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1、原子结构和元素周期系原子结构和元素周期系核核外外电电子子运运动动状状态态作作业业本本章章要要求求基基态态原原子子电电子子组组态态元元素素周周期期系系元元素素周周期期性性教学要求：教学要求：、了解、了解核外电子运动的特殊性核外电子运动的特殊性波粒二象性波粒二象性。、能理解、能理解波函数角度分布图波函数角度分布图，电子云角度分布图电子云角度分布图和和电子云径向分布图电子云径向分布图。、掌握四个量子数的量子化条件及其物理意义掌握四个量子数的量子化条件及其物理意义；掌掌握电子层、电子亚层、能级和轨道等的含义。握电子层、电子亚层、能级和轨道等的含义。、能运用泡里不相容原理，能量最低原理和洪特规能运用泡里
2、不相容原理，能量最低原理和洪特规则写出一般元素的原子核外电子排布式和价电子构型。则写出一般元素的原子核外电子排布式和价电子构型。、理解原子结构和元素周期表的关系，元素若干、理解原子结构和元素周期表的关系，元素若干性质（性质（原子半径、电离能、电子亲和能和电负性原子半径、电离能、电子亲和能和电负性）与原子结构的关系。与原子结构的关系。原子结构模型的演变历程原子结构模型的演变历程 最早的模型可以追溯到德莫克利特的原子模型, 他认为物质是由不可再分的名为“原子”的小颗粒组成,而且原子有不同的形态（仅凭想象）, 但同时期的以亚里士多德为代表的哲学家都不赞成他,他们推崇的是“元素说”,即世间万物都是由气
3、、火、水、土四种元素构成的而且物质是可以无限再分割的。 直到1803年道尔顿的原子模型提出，人们才开始再次重视到“原子“这一微小而神秘的颗粒。 道尔顿的原子模型：原子是构成物质的基本粒子，原子是构成物质的基本粒子，它非常小，不可再分，内部没有任何结构，就像一个它非常小，不可再分，内部没有任何结构，就像一个小球小球一样。一样。 1904年，汤姆生的原子模型是：原子由带正电荷的主体和带负电荷的电子组成，电子像镶嵌在蛋糕中的葡萄干那样处于正电荷的“海洋”中。 1911年，卢瑟夫的原子模型是卢瑟夫的原子模型是：原子由带正电的原子由带正电的原子核和带负电的电子构成，原子核集中了原子的绝原子核和带负电的电
4、子构成，原子核集中了原子的绝大多数质量和全部的正电荷，电子在原子核外绕原子大多数质量和全部的正电荷，电子在原子核外绕原子核转动。核转动。1913年，玻尔对卢瑟夫的模型进行了修正一、氢原子光谱和玻尔原子结构理论一、氢原子光谱和玻尔原子结构理论1.氢原子光谱的规律性：氢原子光谱的规律性：当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时，发当气体或蒸气用火焰、电弧等方法灼热时，发出由不同波长组成的光，通过棱镜分光后，得到不出由不同波长组成的光，通过棱镜分光后，得到不同波长的谱线称为同波长的谱线称为线状光谱线状光谱，又称原子光谱。又称原子光谱。不同元素的原子光谱图不同。不同元素的原子光谱图不同。 1859年基尔霍
5、夫和本生发明了光谱仪。核外电子运动状态核外电子运动状态光谱仪光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波长，可以测量物质发射或吸收的光的波长，拍摄各种光谱图。拍摄各种光谱图。光谱图光谱图就像就像“指纹指纹”辨人一样，辨人一样，可以辨别形成可以辨别形成光谱的元素光谱的元素。人们用光谱分析发现了许多元素。人们用光谱分析发现了许多元素,如铯、如铯、铷、氦、镓、铟等十几种。铷、氦、镓、铟等十几种。（从上到下）（从上到下）氢氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱核外电子运动状态核外电子运动状态n=1n=2n=3 氢原子光谱氢原子光谱2、氢原子光谱线在可见光区的特点：、氢原子光谱线在
6、可见光区的特点：（1）谱图为不连续的线状光谱。谱图为不连续的线状光谱。（2）从长波到短波，谱线的距离越来越小。从长波到短波，谱线的距离越来越小。 (n(n2 2nn1 1, ,且为整数且为整数) )上式中的常数上式中的常数 后人称为后人称为里德堡常数里德堡常数，其数，其数值为值为1.09677107m-1。3、氢原子光谱线特点可用下列公式表示：、氢原子光谱线特点可用下列公式表示：波数：波数：(n2n1,且为整且为整数数)RHC=3.2891015 s-1频率：频率：二、玻尔理论二、玻尔理论 1 1、“量子量子”概念：概念： 表征微观粒子某些物理量只能不连续地变化，即表征微观粒子某些物理量只能不
7、连续地变化，即其数值只能是某一最小单位的整倍数，称这些物理量其数值只能是某一最小单位的整倍数，称这些物理量为为“量子化量子化”的物理量，的物理量，量子化的物理量的最小单位量子化的物理量的最小单位称为该物理量的称为该物理量的“量子量子”。玻尔理论是在玻尔理论是在PlankPlank的量子的量子论论和和EinsteinEinstein的光子学说的光子学说基础上巧妙结合基础上巧妙结合RutherfordRutherford的原子结构核式模型的原子结构核式模型建立的建立的. . 、关于固定轨道的概念：关于固定轨道的概念：电子只能在某些特定的电子只能在某些特定的轨道上运动，这些轨道上电子的角动量轨道上运
8、动，这些轨道上电子的角动量必须是必须是h/2的整数倍。（的整数倍。（根据这一假设，可以解释氢原子根据这一假设，可以解释氢原子稳定存在的问题）稳定存在的问题）、关于轨道能量量子化的概念：、关于轨道能量量子化的概念：原子只能处于上原子只能处于上述所限定的几个能态述所限定的几个能态（定态包括：基态、激发态定态包括：基态、激发态），），不可能存在其它能态。不可能存在其它能态。2 2、玻尔原子结构理论的要点、玻尔原子结构理论的要点: :、关于能量的吸收和发射：、关于能量的吸收和发射：电子吸收光子就会跃迁电子吸收光子就会跃迁到到能量较高的激发态，能量较高的激发态，反过来，激发态的电子会放出反过来，激发态的
9、电子会放出光子，返回光子，返回基态基态或或能量较低能量较低的激发态；的激发态；光子的能量为光子的能量为跃迁前后两个能级的能量之差。跃迁前后两个能级的能量之差。频率与两定态能量差频率与两定态能量差E E的关系为：的关系为： E=h(根据这一假设，可以解释氢原子线状光谱，解释了氢光谱的根据这一假设，可以解释氢原子线状光谱，解释了氢光谱的规律性。规律性。)4 4、各条谱线的意义、各条谱线的意义 n n1 1时，称为拉曼系光谱（紫外光区）时，称为拉曼系光谱（紫外光区） n n1 1时，称为巴尔麦系光谱时，称为巴尔麦系光谱( (可见光区）可见光区） n n1 1时，称为帕邢系光谱（红外光区）时，称为帕邢
10、系光谱（红外光区）核外电子运动状态核外电子运动状态例：求激发态氢原子的电子从例：求激发态氢原子的电子从n=4能级跃迁到能级跃迁到n=2能级时所发射的辐射能的频率、波长及能量？能级时所发射的辐射能的频率、波长及能量？解：由解：由 玻尔氢原子结构理论玻尔氢原子结构理论成功地成功地解释了氢原子光谱的解释了氢原子光谱的规律性规律性，但是用于解释多电子原子的光谱时却遇到，但是用于解释多电子原子的光谱时却遇到了困难，其主要原因是没有完全冲破经典物理的束了困难，其主要原因是没有完全冲破经典物理的束缚，后来，微观粒子二象性的发现，导致了原子结缚，后来，微观粒子二象性的发现，导致了原子结构的现代理论。构的现代理
11、论。核外电子运动的量子力学模型核外电子运动的量子力学模型三三、波粒二象性、波粒二象性1 1、德布罗意的预言（、德布罗意的预言（19271927）: :微观粒子在某些情微观粒子在某些情况下，也能表现波动性。即况下，也能表现波动性。即微观粒子也必具有波粒象微观粒子也必具有波粒象二性。二性。 德布罗意关系式：德布罗意关系式：核外电子运动状态核外电子运动状态这这意意味味着着动动量量是是粒粒子子的的特特性性，波波长长是是波波的的特特性性，因因而而上上式式就就是是光光的的波波粒粒二二象象性性的的数数学学表表达达式式，这这表表明明，光既是连续的波又是不连续的粒子流。光既是连续的波又是不连续的粒子流。按德布罗
12、意关系式计算各种实物粒子的按德布罗意关系式计算各种实物粒子的质量、质量、速度和波长速度和波长 。见下表：。见下表：核外电子运动状态核外电子运动状态实物实物质量质量m/kg速度速度v/(m.s-1)波长波长/pm1V电压加速的电子电压加速的电子9.110-315.91051200100V电压加速的电子电压加速的电子9.110-315.91061201000V电压加速的电子电压加速的电子9.110-311.91073710000V电压加速的电子电压加速的电子9.110-315.910712He原子（原子（300K）6.610-271.410372Xe原子（原子（300K）2.310-252.410
13、212垒球垒球2.010-1301.110-22枪弹枪弹1.010-21.01036.610-23实物颗粒的质量、速度与波长的关系实物颗粒的质量、速度与波长的关系计算表明：计算表明：宏观物体的波长太短，宏观物体的波长太短，根本无法测根本无法测量，也无法察觉；而量，也无法察觉；而对高速运动着的质量很小的微对高速运动着的质量很小的微观物体观物体，如核外电子，如核外电子，就要考察其波动性就要考察其波动性。核外电子运动状态核外电子运动状态这一关系式被这一关系式被戴维森和革尔麦的电子衍射戴维森和革尔麦的电子衍射实验所实验所证证实。实。电子衍射实验电子衍射实验表明，表明，电子的运动电子的运动并不服从经典力
14、学并不服从经典力学( (即牛顿力学即牛顿力学) )规律，规律，因为符合经典力学因为符合经典力学的质点运动时有确的质点运动时有确定的轨道，在任一定的轨道，在任一瞬间有确定的坐标瞬间有确定的坐标和动量。和动量。核外电子运动量子力学模型核外电子运动量子力学模型四四、海森堡不确定原理海森堡不确定原理对于一个物体的动量对于一个物体的动量( (mvmv) )的测量的偏差的测量的偏差( ( mvmv) )和对和对该物体的位置该物体的位置( (x x) )的测量偏差的测量偏差( ( x x) )的乘积处于普朗克常的乘积处于普朗克常数的数量级。数的数量级。( x)( mv)h/4 此式表明，此式表明，要同时测准
15、一个微观粒子的位置和动要同时测准一个微观粒子的位置和动量是不可能的量是不可能的. .五、核外电子运动状态的描述五、核外电子运动状态的描述在量子力学处理氢原子核外电子的理论模型中，在量子力学处理氢原子核外电子的理论模型中，最基本的方程叫做最基本的方程叫做薛定谔方程薛定谔方程，它是一个二阶偏微，它是一个二阶偏微分方程，它的分方程，它的自变量是核外电子的坐标（直角坐标：自变量是核外电子的坐标（直角坐标：x x，y y，z z 描述微观粒子运动状态的方程。描述微观粒子运动状态的方程。 ：波波函函数数, , E E：能能量量,V ,V 势势能能， m m：微微粒粒的的质质量量， ：圆周率：圆周率 ，h
16、h：普朗克常数普朗克常数. . 我我们们采采取取坐坐标标变变换换的的方方法法来来解解决决（或或者者说说简简化化）这这一一问问题题。将将三三维维直直角角坐坐标标变变换换成成球球坐坐标标系系。将将以上关系代入薛定谔方程以上关系代入薛定谔方程中，中，经过整理，经过整理，得到：得到：核外电子运动状态核外电子运动状态薛定谔方程得到的每一个解就是核外电子薛定谔方程得到的每一个解就是核外电子的一个定态，的一个定态，它具有一定的能量（它具有一定的能量（E），），具有一具有一个电子波的振幅随坐标改变的的函数关系式个电子波的振幅随坐标改变的的函数关系式 =f(x, y, z)或或 =f(r, ， )，称为，称为振
17、幅方程或振幅方程或波动方程。波动方程。为了得到电子运动状态合理的解，必须引用只为了得到电子运动状态合理的解，必须引用只能取某些整数值的三个参数，称它们为能取某些整数值的三个参数，称它们为量子数量子数。核外电子运动状态核外电子运动状态这三个量子数可取的数值及它们的关系如下：这三个量子数可取的数值及它们的关系如下：主量子数：主量子数：n=1,2,3,4角量子数：角量子数：l=0,1,2,(n-1)磁量子数：磁量子数：m=0,1,2,3,l、主量子数、主量子数n n主要确定电子运动的能量。主要确定电子运动的能量。在氢原子中电子的能量则在氢原子中电子的能量则完全由完全由n决定。决定。主量子数主量子数(
18、n) (n) 描述了电子运动的范围，即通常所说描述了电子运动的范围，即通常所说的的电子层电子层，决定电子能量的高低决定电子能量的高低。 n n1,2,3,1,2,3, （只能是正整数）（只能是正整数） 电子层电子层 n n1, 2, 3,. 1, 2, 3,. 符号符号 K K，L L，M M，. . 2 2、角量子数、角量子数(l):(l):表示电子轨道的形状表示电子轨道的形状和和在多电子原在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能量。子中和主量子数一起决定电子的能量。它的取值受它的取值受n n的限制。的限制。亚层亚层L0，1，2，3，.n-1符号符号s，p，d，f,g,h. . 3 3、磁量
19、子数、磁量子数(m):(m):表示电子轨道在空间的伸展方向表示电子轨道在空间的伸展方向m m0 0 s s轨道轨道 空间有一种伸展方向空间有一种伸展方向 球形对称球形对称m0，1 p p轨道轨道 空间有三种伸展方向空间有三种伸展方向 纺锤形纺锤形 Px,Py,PzPx,Py,Pzm0，1，2d d轨道轨道 有五种方向有五种方向 花瓣形花瓣形 dxydxy dxzdxz dyzdyz dx dx2 2-y-y2 2 dz dz2 2 五个简并五个简并d d轨道轨道 当指明了当指明了电子运动的三个量子数电子运动的三个量子数n,L,mn,L,m, ,电子运动电子运动的轨道也就确定的轨道也就确定了，所
20、以说，了，所以说，波函数波函数 n,L,mn,L,m和原子轨和原子轨道是同义词。道是同义词。4 4、自旋量子数、自旋量子数、自旋量子数、自旋量子数(m(ms s):):表示电子在原子轨道中运动的自表示电子在原子轨道中运动的自旋方向。旋方向。m ms s只有两个数值，只有两个数值，+1/2+1/2、-1/2-1/2。 自旋量子数不是由氢原子波动方程解出自旋量子数不是由氢原子波动方程解出， 而是而是根根据氢原子光谱的精细结构实验而引入的据氢原子光谱的精细结构实验而引入的。因为电子在。因为电子在简并轨道中运动时，如果在磁场的作用下，也会发生简并轨道中运动时，如果在磁场的作用下，也会发生能量的微小变化
21、，致使线状光谱在磁砀中发生分裂。能量的微小变化，致使线状光谱在磁砀中发生分裂。核外电子运动状态核外电子运动状态综上所述，综上所述，有了四个量子数可以定出电子在原子核有了四个量子数可以定出电子在原子核外的运动状态，外的运动状态，根据四个量子数数值间的关系则可算根据四个量子数数值间的关系则可算出各电子层中可能有的运动状态数。一个电子的一种出各电子层中可能有的运动状态数。一个电子的一种运动状态需要用四个量子数来确定。运动状态需要用四个量子数来确定。我们把我们把具有一定具有一定“轨道轨道”的电子称为具有一定的电子称为具有一定空空间运动状态间运动状态的电子；把的电子；把既具有一定空间运动状态又具既具有一
22、定空间运动状态又具有一定自旋状态的电子称为有一定自旋状态的电子称为具有一定运动状态的电子。具有一定运动状态的电子。电子云在核外空间的扩展程度（能层电子云在核外空间的扩展程度（能层n）能量越高，能层越大。能量越高，能层越大。能层用能层用K、L、M、N、O、P、Q来表示。来表示。电子云的形状（能级电子云的形状（能级L）SPdf球形球形纺锤形纺锤形花瓣形花瓣形更复杂更复杂1S能级能级2P能级能级3d能级能级4f能级能级电子云在空间的取向电子云在空间的取向(m)SPdf1357能层能层 能级能级轨道轨道 可能空间运动状态数可能空间运动状态数可能运动状态数可能运动状态数一一(K)1s 1s12二二(L)
23、2s 2s122p 2px,2py,2pz36三三(M)3s3s12 3p3px,3py,3pz3 6 3d 3dxy,3dyz,3dxz,3dx2-y2,3dz2510四四(N)4s1个轨道个轨道124p3个轨道个轨道364d5个轨道个轨道5104f7个轨道个轨道714nn2个轨道个轨道n22 n2 核外电子运动状态核外电子运动状态例例1：当主量子数：当主量子数n=4时，有几个能级？各个能级时，有几个能级？各个能级有几个轨道？最多可容纳多少电子？有几个轨道？最多可容纳多少电子？当当n=4时时,l=0,1,2,3即即s,p,d,f四个能级；四个能级；总轨道数为总轨道数为16个，最多可容纳个，最
24、多可容纳32个电子。个电子。例例2：下列各组量子数哪些是不合理，为什么？：下列各组量子数哪些是不合理，为什么？(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例例3：写出下列各组量子数缺少的量子数。：写出下列各组量子数缺少的量子数。(1)n=3,l=?,m=-2,ms=+1/2(2)n=4,l=1,m=?,ms=?核外电子运动状态核外电子运动状态六、核外电子空间运动状态的描述六、核外电子空间运动状态的描述把作为三维坐标把作为三维坐标x，y，z的函数的振幅的函数的振幅Y Y首先转化首先转化为极坐标为极坐标r， ，f f的函数的
25、函数：把把函数函数Y Y分解成两个函数的乘积：分解成两个函数的乘积：Y=Y=f( (r,f,f) )Y Y=R(r)Y(,f,f) )其中其中R只是离核距离只是离核距离r的函数的函数,而而Y只是方位角只是方位角 ，f f的函数。的函数。R叫做叫做径向分布函数径向分布函数，Y叫做叫做角度分布函数角度分布函数。s，px，py，pz，dz2，dx2y2，dxy，dxz和和dyz的的Y函函数的数的图象图象。核外电子运动状态核外电子运动状态注意：注意：波函数的波函数的Y图象是带正负号的，图象是带正负号的，“+”区的区的Y函数的取正值，函数的取正值，“”区的区的Y函数取负值函数取负值。它们的。它们的“波波
26、性性”相反。其物理意义在相反。其物理意义在2个波叠加时将充分显示：个波叠加时将充分显示：“+”与与“+”叠加波的振幅将增大，叠加波的振幅将增大，“”与与“”叠加波的振幅也增大，但叠加波的振幅也增大，但“+”与与“”叠加波的振幅叠加波的振幅将减小。这一性质在后面讨论化学键时很有用。将减小。这一性质在后面讨论化学键时很有用。Yl,m(,f,f) )的球极的球极坐标图是从原点引出方向为坐标图是从原点引出方向为(,f,f) )的的直线，长度取直线，长度取Y的绝对值，并称它为原子轨道的的绝对值，并称它为原子轨道的角度角度部分图部分图。核外电子运动状态核外电子运动状态1、波、波函数角度部分图示函数角度部分
27、图示波函数的角度部分图波函数的角度部分图Yl,m(,f,f) )与主量子数无关与主量子数无关，如：如：1s,2s,3s其角度分布图都是完全相同的球面。其角度分布图都是完全相同的球面。核外电子运动状态核外电子运动状态如：氢原子的角度部分如：氢原子的角度部分【s轨道轨道】Ys是一常数与是一常数与(,f,f) )无关，故原子轨道的角度部分无关，故原子轨道的角度部分为一球面，半径为为一球面，半径为:【pz轨道轨道】节面：当节面：当cos =0=0时，时，=0=0， =90=90核外电子运动状态核外电子运动状态 0153045607590Y0.4890.4720.4230.3450.2440.1260
28、18016515013512010590Y-0.489-0.472-0.423-0.345-0.244-0.12600.472+-yz152、波函数的径向部分图示、波函数的径向部分图示核外电子运动状态核外电子运动状态电子运动的状态由波函数电子运动的状态由波函数 (r， ， )描述，波描述，波函数函数 (r， ， )没有明确的物理意义，但没有明确的物理意义，但 (r， ， ) 2的物理意义却十分明确。它的物理意义却十分明确。它表示空表示空间一点间一点P（r， ， ）处单位体积内电子出现的几率，）处单位体积内电子出现的几率，即该点处的几率密度，即该点处的几率密度，由此进而可以知道电子在某个由此进而
29、可以知道电子在某个区域内出现的几率。区域内出现的几率。电子云就是几率密度的形象化图示，也可以说电电子云就是几率密度的形象化图示，也可以说电子云图是子云图是2的图象。的图象。七、电子云七、电子云为了形象化地表示出电子的几率密度分布，可为了形象化地表示出电子的几率密度分布，可以将其看作为带负电荷的电子云。以将其看作为带负电荷的电子云。电子出现几率密度大的地方，电子云浓密一些，电子出现几率密度大的地方，电子云浓密一些，电子出现几率密度小的地方，电子云稀薄一些。电子出现几率密度小的地方，电子云稀薄一些。电子云图象中每一个小黑点表示电子出现在核外电子云图象中每一个小黑点表示电子出现在核外空间中的一次几率
30、，几率密度越大，电子云图象中空间中的一次几率，几率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。的小黑点越密。核外电子运动状态核外电子运动状态1、电子云的角度部分图示电子云的角度部分图示2径向分布函数径向分布函数考虑一个离核距离为考虑一个离核距离为r、厚度为、厚度为 r的薄层球壳，如的薄层球壳，如图图所示。由于以所示。由于以r为半径的球面的面积为为半径的球面的面积为4 r2，球壳薄，球壳薄层的体积为层的体积为4 r2 r，几率密度为几率密度为2，故故在这个球壳体在这个球壳体积中出现电子的几率为积中出现电子的几率为4 r22 r。将将4 r22 r除以除以厚度厚度 r，即得单位厚度球壳中的几率，即得单位厚
31、度球壳中的几率4 r22。薄层球壳示意图薄层球壳示意图CI2N00058.jpgD(r)=4 r22核外电子运动状态核外电子运动状态D函数图象是峰形的，函数图象是峰形的，峰数恰等于相应能级的主峰数恰等于相应能级的主量子数量子数n和角量子数和角量子数l之差（之差（nl）。）。特别要指出的是，氢原子的特别要指出的是，氢原子的1s电子的电子的D函数图象函数图象表明，该电子在离核表明，该电子在离核52.9pm的球壳内出现的几率是的球壳内出现的几率是最大的。最大的。52.9pm正好是玻尔半径正好是玻尔半径ao！多电子原子中，电子的能量多电子原子中，电子的能量E 不仅取决于不仅取决于n，而，而且和且和l
32、有关有关。即多电子原子中电子的能量由。即多电子原子中电子的能量由n 和和l 共共同决定。同决定。n 相同，相同，l 不同的原子轨道，角量子数不同的原子轨道，角量子数l 越越大的，其能量大的，其能量E 越大。即越大。即 E4s E4p E4d E4f这种现象叫做能级分裂。这种现象叫做能级分裂。但是但是单电子体系单电子体系，如氢原子，其能量，如氢原子，其能量E不受不受l的影响，只和的影响，只和n有关。即：有关。即：Ens=Enp=End=Enf1-6基态原子电子组态（电子的排布）基态原子电子组态（电子的排布）在多电子原子中，一个电子不仅受到原子核的引力，在多电子原子中，一个电子不仅受到原子核的引力
33、，而且还要受到其它电子的斥力。例如锂原子，其第二层的而且还要受到其它电子的斥力。例如锂原子，其第二层的一个一个电子电子，除了受原子核对它的引力之外，还受到第一层除了受原子核对它的引力之外，还受到第一层两个电子对它的排斥力作用。两个电子对它的排斥力作用。这两个内层电子的排斥作用这两个内层电子的排斥作用可以考虑成对核电荷可以考虑成对核电荷Z的抵消或屏蔽，使核有效电荷数的抵消或屏蔽，使核有效电荷数Z*减小。即减小。即Z*=Z 式中式中 称为屏蔽常数，它代表了其它所有电子对于我们研称为屏蔽常数，它代表了其它所有电子对于我们研究的那个电子的排斥。这种究的那个电子的排斥。这种其它电子对于被研究电子的排其它
34、电子对于被研究电子的排斥，导致有效核电荷降低的作用称为屏蔽效应。斥，导致有效核电荷降低的作用称为屏蔽效应。 多电子原子中的一个电子的能量可以表示为：多电子原子中的一个电子的能量可以表示为：如果能求得屏蔽常数如果能求得屏蔽常数 ，则可求得多电子原子中，则可求得多电子原子中各能级的近似能量。影响屏蔽效应的因素很多，除各能级的近似能量。影响屏蔽效应的因素很多，除了同产生屏蔽作用的电子的数目及它所处的原子轨了同产生屏蔽作用的电子的数目及它所处的原子轨道有关外，还与被屏蔽电子的离核远近和运动状态道有关外，还与被屏蔽电子的离核远近和运动状态有关。有关。Slater规则提供了计算屏蔽常数规则提供了计算屏蔽常
35、数 的方法。的方法。2、斯莱特规则、斯莱特规则他由光谱数据，归纳出一套他由光谱数据，归纳出一套估算估算屏蔽常数的方法：屏蔽常数的方法：（1）先将电子按内外次序分组：）先将电子按内外次序分组：ns,np一组一组nd一组一组nf一组如：一组如：1s;2s,2p;3s3p;3d;4s,4p;4d;4f;5s,5p;5d;5f。（2）外组电子对内组电子的屏蔽作用外组电子对内组电子的屏蔽作用 =0（3）同一组，同一组， =0.35(但但1s， =0.3)（4）对）对ns,np，(n-1)组的组的 =0.85；更内的各组更内的各组 =1（5）对）对nd、nf的的内组内组电子电子 =1能量公式为：能量公式为
36、：基态原子电子组态基态原子电子组态例：求算基态钾原子的例：求算基态钾原子的4s和和3d电子的能量。电子的能量。K1s22s22p63s23p63d1 3d=18 1=18,Z*=19-18=1K1s22s22p63s23p64s1 4s=10 1+8 0.85=16.8,Z*=2.2基态原子电子组态基态原子电子组态例：求算基态铜原子的例：求算基态铜原子的3d、4s电子的能量。电子的能量。Cu1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d104s1内组内组外组外组 3d=18 1+9 0.35+1 0=21.15,Z*=29-21.15=7.85Cu1s2 2s2 2p63s23p63d104s1更
37、内组更内组n-1组组 4s=10 1+18 0.85=25.3,Z*=29-25.3=3.7基态原子电子组态基态原子电子组态3、钻穿效应、钻穿效应4s电子具有比电子具有比3d电电子较大的穿透内层电子子较大的穿透内层电子而被核吸引的能力（钻而被核吸引的能力（钻穿效应）。穿效应）。外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象,称为称为钻穿作用钻穿作用.由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象现象,称为钻穿效应称为钻穿效应.在多电子原子中，主量子数在多电子原子中，主量子数n 小的原子轨道，小的原子轨道，由于角量子
38、数由于角量子数l 较大，其能量较大，其能量E 却大于却大于n 大的原大的原子轨道大，例如子轨道大，例如E3dE4s。这种现象叫做能级交。这种现象叫做能级交错。错。基态原子电子组态基态原子电子组态二、二、构造原理构造原理如果如果假定每个电子的运动是独立的假定每个电子的运动是独立的，又假定所又假定所有电子的相互作用力可以集中到原子核上，如同在有电子的相互作用力可以集中到原子核上，如同在原子核上添加一份负电荷，原子核上添加一份负电荷，那么，氢原子电子运动那么，氢原子电子运动状态状态能层、能级、轨道和自旋能层、能级、轨道和自旋的概念可以的概念可以迁移到多电子原子上描述其电子运动状态，但对基迁移到多电子
39、原子上描述其电子运动状态，但对基态原子，必须遵循如下原理：态原子，必须遵循如下原理：基态原子电子组态基态原子电子组态(1)泡泡利利原原理理基基态态多多电电子子原原子子中中不不可可能能同同时时存存在在4个个量量子子数数完完全全相相同同的的电电子子。或或在在一一个个轨轨道道里里最最多只能容纳多只能容纳2个电子，它们的自旋方向相反个电子，它们的自旋方向相反。(2)洪特规则洪特规则基态多电子原子中同一能级的基态多电子原子中同一能级的轨道能量相等，称为简并轨道轨道能量相等，称为简并轨道；基态多电子原子的基态多电子原子的电子总是首先自旋平行地、单独地填入简并轨道电子总是首先自旋平行地、单独地填入简并轨道。
40、(3)(3)能量最低原理能量最低原理基态原子是处于最低能量状基态原子是处于最低能量状态的原子。态的原子。能量最低原理认为，基态原子核外电子的排布能量最低原理认为，基态原子核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。力求使整个原子的能量处于最低状态。基态原子电子组态基态原子电子组态随随核核电电荷荷数数递递增增，大大多多数数元元素素的的电电中中性性基基态态原原子子的的电电子子按按如如下下顺顺序序填填入入核核外外电电子子运运动动轨轨道道，叫叫做做构构造原理。造原理。电电子子先先填填最最外外层层的的ns，后后填填次次外外层层的的(n-1)d，甚甚至填入倒数第三层的至填入倒数第三层的(n-2)f的规
41、律叫做的规律叫做“能级交错能级交错”。请请注注意意：能能级级交交错错现现象象是是电电子子随随核核电电荷荷递递增增填填充充电电子子次次序序上上的的交交错错,并并不不意意味味着着先先填填能能级级的的能能量量一一定定比后填能级的能量低。比后填能级的能量低。随随核核电电荷荷数数递递增增,电电子子每每一一次次从从填填入入ns能能级级开开始始到填满到填满np能级能级,称为建立一个周期称为建立一个周期，于是有：，于是有：周期周期:ns开始开始np结束结束同周期元素的数目同周期元素的数目第一周期：第一周期：1s2第二周期：第二周期：2s，2p8第三周期：第三周期：3s，3p8第四周期：第四周期：4s，3d，4
42、p18第五周期：第五周期：5s，4d，5p18第六周期：第六周期：6s，4f，5d，6p32第七周期：第七周期：7s，5f，5d，.?基态原子电子组态基态原子电子组态周期系中有约周期系中有约20个元素的基态电中性原子的电子个元素的基态电中性原子的电子组态（组态（electronconfiguration，又叫又叫构型或排布构型或排布)不符不符合构造原理，其中的常见元素是：合构造原理，其中的常见元素是：元素元素按构造原理的组态按构造原理的组态 实实测测组组态态(24Cr)1s22s22p63s23p63d44s21s22s22p63s23p63d54s1(29Cu)1s22s22p63s23p6
43、3d94s21s22s22p63s23p63d104s1(42Mo)1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s21s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1(47Ag)基态原子电子组态基态原子电子组态基态原子电子组态基态原子电子组态铬和钼的组态为铬和钼的组态为(n-1)d5ns1,而不是而不是(n-1)d4ns2,这被称为这被称为“半满规则半满规则”5个个d轨道各有一个电子轨道各有一个电子,且自旋平行。但同族的且自旋平行。但同族的钨钨却符合构造原理，不符合却符合构造原理，不符合“半满规则半满规则”。铜银金基态原子电子组态为铜银金基态原子电子组态为(n-1)d
44、10ns1,而不是而不是(n-1)d9ns2,这被总结为这被总结为“全满规则全满规则”。基态原子电子组态基态原子电子组态第五周期过渡金属原子的第五周期过渡金属原子的4d能级和能级和5s能级的轨道能能级的轨道能差别较小差别较小，导致，导致5s1构型比构型比5s2构型的能量更低。构型的能量更低。第六周期，其过渡金属的电子组态多数遵循构造原理，第六周期，其过渡金属的电子组态多数遵循构造原理，可归咎为可归咎为6s能级能量降低、稳定性增大能级能量降低、稳定性增大，与这种现象相，与这种现象相关的还有第关的还有第6周期周期p区元素的所谓区元素的所谓“6s2惰性电子对效应惰性电子对效应”。6s2惰性电子对效应
45、：惰性电子对效应：是因随核电荷增大，电子的是因随核电荷增大，电子的速度明显增大，这种效应对速度明显增大，这种效应对6s电子的影响尤为显著，这电子的影响尤为显著，这是由于是由于6s电子相对于电子相对于5d电子有更强的钻穿效应，受到原电子有更强的钻穿效应，受到原子核的有效吸引更大。子核的有效吸引更大。 这种效应致使核外电子向原子核紧缩，整个这种效应致使核外电子向原子核紧缩，整个原子的能量下降。原子的能量下降。6s26s2惰性电子对效应对第六周惰性电子对效应对第六周期元素许多性质也有明显影响，如原子半径、过期元素许多性质也有明显影响，如原子半径、过渡后元素的低价稳定性、汞在常温下呈液态等等。渡后元素
46、的低价稳定性、汞在常温下呈液态等等。基态原子电子组态基态原子电子组态实实验验还还表表明明，当当电电中中性性原原子子失失去去电电子子形形成成正正离离子子时时，总总是是首首先先失失去去最最外外层层电电子子，因因此此，副副族族元元素素基基态态正离子的电子组态不符合构造原理正离子的电子组态不符合构造原理。例如。例如:Fe2+3d6（14e）Fe3+3d5（13e）Cu+3d10（18e）Cu2+3d9（17e）基态原子电子组态基态原子电子组态表：基态电中性原子的电子组态表：基态电中性原子的电子组态1氢氢H1s12氦氦He1s23锂锂LiHe 2s14铍铍BeHe 2s25硼硼BHe2s22p16碳碳C
47、He2s22p27氮氮NHe 2s22p38氧氧OHe 2s22p49氟氟FHe 2s22p510氖氖Ne 1s22s22p611钠钠NaNe3s112镁镁MgNe3s213铝铝AlNe 3s23p114硅硅SiNe3s23p215磷磷PNe 3s23p3 16硫硫SNe3s23p4 17氯氯ClNe 3s23p5 18氩氩Ar1s22s22p63s23p6 19钾钾KAr 4s120钙钙CaAr4s221钪钪ScAr 3d14s222钛钛TiAr 3d24s223钒钒VAr 3d34s224铬铬Cr*Ar 3d54s125锰锰MnAr 3d54s226铁铁FeAr 3d64s227钴钴CoA
48、r3d74s228镍镍NiAr3d84s2“电子仁电子仁”或或“电子实电子实”价电子层价电子层 价层电子价层电子 不不符符合合构构造造原原理理 元元素素周周期期系系1869年，年，俄国化学家门捷列夫发现化学元素之间俄国化学家门捷列夫发现化学元素之间的本质联系的本质联系：按原子量递增把化学元素按原子量递增把化学元素排成序列，元排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最早表述。早表述。1911年年,年轻的英国人年轻的英国人莫塞莱莫塞莱在分析元素的特征在分析元素的特征X射线时发现，门捷列夫化学元素周期系中的射线时发现，门捷列夫化学元素周期
49、系中的原子序数原子序数不是人们的主观赋值，而是原子核内的质子数。不是人们的主观赋值，而是原子核内的质子数。随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性分层结构。因而，元素周期律就是：的周期性分层结构。因而，元素周期律就是：随核内随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。现周期性递变。元元素素周周期期系系元素周期性的内涵极其丰富，具体内容不可穷尽，元素周期性的内涵极其丰富，具体内容不可穷尽，其中最基本的是：其中最基本的是：随原子序数递增，元素周期性地从随原子序数递增，元素周期性地
50、从金属渐变成非金属金属渐变成非金属, ,以稀有气体结束，又从金属渐变以稀有气体结束，又从金属渐变成非金属成非金属, ,以稀有气体结束，如此循环反复以稀有气体结束，如此循环反复。自从自从1869年门捷列夫给出第一张元素周期表的年门捷列夫给出第一张元素周期表的100多年以来，至少已经出现多年以来，至少已经出现700多种不同形式的周期多种不同形式的周期表。人们制作周期表的目的是为研究周期性的方便。表。人们制作周期表的目的是为研究周期性的方便。研究对象不同，周期表的形式就会不同。研究对象不同，周期表的形式就会不同。元元素素周周期期系系HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaScTiVCrMn
51、FeCoNiCuZnGaGeAsSeBrRbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeICsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBi门捷列夫短式周期表门捷列夫短式周期表元元素素周周期期系系维尔纳长式周期表维尔纳长式周期表元元素素周周期期系系维尔纳长式周期表维尔纳长式周期表: :是由诺贝尔奖得主是由诺贝尔奖得主维尔纳维尔纳（Alfred Werner 1866-1919Alfred Werner 1866-1919）首先倡导的，首先倡导的，(1)(1)周期周期: :主表和副表主表和副表。第一周期第一周期2 2个元素，叫个元素，叫特短周期特短周期，只有，只有s s电子
52、；电子；第二、三周期有第二、三周期有8 8个元素，叫个元素，叫短周期短周期有有s s电子和电子和p p电子；电子；第四、五周期有第四、五周期有1818个元素，叫个元素，叫长周期长周期，有，有s s、p p、 d d电子电子第六周期有第六周期有3232个元素，叫个元素，叫特长周期特长周期，有，有s s、d d、p p、 f f电电子电子还有；子电子还有；第七周期是第七周期是未完成周期未完成周期。元元素素周周期期系系(2)列列：维尔纳长式元素周期表有维尔纳长式元素周期表有18列列(纵列纵列)。(3)族族用罗马数码标记，如：用罗马数码标记，如：IA、VIIB等等，而且，等等，而且，第第8-10列叫第
53、列叫第VIII族不叫族不叫VIIIB，第第18列叫列叫0族族,但但“0”不是自然数不是自然数,也不是罗马数码。也不是罗马数码。A族：周期表最左边的两个纵列是族：周期表最左边的两个纵列是IA和和IIA主族；主族；周期表最右边的周期表最右边的6个纵列从左到右分别是个纵列从左到右分别是IIIA，IVA，VA，VIA，VIIA主族和主族和0(零零)族。族。主族元素：主族元素：IA、IIA和和VII族元素分称族元素分称碱金属、碱金属、碱土金属和卤素碱土金属和卤素，零族元素的确认在发现周期系之后零族元素的确认在发现周期系之后，曾长期，曾长期叫叫惰性气体（惰性气体（inert gasesinert gase
54、s），直到直到6060年代才发现年代才发现它也能形成传统化合物，改称它也能形成传统化合物，改称稀有气体（稀有气体（noble noble gasesgases或或rare gasesrare gases）。主族常用相应第二周期元素命名，如硼族、主族常用相应第二周期元素命名，如硼族、碳族、氮族，氧族等。此外，还常见到源自门捷碳族、氮族，氧族等。此外，还常见到源自门捷列夫周期表的镓分族列夫周期表的镓分族(镓铟铊镓铟铊)、锗分族、锗分族(锗锡铅锗锡铅)、砷分族砷分族(砷锑铋砷锑铋)、硫分族（硫硒碲）等术语。、硫分族（硫硒碲）等术语。元元素素周周期期系系元元素素周周期期系系B族：族：从左到右的顺序是从
55、左到右的顺序是IIIB，IVB，VB，VIB，VIIB，VIII，IB，IIB。族序数与该族元素最高氧族序数与该族元素最高氧化态对应化态对应(有少数例外，如铜银金有少数例外，如铜银金)；VIII族是族是3个纵列个纵列9个元素，是狭义的个元素，是狭义的“过渡元素过渡元素”(这个概念是门捷列夫提出来的这个概念是门捷列夫提出来的)。副族常以相应第四周期元素命名，分称钪副族、副族常以相应第四周期元素命名，分称钪副族、钛副族、钒副族，钛副族、钒副族，.等等等等;但但VIII族中的铁钴镍族中的铁钴镍(第第四周期元素四周期元素)又称又称铁系元素铁系元素，钌铑钯锇铱铂，钌铑钯锇铱铂( (第五、六第五、六周期元
56、素周期元素) )则总称则总称铂系元素。广义的过渡元素是指除铂系元素。广义的过渡元素是指除主族元素外的所有其他元素主族元素外的所有其他元素。(4)区区长式周期表的主表从左到右可分为长式周期表的主表从左到右可分为s区，区，d区，区，ds区，区，p区区4个区，有的教科书把个区，有的教科书把ds区归入区归入d区；副表区；副表(镧镧系和锕系系和锕系)是是f区元素区元素元元素素周周期期系系元元素素周周期期性性一、原子半径一、原子半径我们通常是用实验方法测定我们通常是用实验方法测定原子形成各种分子原子形成各种分子或固体后的核间距，或固体后的核间距，对于同种原子，测得的核间对于同种原子，测得的核间距距除以除以
57、2，就得到该原子的半径就得到该原子的半径，对于异种原子，对于异种原子（设为（设为AB），），只要已知其中一种元素（如只要已知其中一种元素（如A）的的原子半径，就可用核间距（如原子半径，就可用核间距（如AB）求取另一种求取另一种元素（如元素（如B）的原子半径。的原子半径。原子在形成化学键时，总要有一定程度的轨道重叠，原子在形成化学键时，总要有一定程度的轨道重叠，而且与不同的几种原子分别形成化学键时，原子轨道而且与不同的几种原子分别形成化学键时，原子轨道重叠的程度又各不相同。因此，单纯地把原子半径看重叠的程度又各不相同。因此，单纯地把原子半径看成最外层电子到原子核的距离是不严格的。成最外层电子到原
58、子核的距离是不严格的。常用的原常用的原子半径有三种；共价半径；金属半径和范德华半径。子半径有三种；共价半径；金属半径和范德华半径。同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半叫做原子的共价半径。距离的一半叫做原子的共价半径。把金属晶体看成是由球状的金属原子堆积而成的，把金属晶体看成是由球状的金属原子堆积而成的，假定相邻的两个原子彼此互相接触，假定相邻的两个原子彼此互相接触，它们核间距离的它们核间距离的一半就是该原子的金属半径。一半就是该原子的金属半径。当两个原子之间没有形成化学键而只当两个原子之间没有形成化学键而只靠分子间作用力靠分子间作用
59、力互相接近时，两个原子之间距离的一半，就叫做范德华互相接近时，两个原子之间距离的一半，就叫做范德华半径。半径。一般：共价半径较小，金属半径居中，范德华半径最一般：共价半径较小，金属半径居中，范德华半径最大。大。在讨论原子半径的变化规律时，我们采用的是共价在讨论原子半径的变化规律时，我们采用的是共价半径，但稀有气体只能用半径，但稀有气体只能用范德华半径代替之。范德华半径代替之。原子半径在周期中的变化原子半径在周期中的变化从左到右原子半径逐渐减小，只是从左到右原子半径逐渐减小，只是最后一个稀有气体最后一个稀有气体的原子半径大幅度增加的原子半径大幅度增加，这主要是因为稀有气体的原子，这主要是因为稀有
60、气体的原子半径为半径为范德华半径。范德华半径。只有只有当当d5，d10，f7，f14半充满和全充满时，层中电子的对半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时称性较高，这时 占主导地位，占主导地位，占主导地位，占主导地位，原子半径原子半径 r增大增大。核电荷数核电荷数Z增大，对电子吸引力增大，使得原子半径增大，对电子吸引力增大，使得原子半径r有减小的趋势。有减小的趋势。核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r有增大的趋势。有增大的趋势。以以以以 为主。即为主。即为主。即为主。即同周期中从左向右原子半径减小。同周期中从左向右原子半径减小
61、。同周期中从左向右原子半径减小。同周期中从左向右原子半径减小。 同周期同周期从左向右，在原子序数增加的过程中，有两从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化个因素在影响原子半径的变化 在在短短周期中相邻元素的原子半径的减小幅度平均是周期中相邻元素的原子半径的减小幅度平均是10pm10pm左右。左右。 长周期中的主族元素的原子半径变化情况和短周期长周期中的主族元素的原子半径变化情况和短周期的情况相似的情况相似，但其中过渡元素的情况则不同。，但其中过渡元素的情况则不同。过渡元过渡元素相邻元素的原子半径的减小幅度平均是素相邻元素的原子半径的减小幅度平均是4pm4pm左右。左右。
62、由由于于d d1010电子层对外层电子的斥力较大电子层对外层电子的斥力较大，对核电荷的屏蔽，对核电荷的屏蔽作用较强，所以，电子充满作用较强，所以，电子充满d d轨道时，原子半径略有增轨道时，原子半径略有增加，如：加，如：原子半径原子半径 CuCu Ni;Zn Ni;Zn Cu Cu。（。（Pd,Ag,CdPd,Ag,Cd等也等也有增加的趋势，因为从它们开始出现有增加的趋势，因为从它们开始出现d d1010电子构型电子构型）。）。同理：同理： f f7 7和和f f1414电子层的原子半径也有所增加，如：电子层的原子半径也有所增加，如：铕铕 钐；镱钐；镱 铥。铥。Ne和和Ar的原子半径在同周期中
63、应最大。的原子半径在同周期中应最大。 内过渡元素的原子半径随着原子序数的递增，减内过渡元素的原子半径随着原子序数的递增，减小幅度更小小幅度更小。原因是新增加的电子填充在倒数第。原因是新增加的电子填充在倒数第3层层中，使有效核电荷增加的更为缓慢。如中，使有效核电荷增加的更为缓慢。如从镧到镥原从镧到镥原子序数增加了子序数增加了15，半径共减小了，半径共减小了9pm，这称为这称为“镧镧系收缩系收缩”，结果使结果使Zr和和Hf；Nb和和Ta；Mo和和W等在等在性质上极为相似，分离很难。性质上极为相似，分离很难。副族元素从上到下本应递增，但由于镧系收缩的副族元素从上到下本应递增，但由于镧系收缩的影响，影
64、响，第第6周期与第周期与第5周期过渡元素的原子半径相等。周期过渡元素的原子半径相等。元元素素周周期期性性二、电离能二、电离能气气态态电电中中性性基基态态原原子子失失去去一一个个电电子子转转化化为为气气态态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。一一般般用用In作作为为电电离离能能的的符符号号，n=1，2，3，.分分别别叫叫第第一一电电离离能能、第第二二电电离离能能、第第三三电电离离能能，.。第一电离能越小，金属性越强第一电离能越小，金属性越强电电离离能能的的大大小小，主主要要取取决决于于原原子子核核电电荷荷、原原子子半半径径、以及原子的电子层构型。以及原子的
65、电子层构型。电电子子层层数数相相同同，核核电电荷荷越越多多，半半径径越越小小，电电离离能能越大。越大。图：第一电离能的周期性图：第一电离能的周期性元元素素周周期期性性(1)同一周期第一电离能从左向右增加，最后一同一周期第一电离能从左向右增加，最后一个元素个元素(稀有气体稀有气体)的第一电离能最大。的第一电离能最大。(2)同一主族，从上到下同一主族，从上到下第一电离能减小第一电离能减小。第第一一电电离离能能大大小小是是碱碱金金属属最最活活泼泼而而稀稀有有气气体体最最不不活活泼的最主要原因。泼的最主要原因。元元素素周周期期性性(3)第第二二周周期期硼硼的的第第一一电电离离能能比比铍铍的的小小，出出
66、现现一一个个锯锯齿齿形形变变化化；随随后后的的氧氧的的第第一一电电离离能能比比氮氮小小，又又出出现现一一个个锯锯齿齿形形。第第三三周周期期铝铝和和镁镁、硫硫和和磷磷之之间间也也同同样样出现出现2个锯齿。个锯齿。同同周周期期的的前前一一锯锯齿齿是是由由于于Be、Mg的的离离去去电电子子是是相相对对稳稳定定的的已已充充满满的的ns电电子子，需需要要提提供供额额外外的的能能量量；同同周周期期的的后后一一锯锯齿齿是是由由于于N、P的的离离去去电电子子是是相相对对稳稳定定的的半半充充满满的的np3能能级级，需需要要提提供供额额外外的的能能量量，导导致致第第二二个个锯齿。锯齿。元元素素周周期期性性(4)同
67、同一一长长周周期期从从左左到到右右第第一一电电离离能能的的变变化化情情况况比比较较复复杂杂，但但总总的的看看来来，其其中中过过渡渡金金属属(d区区和和ds区区)的的第第一一电电离离能能差差别别较较小小，而而过过渡渡后后(p区区元元素素)电离能差别较大。电离能差别较大。前前者者主主要要是是由由于于过过渡渡金金属属半半径径差差别别不不大大，后后一一元元素素多多一一个个d电电子子和和前前一一元元素素少少一一个个d电电子子对对最最外外层层的的s电电子子的的轨轨道道能能的的影影响响不不很很大大。后后者者主主要要是是由由于于离离去去电电子子为为p电电子子，p电电子子构构型型变变化化时时能能量量差差别较大。
68、别较大。元元素素周周期期性性三、电子亲和能三、电子亲和能气态电中性基态原子获得一个电子变为气态一价气态电中性基态原子获得一个电子变为气态一价负离子放出的能量叫做电子亲和能。负离子放出的能量叫做电子亲和能。负离子再得到一个电子的能量变化叫做第二电子负离子再得到一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。亲和能。电子亲和能常以电子亲和能常以E为符号，单位为为符号，单位为kJ/mol(或或eV电子伏特电子伏特)。例如，例如，F的电子亲和能为的电子亲和能为322kJ/mol,即即3.399eV，H的电子亲和能为的电子亲和能为72.9kJ/mol，即即0.754eV；O的电子亲和的电子亲和能为能为141kJ/
69、mol，而，而O的第二电子亲和能为的第二电子亲和能为780kJ/mol。电子亲和能和电离能的数符电子亲和能和电离能的数符(正负号正负号)的取值的取值规则是不同的规则是不同的.元元素素周周期期性性表表主族元素的电子亲和能主族元素的电子亲和能/kJmol1H72.9LiBeBCNOFNe59.8231220.07 141322NaMgAlSiPSClAr52.94412074200349KCaGaGeAsSeBrKr48.43611677195325RbSrInSnSbTeIXe46.934121101190295CsBaTlPbBiPoAtRn45.550100100元元素素周周期期性性从上表可
70、见，随核电荷递增或同族元素从上到下，从上表可见，随核电荷递增或同族元素从上到下，电子亲和能的变化情况并不单调，比较复杂。电子亲和能的变化情况并不单调，比较复杂。氯的电子亲和能反而是诸元素中电子亲和能最大氯的电子亲和能反而是诸元素中电子亲和能最大的。的。电子亲和能的大小并不能直接反映元素的非金属电子亲和能的大小并不能直接反映元素的非金属性的大小。性的大小。元元素素周周期期性性四、电负性四、电负性1932年，年，泡林泡林提出提出电负性电负性的概念，用来确定的概念，用来确定化合化合物中的原子对电子吸引能力的相对大小物中的原子对电子吸引能力的相对大小（c c）。最最经经典典的的电电负负性性标标度度是是
71、泡泡林林标标度度。假假定定氟氟的的电电负负性性为为4.0，作为确定其他元素电负性的相对标准。，作为确定其他元素电负性的相对标准。元元素素周周期期性性H2.1LiBeBCNOF1.01.52.02.53.03.54.0NaMgAlSiPSCl0.91.2 1.51.82.12.53.0KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr0.81.01.31.51.61.61.51.81.91.91.91.61.61.82.02.42.8RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI0.81.01.21.41.61.81.92.22.22.21.91.71.71.81
72、.92.12.5CsBaLa-LuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAt0.70.91.0-1.21.31.51.71.92.22.22.22.41.91.81.91.92.02.2FrRaAc-No0.70.9 1.1-1.3电负性的周期性电负性的周期性元元素素周周期期性性由表可见由表可见,氟的电负性最大；铯（和钫）的电负性最氟的电负性最大；铯（和钫）的电负性最小；氢的电负性为小；氢的电负性为2.1；非金属的电负性大多；非金属的电负性大多2.0；s区金区金属电负性大多小于属电负性大多小于1.2；而；而d-,ds-和和p-区金属的电负性在区金属的电负性在1.7左右左右。1934
73、年马利肯年马利肯(R.S.Mulliken1896-1986)建议把元素建议把元素的第一电离能和电子亲和能的平均值的第一电离能和电子亲和能的平均值(I1+E)/eV=c作作为电负性的标度。为电负性的标度。元元素素周周期期性性1957年阿莱（年阿莱（A.L.Allred）和罗周和罗周(E.Rochow)又从又从另一个角度建立了一套电负性的新标度：另一个角度建立了一套电负性的新标度：c c=(0.359Z*/r2)+0.744,其中其中Z*为原子核有效电荷，为原子核有效电荷，r为原子半径。为原子半径。阿阿莱莱-罗罗周周电电负负性性与与泡泡林林电电负负性性也也吻吻合合得得很很好好，而而且且，还还可可
74、以以求求得得不不同同价价态态的的原原子子的的电电负负性性，如如Fe2+:1.8,Fe3+:1.9,Cu+:1.9,Cu2+:2.0等等，又又一一次次加加深深了对电负性的理解。了对电负性的理解。电负性的应用电负性的应用1 1判断元素的金属性和非金属性判断元素的金属性和非金属性 金属性元素的电负性一般在2.0以下，非金属性性元素一般在2.0以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr2 2估计化学键的类型估计化学键的类型 在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可认为是离子键，小于1.7时为共价
75、键。元元素素周周期期性性五、五、氧化态氧化态1 1、正氧化态、正氧化态绝大多数元素的最高正氧化态等于它所在族的序数。绝大多数元素的最高正氧化态等于它所在族的序数。但氧通常为但氧通常为-1和和-价价,氟氟没有正氧化态没有正氧化态，IB族铜银金的族铜银金的最高氧化态则全超过最高氧化态则全超过+1，已知的最高价分别为，已知的最高价分别为+4，+3和和+5。80年代出现的年代出现的钇钡铜氧钇钡铜氧高临界温度超导体中高临界温度超导体中,铜呈铜呈+2和和+3两种氧化态。两种氧化态。AgO中的银呈中的银呈+1和和+3两种氧化态。两种氧化态。非非金金属属表表现现正正氧氧化化态态形形成成真真正正意意义义的的正正
76、离离子子存存在在的的寿寿命命极极短短，大大多多数数场场合合它它们们表表现现的的正正氧氧化化态态只只是是将将共共价价键键里里的的电电子子对对偏偏离离到到另另一一元元素素原原子子一一方方。稀稀有有气气体体中中的的氙氙可可以以形形成成如如XeO4这这样样的的化化合合物物，其其中中氙氙的的氧氧化化态态是是+8。元元素素周周期期性性2、负氧化态负氧化态非金属元素普遍可呈现负氧化态。它们的最低负非金属元素普遍可呈现负氧化态。它们的最低负氧化态等于族序数减氧化态等于族序数减8。过去认为金属不可能呈现负氧化态，但在金属羰过去认为金属不可能呈现负氧化态，但在金属羰基化合物的衍生物中，负氧化态金属不是个别的例子，
77、基化合物的衍生物中，负氧化态金属不是个别的例子，例如，我们可认为在例如，我们可认为在Mn2(CO)10中锰的氧化态为零中锰的氧化态为零(其其中中CO可看成电中性分子可看成电中性分子)，则在羰基化合物衍生物，则在羰基化合物衍生物Mn(CO)5中，可认为锰呈中，可认为锰呈1氧化态。氧化态。更惊人的是，在更惊人的是，在1974年有一个叫年有一个叫Dye的美国人合成的美国人合成了一种晶体，并令人确信无疑地证实其中半数钠原子了一种晶体，并令人确信无疑地证实其中半数钠原子呈呈1氧化态，且是切切实实的互相独立的氧化态，且是切切实实的互相独立的Na离子离子(该化合物中另一半钠原子则逐个地被封闭在一种叫做该化合
78、物中另一半钠原子则逐个地被封闭在一种叫做穴醚的笼状分子中，为穴醚的笼状分子中，为Na+离子离子)。作作业业19、24、25、28、29、31、32、35、42、43、44、47。贝采里乌斯原子量贝采里乌斯原子量(1818和和1826)元元素素道尔顿原子量道尔顿原子量（1810）贝采里乌斯原子贝采里乌斯原子量（量（1818）贝采里乌斯原贝采里乌斯原子量（子量（1826）现现今今相相对对原原子子质质量（量（1997）O71616.02615.9994Cl35.4135.47035.4527F18.73418.9984032N514.18614.00674S13.032.232.23932.066P962.731.43630.973761C5.412.512.2512.0107H10.9911.00794As 42150.5275.32974.92160Pt100194.4194.753195.078
