第5章原子結(jié)構(gòu)與元素周期性

第5章原子結(jié)構(gòu)與元素周期性§5.1原子和元素§5.2原子結(jié)構(gòu)的近代概念§5.3原子中電子的分布§5.4原子性質(zhì)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(zhì)子數(shù)的同一類原子總稱為元素。

同位素：質(zhì)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(zhì)量數(shù)相同而原子序數(shù)不同的元素

eg.

、、(三)原子軌道能級(jí)1913年，28歲的丹麥物理學(xué)家Bohr提出了原子結(jié)構(gòu)的玻爾原子模型理論，該理論提出了兩個(gè)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(yùn)動(dòng)，這些軌道的能量狀態(tài)不隨時(shí)

間改變，稱為定態(tài)軌道，在定態(tài)軌道運(yùn)動(dòng)時(shí)，電

子不吸收或輻射能量；(三)原子軌道能級(jí)1913年，28歲的丹麥物理學(xué)家Bohr提出了原子結(jié)構(gòu)的玻爾原子模型理論，該理論提出了兩個(gè)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(yùn)動(dòng)，這些軌道的能量狀態(tài)不隨時(shí)

間改變，稱為定態(tài)軌道，在定態(tài)軌道運(yùn)動(dòng)時(shí)，電

子不吸收或輻射能量；②軌道能級(jí)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(jí)。最高能量軌道電子在這些定態(tài)軌道上運(yùn)動(dòng)時(shí)，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?yàn)椴柪碚摰幕A(chǔ)仍然建立在經(jīng)典物理學(xué)的基礎(chǔ)上。而微觀粒子的運(yùn)動(dòng)有其特殊的規(guī)律性，已不能用經(jīng)典力學(xué)的理論來(lái)描述，只能用量子力學(xué)的理論來(lái)解釋。電子的波粒二象性人們對(duì)原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的了解和認(rèn)識(shí)是從氫原子光譜開(kāi)始的?！?.2原子結(jié)構(gòu)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(dòng)性的性質(zhì)簡(jiǎn)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(zhì)量（9.1091×10-31kg）的粒子。因此，電子具有粒子性在此無(wú)需論證，而且這一點(diǎn)也早為玻爾等人所認(rèn)識(shí)。問(wèn)題是電子運(yùn)動(dòng)是否也像光一樣,表現(xiàn)出波動(dòng)的性質(zhì)？1927年美國(guó)物理學(xué)家戴維遜(D.J.Davisson)等通過(guò)電子衍射實(shí)驗(yàn)證明了電子的運(yùn)動(dòng)確實(shí)具有波動(dòng)性。如下圖所示。當(dāng)高速運(yùn)動(dòng)的電子束穿過(guò)晶體光柵投射到感光底片上時(shí)，得到的不是一個(gè)感光點(diǎn)，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(shí)驗(yàn)證明了電子運(yùn)動(dòng)確實(shí)具有波動(dòng)性。

電子既具有粒子的特性，又具有波動(dòng)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(jìn)行類似圖5.3所示的實(shí)驗(yàn)，結(jié)果發(fā)現(xiàn)：每個(gè)電子在感光底片上彈著的位置是無(wú)法預(yù)料的，說(shuō)明電子運(yùn)動(dòng)是沒(méi)有固定軌道的；但是當(dāng)單個(gè)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(shuō)明電子運(yùn)動(dòng)是有規(guī)律的。亮環(huán)紋處無(wú)疑衍射強(qiáng)度大，說(shuō)明電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)多，亦即概率大；暗環(huán)紋處則正好相反。（二）概率量子力學(xué)認(rèn)為，原子中個(gè)別電子運(yùn)動(dòng)的軌跡是無(wú)法確定的，亦即沒(méi)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(gè)描述微觀粒子運(yùn)動(dòng)的基本方程──薛定諤波動(dòng)方程。schodinger方程是一個(gè)二階偏微分方程，它的解ψ是空間坐標(biāo)的函數(shù)，與方程所描述的微觀粒子的運(yùn)動(dòng)情況，即在空間某處出現(xiàn)的幾率密切相關(guān)。（解方程很復(fù)雜，不必掌握）既然波函數(shù)ψ是描述電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的數(shù)學(xué)表示式，而且又是空間坐標(biāo)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(yùn)動(dòng)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(xué)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(hào)為正，只有一種運(yùn)動(dòng)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(duì)稱，有3種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)(即有3種軌道)，這3個(gè)簡(jiǎn)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(yùn)動(dòng)狀態(tài)即有d軌道5種d軌道：花瓣形，有5種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)即有d軌道5種原子軌道角度分布圖特點(diǎn)：

圖中正負(fù)號(hào)不可省，表示波函數(shù)數(shù)值的正負(fù)，并非表示正負(fù)電荷；

s軌道：球形、1種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)、1種軌道；

p軌道：8字性、3種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)、3種軌道；

d軌道：花瓣形、5種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)、5種軌道。結(jié)論：

波函數(shù)ψ是薛定諤方程的解，是空間坐標(biāo)的函數(shù)，代表了核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，習(xí)慣上稱為原子軌道；一個(gè)ψ表示一條原子軌道，但這里的軌道與宏觀軌道不同，因?yàn)樗皇潜硎驹雍送怆娮拥倪\(yùn)動(dòng)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(yùn)動(dòng)。因此我們不可能同時(shí)準(zhǔn)確的測(cè)定一個(gè)核外電子在某一瞬間所處的位置和運(yùn)動(dòng)速度，但我們可以用統(tǒng)計(jì)的方法來(lái)判斷電子在核外空間某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)機(jī)會(huì)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(yùn)動(dòng)的統(tǒng)計(jì)學(xué)解釋是：空間任一點(diǎn)波的強(qiáng)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(nèi)出現(xiàn)的概率(稱概率密度)與波函數(shù)絕對(duì)值的平方││2成正比。即波函數(shù)絕對(duì)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(nèi)，離核越近，黑點(diǎn)密集；離核越遠(yuǎn)黑點(diǎn)越稀疏，這些小黑點(diǎn)象一團(tuán)帶負(fù)電的云，把原子核包圍起來(lái)，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(diǎn)的濃密程度來(lái)表示電子出現(xiàn)的概率密度大小的圖形。小黑點(diǎn)越密，電子出現(xiàn)概率越大，反之則越小。即是說(shuō)，電子云是概率密度││2的圖象，處于不同運(yùn)動(dòng)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(diǎn)：

圖形形狀與相應(yīng)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(fù)值標(biāo)志，而電子云角度分布圖都為正值，習(xí)慣不標(biāo)出正號(hào)；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(yùn)動(dòng)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?jī)烧卟蛔阋詼?zhǔn)確描述原子中各電子的運(yùn)動(dòng)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(jí)、形狀、伸展方向及電子自旋的方向等）則需要四個(gè)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(gè)量子數(shù)來(lái)表征，或者說(shuō)四個(gè)量子數(shù)可以確定核外的任意一個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。（五）四個(gè)量子數(shù)1.主量子數(shù)（n）物理意義：描述電子運(yùn)動(dòng)的范圍，即通常所說(shuō)的電子層,

決定電子能量的高低。（1）描述電子層離核的遠(yuǎn)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(gè)數(shù)代表一個(gè)電子層，即不同的n值，對(duì)應(yīng)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(hào)K，L，M，N，O，P，Q......表示。當(dāng)主量子數(shù)n增加時(shí)，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(yīng)增大。n相同的電子為一個(gè)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(hào)：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(gè)l值決定電子層中的一個(gè)亞層；取值：從0開(kāi)始一直取到(n-1)的正整數(shù)，l的取值受到

n的限制。

當(dāng)l＝0,1,2,3,4,5時(shí)，分別稱為s,p,d,f,g,h亞層。

n＝1時(shí)，l＝0K電子層只有s亞層

n＝2時(shí)，l

＝0、1L電子層有s，p亞層

n＝3時(shí)，l

＝0、1、2M電子層有s，p，d亞層

n＝4時(shí)，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(dāng)n相同時(shí),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?yàn)镋(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)

eg.E4S<E4P<E4d<E4f

n不同，l

相同時(shí)，各亞層的能級(jí)高低順序?yàn)椋?/p>

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(duì)電子所處的狀態(tài)進(jìn)行描述？即：一個(gè)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(gè)從-l→+l(包括0在內(nèi))的整數(shù)，即m＝0,±1,±2,±3,...±l（共有2l+1個(gè)值）

每一個(gè)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(dāng)l＝0時(shí)，m

只能取0，s亞層只有1個(gè)軌道；當(dāng)l

＝1時(shí)，m可取－1、0、＋1，p亞層有3個(gè)軌道；同理，d亞層有5個(gè)軌道；f亞層有7個(gè)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(jiǎn)并軌道或等價(jià)軌道。說(shuō)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(guān)系當(dāng)指明了電子運(yùn)動(dòng)的三個(gè)量子數(shù)n,l,m，電子運(yùn)動(dòng)的軌道也就確定了。如：當(dāng)n＝2，l=0時(shí)，m的取值只能是m=0，所表示的原子軌道是2s軌道；又如：當(dāng)n＝2，l=1時(shí)，m的取值可以是-1、0、+1，表示有三個(gè)簡(jiǎn)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(yùn)動(dòng)的空間自旋方向；用于描述電子的自旋運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。n,l,m

相同的電子在核外運(yùn)動(dòng)時(shí)，具有順時(shí)針和逆時(shí)針兩種方向相反的自旋運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。在每一個(gè)軌道中可以有兩個(gè)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(hào)↑和↓表示電子的兩種自旋方式。

即：+1/2：順時(shí)針自旋↑

-1/2：逆時(shí)針自旋↓∵在同一原子中，不可能有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子存在。換句話說(shuō)，同一原子中每個(gè)電子中的四個(gè)量子數(shù)不可能完全相同，因此可推出每一個(gè)軌道只能容納兩個(gè)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(gè)量子數(shù)可以確定一個(gè)原子軌道，而n,l,m,ms

四個(gè)量子數(shù)則可以確定電子在某原子軌道上的自旋運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。關(guān)于四個(gè)量子數(shù)應(yīng)用的舉例：例：用四個(gè)量子數(shù)表示4d5五個(gè)電子。答：n=4，l=2，m=2,1,0,-1,-2

ms=?,?,?,?,?或ms=-?,-?,-?,-?,-?

例：當(dāng)主量子數(shù)n=4時(shí)，有幾個(gè)能級(jí)？各個(gè)能級(jí)有幾個(gè)軌道？最多可容納多少電子？解：決定電子所處能級(jí)由兩個(gè)量子數(shù)n和l決定；決定一個(gè)原子軌道需要三個(gè)量子數(shù)n、l和m，在每一個(gè)原子軌道中可以有兩個(gè)自旋方向相反的電子?！喈?dāng)n=4時(shí),l=0,1,2,3即有s,p,d,f四個(gè)能級(jí)；每個(gè)能級(jí)空間取向的運(yùn)動(dòng)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(gè)，最多可容納32個(gè)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(xiě)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(xí)題1

結(jié)論：（1）每個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可由n，l，m，ms

四個(gè)量子數(shù)表示；若四個(gè)量子數(shù)確定,則電子在核外空間的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)就確定了。

例：4S1代表一個(gè)電子：n=4，l=0，m=0，

ms=1/2或-1/2球形區(qū)域內(nèi)運(yùn)動(dòng)。（2）每個(gè)原子軌道可用n,l,m三個(gè)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(duì)于多電子原子：用n和l

共同決定電子的能量(能級(jí)),n、l相同時(shí),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(yīng)盡先分布在低能級(jí)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(jià)軌道上分布電子時(shí)，盡可能獨(dú)分布在不同的軌道，而且自旋方向相同。這種分布時(shí)，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(gè)量子數(shù)完全相同的電子；每個(gè)原子軌道中最多容納兩個(gè)自旋方向相反的電子。最多容納電子數(shù)

：s軌道

2個(gè)電子p軌道

6個(gè)電子

d軌道

10個(gè)電子

f軌道14個(gè)電子eg.N原子(1s22s22p3)的軌道表示式:1s2s2ps軌道沒(méi)有等價(jià)軌道p軌道有3個(gè)等價(jià)軌道d軌道有5個(gè)等價(jià)軌道f軌道有7個(gè)等價(jià)軌道補(bǔ)充……洪德規(guī)則的特例：當(dāng)?shù)葍r(jià)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(shí)，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(guān)于核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的結(jié)論：(1)每個(gè)運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子只能有一個(gè)；(2)每個(gè)原子軌道最多容納2個(gè)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(gè)電子層原子軌道總數(shù)為n2個(gè)，所以每個(gè)電子層中最大容量電子數(shù)2n2個(gè)。核外電子運(yùn)動(dòng)的可能狀態(tài)

主量子數(shù)n電子層符號(hào)副量子數(shù)l能級(jí)符號(hào)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(jìn)一步明確各原子軌道之間能量的相對(duì)高低,即關(guān)于原子軌道的能級(jí)大小的問(wèn)題。鮑林(pauling)的原子軌道近似能級(jí)圖（二）多電子原子軌道的能級(jí)1939年美國(guó)化學(xué)家Pauling根據(jù)光譜學(xué)實(shí)驗(yàn)結(jié)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(jí)圖鮑林(pauling)原子軌道近似能級(jí)圖Pauling原子軌道近似能級(jí)圖圖中每個(gè)方框代表一個(gè)“能級(jí)組”（即方框內(nèi)各原子軌道能量較接近而構(gòu)成一個(gè)能級(jí)組），相當(dāng)于周期表中的一個(gè)周期；Pauling原子軌道近似能級(jí)圖一個(gè)○表示一條原子軌道，p軌道含3條等價(jià)軌道(3個(gè)○)d軌道含5條等價(jià)軌道(5個(gè)○)f軌道含7條等價(jià)軌道(7個(gè)○)Pauling原子軌道近似能級(jí)圖由圖中可看出：相鄰兩個(gè)能級(jí)組的能量差較大，而每個(gè)能級(jí)組內(nèi)部的能量差較??；而且每個(gè)能級(jí)組內(nèi)的最低能級(jí)為s軌道，最高能級(jí)為p軌道。Pauling原子軌道近似能級(jí)圖當(dāng)l相同時(shí)，能量由n決定，n，E。如：E2P<E3P<E4P<E5P

當(dāng)n相同時(shí)，l越大，E越大，如：E4s<E4p<E4d<E4f當(dāng)n、l同時(shí)變動(dòng),能級(jí)能量次序比較復(fù)雜，出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象如：E4s<E3d<E4p<E5s<E4d<E5pE6s<E4f<E5d<E6p出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)的能級(jí)順序?yàn)椋?/p>

Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<EnpPauling原子軌道近似能級(jí)圖當(dāng)n、l同時(shí)變動(dòng),能級(jí)能量次序比較復(fù)雜，出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象如：E4s<E3d<E4p<E5s<E4d<E5pE6s<E4f<E5d<E6p出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)的能級(jí)順序?yàn)椋?/p>

Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<EnpPauling原子軌道近似能級(jí)圖第九能級(jí)組(周期)：9s，6g，7f，8d，9p第八能級(jí)組(周期)：8s，5g，6f，7d，8p第七能級(jí)組(周期)：7s，5f，6d，7p第六能級(jí)組(周期)：6s，4f，5d，6p第五能級(jí)組(周期)：5s，4d，5p第四能級(jí)組(周期)：4s，3d，4p第三能級(jí)組(周期)：3s，3p第二能級(jí)組(周期)：2s，2p第一能級(jí)組(周期)：1s總結(jié)→各原子軌道能量的相對(duì)高低，原子軌道的能級(jí)的順序?yàn)椋ㄓ傻偷礁撸?s2s2p

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(jí)的順序(由低到高)：

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p根據(jù)“電子分布原理”和“能級(jí)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(jí)”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(jià)層電子構(gòu)型A、軌道排布式7N1s2s2p26Fe1s2s2p3s3p4s3d按能級(jí)順序，用軌道符號(hào)表示，在軌道符號(hào)的右上角標(biāo)上電子數(shù)；如12Mg：1s22s22p63s2

19K：

26Fe：

書(shū)寫(xiě)電子排布式時(shí)：為簡(jiǎn)化，通常把內(nèi)層已達(dá)稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的部分稱為“原子實(shí)”并用該稀有氣體符號(hào)表示，如12Mg:[Ne]3s2；

19K:[Ar]4s1;26Fe:[Ar]3d64s2B、電子分布式1s22s22p63s23p63d64s21s22s22p63s23p64s1按能級(jí)順序，電子先填入4s軌道，但書(shū)寫(xiě)時(shí)先寫(xiě)出3d再寫(xiě)4s例：寫(xiě)出原子的電子分布式。(1)寫(xiě)出25號(hào)元素的電子分布式

(2)寫(xiě)出42號(hào)元素的電子分布式P134-136列出了1-118號(hào)元素(115種)原子的電子分布式P134-136列出了1-118號(hào)(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(lái)解釋：半充滿：24、42、64、96全充滿：29、46、47、79全空：57、89、90當(dāng)軌道處于全滿、半滿或全空時(shí)，原子較穩(wěn)定

53I原子的電子分布式為:[Kr]4d105s25p5

而不能寫(xiě)為[Kr]5s24d105p5注意：(2)原子中電子按照“能級(jí)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(hào)的右上方標(biāo)上所填入的電子數(shù)），

但是書(shū)寫(xiě)電子分布式時(shí),是按照n增大的順序書(shū)寫(xiě)例：21Sc原子的電子分布式為1s22s22p63s23p63d14s2

而不能寫(xiě)為1s22s22p63s23p64s23d1

C、價(jià)電子層構(gòu)型先了解一下什么電子屬于價(jià)電子

價(jià)電子：是原子在參與化學(xué)反應(yīng)時(shí)能夠用于成鍵的電子，是原子核外跟元素化合價(jià)有關(guān)的電子。主族元素，價(jià)電子數(shù)就是最外層電子數(shù)。

副族元素原子的價(jià)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(jià)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(jià)電子層結(jié)構(gòu)是3d54s1，6個(gè)價(jià)電子都可以參加成鍵。

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

價(jià)電子所在的亞層統(tǒng)稱為價(jià)層，原子的價(jià)電子層構(gòu)型指價(jià)層的電子分布,即最高能級(jí)組中電子的分布情況；

實(shí)際上,價(jià)電子層構(gòu)型就是電子分布式去除原子實(shí)后的部分；

價(jià)電子層構(gòu)型可以反映原子的價(jià)電子特征。如：12Mg：3s2；

26Fe：3d64s2；80Hg：4f145d106s2

注意：價(jià)電子層的電子并不一定全是價(jià)電子！例如Ag價(jià)層電子構(gòu)型為4d105s1，但其氧化數(shù)只有+1,+2,+3。C、價(jià)電子層構(gòu)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(shí)驗(yàn)得到的由于陽(yáng)離子的有效核電荷比相應(yīng)原子的多，從而造成基態(tài)陽(yáng)離子的軌道能級(jí)與原子的軌道能級(jí)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?yàn)椋骸鷑s→(n-2)f→(n-1)d→np價(jià)電子電離順序?yàn)椋骸鷑p→ns→(n-1)d→(n-2)f（四）簡(jiǎn)單基態(tài)陽(yáng)離子的電子分布即原子失去e-的順序與中學(xué)內(nèi)容聯(lián)系一下……原子結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)示意圖的書(shū)寫(xiě)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(duì)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(huà)出某原子結(jié)構(gòu)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(guò)8個(gè)(K層為最外層時(shí)不超2個(gè));

第三，次外電子層電子數(shù)目不超過(guò)18個(gè)；第四，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不超過(guò)32個(gè)。只給出了電子層上的電子信息TolookP146_11(1)1869年俄國(guó)科學(xué)家門捷列夫公布了世界上第一張?jiān)刂芷诒?，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(zhǎng)式表(維爾納式為代表)、特長(zhǎng)表(玻爾塔式為代表)、圓形表、平面螺線表、立體周期表等。教學(xué)上常常使用的是長(zhǎng)式周期表。（五）元素周期系與核外電子分布的關(guān)系長(zhǎng)式元素周期表1.原子的電子層結(jié)構(gòu)和周期

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

=能級(jí)組數(shù)各周期所包含的元素的數(shù)目=相應(yīng)能級(jí)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(yīng)能級(jí)組的原子軌道的關(guān)系周期能級(jí)組能級(jí)組內(nèi)含有的原子軌道各周期包含的元素?cái)?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(yīng)能級(jí)組的原子軌道的關(guān)系周期能級(jí)組能級(jí)組內(nèi)含有的原子軌道各周期包含的元素?cái)?shù)目各周期中電子最大容量111s22222s2p88333s3p88444s3d4p1818555s4d5p1818666s4f5d6p3232777s5f6d(未完)23(未完)

未滿短周期長(zhǎng)周期不完全周期2.原子的電子結(jié)構(gòu)和族

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

A族由短周期和長(zhǎng)周期元素組成；

B族（又稱為過(guò)渡元素）只由長(zhǎng)周期元素組成。

對(duì)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(nèi)，最外電子層上的電子數(shù)都是相同的。

對(duì)于副族元素：第ⅢB~ⅦB族：族數(shù)=最高能級(jí)組中電子總數(shù)第Ⅷ族：最高能級(jí)組中電子總數(shù)為8~10時(shí)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(guān)于族數(shù)的確定同族元素的外層電子構(gòu)型相似，化學(xué)性質(zhì)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(xiě)出該元素原子的基態(tài)電子分布式、元素名稱、符號(hào)和原子序數(shù)。解：第五周期，即第五能級(jí)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(gè)e，即為52號(hào)元素，碲Te3.原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)根據(jù)元素原子價(jià)層電子構(gòu)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(gè)區(qū)。區(qū)原子的價(jià)電子構(gòu)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(gè)別例外)鑭系和錒系各區(qū)元素原子電子分布的特點(diǎn)§5.4原子性質(zhì)的周期性原子半徑電離能電子親合能電負(fù)性原子性質(zhì)原子的電子層結(jié)構(gòu)隨核電荷數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化,影響到原子性質(zhì)也呈周期性變化。(一)原子半徑共價(jià)半徑：同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)單鍵連接時(shí)，其核間距的一半叫共價(jià)半徑。金屬半徑：在金屬晶體中相鄰的兩個(gè)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(dāng)兩個(gè)原子之間沒(méi)有形成化學(xué)鍵，只靠分子間作用力接近時(shí)，兩原子之間的距離的一半叫范得華半徑。主要針對(duì)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(shí)才用。原子半徑是根據(jù)原子不同的存在形式來(lái)定義的，常用的原子半徑有以下三種：三種原子半徑的特點(diǎn)：①

共價(jià)半徑最?。ㄒ?yàn)樾纬晒矁r(jià)鍵時(shí)，軌道發(fā)生重疊,

所以核間距?。?。②

金屬半徑大于共價(jià)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(jià)=?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(duì)外層電子的引力逐漸增強(qiáng)，導(dǎo)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(duì)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(guò)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(qiáng)！

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(guò)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(duì)性質(zhì)的影響：r越大，原子核對(duì)電子的吸引越弱，原子越易失電子；r越小，原子核對(duì)電子的吸引越強(qiáng)，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(jié)構(gòu)有關(guān)）。那么到底有沒(méi)有什么數(shù)據(jù)來(lái)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(lái)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(gè)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(jià)氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價(jià)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(yáng)離子的正電荷越來(lái)越多，對(duì)電子的吸引力增強(qiáng)，使電子很難失去。因此，同一元素的各級(jí)電離能依次增大。通常所說(shuō)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(qiáng)弱。

I

越小，表明越易失去電子，金屬性越強(qiáng)，即金屬越活潑，還原性亦越強(qiáng)。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(xué)反應(yīng)形成陽(yáng)離子的傾向，應(yīng)該根據(jù)電極電勢(shì)來(lái)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(duì)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(jià)電子數(shù)相同的元素,

原子半徑越大，核對(duì)電子的引力越小,

越易失去電子，電離能越小；電子層結(jié)構(gòu)：具有8e-穩(wěn)定結(jié)構(gòu)及洪特規(guī)則特例的電子層結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)BeMg電離能的變化規(guī)律：

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

(2)同一族：對(duì)于主族元素，從上到下，I1逐漸減少對(duì)于副族元素，I的變化沒(méi)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(gè)基態(tài)的中性氣態(tài)原子得到一個(gè)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(fù)值(因電子落入中性原子的核場(chǎng)里，勢(shì)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(gè)電子，環(huán)境必須對(duì)外做功，即體系吸收能量，此時(shí)EA1為正值，因環(huán)境要對(duì)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(jià)氣態(tài)陰離子得到1個(gè)e-成為-2價(jià)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?yàn)?1價(jià)陰離子本身就是個(gè)負(fù)電場(chǎng)，若再得到1個(gè)e-，就會(huì)產(chǎn)生排斥作用，此時(shí)環(huán)境必須對(duì)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(qiáng)弱。

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

由于EA數(shù)據(jù)的測(cè)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(xué)反應(yīng)體現(xiàn)的得失電子能力的強(qiáng)弱，應(yīng)該根據(jù)電極電勢(shì)來(lái)估量。電子親和能(EA)的變化規(guī)律：

無(wú)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遥珽A的代數(shù)值總趨勢(shì)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