課件無機化學01 元素周期表.ppt

1、第 1 章 原子結構和 元素周期表,Chapter 1 Atomic Structure and Periodic Table of Elements,1.了解原子核外電子運動的基本特征、原子能級、波粒二象性、原子軌道（波函數(shù)）和電子云概念。 2.了解四個量子數(shù)對核外電子運動狀態(tài)的描述，掌 握四個量子數(shù)的物理意義、取值范圍。 3.熟悉 s、p、d 原子軌道的形狀和方向。 4.理解原子結構的近似能級圖，掌握原子核外電子 排布的一般規(guī)則和 s、p、d、f 區(qū)元素的原子結 構特點。 5.能從原子的電子層結構了解元素性質(zhì)、原子半徑、 電離能、電子親合能和電負性的周期性變化。,本章教學要求,1-1 道爾

2、頓原子論 1-2 相對原子質(zhì)量(原子量) 1-3 原子的起源和演化 1-4 原子結構的玻爾行星模型 1-5 核外電子運動的量子力學模型 1-6 基態(tài)原子的核外電子排布 1-7 元素周期表 1-8 元素周期性,本章教學內(nèi)容,原子結構理論的發(fā)展簡史 古代希臘的原子理論 道爾頓(J. Dalton) 的原子理論- 19世紀初 盧瑟福(E.Rutherford)的行星式原子模型-19世紀末 近代原子結構理論-氫原子光譜,1-1 道爾頓原子論, 古希臘原子論 Democritus(460-370 B.C) 內(nèi)容: 宇宙由虛空和原子構成； 每一種物質(zhì)由一種原子構成； 原子是物質(zhì)最小的、不可再分的、永存不變

3、的微粒。,道爾頓(J. Dalton) 的原子理論 - 19世紀初 道爾頓原子論要點： 每一種化學元素有一種原子；同種原 子質(zhì)量相同，不同種原子質(zhì)量不同；原 子不可再分；一種原子不會轉變?yōu)榱硪?種原子；化學反應只是改變了原子的結 合方式，使反應前的物質(zhì)變成反應后的 物質(zhì)。,道爾頓原子論的試驗基礎是對化學物質(zhì)的定量測定。 18世紀中葉，一系列定量定律的發(fā)現(xiàn)： 1785年 拉瓦錫質(zhì)量守恒定律； 1797年 李希特當量定律； 1799年 普魯斯特定比定律； 1805年 道爾頓倍比定律。,道爾頓原子論的重要貢獻：, 道爾頓提出了原子量的概念，并用實驗測定了一些元素的相對原子質(zhì)量。, 道爾頓用符號來表示

4、原子,是最早的元素符號。圖1-2中他給出的許多分子組成是錯誤的。這給人以歷史的教訓要揭示科學的真理不能光憑想象，更不能遵循道爾頓提出的所謂“思維經(jīng)濟原則”,客觀世界的復雜性不會因為人類或某個人主觀意念的簡單化而改變。, 為貝采里烏斯原子量和元素符號奠定了堅實的基礎，極大地推動了化學的發(fā)展。,貝采里烏斯原子量(1818和1826),1-2 相對原子質(zhì)量（原子量）,1-2-1 元素、原子序數(shù)和元素符號 1-2-2 核素、同位素和同位素豐度 1-2-3 原子的質(zhì)量 1-2-4 元素的相對原子質(zhì)量 （原子量）,1-2-1 元素、原子序數(shù)和元素符號,元素： 具有一定核電荷數(shù)（等于核內(nèi)質(zhì)子數(shù)）的原子稱為一

5、種（化學）元素。 原子序數(shù)： 按（化學）元素的核電荷數(shù)進行排序，所得序號叫做原子序數(shù)。,元素符號： 每一種元素有一個用拉丁字母表達的元素符號。在不同場合，元素符號可以代表一種元素，或者該元素的一個原子，也可代表該元素的1摩爾原子。,1-2-2 核素、同位素和同位素豐度,核素：具有一定質(zhì)子數(shù)和一定中子數(shù) 的原 子（的總稱）。 元素：具有一定質(zhì)子數(shù)的原子（的總 稱）。 同位素：質(zhì)子數(shù)相同中子數(shù)不同的原 子（的總稱）。,同量異位素：核子數(shù)相同而質(zhì)子數(shù)和中 子數(shù)不同的原子（的總 稱）。 同中素：具有一定中子數(shù)的原子（的總 稱）。,穩(wěn)定核素,不穩(wěn)定核素,核素,自然界的元素,單核素元素,多核素元素,已知的

6、核素超過2000種。 有兩類核素：一類是穩(wěn)定核素，它們的原子核是穩(wěn)定的；另一類是放射性核素，它們的原子核不穩(wěn)定，會自發(fā)釋放出某寫亞原子微粒（、等）而轉變?yōu)榱硪环N核素。,在自然界，有的元素只有一種穩(wěn)定核素（不計人造放射性同位素），稱為單核素元素，有的元素有幾種穩(wěn)定核素（半衰期特別長的天然放射性同位素也常稱作穩(wěn)定核素），稱為多核素元素。,通常用元素符號左上下角添加數(shù)字作為核素符號。核素符號左下角的數(shù)字是該核素的原子核里的質(zhì)子數(shù)，左上角的數(shù)字稱為該核素的質(zhì)量數(shù)，即核內(nèi)質(zhì)子數(shù)與中子數(shù)之和。如,具有相同核電荷數(shù)、不同中子數(shù)的核素屬于同一種元素，在元素周期表里占據(jù)同一個位置，互稱同位素。如：,某元素的各種

7、天然同位素的分數(shù)組成（原子百分比）稱為同位素豐度。 例如，氧的同位素豐度為： f（16O）=99.76%，f（17O）=0.04% f,（18O）=0.20%；,某而單核素元素，如氟，同位素豐度為：f（19F）=100%。 有些元素的同位素豐度隨取樣樣本不同而漲落，通常所說的同位素豐度是指從地殼（包括巖石、水和大氣）為取樣范圍的多樣本平均值。若取樣范圍擴大，需特別注明。,1-2-3原子的質(zhì)量,以原子質(zhì)量單位u為單位的某核素一個原子的質(zhì)量稱為該核素的原子質(zhì)量。1u等于核素12C的原子質(zhì)量的1/12。有的資料用amu或mu作為原子質(zhì)量單位的符號，在高分子化學中則經(jīng)常把原子質(zhì)量的單位稱為“道爾頓”（

8、小寫字首的dalton）。,1u等于多少?取決于對核素12C的一個原子的質(zhì)量的測定。最近的數(shù)據(jù)是： 1u=1.660566（9）10-24 g 核素的質(zhì)量與12C的原子質(zhì)量1/12之比稱為核素的相對原子質(zhì)量。核素的相對原子質(zhì)量在數(shù)值上等于核素的原子質(zhì)量，量綱為一。,1-2-4元素的相對原子質(zhì)量（原子量）,元素的相對原子質(zhì)量（長期以來稱為原子量）。根據(jù)國際原子量與同位素豐度委員會1979年的定義，原子量是指一種元素的1摩爾質(zhì)量對核素12C的1摩爾質(zhì)量的1/12的比值。這個定義表明： 元素的相對原子質(zhì)量（原子量）是純數(shù)。,單核素元素的相對原子質(zhì)量（原子量）等于該元素的核素的相對原子質(zhì)量。 多核素元

9、素的相對原子質(zhì)量（原子量）等于該元素的天然同位素相對原子質(zhì)量的加權平均值。,加權平均值,加權平均值就是幾個數(shù)值分別乘上一個權值再加和起來。對于元素的相對原子質(zhì)量（原子量），這個權值就是同位素豐度。,加權平均值,用Ar代表多核素元素的相對原子質(zhì)量，則： Ar=fiMr,i 式中： fi 同位素豐度； Mr,i同位素相對原子質(zhì)量,國際原子量和同位素豐度委員會每兩年公布一次最新的原子量。 我國化學家，中國科學院院士張青蓮先生是測定原子量的專家。至今，IUPAC的國際原子量委員會先后采納了7個由張青蓮先生的研究組提供的相對原子質(zhì)量數(shù)據(jù)。,1-3 原子的起源和演化,1 宇宙之初 2 氫燃燒、氦燃燒、碳燃

10、燒 3 過程、e過程 4 重元素的誕生 5 宇宙大爆炸理論的是非,1-4 原子結構的波爾行星模型,1-4-1 氫原子光譜,1-4-2 玻爾理論,1-4-1 氫原子光譜,“光譜” (spectrum)一詞是牛頓根據(jù)太陽光通過三棱鏡后得到紅、橙、黃、綠、青、藍、紫而提出的。,自然界的連續(xù)光譜,實驗室的連續(xù)光譜,紅 橙 黃 綠 青 藍 紫,到1859年，德國海德堡大學的基爾霍夫和本生發(fā)明了光譜儀，奠定了光譜學的基礎。 光譜儀可以測量物質(zhì)發(fā)射或吸收的光的波長，拍攝各種光譜圖。光譜圖就像“指紋”辨人一樣，可以辨別形成光譜的元素。,H,He,Li,Na,Ba,Hg,Ne,然而，直到本世紀初，人們只知道物質(zhì)

11、在高溫或電激勵下會發(fā)光，卻不知道發(fā)光機理；人們知道每種元素有特定的光譜，卻不知道為什么不同元素有不同光譜。,氫原子光譜,氫光譜在可見范圍內(nèi)有四根比較明顯 的譜線：一條紅、一條青、一條藍、一 條紫，通常用H、H、H、H來表 示，它們的波長依次為656.2、486.1、 434.0、410.2nm 。,氫原子光譜的特征：, 不連續(xù)光譜，即線狀光譜； 從Ha-H頻率有明顯的規(guī)律性。 1883年J.J.Balmer發(fā)現(xiàn)譜線的頻率 服從如下 經(jīng)驗公式：,后來，里德堡(J.R.Rydberg 1854-1919)把巴爾麥的經(jīng)驗方程改寫成如下的形式：,RH為里德堡常量, 實驗確定為1.096 77107 m

12、-1 。,對于氫原子的可見區(qū)的四條譜線： n = 3 紅 （H） n = 4 青 （H ） n = 5 藍紫 （ H ） n = 6 紫 （H ）,愛因斯坦的光子學說 普朗克的量子化學 氫原子的光譜實驗 盧瑟福的有核模型,1913年，28歲的Bohr在,的基礎上，建立了Bohr理論,1-4-2 玻爾理論,Bohr 理論的主要內(nèi)容,1、行星模型 假定氫原子核外電子是處在一定的線性軌道上繞核運行的，正如太陽系的行星繞太陽運行一樣。 這是一種“類比”的科學思維方法。因此，玻爾的氫原子模型形象地稱為行星模型。,2、定態(tài)假設 假定氫原子的核外電子在軌道上運行時具有一定的、不變的能量，不會釋放能量，這種狀

13、態(tài)被稱為定態(tài)。 能量最低的定態(tài)叫做基態(tài)；能量高于基態(tài)的定態(tài)叫做激發(fā)態(tài)。,據(jù)經(jīng)典力學，電子在原子核的正電場里運行，應不斷地釋放能量，最后掉入原子核。如果這樣，原子就會毀滅，客觀世界就不復存在。 因此，定態(tài)假設為解釋原子能夠穩(wěn)定存在所必需。玻爾從核外電子的能量的角度提出的定態(tài)、基態(tài)、激發(fā)態(tài)的概念至今仍然是說明核外電子運動狀態(tài)的基礎。,3、量子化條件 玻爾假定，氫原子核外電子的軌道不是連續(xù)的，而是分立的，在軌道上運行的電子具有一定的角動量（L=mvr，其中m電子質(zhì)量，v電子線速度，r電子線性軌道的半徑），只能按下式取值：,n叫做量子數(shù)(quantum number), 取1,2,3,等正整數(shù)。軌道角

14、動量的量子化意味著軌道半徑受量子化條件的制約, 圖中示出的這些固定軌道, 從距核最近的一條軌道算起, n值分別等于1,2,3,4,5,6,7。根據(jù)假定條件算得 n = 1 時允許軌道的半徑為 53 pm, 這就是著名的玻爾半徑。,4、躍遷規(guī)則 電子吸收光子就會躍遷到能量較高的激發(fā)態(tài)，反過來，激發(fā)態(tài)的電子會放出光子，返回基態(tài)或能量較低的激發(fā)態(tài)；光子的能量為躍遷前后兩個能級的能量之差，這就是躍遷規(guī)則。,可以用下式來計算任一能級的能量及從一個能級躍遷到另一個能級時放出光子的能量：,解釋了 H 及 He+、Li2+、B3+ 的原子光譜； 對其他發(fā)光現(xiàn)象（如光的形成）也能解釋； 說明了原子的穩(wěn)定性； 計

15、算氫原子的電離能。,玻爾理論的成功之處：,玻爾理論的不足之處：,不能解釋氫原子光譜的精細結構； 不能解釋氫原子光譜在磁場中的分裂； 不能解釋多電子原子的光譜。,1-5 氫原子結構（核外電子運 動）的量子力學模型,1-5-1 波粒二象性 1-5-2 德布羅意關系式 1-5-3 海森堡不確定原理 1-5-4 氫原子的量子力學模型,1-5-1 波粒二象性,波的微粒性,Plank 的 量子論 Einstein 的光子學說 電子微粒性的實驗,光子的動量：,動量是粒子的特性，波長是波的特性，因而上式就是光的波粒二象性的數(shù)學表達式，這表明，光既是連續(xù)的波又是不連續(xù)的粒子流。,1-5-2 德布羅意關系式,19

16、27年,年輕的法國博士生德布羅意（de Broglie 1892-1987）在他的博士論文中大膽地假定：所有的實物粒子都具有跟光一樣的波粒二象性，引起科學界的轟動。,這就是說，表明光的波粒二象性的關系式不僅是光的特性，而且是所有像電子、質(zhì)子、中子、原子等實物粒子的特性。這就賦予這個關系式以新的內(nèi)涵，后來稱為德布羅意關系式： =h/P=h/mv,1927年，Davissson和Germer應用Ni晶體進行電子衍射實驗，證實電子具有波動性。,1-5-3 海森堡不確定原理,微觀粒子不同于宏觀物體，它們的運動無軌跡可言，即在一確定的時間沒有一確定的位置。 對于一個物體的動量(mv)的測量的偏差(mv)

17、和對該物體的位置(x)的測量偏差(x)的乘積處于普朗克常數(shù)的數(shù)量級。即：x p h/(4),海森堡不確定原理： 對于一個物體的動量(mv)的測量的偏差(mv)和對該物體的位置(x)的測量偏差(x)的乘積處于普朗克常數(shù)的數(shù)量級。即： x p h/(4),例：氫原子核外電子的玻爾半徑是52.9pm;它的運動速度為2.18107m/s,相當于光速(3108m/s)的7。已知電子的質(zhì)量為9.110-31kg，假設我們對電子速度的測量準確量v=104m/s時，即： (mv)=9.110-31104kgm/s =9.110-27kgm/s,這樣,電子的運動坐標的測量偏差就會大到: x=5.27310-35

18、kgm2s-1/9.110-27kgm/s =579510-12m= 5795 pm 這就是說，這個電子在相當于玻爾半徑的約110倍(5795/52.9)的內(nèi)外空間里都可以找到。,具有波粒二象性的電子，已不再遵守經(jīng)典力學規(guī)律，它們的運動沒有確定的軌道，只有一定的空間幾率分布，即電子的波動性與其微粒行為的統(tǒng)計性規(guī)律相聯(lián)系。因此, 實物的微粒波是概率波, 性質(zhì)上不同于光波的一種波。波動力學的軌道概念與電子在核外空間出現(xiàn)機會最多的區(qū)域相聯(lián)系。,1-5-4 氫原子的量子力學模型,量子力學( 波動力學)模型是迄今最成功的原子結構模型, 它是1920年以海森堡(W .Heisenberg 1901-197

19、6)和薛定諤（E.Schrdinger 1887-1961）為代表的科學家們通過數(shù)學方法處理原子中電子的波動性而建立起來的。,該模型不但能夠預言氫的發(fā)射光譜(包括玻爾模型無法解釋的譜線), 而且也適用于多電子原子, 從而更合理地說明核外電子的排布方式。,Schrdinger方程,1. 波函數(shù)和四個量子數(shù),方程中既包含體現(xiàn)微粒性的物理量 m ,也包含體現(xiàn)波動性的物理量； 求解薛定諤方程, 就是求得波函數(shù)和 能量E； 解得的不是具體的數(shù)值，而是包括 三個常數(shù)(n, l, m)和三個變量 (r,)的函數(shù)式n,l,m (r,) ；,數(shù)學上可以解得許多個n, l, m (r,)， 但其物理意義并非都合理

20、； 為了得到合理解, 三個常數(shù)項只能按一 定規(guī)則取值，這樣就得到n, l, m三個量 子數(shù)。,有合理解的函數(shù)式叫做波函數(shù)(Wave functions)，它們以n, l, m 的合理取值為前提。,波函數(shù) = 薛定諤方程的合理解 = 原子軌道,四個量子數(shù), 主量子數(shù) n, 磁量子數(shù) m, 自旋量子數(shù) ms, 角量子數(shù),n=1, 2, 3,（1）主量子數(shù) n, 與電子能量有關。 n越大，電子運動 離核的平均距離越遠，能量越高；, 確定電子出現(xiàn)幾率最大處離核的距離；,對于氫原子，電子能量唯一決定于n：,取值：， 正整數(shù)。,不同的n值，對應于不同的電子層：,n： 1 2 3 4 5 電子層符號： K

21、L M N O ,取值： ， ， n-1 表示電子云的形狀，即原子軌道的形狀。 l 值： 軌道符號： s p d f 軌道形狀：球形 亞鈴形 花瓣型,（2）角量子數(shù)l ：,l 也表示電子所在的亞層。 在多電子原子中l(wèi)與n共同決定電子運動的能量。,（3）磁量子數(shù)m： 取值： -l0+l 表示電子云即原子軌道在空間的不同伸展方向。例：,l =p軌道 m：-，0，+ 表示p軌道在空間有三個伸展方向：px、py、pz,l=2 d軌道 m：-2 ，-1， 0， +1，+2 表示d軌道在空間有個伸展方向： dxy、dxz、dyz、dx2-y2、dz2 n 和l相同的軌道能量相同，這些軌道稱為簡并軌道或等價

22、軌道。 p軌道有3個簡并軌道。 d軌道有個簡并軌道。,思考題： 當n為3時, l ,m 分別可以取何值？軌道的名稱怎樣?,（4）自旋量子數(shù)ms：ms=1/2,表示電子運動的自旋方向。自旋只有兩個方向：順時針、逆時針。即同一軌道只能容納兩個自旋相反的電子。,自旋向上：,自旋向下：,自旋量子數(shù) ms的實驗測定：,2. 核外電子的可能運動狀態(tài),核外電子運動,軌道運動,自旋運動,n l m ms,與一套量子數(shù)相對應（自然也有1個能量Ei),思考題： 第二層中的8個電子你可以分別用四個量子數(shù)表示它們的運動狀態(tài)嗎？,思考題： 1. 對3s電子來說,下列表示法中正確的一組量子數(shù)是( )? A (3,0,0,

23、+1/2) B (3,0,1,+ 1/2) C (3,1,1,+1/2) D (3,1,0,+1/2),A,2. 下列電子的量子數(shù)合理的是( )? A (4,3,0, +1/2) B (4,3,4+1/2) C (4,2,3, +1/2) D (4,1,4, +1/2),A,3. 波函數(shù)的角度分布圖,直角坐標( x,y,z)與球坐標(r,)的轉換,變量分離,坐標變換,將Schrdinger方程變量分離：,R n, l (r) ,y n, l, m ( r, q, f ) =,Y l,m ( q, f ),徑向波函數(shù),角度波函數(shù),波函數(shù)角度分布圖,波函數(shù)的角度部分圖Yl,m(q,f)與主量子數(shù)無

24、關，如：1s,2s,3s其角度分布圖都是完全相同的球面。 Yl,m(q,f)的球極坐標圖是從原點引出方向為(q,f)的直線，長度取Y的絕對值，所有這些直線的端點聯(lián)系起來的空間構成一曲面，曲面內(nèi)根據(jù)Y的正負標記正號或負號。并稱它為原子軌道的角度部分圖。,R(r),波函數(shù)徑向分布圖 ： (以氫原子的1s, 2s, 3s 軌道為例),取不同的r值, 代入波函數(shù)式中進行計算, 以計算結果對r作圖。例如, 氫原子1s軌道的 R(r) = 2e-r,曲線怎樣繪得 ?,曲線含義:,離核越近, 這些 s 軌道的R值越大。,4. 電子云, 2 (r,) = R 2 (r) Y 2 (,), 2可以反映電子在空間

25、某位置上單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大小，即概率密度。,以黑點的疏密表示概率密度分布的圖形叫做電子云。,綜合了角度部分和徑向部分,1s軌道,2s軌道,2px軌道,電子云圖：,電子云角度分布圖,氫原子核外電子的D函數(shù)圖象,D=4r2R：離核r “無限薄球殼”里電子出現(xiàn)的幾率。,1-6 基態(tài)原子電子組態(tài) （電子排布）,1-6-1 構造原理 1-6-2 基態(tài)原子電子組態(tài)（電子排布）,1-6-1 構造原理,1. 多電子原子的能級 根據(jù)光譜實驗結果有一下三條規(guī)律： （1）n 值相同時，角量子數(shù) l 越大，軌 道能級越高。 例：E(ns) E(np) E(nd) E(nf ),（2）l 值相同時，主量子數(shù) n 越

26、大，軌 道能級越高。 例： E(1s) E(2s) E(3s) E(4s ),（3）n和 l 都不同時有時出現(xiàn)能級交錯。 能級交錯現(xiàn)象出現(xiàn)于第四能級組開始的各能級組中。 例： E(4s) E(3d) E(5s) E(4d) E(6s) E(4f ) E(5d),Pauling近似能級圖,2. 構造原理（電子填充三原則）,（1）能量最低原理 基態(tài)原子是處于最低能量狀態(tài)的原子。 電子在核外排布時，應盡先分布在低能級軌道上, 使整個原子系統(tǒng)能量最 低。,（2）Pauli不相容原理 基態(tài)多電子原子中不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。 或，在一個軌道里最多只能容納2個電子，它們的自旋方向相反。,（

27、3）Hund 規(guī)則 在 n 和 l 相同的軌道上分布的電子，將盡可能分占 m 值不同的軌道，且自旋平行。 即：基態(tài)多電子原子的電子在等價（簡并）軌道上排布時，則盡量以自旋相同（平行）分占等價軌道。,例： C原子，共有個電子，可能的排布為：,X,X,1s 2s 2p,構造原理,隨核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按如下順序填入核外電子運動軌道，叫做構造原理。,(Pauling近似能級圖順序),隨核電荷數(shù)遞增，電子每一次從填入ns能級開始到填滿np能級，建立一個周期，于是有： 周期: ns開始np結束 同周期元素的數(shù)目 第一周期：1s2 第二周期：2s，2p8 第三周期：3s，3p8

28、第四周期：4s，3d，4p 18 第五周期：5s，4d，5p 18 第六周期：6s，4f，5d，6p 32 第七周期：7s，5f，5d，. ?,1-6-2 基態(tài)原子電子組態(tài)（電子排布）,原子的電子組態(tài)(又稱電子構型)是一種標示形式，這種形式能反映出該原子中所有電子占據(jù)的亞層軌道。 例： 氬原子(Z=18)的基態(tài)電子組態(tài)標示為： Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6,表：基態(tài)電中性原子的電子組態(tài),1 氫H 1s1 2 氦He 1s2 3 鋰Li He 2s1 4 鈹Be He 2s2 5 硼B(yǎng) He 2s22p1 6 碳C He 2s22p2 7 氮N He 2s22p3 8 氧O He

29、 2s22p4 9 氟F He 2s22p5 10氖Ne 1s2 2s22p6 11鈉Na Ne 3s1 12鎂Mg Ne 3s2 13鋁Al Ne 3s23p1 14硅Si Ne 3s23p2,15磷P Ne 3s23p3 16硫S Ne 3s23p4 17氯Cl Ne 3s23p5 18氬Ar 1s22s22p63s23p6 19鉀K Ar 4s1 20鈣Ca Ar 4s2 21鈧Sc Ar 3d14s2 22鈦Ti Ar 3d24s2 23釩V Ar 3d34s2 24鉻Cr* Ar 3d54s1 25錳Mn Ar 3d54s2 26鐵Fe Ar 3d64s2 27鈷Co Ar 3d74

30、s2 28鎳Ni Ar 3d84s2,不符合構造原理,價層電子,價電子層,“電子仁”或“電子實”,周期系中有約20個元素的基態(tài)電中性原子的電子組態(tài)不符合構造原理。,元素 按構造原理的組態(tài) 實測組態(tài) (24Cr) 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d54s1 (29Cu) 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s1,半滿全滿規(guī)則： 當軌道處于全滿、半滿時，原子軌道能量低，體系較穩(wěn)定。,(42Mo) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s2 1s22s22p63s23p63d104s24p

31、64d55s1 (47Ag) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s2 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 (79Au) 1s24s24p64d104f145s25p65d96s2 1s24s24p64d104f145s25p65d106s1,例：26號Fe的電子排布為： 1s22s22p63s23p64s23d6,主量子數(shù)整理：,1s22s22p63s23p63d64s2,特別注意填充時和填充后最外層和次外層的能級順序,P44-45 表1-4：基態(tài)電組態(tài)中性原子的電子,1-7 元素周期系,1-7-1 元素周期律 1-7-2 元素周期表,1-

32、7-1 元素周期律,元素周期律 ： 隨核內(nèi)質(zhì)子數(shù)遞增，核外電子呈現(xiàn)周期性排布，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性遞變。,1-7-2 元素周期表,元素周期表： 自從1869年門捷列夫給出第一張元 素周期表的100多年以來，至少已經(jīng)現(xiàn) 700多種不同形式的周期表。人們制周 期表的目的是為研究周期性的方便。研 究對象不同，周期表的形式就會不同。,維爾納長式周期表: 是由諾貝爾獎得主維爾納（Alfred Werner 1866-1919）首先倡導的，長式周期表是目前最通用的元素周期表。,維爾納長式周期表,周期： 維爾納長式周期表分主表和副表。主表中的15行分別是完整的第1，2，3，4，5周期，但是，第6、7行不是完整

33、的第6、7周期，其中的鑭系元素和錒系元素被分離出來，形成主表下方的副表。,族： 周期表中的元素每一列為一族。 根據(jù)其結構又分為主族（A族）和副族（B族）。,主族：族數(shù)=ns+np電子數(shù)。 例： 16號S：最外層結構為3s23p4 A 17號Cl：最外層結構為3s23p5 A 副族：B-B 族數(shù)=(n-1)d+ns電子數(shù)。 例：25號Mn： 1s22s22p63s23p63d5 4s B B、B族：族數(shù)=(n-1)d10后ns的電子數(shù) 例：29號Cu： 1s22s22p63s23p63d10 4s1 B,區(qū)： 長式周期表的主表從左到右可分為s區(qū)，d區(qū)，ds區(qū)，p區(qū)4個區(qū)，有的教科書把ds區(qū)歸入d

34、區(qū)；副表(鑭系和錒系)是f區(qū)元素。,周期表中區(qū)的劃分： 最后一個電子填充在什么類型的軌道上，就是該元素所在的區(qū)。 A、A：s區(qū)； A-A：p區(qū)； B- B 、：d區(qū)； B、B：ds區(qū)； 鑭系、錒系（超長周期）：f區(qū)。,結構分區(qū),s 區(qū)ns12 p 區(qū)ns2np16 ds區(qū)(n-1)d10ns1-2 d 區(qū)(n1)d110ns12 (Pd無 s 電子) f 區(qū)(n2)f114(n1)d01ns2,非金屬三角區(qū)： 周期系已知112種元素中只有21種非金屬（包括稀有氣體），它們集中在長式周期表p區(qū)右上角三角區(qū)內(nèi)。,1-8 元素周期性,1-8-1 原子半徑 1-8-2 電離能 1-8-3 電子親和能

35、1-8-4 電負性 1-8-5 氧化態(tài),元素周期性最基本的內(nèi)容是： 隨原子序數(shù)遞增，元素周期性地從金屬漸變成非金屬，以稀有氣體結束，又從金屬漸變成非金屬，以稀有氣體結束，如此循環(huán)反復。,1-8-1 原子半徑,原子的大小可以用“原子半徑”來描述。原子半徑的標度很多，各種不同的標度，原子半徑的定義不同，差別可能很大。,金屬半徑： 金屬晶體中相鄰兩原子核間距的一半。 共價半徑： 非金屬元素單質(zhì)中相鄰兩原子核間距的一半。 范德華半徑： 稀有氣體的單原子分子晶體中，相鄰兩原子核間距的一半。,Atomic radii (in pm),Source:Wells A F,Structural Inorgani

36、c Chemistry,5th edn.Clarendon Press,Oxford(1984).,變化規(guī)律： 主族元素：從左到右 r 減??； 從上到下 r 增大。 過渡元素：從左到右r 緩慢減小； 從上到下r略有增大。,1-8-2 電離能,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。 由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所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,E (g) E+ (g) + e- I 1,例：,I 1 I 2 I 3 I 4,同族總趨勢： 自上至下減小,與原子半徑

37、增大的趨勢一致。,同周期總趨勢： 自左至右增大,與原子半徑減小的趨勢一致。,1-8-3 電子親和能,氣態(tài)電中性基態(tài)原子獲得一個電子變?yōu)闅鈶B(tài)一價負離子放出的能量叫做電子親和能。 負離子再得到一個電子的能量變化叫做第二電子親和能。 電子親和能常以E為符號，單位為kJ/mol(或eV電子伏特)。,例： O (g) + e - O- (g) E1= 141kJ . mol-1 O- (g) + e - O2- (g) E2= -780kJ . mol-1,電子親和能是氣態(tài)原子獲得一個電子過程中能量變化的一種量度，與電離能相反，電子親和能表達原子得電子難易的程度，元素的電子親和能越大，原子獲取電子的能力

38、越強，即非金屬性越強。,表1-5 主族元素的電子親和能/kJmol1 H 72.9 LiBeBCNOFNe 59.8 23 122 0.07 141322 NaMgAlSiPSClAr 52.9 4412074200349 K CaGaGeAsSeBrKr 48.4 3611677195325 RbSrInSnSbTe IXe 46.9 34121101190295 CsBaTlPbBiPoAtRn 45.5 50100100,1-8-4 電負性,1932年，泡林提出電負性的概念，用來確定化合物中的原子對電子吸引能力的相對大?。╟）。 電負性的標度有多種，常見的有Mulliken標度(xM)，

39、 Pauling標度(xp)和Allred-Rochow 標度(xAR)。,最經(jīng)典的電負性標度是泡林標度。假定氟的電負性為4.0，作為確定其他元素電負性的相對標準。,電負性的周期性,H 2.1 Li Be B C N O F 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Na Mg Al Si P S Cl 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I