(4)n=3,l=2,m=-2

例：寫出下列各組量子數(shù)缺少的量子數(shù)。

(1)n=3,l=?,m=-2,ms=+1/2(2)n=4,l=1,m=?,ms=?例：教材思考題3、習題1

結論：（1）每個電子的運動狀態(tài)可由n，l，m，ms

四個量子數(shù)表示；若四個量子數(shù)確定,則電子在核外空間的運動狀態(tài)就確定了。

例：4S1代表一個電子：n=4，l=0，m=0，

ms=1/2或-1/2球形區(qū)域內運動。（2）每個原子軌道可用n,l,m三個量子數(shù)確定。

例:3Px代表n=3,l=1,m=0或1或-1的原子軌道（3）對于多電子原子：用n和l

共同決定電子的能量(能級),n、l相同時,則電子能量相等。§5.3原子中電子的分布（一）基態(tài)原子中電子的分布原理

------核外電子分布三規(guī)則

泡利(Pauli)不相容原理

能量最低原理

洪德(Hund)規(guī)則

最低能量原理基態(tài)原子中電子在核外的排列，應盡先分布在低能級軌道上，使原子處于能量最低狀態(tài)。

洪德(Hund)規(guī)則原子在同一亞層的等價軌道上分布電子時，盡可能獨分布在不同的軌道，而且自旋方向相同。這種分布時，原子的能量較低，體系較穩(wěn)定。

泡利(Pauli)不相容原理同一原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的電子；每個原子軌道中最多容納兩個自旋方向相反的電子。最多容納電子數(shù)

：s軌道

2個電子p軌道

6個電子

d軌道

10個電子

f軌道14個電子eg.N原子(1s22s22p3)的軌道表示式:1s2s2ps軌道沒有等價軌道p軌道有3個等價軌道d軌道有5個等價軌道f軌道有7個等價軌道補充……洪德規(guī)則的特例：當?shù)葍r軌道處于全充滿（p6，d10，f14）、半充滿（p3，d5，f7）、全空(p0,d0,f0)的狀態(tài)時，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。例：Cr和Cu的電子排布關于核外電子運動狀態(tài)的結論：(1)每個運動狀態(tài)的電子只能有一個；(2)每個原子軌道最多容納2個自旋相反的電子;(3)s,p,d,f各亞層中原子軌道數(shù)為1,3,5,7s,p,d,f各分層最多容納電子數(shù)為2,6,10,14;(4)每個電子層原子軌道總數(shù)為n2個，所以每個電子層中最大容量電子數(shù)2n2個。核外電子運動的可能狀態(tài)

主量子數(shù)n電子層符號副量子數(shù)l能級符號磁量子數(shù)m各電子層原子軌道總數(shù)最多容納電子總數(shù)1K01s0122L012s2p00,±1483M0123s3p3d00,±10,±1,±29184N01234s4p4d4f00,±10,±1,±20,±1,±2,±31632

即n2

即2n2既然原子的核外電子排布須遵循“最低能量原理”，那么，哪些軌道能量較高，哪些軌道能量較低呢？這就需要進一步明確各原子軌道之間能量的相對高低,即關于原子軌道的能級大小的問題。鮑林(pauling)的原子軌道近似能級圖（二）多電子原子軌道的能級1939年美國化學家Pauling根據(jù)光譜學實驗結果，將多電子原子的原子軌道按能量由低到高排成圖——Pauling原子軌道近似能級圖鮑林(pauling)原子軌道近似能級圖Pauling原子軌道近似能級圖圖中每個方框代表一個“能級組”（即方框內各原子軌道能量較接近而構成一個能級組），相當于周期表中的一個周期；Pauling原子軌道近似能級圖一個○表示一條原子軌道，p軌道含3條等價軌道(3個○)d軌道含5條等價軌道(5個○)f軌道含7條等價軌道(7個○)Pauling原子軌道近似能級圖由圖中可看出：相鄰兩個能級組的能量差較大，而每個能級組內部的能量差較?。欢颐總€能級組內的最低能級為s軌道，最高能級為p軌道。Pauling原子軌道近似能級圖當l相同時，能量由n決定，n，E。如：E2P<E3P<E4P<E5P

當n相同時，l越大，E越大，如：E4s<E4p<E4d<E4f當n、l同時變動,能級能量次序比較復雜，出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象如：E4s<E3d<E4p<E5s<E4d<E5pE6s<E4f<E5d<E6p出現(xiàn)能級交錯的能級順序為：

Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<EnpPauling原子軌道近似能級圖當n、l同時變動,能級能量次序比較復雜，出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象如：E4s<E3d<E4p<E5s<E4d<E5pE6s<E4f<E5d<E6p出現(xiàn)能級交錯的能級順序為：

Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<EnpPauling原子軌道近似能級圖第九能級組(周期)：9s，6g，7f，8d，9p第八能級組(周期)：8s，5g，6f，7d，8p第七能級組(周期)：7s，5f，6d，7p第六能級組(周期)：6s，4f，5d，6p第五能級組(周期)：5s，4d，5p第四能級組(周期)：4s，3d，4p第三能級組(周期)：3s，3p第二能級組(周期)：2s，2p第一能級組(周期)：1s總結→各原子軌道能量的相對高低，原子軌道的能級的順序為（由低到高）：1s2s2p

3s3p

4s3d4p

5s4d5p

6s4f5d6p

7s5f6d7p①基態(tài)原子中電子的分布原理：

泡利(Pauli)不相容原理

能量最低原理

洪德(Hund)規(guī)則②原子軌道的能級的順序(由低到高)：

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p根據(jù)“電子分布原理”和“能級順序”,可得到基態(tài)原子中電子的分布情況。（三）基態(tài)原子中電子的分布電子填入軌道順序圖“電子填入原子軌道的順序”就是按照“原子軌道的能級”由低到高的順序填入，即1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p（三）基態(tài)原子中電子的分布A、軌道排布式1.基態(tài)原子核外電子分布的三種表示方法B、電子分布式C、價層電子構型A、軌道排布式7N1s2s2p26Fe1s2s2p3s3p4s3d按能級順序，用軌道符號表示，在軌道符號的右上角標上電子數(shù)；如12Mg：1s22s22p63s2

19K：

26Fe：

書寫電子排布式時：為簡化，通常把內層已達稀有氣體電子結構的部分稱為“原子實”并用該稀有氣體符號表示，如12Mg:[Ne]3s2；

19K:[Ar]4s1;26Fe:[Ar]3d64s2B、電子分布式1s22s22p63s23p63d64s21s22s22p63s23p64s1按能級順序，電子先填入4s軌道，但書寫時先寫出3d再寫4s例：寫出原子的電子分布式。(1)寫出25號元素的電子分布式

(2)寫出42號元素的電子分布式P134-136列出了1-118號元素(115種)原子的電子分布式P134-136列出了1-118號(115種)元素原子的電子分布式注意：在115種元素中，有19種元素(24,29,41,42,44,45,46,47,57,58,64,78,79,89,90,91,92,93,96)原子的核外電子的分布稍有例外；其中一部分可用“洪德規(guī)則特例”來解釋：半充滿：24、42、64、96全充滿：29、46、47、79全空：57、89、90當軌道處于全滿、半滿或全空時，原子較穩(wěn)定

53I原子的電子分布式為:[Kr]4d105s25p5

而不能寫為[Kr]5s24d105p5注意：(2)原子中電子按照“能級順序”1s→2s→2p→3s→3p

→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p

→7s→5f→6d→7p→...填入軌道（在軌道符號的右上方標上所填入的電子數(shù)），

但是書寫電子分布式時,是按照n增大的順序書寫例：21Sc原子的電子分布式為1s22s22p63s23p63d14s2

而不能寫為1s22s22p63s23p64s23d1

C、價電子層構型先了解一下什么電子屬于價電子

價電子：是原子在參與化學反應時能夠用于成鍵的電子，是原子核外跟元素化合價有關的電子。主族元素，價電子數(shù)就是最外層電子數(shù)。

副族元素原子的價電子，除最外層電子外，還可包括次外層電子，或某些元素的倒數(shù)第三層電子也可成為價電子(如：鑭系元素還能包括外數(shù)第三層的4f電子)。

eg.鉻的價電子層結構是3d54s1，6個價電子都可以參加成鍵。

價電子全部參與成鍵，元素表現(xiàn)最高的正化合價；部分參加成鍵，就有多種化合價的特性。

價電子所在的亞層統(tǒng)稱為價層，原子的價電子層構型指價層的電子分布,即最高能級組中電子的分布情況；

實際上,價電子層構型就是電子分布式去除原子實后的部分；

價電子層構型可以反映原子的價電子特征。如：12Mg：3s2；

26Fe：3d64s2；80Hg：4f145d106s2

注意：價電子層的電子并不一定全是價電子！例如Ag價層電子構型為4d105s1，但其氧化數(shù)只有+1,+2,+3。C、價電子層構型注意：有些元素的電子排布，如74W：[Xe]5d46s278Pt：[Xe]5d96s1

的“反?！爆F(xiàn)象，至今還難以找出令人滿意的解釋。但這些元素的電子排布式是從光譜實驗得到的由于陽離子的有效核電荷比相應原子的多，從而造成基態(tài)陽離子的軌道能級與原子的軌道能級不同；如：

26Fe：[Ar]3d64s2；

Fe2+：[Ar]3d64s0，而不是[Ar]3d44s2基態(tài)原子的外層電子填充順序為：→ns→(n-2)f→(n-1)d→np價電子電離順序為：→np→ns→(n-1)d→(n-2)f（四）簡單基態(tài)陽離子的電子分布即原子失去e-的順序與中學內容聯(lián)系一下……原子結構示意圖：是表示原子核電荷數(shù)和電子層排布的圖示形式。原子結構示意圖的書寫同樣遵循電子的分布原理（泡利不相容原理、能量最低原理和洪德規(guī)則）。若只針對主族元素，則可根據(jù)較直接的“核外電子排布規(guī)律”快速畫出某原子結構示意圖。核外電子排布規(guī)律：首先，各電子層最多容納的電子數(shù)目是2n2。

其次，最外電子層電子數(shù)目不超過8個(K層為最外層時不超2個);

第三，次外電子層電子數(shù)目不超過18個；第四，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不超過32個。只給出了電子層上的電子信息TolookP146_11(1)1869年俄國科學家門捷列夫公布了世界上第一張元素周期表，隨后不斷有人提出各種類型周期表170多種，包括短式表(門捷列夫式為代表)、長式表(維爾納式為代表)、特長表(玻爾塔式為代表)、圓形表、平面螺線表、立體周期表等。教學上常常使用的是長式周期表。（五）元素周期系與核外電子分布的關系長式元素周期表1.原子的電子層結構和周期

元素周期表共有七個橫行，每一橫行為一個周期，共有七個周期。周期數(shù)=電子層數(shù)=最外電子層的主量子數(shù)

=能級組數(shù)各周期所包含的元素的數(shù)目=相應能級組中的原子軌道所能容納的電子總數(shù)。

各周期中元素的數(shù)目與相應能級組的原子軌道的關系周期能級組能級組內含有的原子軌道各周期包含的元素數(shù)目各周期中電子最大容量111s22222s2p88333s3p88444s3d4p1818555s4d5p1818666s4f5d6p3232777s5f6d(未完)23(未完)

未滿

各周期中元素的數(shù)目與相應能級組的原子軌道的關系周期能級組能級組內含有的原子軌道各周期包含的元素數(shù)目各周期中電子最大容量111s22222s2p88333s3p88444s3d4p1818555s4d5p1818666s4f5d6p3232777s5f6d(未完)23(未完)

未滿短周期長周期不完全周期2.原子的電子結構和族

元素周期表共有18個縱行，除第八,九,十3個縱行為第Ⅷ族外,其余15個縱行,每一個縱行為一個族（族數(shù)用羅馬字母表示）。元素周期表共有16個族，除了稀有氣體（0族）和Ⅷ族外，還有七個主族(A)和七個副族(B)；

A族由短周期和長周期元素組成；

B族（又稱為過渡元素）只由長周期元素組成。

對于主族元素：主族族數(shù)=最外電子層的電子數(shù)在同一主族內，最外電子層上的電子數(shù)都是相同的。

對于副族元素：第ⅢB~ⅦB族：族數(shù)=最高能級組中電子總數(shù)第Ⅷ族：最高能級組中電子總數(shù)為8~10時列為Ⅷ族第ⅠB~IIB族：族數(shù)=最外電子層ns軌道中電子數(shù)目關于族數(shù)的確定同族元素的外層電子構型相似，化學性質也相似。元素在周期表中的位置是由元素原子核外電子的分布所決定的。35Br[Ar]4s24p529Cu[Ar]3d104s148Cd[Kr]4d105s240Zr[Kr]4d25s224Cr[Ar]3d54s1

27Co[Ar]3d74s226Fe[Ar]3d64s2

28Ni[Ar]3d84s2

第4周期，VIIA族第4周期，ⅠB族第5周期，IIB族第5周期，IVB族第4周期，ⅥB族第4周期，VIII族第4周期，VIII族第4周期，VIII族鉻gè鎘gé例：已知某元素在周期表中位于第五周期，

ⅥA，試寫出該元素原子的基態(tài)電子分布式、元素名稱、符號和原子序數(shù)。解：第五周期，即第五能級組(5s4d5p)∵ⅥA∴最外層電子數(shù)即為6，則5s25p4

∴4d10∴該元素原子的電子分布式為：[Kr]4d105s25p4

共52個e，即為52號元素，碲Te3.原子的電子構型和元素的分區(qū)根據(jù)元素原子價層電子構型的不同，可以把周期表中的元素所在位置分成s、p、d、ds和f五個區(qū)。區(qū)原子的價電子構型最后填入電子的亞層包括的元素sns1→2最外層的s亞層IA,IIA族pns2np1→6最外層的p亞層IIIA-VIIA,0族d(n-1)d1→9ns1→2次外層的d亞層IIIB-VIIB,VIII族ds(n-1)d10ns1→2次外層的d亞層IB,IIB族f(n-2)f0→14(n-1)d0→2ns2一般為：倒數(shù)第三層的f亞層(有個別例外)鑭系和錒系各區(qū)元素原子電子分布的特點§5.4原子性質的周期性原子半徑電離能電子親合能電負性原子性質原子的電子層結構隨核電荷數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化,影響到原子性質也呈周期性變化。(一)原子半徑共價半徑：同種元素的兩個原子以共價單鍵連接時，其核間距的一半叫共價半徑。金屬半徑：在金屬晶體中相鄰的兩個原子彼此接觸，其核間距的一半即為金屬半徑。范得華半徑：當兩個原子之間沒有形成化學鍵，只靠分子間作用力接近時，兩原子之間的距離的一半叫范得華半徑。主要針對稀有氣體或低溫形成的單原子分子晶體。范得華半徑只有討論稀有氣體時才用。原子半徑是根據(jù)原子不同的存在形式來定義的，常用的原子半徑有以下三種：三種原子半徑的特點：①

共價半徑最小（因為形成共價鍵時，軌道發(fā)生重疊,

所以核間距小）。②

金屬半徑大于共價半徑（∵金屬離子之間軌道不重疊，只是緊密地接觸）。③范得華半徑最大（∵分子間力很小，不能將兩原子拉得很近）。r共價=?ddr金屬=?ddR范得華=?ddⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0原子半徑在周期表中的變化規(guī)律：主族元素：從左→右r減小從上→下增大r(1)同一周期主族元素，從左到右,原子核作用在最外層電子上的有效核電荷數(shù)顯著增加，而電子層數(shù)并不增加,原子核對外層電子的引力逐漸增強，導致原子半徑明顯減小。(2)同一族的主族元素，從上到下，原子核作用在最外層電子上的有效核電荷數(shù)增加不多，由于電子層數(shù)增加,原子核對外層電子引力減弱，使原子半徑顯著增大。原子半徑在周期表中的變化規(guī)律：過渡元素(副族及第Ⅷ族元素)副族元素原子半徑的變化規(guī)律不如主族元素的變化規(guī)律性強！

同族從上到下，r略有增大，但由于第六周期鑭系收縮，使五、六周期同族元素半徑相近；原子半徑在周期表中的變化規(guī)律：過渡元素(副族及第Ⅷ族元素)(2)同周期d區(qū)中ⅢB→ⅦB族，由左向右，r略有減少,

第Ⅷ族從左到右，r稍有增大；

但ds區(qū)的IB→ⅡB，r有所增大。

f區(qū)元素，從左到右，半徑減小幅度更小，相鄰元素差1pm左右（∵鑭系收縮，即鑭系元素的原子半徑隨原子序數(shù)的增加而緩慢減小的現(xiàn)象）原子半徑對性質的影響：r越大，原子核對電子的吸引越弱，原子越易失電子；r越小，原子核對電子的吸引越強，原子越易吸電子。但必須注意，難失電子不一定就易得電子，如稀有氣體，得失電子都不容易（即電子的得失還與電子層結構有關）。那么到底有沒有什么數(shù)據(jù)來衡量“電子得失的難易程度”呢？？(二)電離能和電子親和能原子失去電子的難易可用電離能(I)來衡量原子得到電子的難易可用電子親合能(EA)比較1.電離能(I)定義：使基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一電離能，用I

1表示（單位kJ·mol-1）。E(g)

E+(g)+e-I

1由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子需要的能量稱為第二電離能，用I

2表示。E+(g)E

2+(g)+e-I

2例如：隨著原子失去電子的增多，所形成的陽離子的正電荷越來越多，對電子的吸引力增強，使電子很難失去。因此，同一元素的各級電離能依次增大。通常所說的電離能是指第一電離能。電離能(I)的意義：

電離能用于衡量失e-的難易程度，可以判斷金屬性的強弱。

I

越小，表明越易失去電子，金屬性越強，即金屬越活潑，還原性亦越強。注意：I

只能衡量氣態(tài)原子失電子變?yōu)闅鈶B(tài)離子的難易,至于金屬在溶液中發(fā)生化學反應形成陽離子的傾向，應該根據(jù)電極電勢來估量。電離能的影響因素：原子核電荷：電子層數(shù)相同的元素，核電荷越大,

半徑越小，核對電子的引力越大，因而不易失去電子，電離能越大；

原子半徑：電子層數(shù)不同、價電子數(shù)相同的元素,

原子半徑越大，核對電子的引力越小,

越易失去電子，電離能越??；電子層結構：具有8e-穩(wěn)定結構及洪特規(guī)則特例的電子層結構穩(wěn)定，電子不易失去，

比同周期其它元素的原子更不易失去電子，電離能越大。電離能隨原子序數(shù)的增加呈現(xiàn)出周期性的變化N,P,As,Sb,Be,Mg(反常)有較大電離能∵半滿、全滿的電子層結構BeMg電離能的變化規(guī)律：

(1)同一周期：對于主族元素，從左到右，I1逐漸增大對于副族元素，I的變化不十分規(guī)律；

(2)同一族：對于主族元素，從上到下，I1逐漸減少對于副族元素，I的變化沒有較好規(guī)律電離能隨原子序數(shù)的變化圖2.電子親和能(EA)定義：一個基態(tài)的中性氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)-1陰離子所放出的能量，稱為原子的第一電子親和能，用EA1表示（單位kJ·mol-1）。

如：O(g)+e-→O-(g)EA1=-141kJ·mol-1

EA1一般為負值(因電子落入中性原子的核場里，勢能降低，體系能量減少)

；只有稀有氣體(ns2np6)和IIA原子(ns2)的最外電子亞層已全充滿，需得到一個電子，環(huán)境必須對外做功，即體系吸收能量，此時EA1為正值，因環(huán)境要對體系做功。根據(jù)第一電子親和能的定義類推，第二電子親和能(EA2)

即為-1價氣態(tài)陰離子得到1個e-成為-2價氣態(tài)陰離子所吸收的能量。如：O-(g)+e-→O2-(g)EA2=780kJ·mol-1所有元素原子的EA2均為正值因為-1價陰離子本身就是個負電場，若再得到1個e-，就會產生排斥作用，此時環(huán)境必須對體系做功，即體系要吸熱。電子親和能(EA)的意義：

電子親和能用于衡量得e-的難易程度，可以判斷元素非金屬性的強弱。

EA代數(shù)值越小，表明越易得到電子，非金屬性越強，即非金屬越活潑，氧化性亦越強。

由于EA數(shù)據(jù)的測定較困難，其數(shù)據(jù)不全，在使用上受到了一定的限制。值得注意的是：電子親和能(EA)和電離能(I)僅表示孤立氣態(tài)原子或離子得失電子的能力。

至于金屬或非金屬在溶液中發(fā)生化學反應體現(xiàn)的得失電子能力的強弱，應該根據(jù)電極電勢來估量。電子親和能(EA)的變化規(guī)律：

無論是周期或族中，主族元素EA的代數(shù)值一般都是隨著原子半徑減小而減小的?！嗤芷趶淖蟆?，EA的代數(shù)值總趨勢減小(因r)，但稀有氣體和ⅡA除外(EA為正值)。同主族從上→下，規(guī)律性不很明顯；比較特殊的是：N的電子親和能為正值，電子親和能最小的不是F而是C1。由于副族元素的EA數(shù)據(jù)不完整，在此暫不討論。

H-72.7

He+48.2Li-59.6Be+48.2B-26.7C-121.9N+6.75O-141.0F-328.0Ne+115.8Na-52.9