一一) 鲍林原子轨道近似能级鲍林原子轨道近似能级图图1 (1) 将能级相近的原子轨道排为一个能级组，目前有7个能级组2) 鲍林近似能级图表示多电子原子中，原子轨道能级的高低顺序（与 n 和 l 有关）∶(3) “能级交错” ： 例如： E4s＜ E3d ， E 5s＜ E4d ， E 6s＜E4f＜E5d 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p2 1、屏蔽效应、屏蔽效应多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用看作部分地抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸引，即其他电子起到了部分地屏蔽核电荷对某电子的吸引力，称为屏蔽效应该电子受到的有效核电荷 Z* = Z - ， ：屏蔽常数 对单电子的氢原子：不要求 的计算3 一般屏蔽效应是内层对外层或同一层之间；外层电子对内层电子一般不产生屏蔽效应同一层屏蔽效应： ns＞np＞nd＞nf （与钻穿能力一致）钻穿越深的电子对其他电子的屏蔽越大4 2、钻穿效应、钻穿效应由于l 不同，其壳层概率的径向分布不同而引起的能级变化称为钻穿效应。
峰数= n - l 钻穿能力 ns＞np＞nd＞nf n 相同时， l 越小，峰越多，钻得越深，受核的吸引力越强，能级越低另参见p144 图7-185 多电子原子中，原子轨道的能级变化的解释∶（1）E1s ＜＜ E2s ＜＜E3s ＜＜ E4s · · · E2p ＜＜ E3p＜＜ E4p＜＜ E5p · · · n 越大，受内层电子的屏蔽效应越大, 能级越高2） Ens ＜＜ Enp＜＜ End＜＜ Enf · · · n 相同(同一层) ， l 越小，钻得越深，能级越低3） E4s＜＜ E3d ，， E 5s＜＜ E4d ，， E 6s＜＜E4f＜＜E5d · · · n 和l 都不同，钻得越深，能级越低 从而引起“能级交错” ，内层电子能级高于外层6 (二二) 科顿原子轨道能级图科顿原子轨道能级图 （了解）（了解）鲍林原子轨道能级图鲍林原子轨道能级图∶ 假设所有不同元素原子的相同轨道能级高低相同但简单明了，基本反映了原子核外电子的填充次序科顿原子轨道能级图科顿原子轨道能级图∶ 反映了随原子序数的增加，不同元素原子的相同轨道能级逐渐降低。
较全面反映了光谱实验结果，但较复杂难记7 (三三) 徐光宪近似规律徐光宪近似规律 （了解）（了解）多电子原子体系外层电子的能级与(n+ 0.7l )有关, (n+ 0.7l ) 值越大, 能级越高; 如∶ E 6s （（6+0）） ＜＜E4f （（4+2.1）） ＜＜E5d （（5+1.4）） 对于离子的外层电子, (n+ 0.4l) 值越大, 能级越高; 如 ∶ Fe 3d64s2 ，， Fe2+ 3d64s0即原子即原子失去失去电子的次序与电子的次序与充填充填电子的次序不完全相电子的次序不完全相同8 二、原子核外电子的排布与电子结构二、原子核外电子的排布与电子结构(一一) 核外电子排布的原则核外电子排布的原则1、能量最低原理、能量最低原理在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道，使整个体系的能量最低具体可按鲍林近似能级图依次充填电子1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p2、泡利不相容原理、泡利不相容原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两个电子存在每个原子轨道最多能容纳两个电子，并且自旋相反）9 3、洪特规则、洪特规则在等价轨道(n 和l 相同)中，电子尽可能单独占据各等价轨道，且自旋方向相同。
（电子成对能）如， p3 而不是洪特规则的特例∶等价轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的如，全充满 p6，d10，f14 半充满 p3，d5， f7 全空 p0，d0， f0（电子云整体为一球形对称状态，比较稳定10 (二二)原子的电子结构原子的电子结构例例 写出原子序数为8、11的元素的符号及电子结构式和电子轨道式元素符号 电子结构式 电子轨道式 O 1s22s22p4 Na 1s22s22p63s1原子实体原子实体例，[Ne] 代表 1s2 2s22p6 [Ar] 代表 1s2 2s22p6 3s23p6 [Kr] 代表 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p6 11 例例 写出原子序数为24、28、29、38、50的元素的符号及电子结构式和外围电子构型解解 元素符号 电子结构式 外围电子构型（价电子构型） Cr [Ar] 3d54s1 3d54s1 Ni [Ar] 3d84s2 3d84s2 Cu [Ar] 3d104s1 3d104s1 Sr [Kr] 5s2 5s2 Sn [Kr] 4d105s25p2 5s25p2按按鲍林近似能级图排布电子鲍林近似能级图排布电子,再调整同一电子层排在一起。
再调整同一电子层排在一起12 原子失去或得到电子是从最外层开始的原子失去或得到电子是从最外层开始的例例 元素符号 原子价电子构型 离子价电子构型 Cr 3d54s1 Cr3+ 3d3 Ni 3d84s2 Ni2+ 3d8 Cu 3d104s1 Cu+ 3d10 Cu2+ 3d9 Sn 5s25p2 Sn2+ 5s2 Cl 3s23p5 Cl－ 3s23p6 O 2s22p4 O2－ 2s22p6 13 三、原子的电子层结构和元素周期系三、原子的电子层结构和元素周期系(一一) 原子的电子层结构原子的电子层结构见p162～164 表9-4以及元素周期表。
主族元素、主族元素、 第第4周期副族周期副族和ⅠBⅠB 、、ⅡB元素元素，完全符合核外电子排布三原则第5、6周期副族元素以及镧系、锕系元素，有少部分“例外”情况要以实验结果为准14 (二二) 原子的电子层结构与周期的划分原子的电子层结构与周期的划分 原子的电子层结构呈现周期性变化，导致元素性质呈现周期性变化能级组的划分是周期能级组的划分是周期划分的本质原因划分的本质原因第7周期是不完全周期 周期数＝能级组数＝电子层数周期数＝能级组数＝电子层数例例 根据外围电子构型判断元素在第几周期 3s23p2 (第3周期) 3d104s1 (第4周期) 4s1 (第4周期) 4d15s2 (第5周期) 5s25p5 (第5周期) 5d76s2 (第6周期) 例外例外，46Pd ， 4d10，第5周期，只有4个电子层15 16 (三三) 原子的电子层结构与族的划分原子的电子层结构与族的划分8个主族(A族)：ⅠA～ⅧA， ⅧA为稀有气体元素。
8个副族(B族)：ⅠB～ⅧB， ⅧB包含3个纵列价电子层（外围电子价电子层（外围电子) ：：参与化学反应的参与化学反应的电子层电子层1） A族： ⅠA 、ⅡA ns1～～2 ⅢA～ⅧA ns2 np1～～6 主族的族数 =价电子数=最高氧化值（2） B族： 族数族数 最高氧化值最高氧化值ⅠB 、ⅡB (n-1)d10 ns1～～2 ns 电子数 部分价电子数 ⅢB ～ⅦB (n-1)d1 ～～5ns1～～2 价电子数 价电子数 ⅧB (n-1)d 6～～10 ns0～～2 部分价电子数 部分价电子数 17 例例 根据外围电子构型判断元素在第几族 3s23p2 (ⅣA) 3d104s1 (ⅠB) 4s1 (ⅠA) 4d15s2 (ⅢB ) 5s25p5 (ⅦA) 5d76s2 (ⅧB )18 (四四) 原子的电子层结构与元素的分区原子的电子层结构与元素的分区按价电子构型的特点，分为五个区∶s 区：ⅠA 、ⅡA ，ns1～～2，都是活泼金属。
p 区： ⅢA～ⅧA，ns2 np1～～6 ，大部分为非金属d 区： ⅢB ～ⅧB，(n-1)d 1～～10 ns0～～2 ，都是金属ds 区：ⅠB 、ⅡB，(n-1)d10 ns1～～2 ，都是金属 f 区：镧系(57 ～ 71号元素)和锕系(89 ～103号元素) ， (n-2) f1～～14 (n-1)d0 ～～2ns2 ，都是金属 19 第四节第四节 元素某些性质的周期性元素某些性质的周期性一、原子半径一、原子半径概念： （1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单价结合时，核间距离的一半2）范德华半径：在分子晶体中，相邻分子间两个邻近的非成键原子的核间距离的一半3）金属半径：在金属晶体中，相邻的两个接触原子的核间距离的一半 共价半径＜金属半径＜范德华半径共价半径＜金属半径＜范德华半径20 （一）同一周期元素原子半径的变化（一）同一周期元素原子半径的变化短周期短周期 (1、、2、、3) ：：从左到右，原子半径逐渐减小从左到右，原子半径逐渐减小，变化幅度较大，最后稀有气体的原子半径变大(范德华半径)长周期长周期 (4、、5、、6) ：：从左到右，原子半径逐渐减小从左到右，原子半径逐渐减小(指总体趋势，过渡元素有起伏)，变化幅度较小。
二）同一族元素原子半径的变化（二）同一族元素原子半径的变化 主族元素主族元素：： 自上而下，原子半径自上而下，原子半径逐渐逐渐增大 副族元素副族元素：：自上而下，原子半径自上而下，原子半径逐渐逐渐增大增大 (指总体趋势，有例外) ，变化幅度较小，第五、六周期元素原子半径非常接近 ( 镧系收缩 )21 二、电离势二、电离势概念概念：第一电离势：第一电离势：基态的气态原子失去最外层的一个电子成为气态的+1价离子所需的能量 A(g) → A+(g) + e I1第二电离势：第二电离势：由气态的+1价离子再失去一个电子成为气态的+2价离子所需的能量 I1 < I2 < I3 < I4关于电离势：关于电离势：(1) 电离势越小，说明原子越易失去电子，在气态时金属性越强2) 电离势随Z的变化而呈现周期性的变化22 (一一)同一周期元素电离势的变化同一周期元素电离势的变化短周期短周期 (1、、2、、3) ：：从左到右，从左到右， I1 逐渐逐渐增大增大(总体趋势) ，最后稀有气体的 I1 很大( 8电子稳定结构 ) 。
反常：IBe＞IB，IMg＞IAl，IN＞IO，IP＞IS (洪特规则) 长周期长周期 (4、、5、、6) ：：从左到右，从左到右， I1 逐渐逐渐增大增大(总体趋势) ，最后稀有气体的 I1 很大过渡元素规律性较差反常： I Zn＞IGa，IAs＞ISe，IHg＞ITl，等等 (二二)同一族元素电离势的变化同一族元素电离势的变化主族元素主族元素：： 自上而下，自上而下， I1 逐渐减小逐渐减小 副族元素副族元素：：副族元素副族元素I1 变化不规则变化不规则23 三、电子亲和势三、电子亲和势概念概念：元素的一个气态原子在基态时得到一个电子形成气态的－1价离子所释放的能量，称为第一电子亲和势E1 E2 、 E3 ┅类推说明：说明：（1）大多数元素的E1是正值(放出能量)， E2 、 E3是负值 （2）电子亲和势数值越大，该原子生成气态负离子的倾向越大元素具有较高的电离势，也倾向于具有较高的电子亲和势 第一电子亲和势最大的是第一电子亲和势最大的是Cl ，，不是不是F ，为什么？，为什么？24 (一一) 同一周期元素第一电子亲和势的变化同一周期元素第一电子亲和势的变化 同一周期(主族) ，自左至右，自左至右， E1逐渐增大逐渐增大(总体趋势) 。
（IIA 、VA有特殊）(二二) 同一族元素第一电子亲和势的变化同一族元素第一电子亲和势的变化 同一族元素(主族) ，自上而下，自上而下， E1逐渐减小逐渐减小(总体趋势) 第二周期元素的电子亲和势比第三周期的小，是由于第二周期原子半径小、轨道数目少、电子间排斥力大等因素25 四、元素的电负性四、元素的电负性概念概念：在分子中，元素原子吸引电子的能力叫元素的电负性常用鲍林电负性）(一一) 同一周期元素的电负性的变化同一周期元素的电负性的变化同一周期，自左至右，自左至右，电负性电负性逐渐增大逐渐增大(总体趋势) （过渡元素变化较不规则）(二二) 同一族元素的电负性的变化同一族元素的电负性的变化主族元素： 自上而下，自上而下，电负性电负性 逐渐减小逐渐减小 副族元素：电负性电负性变化较不规则变化较不规则 F电负性电负性最大，最大，Cs电负性电负性最小最小不考虑稀有气体）26 本章小结本章小结∶ ∶1、核外电子运动状态的特征∶量子化特性(氢原子光谱)；波粒二象性(电子衍射实验) 2、波函数Ψn ,l ,m与原子轨道；概率密度 与电子云3、原子轨道角度分布图与电子云角度分布图。
4、壳层概率径向分布图(了解)5、屏蔽效应、钻穿效应6、四个量子数（ n ,l ,m , ms ）7、核外电子排布三原则（能量最低原理、保里不相容原理、洪特规则）27 精品课件精品课件！28 精品课件精品课件！29 8、原子轨道的能级（鲍林原子轨道近似能级图） 9、原子的电子层结构与周期、族、区的划分10、原子半径、电离势、电子亲和势、电负性等元素性质的周期性变化 配套教学用书《无机化学习题集》中配套教学用书《无机化学习题集》中第九章练习第九章练习 一、填空题一、填空题; 二、简答题二、简答题; 30 。