第三章 原子结构 本章内容： 本章重点： 3.1 原子核外电子的运动状态 3.2 原子核外电子的排布和元素周期系 第三章 原子结构 本章内容： 3.1 原子核外电子的运动状态 3.2 原子核外电子的排布和元素周期系 3.3 元素基本性质的周期性 本章重点： 1.电子在核外运动的特征 2.四个量子数的概念

第3章 原子结构 3.1 原子核外电子的运动状态 一.微观粒子的波粒二象性 1. 光的波粒二象性 光既是一种电磁波又是光子流，既具有波动性又具有粒子性，即具有波粒二象性。 表征粒子性的物理量(能量E,动量P)和表征波动性的物理量(频率υ,波长λ)之间有如下关系： E = hυ (υ为波的频率)             P = mν (ν为微粒的运动速度)          (λ为微粒波的波长) 波动性：光的干涉，衍射 微粒性：光电效应

第3章 原子结构 2. 电子的波粒二象性 (1) 德布罗依关系式 电子，质子，中子，原子，分子等静止质量不为零的实物微粒都具有波动的性质。 伴随实物微粒运动的波称为德布罗依物质 波 一个质量为m,运动速度为ν的实物微粒,其动量P=mν，故: 称为德布罗依关系式 表示物质波的波长可由质量m和运动速度ν来求算

第3章 原子结构 例1 求以1.0×106m·s-1速度运动的电子的德布罗依波长 解： 求高尔夫球m=4.5×10-2kg,速度υ=30m·s-1的德布罗依波长为 宏观物体由于质量大,波长极短,所以观察不到它的波动效应

第3章 原子结构 (2) 电子衍射实验 1927年美国的戴维森(Davisson，C.J.)和杰尔(Germer， L.H.)用电子衍射实验(图3-12)证实了电子的波动性。 1.电子束,2.狭缝,3.光栅(晶体),4.屏幕 电子衍射实验装置示意图 (a) X射线衍射图 (b) 电子衍射图

第3章 原子结构 3. 海森堡测不准原理 △x·△P≈h 海森堡认为微观粒子的位置与动量之间有这样的测不准关系: △x:微观粒子在x方向的位置坐标的不准确量, △P:粒子在该方向的动量的不准确量, h:普朗克常数. 原则上不可能同时准确地 测定微观粒 子(如电 子)的位置和动量。 测不准原理的内容:

第3章 原子结构 例如，一个电子的质量很小（m=9.11×10-31kg，原子 直径的数量级为10-10m，电子位置的合理准确度 确定到△x为10-11m，求出其速度的不准量。 解： 确定电子位置的同时，其速度就测不准，要同时测准电子的位置和速度是不可能的。

第3章 原子结构 二. 氢原子光谱 光谱：连续光谱 如:太阳光或白炙灯发出的 白光 线性光谱：原子光谱

第3章 原子结构 氢原子光谱 n1和n2都是正整数，而且n2＞n1

第3章 原子结构 氢光谱是所有元素的光谱中最简单的光谱。在可见光区，它的光谱只由几根分立的线状谱线组成,其波长和代号如下所示： 　　氢光谱是所有元素的光谱中最简单的光谱。在可见光区，它的光谱只由几根分立的线状谱线组成,其波长和代号如下所示：  谱线　 Hα Hβ Hγ Hδ H … 　编号(n) １ 　２　　 ３ 　 ４　 　 ５ …　波长/nm 656.279 486.133 434.048 410.175 397.009 … 　　不难发现，从红到紫,谱线的波长间隔越来越小。ｎ>5的谱线密得用肉眼几乎难以区分。1883年，瑞士的巴尔麦（J.J.Balmer 1825-1898）发现，谱线波长(λ)与编号(n)之间存在如下经验方程：

第3章 原子结构 后来，里德堡(J.R.Rydberg 1854-1919)把巴尔麦的经验方程改写成如下的形式： 　　上式中的常数Ｒ后人称为里德堡常数，其数值为1.09677×107m-1。 　　氢的红外光谱和紫外光谱的谱线也符合里德堡方程，只需将1/22改为1/n12,n1=1,2,3,4;而把后一个n改写成n2=n1+1,n1+2,…即可。当ｎ1=2时,所得到的是可见光谱的谱线,称为巴尔麦系,当n1=3,得到氢的红外光谱,称为帕逊系,当n1=1,得到的是氢的紫外光谱,称为来曼系。

第3章 原子结构 氢原子的核外电子跃迁和产生的谱系图

第3章 原子结构 三. 玻尔理论 1913年丹麦青年物理学家玻尔Bohr在Planck量子论(1900)和Einstein光子学说(1905年),从理论上解释了氢原子光谱的规律。 1.Bohr理论的基本要点 (1)核外电子运动取一定的轨道,在此轨道上运动的电 子不放出能量也不吸收能量 (2) 在一定轨道上运动的电子有一定的能量,这能量只能取 某些由量子化条件决定的正整数值.根据量子化条件， 可推出氢原子核外轨道的能量公式： 或 n=1，2，3，4…的正整数

第3章 原子结构 由公式： 及E=E2-E1=h 　　由公式： 及E=E2-E1=h 　　当n=1时能量最低，此时能量为2.179×10-18J,此时对应的半径为52.9pm,称为玻尔半径。

第3章 原子结构 　　例：求激发态氢原子的电子从n=4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？ 　　解：由

第3章 原子结构 基态：原子在正常或稳定状态时,电子尽可能的处于能量最 低的轨道,这种状态称为。氢原子处于基态时,能量最低(为-13.6eV或2.179×10-18J); 2. 玻尔理论的优点: 用量子化解释了氢原子的结构和氢光谱的关系.指出原子结构量子化的特征 3. 玻尔理论的缺点 没有考虑电子运动的另一重要特性-波粒二 象性 解释多电子原子的光谱和光谱线在磁场中的 分裂，谱线的强度等实验结果时遇到了难于 解决的困难

第3章 原子结构 四. 核外电子运动状态的描述 （量子力学理论） 薛定谔方程 1.波函数 波函数:描述核外电子空间运动的数学表达式,它 x,y,z为粒子在空间的直角坐标, m为微粒质量 E为总能量即粒子的动能和势能之和 V是势能即核与电子的吸收能 波函数:描述核外电子空间运动的数学表达式,它 实际上表示电子波的振幅与坐标的函数.

第3章 原子结构 薛定谔方程的解 (1) 每一个波函数代表电子的一种运动状态 (2) |ψ|2代表电子的几率密度 (3) 每一个波函数代表一个原子轨道 例如: ψ1S称为1S原子轨道，简称1S轨道 表示电子处于1S轨道的运动状态

第3章 原子结构 2. 几率和几率密度 几率: 电子在某一区域出现的机会叫几率。 几率密度:是指电子在核外空间某处单位 体积内出现的几率 几率=几率密度×体积 解释电子衍射现象 明纹：几率大 暗纹：几率小 ∣ψ(r,θ,Φ)|2可以代表电子在空间某点(r,θ,Φ)出现的几率密度

第3章 原子结构 3. 电子云 电子在核外空间出现的几率密度分布的形象化描述称为电子云 |ψn,ι,m(r,θ,Φ)|2 = |Rn,ι(r)|2·|Yι,m(θ,Φ)|2 电子云的形状电子云在空间的取向

第3章 原子结构 4. 几率密度分布的几种表示方法 (1) 电子云图 (2) 等几率密度面图：几率密度|ψ|2相等的各点 连接起来得到的曲面 (3) 界面图：把95%以上的电子云包括进去的等密 度面。

第3章 原子结构 (4) 径向几率密度图 几率密度（|ψ|2）与离核距离（r）的关系可用|ψ|2—r图来表示 例如氢原子基态ψIS |ψIS|2=A21 e-2Br ， |ψIS|2只是r的函数

第3章 原子结构 5. 波函数的空间图形 波函数ψ包含三个常量和三个变量，它的一般形式为： ψn,ι,m（x,y,z） 采用数学上的坐标变换和变量分离的方法处理。用球坐标(r,θ,φ)代替直坐标(x,y,z),并进行变量分离，则波函数变为下列形式： ψn,ι,m(x,y,z)=ψn,ι,m(r,θ,φ)=Rn,ι(r)·Yι,m(θ,φ) R(r)：波函数的径向部分，只随电子离核距 离(r)的不同而变化 Y(θ,φ)：波函数的角度部分,它随角度(θ,φ)而变化.

第3章 原子结构 直角坐标与球坐标两者的关系为 x = r sin cos y = r sin sin z = r cos 　　直角坐标与球坐标两者的关系为  y x o P P  r x = r sin cos y = r sin sin z = r cos 　　坐标变换后，得到的球坐标体系的 Schrödinger 方程为

第3章 原子结构 三个分别只含一个变量的常微分方程 进行变量分离：

第3章 原子结构 例如一些解的形式: 每一特定状态就有一个相应的波函数ψ和相应的能量E。如有1s，2s，2p，3d，4f…等核外空间状态，就有ψ1s，ψ2s，ψ2p，ψ3d，ψ4f…和E1s，E2s，E2p，E3d，E4f…与其相对应。

第3章 原子结构 (1) 径向分布 [D(r) ] 原子轨道的径向分布图表示在任意指定方向(或角度)上,距核为r处的某点的波函数数值的相对大小.它与常量n和ι都有关. (氢原子部分轨道的波函数径向分布图 )

第3章 原子结构 注意: ① D(r):描述电子距核半径为r附近的单位厚度球 壳层内电子出现的几率 ② |ψ|2:电子在核外空间某点单位体积的几率 ③ 由电子几率的径向分布图可以看出核外电子 是按层分布的。

第3章 原子结构 (2) 角度分布 ① 原子轨道的角度分布图 s,p,d三种原子轨道的角度分布图形

第3章 原子结构 s,p,d轨道电子云的角度分布图 ② 电子云的角度分布图

第3章 原子结构 ① |ψ|2比ψ瘦些，因ψ的角度分布函数Ｙ值小于1， 为小数，|ψ|2值更小。 ② 原子轨道ψ的角度分布图有正，负，而电子云 |ψ|2的角度分布图无正，负之分

第3章 原子结构 6. 四个量子数 (1) 主量子数（n） n ： 1 2 3 4 5 6 7 光谱符号： K L M N O P Q 氢原子和类氢离子的能量公式： E = - 13.6 Z2 n2 eV n 决定氢原子和类氢离子中电子的能量 E

第3章 原子结构 (2) 角量子数（l） L ： 0、1、2、3、4……(n-1) 共n个取值 光谱符号 ：s、p、d、f、g 角量子数ι：是确定原子轨道的形状并在多电子原子 中和n一起决定电子的能级的量子数. ι的取值要求: ι=0,1,2,…(n-1)的正整数 L ： 0、1、2、3、4……(n-1) 共n个取值 光谱符号 ：s、p、d、f、g 电子绕核运动的角动量(M)的大小也是量子化的，其绝对值由角量子数 ι决定：

第3章 原子结构 当ι不同时,原子轨道的形状就不同。 每一个电子层中有几种形状的原子轨道 与n有关，n是几，就有几种形状 。 主量子数 角量子数 ι=0 ι=0,1 ι=0,1,2 ι=0,1,2,3 轨道类型 1s 2s,2p 3s,3p,3d 4s,4p,4d,4f n和ι都相同的电子具有相同的能量,构成一个能级(又称亚层)，n等于几,这层就有几个能级

第3章 原子结构 多电子原子中电子的能量决定于主量子数 n和角量子数l。 n相同，l 不同时： 　　 E4S<E4p<E4d<E4f 单电子原子如：氢原子 n不同，l 相同时： E1S<E2S<E3S<E4S n相同，l 不同时： E4S=E4p=E4d=E4f

第3章 原子结构 (3) 磁量子数 ：决定原子轨道或电子云在空间 的伸展方向。 m的取值要求:m=0,+1,+2,…+ι. (3) 磁量子数 ：决定原子轨道或电子云在空间 的伸展方向。 m的取值要求:m=0,+1,+2,…+ι. 每种形状的原子轨道或电子云共有(2ι+1)个空间取向,而每一种空间取向就是一条原子轨道,即有(2ι+1)条原子轨道. ι m 轨道类型 空间取向数 s轨道 一种 1 -1，0，+1 p轨道 三种 2 -2，-1，0，+1，+2 d轨道 五种 3 -3，-2，-1，0，+1，+2，+3 f轨道 七种

第3章 原子结构 ① 磁量子数m与电子的能量无关 简并轨道: n和l相同而m不同的各原子轨道， 简并轨道是能量相同的原子轨道 (4) 自旋量子数ms 顺时针和逆时针,“↓”和“↑” ms=+1/2(顺)和ms=-1/2(逆) 需要4个量子数n、l、m、ms才能全面确定电子的一种运动状态

第3章 原子结构 例题: 用四个量子数描述 n = 4, l = 1 的所有电子的 运动状态。 解: 对于确定的l = 1, 对应的有 m = -1, 0, +1 有三条轨道, 每条轨道容纳两个自旋方向相反的电子, 所以有 3×2 = 6 个电子的运动状态分别为: n= 4 l= 1 m= -1 +1 ms= +1/2 -1/2

第3章 原子结构 3.2 原子核外电子的排布和元素周期系 一. 原子轨道的能级 1.单电子原子的能级: E只与主量子数n有关 E=-13.6(eV) E1S<E2S<E3S<E4S Ens =Enp= End 2.多电子原子的能级: E决定于n和l (1) n不同，l相同 n↑ E↑ E1S<E2S<E3S<E4S (2) n相同，l不同 l↑ E↑ E3S<E3p<E3d (3) n和 l都不相同 E4S<E3d 出现“能级交错”现象

第3章 原子结构 E=-13.6 ×(Z-σ/n2)(eV) (1) 屏蔽效应 由于电子对另一电子的排斥而抵消了一部分核电荷对电子的吸引力的作用称为屏蔽作用(或效应), 把被其他电子屏蔽后的核电荷称为有效核电荷.用符号Z*表示 Z*=Z-σ Z为未屏蔽时的核电荷数(即原子序数), σ称为屏蔽系数. σ值越大,表示目标电子受到 的屏蔽作用就越大. 多电子原子中每一个电子允许的能量 E=-13.6 ×(Z-σ/n2)(eV)

第3章 原子结构 ① σ的求算：斯莱脱（Slater）规则， 电子分成如下几组： (1S)，(2S、2P)、(3S、3P)，(3d)，(4S、4P)，(4d)，(4f)，(5S、5P)……余类推 a) 右边各组不屏蔽左边各组的电子 σ=0 b)同组电子互相屏蔽　σ=0.35　(1s-1s，σ=0.30) c)（n-1）电子层屏蔽ns，np， σ=0.85；小于 （n-1）电子层屏蔽ns，np， σ=1.00 d)左边各组电子屏蔽nd，nf ， σ=1.00

第3章 原子结构 解: 例2,计算K原子中一个3d和一个4S电子的能量。 K :1S22S22P63S23P6(3d14S1) σ3d=18×1=18 , Z*=Z-σ=1.00 E3d=-13.6×(12/32)=-1.51 eV 如果价电子排在4S轨道上，则： σ4S=0.85×8+10×1=16.8， Z*=2.20 E4S=-13.6 (2.20/4)2=-4.114 eV E4S< E3d

第3章 原子结构 例3:分别计算 Ti 原子中其它电子对一个 3p 电子和一个 3d 电子的屏蔽常数  。并分别计算 E3p 和 E3d 。 　　解：屏蔽常数  的值可由所有屏蔽电子对  的贡献值相加而得。 　　Ti 原子的电子结构式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 　　3p =（0.35  7）+（0.85  8）+（1.00  2）= 11.25 　　3d =（0.35  1）+（1.00  18）= 18.35 将 3p 和 3d 分别代入公式 中，计算得 　　E3p = －174.63 eV 　　E3d = －20.13 eV

第3章 原子结构 (2)钻穿效应： 外层电子有机会钻到内部空间而靠近原子核的现象，通常称为钻穿作用 由于电子的钻穿作用的不同而使其能量发生变化的现象，称为钻穿效应。 ① n相同，l不同：（3s,3p,3d）l越小，峰个数越 多，第一个小峰离核越近，电子运动在核附近的 机会多，能量低。 EnS<Enp<End ② n不同，l不同：4s,3d 决定E高低有两个因素 n大：E高 l小：钻穿效应强，E低

第3章 原子结构 钻穿效应的影响 由于钻穿效应的存在，会使得一些能量相近的能级发生交错现象。 n=4~5 EnS< E(n-1)d<Enp n=6~7 EnS< E(n-2)f< E(n-1)d<Enp 3d和4s轨道的几率径向分布图

第3章 原子结构 3. 鲍林的原子轨道近似能级图 轨道填充顺序图

第3章 原子结构 4. 徐光宪规则 　　对于一个能级，其（n + 0.7 l ）值越大，则能量越高。而且该能级所在能级组的组数，就是（n + 0.7 l ）的整数部分。以第七能级组为例进行讨论 7 p （n + 0.7 l ）= 7 + 0.7  1 = 7.7 6 d （n + 0.7 l ）= 6 + 0.7  2 = 7.4 5 f （n + 0.7 l ）= 5 + 0.7  3 = 7.1 7 s （n + 0.7 l ）= 7 + 0.7  0 = 7.0 因此，各能级均属于第七能级组，能级顺序为 E7s  E5f  E6d  E7p 这一规则称为 n + 0.7 l 规则。

第3章 原子结构 5. 科顿原子轨道能级图 　　原子序数为 1 的 H 元素，其主量子数 n 相同的原子轨道的能量相等，即不发生能级分裂。随着原子序数的增大，各原子轨道的能量逐渐降低。由于角量子数 l 不同的轨道能量降低的幅度不一致，引起了能级分裂，即 E ns < E np < E nd < E nf 原子轨道能量随原子序数的变化图

第3章 原子结构 从图中可以得出如下结论 ① 氢原子（Z=1），能量取决于n Ens=Enp=End ② 随着原子序数的增大，原子轨道的能量逐 渐降低。 Z=1-14: E3d<E4S Z=15-20 E3d>E4S Z>21 E3d<E4S

第3章 原子结构 二.核外电子排布的三条原则 1. 能量最低原理 能量最低原理——基态原子是处于最低能量状态的原子。 　能量最低原理——基态原子是处于最低能量状态的原子。 　　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。 　　随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按如下顺序填入核外电子运动轨道，叫做构造原理。 　　电子先填最外层的ns，后填次外层的(n-1)d，甚至填入倒数第三层的(n-2)f的规律叫做“能级交错”。 　　请注意：能级交错现象是电子随核电荷递增填充电子次序上的交错,并不意味着先填能级的能量一定比后填能级的能量低。

第3章 原子结构 随核电荷数递增,电子每一次从填入ns能级开始到填满np能级,称为建立一个周期，于是有： 第二周期：2s，2p 8 第三周期：3s，3p 8 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，... ?

第3章 原子结构 2.泡里不相容原理 　　(1)泡利原理——基态多电子原子中不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。或，在一个轨道里最多只能容纳2个电子，它们的自旋方向相反。 n 1 2 3 4 …….n 轨道数 1 4 9 16 …… n2 电子数　 2 8 18 32 …… 2 n2

第3章 原子结构 2. 洪特规则 (1)洪特规则——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；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。 (2)洪特规则特例： 对于等价轨道当是半充满，全充满或全空时， 能量最低。 半充满 p3 d5 f7 全充满 p6 d10 f14 全 空 p0 d0 f0

第3章 原子结构 三. 原子的电子层结构和元素周期系 1. 原子的电子层结构 两种表示方法：轨道表示式 电子排布式 (1) 轨道表示式 用一条下划短线"_"或□以及○表示一条原子轨道和用上下箭头分别表示两种不同自旋方向的电子.如氧原子的轨道排布图.  1s   2s     2p 

第3章 原子结构 (2) 电子排布式 根据电子排布的三原则，可以写出电子结构式。 Z = 11 钠原子， 　　根据电子排布的三原则，可以写出电子结构式。 Z = 11 钠原子， 其电子结构式为 1s2 2s2 2p6 3s1 Z = 19 钾原子， 其电子结构式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 为了避免电子结构式过长，通常把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成稀有气体的元素符号外加方括号的形式来表示，这部分称为“原子实”。钾的电子结构式也可以表示为 [Ar] 4s1。

第3章 原子结构 基态原子电子组态 “电子仁”或“电子实” 价电子层 核外电子排布的三原则，只是一般的规律，以光谱实验结果为准 价层电子 15磷P [Ne] 3s23p3 16硫S [Ne] 3s23p4 17氯Cl [Ne] 3s23p5 18氩Ar 1s22s22p63s23p6 19钾K [Ar] 4s1 20钙Ca [Ar] 4s2 21钪Sc [Ar] 3d14s2 22钛Ti [Ar] 3d24s2 23钒V [Ar] 3d34s2 24铬Cr* [Ar] 3d54s1 25锰Mn [Ar] 3d54s2 26铁Fe [Ar] 3d64s2 27钴Co [Ar] 3d74s2 28镍Ni [Ar] 3d84s2 1 氢H 1s1 2 氦He 1s2 3 锂Li [He] 2s1 4 铍Be [He] 2s2 5 硼B [He] 2s22p1 6 碳C [He] 2s22p2 7 氮N [He] 2s22p3 8 氧O [He] 2s22p4 9 氟F [He] 2s22p5 10氖Ne 1s2 2s22p6 11钠Na [Ne] 3s1 12镁Mg [Ne] 3s2 13铝Al [Ne] 3s23p1 14硅Si [Ne] 3s23p2 不符合构造原理

第3章 原子结构 基态原子电子组态 表： 基态电中性原子的电子组态 29铜Cu*[Ar] 3d104s1 表： 基态电中性原子的电子组态 29铜Cu*[Ar] 3d104s1 30锌Zn [Ar] 3d104s2 31镓Ga [Ar] 3d104s24p1 32锗Ge [Ar] 3d104s24p2 33砷As [Ar] 3d104s24p3 34硒Se [Ar] 3d104s24p4 35溴Br [Ar] 3d104s24p5 36氪Kr [Ar] 3d104s24p6 37铷Rb [Kr] 5s1 38锶Sr [Kr] 5s2 39钇Y [Kr] 4d15s2 40锆Zr [Kr] 4d25s2 41铌Nb*[Kr] 4d45s1 42钼Mo*[Kr] 4d55s1 43锝Tc [Kr] 4d55s2 44钌Ru*[Kr] 4d75s1 45铑Rh*[Kr] 4d85s1 46钯Pd*[Kr] 4d10 47银Ag*[Kr] 4d105s1 48镉Cd [Kr] 4d105s2 49铟In [Kr] 4d105s25p1 50锡Sn [Kr] 4d105s25p2 51锑Sb [Kr] 4d105s25p3 52碲Te [Kr] 4d105s25p4 53碘I [Kr]4d105s25p5 54氙Xe [Kr] 4d105s25p6 55铯Cs [Xe] 6s1 56钡Ba [Xe] 6s2

第3章 原子结构 基态原子电子组态 表： 基态电中性原子的电子组态 71镥Lu [Xe] 4f145d16s2 表： 基态电中性原子的电子组态 71镥Lu [Xe] 4f145d16s2 72铪Hf [Xe] 4f145d26s2 73钽Ta [Xe] 4f145d36s2 74钨W [Xe] 4f145d46s2 75铼Re [Xe] 4f145d56s2 76锇Os [Xe] 4f145d66s2 77铱Ir [Xe] 4f145d76s2 78铂Pt* [Xe] 4f145d96s1 79金Au*[Xe] 4f145d106s1 80汞Hg [Xe] 4f145d106s2 81铊Tl [Xe] 4f145d106s26p1 82铅Pb [Xe] 4f145d106s26p2 83铋Bi [Xe] 4f145d106s26p3 84钋Po [Xe] 4f145d106s26p4 57镧La*[Xe] 5d16s2 58铈Ce*[Xe] 4f15d16s2 59镨Pr [Xe] 4f36s2 60钕Nd [Xe] 4f46s2 61钷Pm [Xe] 4f56s2 62钐Sm [Xe] 4f66s2 63铕Eu [Xe] 4f76s2 64钆Gd*[Xe] 4f75d16s2 65铽Tb [Xe] 4f96s2 66镝Dy [Xe] 4f106s2 67钬Ho [Xe] 4f116s2 68铒Er [Xe] 4f126s2 69铥Tm [Xe] 4f136s2 70镱Yb [Xe] 4f146s2

第3章 原子结构 2. 周期与能级组的关系 周期序数=原子最高能级组序数=电子层数= 最外电子层的主量子数 (2) 周期中元素数目=相应最高能级组内容纳的 最大电子总数 例如: 20Ca的外电子层结构为4S2 n=4,故Ca处于第四周期， 第五能级组内5S,4d和5P轨道总共可容纳 18个电子，故第五周期共有18种元素。

第3章 原子结构 3. 族

第3章 原子结构 　　(1) 周期表中有七个A 族，位于表的第 1、2、 13、14、15、16 和 17 列，A 族也叫主族。主族从 IA 到 VIIA，最后一个电子填入 ns 或 np 轨道，其族数等于价电子总数。 (2)周期表有七个 B 族,位于第 3、4、5、6、7、11 和 12 列，B 族也叫副族。副族元素从 IB 到 VIIB，最后一个电子多数填入( n－1)d 轨道，其族数通常等于最高能级组中的电子总数。 (3) 有零族元素，它是稀有气体，其电子构型呈稳定结构。还有 VIII 族，它包括了 8、9 和 10 三列元素，其最后一个电子也填在 ( n－1)d 轨道，它们最高能级组中的电子总数是 8 到 10，电子构型是 ( n－1)d 6-10 ns0-2。

第3章 原子结构 4. 元素的分区

第3章 原子结构 (1) s 区元素 ,包括 IA族，IIA 族。其价层电子构型为 ns1~2，属于活泼金属。 　　(2) p 区元素,包括 IIIA族，IVA 族，VA 族，VIA 族，VIIA 族，0 族（也称为VIII A族）。其价层电子构型为 ns2 np1~6。 　　(3) d 区元素,包括 IIIB 族，IVB 族，VB 族，VIB 族，VIIB 族和VIII 族。其价层电子构型一般为 (n-1)d1~10ns0~2。 (4) ds 区元素，包括 IB 族和 IIB 族，过渡 金属,价层电子构型为 ( n- 1 )d10ns1~2 (5) f区元素，包括镧系和锕系元素，价层电子构型为 (n – 2)f0~14 (n–1)d0~2 ns2

第3章 原子结构 5. 原子的电子层结构和族的关系 (1) 主族族数=最外层电子数 (2) 副族族数=(n-1)d＋ns的电子数 (3) IB和ⅡB族数=最外层（ns层）电子数

第3章 原子结构 例3．已知某元素位于周期表中第四周期第 ⅤB族，试写出它的电子排布式 解：根据题意：该元素的原子有4个电子层和5 个价电子（d+s）电子 能级组 : 一 二 三 四 电子数: 2 8 8 4S23d3 [Ar] 3d34S2 为钒 Ⅴ 例1．已知某元素原子序数为21，试指出它属于 哪一周期，哪一族，什么区，什么元素？ 解：21 1S22S22P63S23P63d14S2 [Ar]3d14S2 该元素属第四周期 ⅢB 钪Sc

第3章 原子结构 3.3 元素基本性质的周期性 一. 原子半径 单质中两个相同原子核间距离的一半 1.共价半径： 两个相同原子以共价单键结合其核间距的一半。 M2分子的共价半径(d/2)

非金属元素原子的共价半径r共(单位pm) 第3章 原子结构 非金属元素原子的共价半径r共(单位pm) 原子 单键 双键 叁键 B 88 76 68 Se 117 107 C 77 67 60 Te 137 127 N 70 55 F 64 54 P 110 100 93 Cl 99 89 As 121 111 Br 114.2 104 O 66 51 I 133.3 123 S 94 87

第3章 原子结构 2. 金属半径： 金属晶体中相邻原子核间距的一半。 金属原子的密堆集紧密程度不同，其求得的金属半径也不同，引入金属半径的校正系数 配位数 12 8 6 4 校正系数 1.00（标准） 0.98 0.96 0.80

图 r范,r共示意图 (r共=d1/2,r范=d2/2) 第3章 原子结构 3. 范德华半径： 相邻两分子的两个原子核间距的一半 图 r范,r共示意图 (r共=d1/2,r范=d2/2) r共价< r金属< r范 rMn+< rM< r Mn-

第3章 原子结构 4. 原子半径变化规律 同一周期主族元素:从左到右，n相同，z* 增大，r显著降低，到零族r增大。（范氏半 径） (2) 同周期副族元素：d区：从左到右，n相同，z* 增大幅度不大，r递减缓慢。到s区，r稍增大。 (3) f区：z*几乎不变，r递减极缓慢，这种现象叫 镧系收缩。

(4) 从左到右，两个相邻元素原子半径减小幅度 第3章 原子结构 (4) 从左到右，两个相邻元素原子半径减小幅度 短周期元素：减小0.1 Å 过渡元素：减小0.05 Å 内过渡元素：减小0.01 Å (5) 同族元素：主族　从上到下，r逐增较大 副族 : 四、 五周期 r逐增不大 镧系：五、六周期 r相差不大 （镧系收缩造成）

第3章 原子结构 二. 电离能变化规律（I） M(g) –e-→M+ (g) I1 M+ (g) –e-→M2+ (g) I2 1. 处于基态的气态原子失去最外层的第一个电子成为气态+1价离子所需的能量叫第一电离能(I1),再相继逐个失去电子所需能量称为第二,三,…电离能(I2,I3…). M(g) –e-→M+ (g) I1 M+ (g) –e-→M2+ (g) I2 M2+ (g) –e-→M3+ (g) I3 对于同一元素,其: I1＜I2＜I3…. I越小，越易失去电子，气态时其金属性越强 。衡量元素金属性强弱的尺度

第3章 原子结构 2. 影响电离能的因素: z*, r, 电子层构型 3.递变规律 (1) 同周期：从左向右，r↓，电离能↑ ⅡA ⅤA 零族 ⅡB I1大　ns2 ns2np3 ns2np6 (n-1)d10ns2 (2) 同族：主族：从上到下 r↑ I↓ 副族：从上到下　I↓ 变化不规则

第3章 原子结构 三. 电子亲合能（E） 以符号EA表示 1. X(g) +e-→X- (g) E1   电子亲合势是指一个气态原子得到一个电子形成气态负离子所放出的能量。 1. 以符号EA表示 1. X(g) +e-→X- (g) E1 X+ (g) +e-→X2- (g) E2 X2+ (g) +e-→X3- (g) E3 同一元素: E1为负，E2，E3为正 意义:衡量元素非金属性强弱的尺度

第3章 原子结构 2. 影响因素: z*, r和电子层构型 3.递变规律 同周期：从左向右，r↓，E↑ 同族：主族：从上到下 r↑ E↓

第3章 原子结构 四. 电负性（X）： 原子在分子中吸引电子的能力 1. 鲍林的电负性标度 指定氟的电负性为4.0(后又精确为3.98),并由此求出其他元素的相对电负性. 2. 密立根 XM=(1/2) ×(I+E) I为元素的电离能， E为元素的电子亲合能

第3章 原子结构 3. 阿莱一罗周 F= 越大，F越大，吸引电子能力强，X越小 X= +0.744 意义：衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度

第3章 原子结构 4. 递变规律 5. 应用 同一周期 : 从左到右，X↑ XF最大 同族 : 从上到下，X↓ XCs最小 (1) 用来判断元素的金属性和非金属性 X>2.0 非金属，X<2.0　金属　 △X很大，离子键 △X不大，极性共价键 △X=0，非极性共价键 (2) 用于估计化学键的类型