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1、第二章结构化学结构化学 第一章量子力学原理第一章量子力学原理1. Pauli不相容原理2.能量最低原理3. Hund规则2.4.4 原子核外电子排布原则1. Pauli不相容原理在同一原子轨道最多能容纳两个电子，但是它们的自旋状态必须相反。或者说不可能有两个或两个以上的电子，它们的n, l, m, ms完全相同1s 2p 3p 3d2.能量最低原理电子优先填充到能量最低的原子轨道3.洪特（Hund）规则及补充在一组能量相同的等价轨道上,电子尽可能分占不同的轨道, 且自旋相同。如果有多个电子，其主量子数n和角量子数l均相同，则其磁 量子数m尽量不同且自旋量子数ms相同。m = 1 -1 0 ms
2、=1/23个电子2p能量高低相等的原子轨道上全充满(np6,nd10,nf14)，半充满 (np3,nd5,nf7)或全空(np0,nd0,nf0)的状态比较稳定。洪特(Hund)规则的补充如：Cr 4s13d5 : 而不是4s23d4Cu 4s13d10: 而不是4s23d9自旋平行电子数越多，电子彼此远离相互规避，因而削弱了 彼此间的库仑排斥作用，因此原子的能量较低。Mn, Mo, Te, Rc等 电子组态当原子中的每一个电子的量子数n, l都已经确定时 的一种电子排布方式，称为一种电子组态。2.4.5 原子的电子结构试用屏蔽常数方法估算基态钾原子的K(Z=19)的4s和3d能级 的能量原
3、子的电子层结构决定元素周期性排列， 原子轨道能级组的划分是各种周期的本质 原因。1 原子的电子层结构和元素周期系关系2.5 原子的电子层结构和元素周期系结构化学结构化学 第二章第二章 原子结构与性质原子结构与性质族数、主族、副族、s,p,d,f,ds区的划分和特点2 元素的族与分区元素的基本性质，如：原子半径(r)、电离能(I)、电子亲和 能(Y)、电负性()、电子结合能等。2.6 元素基本性质的周期性1.原子半径原子半径的数值具有统计平均的含义，原子半径包括： 共价半径、离子半径、金属半径和范德华半径等等。结构化学结构化学 第二章第二章 原子结构与性质原子结构与性质共价半径: 同种元素的两个
4、原子以共价单键连接时， 其核间距的一半。金属半径: 金属原子以金属键结合而形成的紧密堆 积结构, 两个紧密相邻的两个金属原子的核间距离的 一半，就称为金属半径。范德华半径:范德华半径是指当两个原子仅依靠范 德华力而相互结合时，两原子的核间距的一半。Cl的共价半径为99pm，它的范德华半径为180pm。Na原子的共价半径为154pm，它的金属半径为186pm。镧系 收缩4f轨道的填充2.电离能气态原子失去一个电子成为一价气态正离子所需的最低能量 ，称为原子的第一电离能(I1)。 电子结合能(原子轨道能级)在中性原子中当其他电子处于其最低能态时,电子从指定的 轨道上电离时所需能量的负值.一价气态正
5、离子失去一个电子成为二价气态正离子所需的最 低能量，称为原子的第二电离能（I2）。 由电离能求原子轨道能和电子结合能(Eb)：例，He原子基态，两电子均处在1s轨道上，I124.6eVI254.4eV，则He原子1s原子轨道的电子结合能为24.6eV，He原子的1s原子轨道能为39.5eV。对于最外层只有一个电子的原子，该电子的原子轨道和结 合能相同，在数值也和该原子的第一电子能等I1。轨道冻结：假定中性原子失去一个电子后，剩下的原子轨 道不因此而发生变化，原子轨道能近似等于这个轨道上电 子的平均电离能的负值。电离能 原子轨道能 电子结合能I1和I2与Z的关系logI/eV3.电子亲和能l 电
6、负性是用以量度原子对成键电子吸引能力相对大小的结 构参数。 泡林Pauling标度(p)：以F的电负性为4.0作为相对标准 ，得出经验方程：AB0.1021/2；(AB表示 AB键 中A原子和B原子的电负性差， 。)l 气态原子获得一个电子成为一价负离子所放出的能量称为电 子亲和能(负值)。Y值随原子半径减小而增大，核电荷对电子的引力增大，但 电子间的排斥力相应增大。4. 电负性慕利肯标度(M)： M0.21(I1Y)，I1和Y的单位需用eV，均取正值。阿尔雷特和罗昭的电负性标度(AR)：，r为共价半径(pm)，Z*=Z，可按Slater法估算。周期表中电负性的特点： 金属的电负性小， 从左到右电负性增加，从上到下电负性减小。 电负性差别大的以离子键为主，相近的以共价键为主，电负 性相同或相近的金属之间以金属键结合。
