第四章 物质结构基础 (1)原子结构与元素周期律

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1 第四章 物质结构基础 (1)原子结构与元素周期律
第四章 物质结构基础 (1)原子结构与元素周期律 电子教案设计：艾华林

2 中学化学之原子结构？ 只表明原子核外电子层 原子核外电子的运动状态如何？

3 为什么要学习原子结构？ 在化学变化中，原子核并不发生变化，只涉及核外电子运动状态的改变。 物质发生变化，主要是原子核外的电子发生变化？
Why ? 在化学变化中，原子核并不发生变化，只涉及核外电子运动状态的改变。

4 本章内容 第一节 电子运动理论和微观粒子的特性？ 第二节 氢原子核外电子运动状态 第三节 多电子原子核外电子运动状态 第四节 元素周期律

5 第一节 电子运动理论和微观粒子的特性？

6 1、宏观粒子运动与微观粒子运动的不同： 问题
（1）宏观粒子的运动(天体运动、炮弹的运动)：有固定轨道、位置确定、有速度。在运动过程中，宏观粒子会消耗掉一些能量，最终会掉入地球而自灭－－可以用经典物理理论来描述。 （2）微观粒子的运动(原子中电子的运动)：无固定轨道，位置不定、有速度，在运动过程中，电子不会消耗能量堕入原子核而毁灭――经典物理理论无法描述。 问题 倒底原子核外的电子是怎样动运的？多家学派（人们）试图寻找新的理论来解释。

7 原子不可再分? 2、道尔顿原子论 1805年,道尔顿提出原子论: 每一种化学元素有一种原子；不同种原子质量不同；
一种原子不会转变为另一种原子;化学反应只是改变了原子的结合 方式,使反应前的物质变成反应后的物质。

8 3、Rutherford――行星式原子轨道理论
结果发现： 提出： 行星式原子轨道理论――带负电的电子绕着静止的原子 核运动。 缺陷： 不能解释：原子没有毁灭。不连续线状光谱。

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10 真空光电管→H2高压放电：获得不连续光谱，其中有四条谱线特别明显。这是 n3, n4, n5，n6 → n2能级间跃迁的谱线。
4、氢原子光谱的实验 谁做实验？ 瑞士物理学家巴尔麦（Balmer） 瑞典物理学家里德堡（Rydberg） H原子光谱做实验： 真空光电管→H2高压放电：获得不连续光谱，其中有四条谱线特别明显。这是 n3, n4, n5，n6 → n2能级间跃迁的谱线。

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12 可见光区四条谱线的形成 Hδ n=5 n=4 n=3 n=2 n=6 Hγ Hβ Hα

13 实验结论： 原子核外电子运动具有量子化的特性。
氢原子有一系列的不连续光谱，其中有四条谱线特别明显(可见光)。光谱不连续，证明了原子核外电子运动存在轨道能级，且能级的能量是量子化。 氢原子光谱实验证明： 原子核外电子运动具有量子化的特性。

14 原子光谱图--原子的特征“指纹” 象氢原子有四条特征谱线一样，其它元素也有各自的特征谱线。
光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波长，拍摄各种元素光谱图。元素的光谱图就像“指纹”辨人一样，可以辨别样品中元素是否存在。人们用光谱分析发现了许多元素,如铯、铷、氦、镓、铟等十几种。 每种元素有特定的光谱(如下图后示)，

15 氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱（从上到下）
H He Li Na Ba Hg Ne 氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱（从上到下）

16 n只能取正整数，故轨道能量是不连续的,即量子化。
4. Bohr理论的三点假设和一个规则 (1)定态轨道 原子中的核外电子仅能在某些特定（符合一定条件）的轨 道上运动，并且不吸收和释放能量。(因此电子不会堕入原子核内而毁灭) （2）核外电子尽可能处于基态 电子在不同的轨道上运动，其能量不同。 n只能取正整数，故轨道能量是不连续的,即量子化。

17 基态： 电子处于离核最近的能量最低的轨道 激发态： 电子处于能量较高的轨道 （3）.能量的吸收与发射 E：轨道能量 h：Planck常数
通常，电子处在离核最近的轨道上,此时能量最低(基态); 当原子获得能量后,电子被激发到能量较高的轨道上(激发态)，处于激发态的电子不稳定，当电子从激发态回到基态时，将以光子的形式释放能量，其频率取决于轨道间的能量差. E：轨道能量 h：Planck常数

18 光谱的频率与能量的关系：△E = E2 - E1= hν
高能态 (称激发态) E2 获得能量 释放能量 电子 基态 E1 光 谱

19 (4) 跃迁规则：能量与光谱频率的关系 量子化条件： n = 1, 2, 3, 4,````

20 玻尔理论的优点与缺陷 缺陷：行星轨道和行星模型是玻尔未彻底抛弃经典物理学的必然结果，用玻尔的方法计算比氢原子稍复杂的氦原子的光谱便有非常大的误差。 优点：新量子力学证明了电子在核外的所谓“行星轨道”是根本不存在的。玻尔理论合理的是：核外电子处于定态时有确定的能量；原子光谱源自核外电子的能量变化。这一真理为后来的量子力学所继承。 玻尔理论的基本科学思想方法是：承认原子体系能够稳定而长期存在的客观事实，大胆地假定光谱的来源是核外电子的能量变化，用类比的科学方法，形成核外电子的行星模型，提出量子化条件和跃迁规则等革命性的概念。

21 5、微观粒子的波粒二象性 电子、质子等微观粒子象光一样， 也具有波粒二象性。 并预言波长与能量、运动速度之间的关系式为：
De Broglie 的大胆假设 (天才的预言) 1924年提出 电子、质子等微观粒子象光一样， 也具有波粒二象性。 并预言波长与能量、运动速度之间的关系式为：

22 水具有波动性？ 水具有粒子性？（如何理解） 电子衍射实验 电子具有粒子性？ 电子具有波动性？（如何理解）
20 century初,人们已经认识到光既有粒子性，又有波动性 电子具有粒子性？ 电子具有波动性？（如何理解） 电子衍射实验

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24 预言得到验证。 1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实了de Broglie的预言的正确性：电子具有波动性。 电子衍射实验

25 图5.2 电子衍射实验示意图

26 氢光谱实验和电子衍射实验结论 结论： 象光一样，也具有波粒二象性。电子、质子等微观粒子 依据何在： (1) 氢的光谱实验，证实电子具有量子化特性。 (2) Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。

27 即： △x △px ≈ h 6、位置和动量的不确定原理――Heisenberg测不准原理 △x △vx ≈ h/m
1927年，德国海森堡从理论上证明：实物粒子的动量(或速度)和位置 不可能同时被确定。 即： △x △px ≈ h △x △vx ≈ h/m

28 (x)·(mv)≥h/4＝5.273×10-35kg·m2·s-1
海森堡不确定原理具体描述 量子力学论证了，不能用描述宏观物体运动的“轨迹”概念来描述微观物体的运动。 所谓“轨迹”，就意味着运动中的物体在每一确定的时刻就有一确定的位置。微观粒子不同于宏观物体,它们的运动是无轨迹的，即在一确定的时间没有一确定的位置。 这一点可以用海森堡不确定原理来说明：对于一个物体的动量(mv)的测量的偏差(mv)和对该物体的位置(x)的测量偏差(x)的乘积处于普朗克常数的数量级,　　即： (x)·(mv)≥h/4＝5.273×10-35kg·m2·s-1

29 7、微观粒子(实物波)只能用的统计性解释 测不准原理表明，核外电子不可能沿着一条如波尔理论所指的固定轨道运动，因此不能用经典力学的方法来研究电子的运动，只能用统计的方法，即量子力学的方法来研究。 电子在空间运动虽没有确定的轨道，但是它在空间运动遵循一定的规律的，即电子在空间出现的机会（概率）是可以用统计性（概率密度）来表述的。

30 总结：微观粒子的特性结论 1、波粒二象性—微观粒子的象光一样具有波动性和粒子性。 2、位置和动量的测不准原理—实物粒子的动量(或速度)和位置 不可能同时被确定。 3、只能用统计性解释—电子在空间的运动状态(出现机会)可以用统计性来表述

31 第二节 氢原子核外电子的运动状态 问题的提出：
以上讨论得出：电子如光一样，具有粒子性，又有波动性，电子运动不象宏观粒子有固定轨道的运动，而是在一定范围内随机运动，故经典的物理理论无法描述其运动，只能用统计的方法来体现。有没有一个科学的定量公式来描述电子的运动状态呢？有：

32 1. 薛定谔方程 Erwin Schrödinger , 奥地利物理学家

33 (1) Schrödinger方程 1926年，薛定谔（Schrödinger）提出了微观粒子运动的波动方程，一个科学的定量公式来描述电子的运动状态的方程(又叫波函数或原子轨道方程) ，即薛定谔方程： 其中:  为波动函数，是空间坐标x、y、z 的函数。 E 为核外电子总能量， V 为核外电子的势能， h 为普朗克常数， m 为电子的质量。 结论：Schrodinger Equation把电子的粒子性（m、E、V）和波动性（Ψ）有机地结合起来。能更真实、更全面地反应电子的运动状态。

34 （2） Schrödinger Equation的另一种表示
因为： 为一常数。所以，可表示为

35 Ψ—叫波函数(又叫原子轨道) ψ2—叫电子云(又叫几率密度)
（3）求解薛定谔方程分三步 薛定谔方程是很难解的，至今只能精确求解单电子体系（如H、He+、Li2+等）的薛定谔方程，稍复杂的体系只能求近似解。 第一步：要将直角坐标变换为球坐标 第二步：再将方程分解为径向部分和角度部分 Ψ—叫波函数(又叫原子轨道) ψ2—叫电子云(又叫几率密度)

36 薛定谔方程有无数的解，为得到合理的解，要受一些条件的限制，这时就要引入三个参数（称之为量子数）： 主量子数n，角量子数l，磁量子数m。
第三步：要引入量子数 薛定谔方程有无数的解，为得到合理的解，要受一些条件的限制，这时就要引入三个参数（称之为量子数）： 主量子数n，角量子数l，磁量子数m。 三个量子数的取值限制如下： n= 1,2,3,4,… l = 0,1,2,3,4,…n-l m= 0,±1,±2,…±l　　　　 结论：只有三个量子数的合理组合才能描述一个原子轨道 才能描述一个电子的运动状态 (即波函数)

37 2、波函数(ψ) 和电子云(ψ2)的意义 Ψ—概率(又叫波函数或原子轨道)： 它表示原子核外空间某区域电子出现的机会(概率)，
只描述电子的运动状态。 ψ2—概率密度 (又叫电子云)： 电子在核外空间某区域单位体积内出现的机会的多少(概率密度) 电子云: 几率密度形象化的表示（用小黑点表示几率密度大小）

38 关于电子云的正确理解 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。
　　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。 　　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。 　　因此，电子云的正确意义并不是电子真的象云那样分散，不再是一个粒子，而只是电子行为统计结果的一种形象表示。 　　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，几率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。

39 图5.3 氢原子基态电子云图

40 波函数ψ(x,y,z) ψ(r,θ,φ) 径向分布图： R(r) 角度分布图： Y(θ,φ)。 波函数：ψ(θ,φ) = Y(θ,φ)
3、波函数和电子云的空间图像 波函数ψ(x,y,z) ψ(r,θ,φ) 通常把原子轨道分成 ψ(r,θ,φ) = R(r) Y(θ,φ) 径向分布图： R(r) 角度分布图： Y(θ,φ)。 波函数：ψ(θ,φ) = Y(θ,φ) 电子云：ψ2(θ,φ) = Y2(θ,φ)

41 3.1 径向分布函数图 D(r)=4πr2ψ2

42 3.2 角度分布图 （1）原子轨道(波函数)的角度分布图 角度分布函数Y(θ,φ)在不同的θ,φ角的相应的Y 值，在空间形成一个闭合的曲面，这个图形就叫原子轨道(波函数)的角度分布图。

43 y x s + y x + - py + - pz x z px y x + -

44 - + x dxz z - + x dxy y dyz z + - y - d x2 –y2 y x + _ z x dz2 + -

45 s、p、d 轨道角度部分剖面图

46 角度分布图的说明： （1）形状： S----球型 P----两球相切 D----花瓣型 （2）+，- 号，只代表函数取值的正负，不代表电性的正负。

47 （2）电子云的角度分布图 根据ψ(r,θ,φ)=R(r)Y(θ,φ),得 ψ2(r,θ,φ)=R 2 Y 2(θ,φ), 以Y 2 (θ,φ) 随(θ,φ)的变化做图 得电子云的角度分布图

48 y x s y x py pz x z px y x 电子云的角度分布图

49 电子云的角度部分图示

50 二者之比较 （1）图形相似 （2）电子云的角度分布图比波函数的角度分布图瘦一些 因Y 2(θ,φ)<Y(θ,φ),
（3）电子云的角度分布图无正负号.

51 4、 四个量子数及 其物理意义 ① 主量子数 n n=1, 2, 3,…… ② 角量子数 ③ 磁量子数 m ④ 自旋量子数 ms

52 (1) 主量子数（n） ――与电子能量有关，确定电子离核的远近和能量的高低。n越大，电子离核平均距离越远，能量越高。且把能量相近的能级归为一层。
电子层符号： K L M N O P Q

53 （2）角量子数（l）――确定原子轨道和电子云在角度方向上的形状
角量子数l= n－l。 符号为： s p d f g h … 形状为: 圆 形 哑 铃 形 梅 花 形

54 各轨道及相应电子云形状: d S P

55 （3）磁量子数（m）――确定（描述）原子轨道和电子云在角度方向上的空间的取向（伸展方向）。
意义：决定原子轨道在空间的伸展方向。 磁量子数取值为：m = 0，±1 ，±2……±l. 当l=0时, m=0， 代表s轨道, m在s轨道上有1个取值，只有1种取向（有1个轨道）。即S轨道 当l=1时，m=0，-1，+1， 代表p轨道, m在p轨道上有3个取值，有3种取向（有3个轨道）。即：px,py,pz 当l=2时，m = 0，-1, +1，-2,+2 　代表d轨道, m在d轨道上有5个取值，有5种取向（有5个轨道）。（即dxy,dxz,dyz,dx2,dx2-y2）。

56 s 轨道： l=0, m=0 只有1种取向

57 p轨道： l=1, m=0,±1 有3种取向

58 d轨道： l=2, m=0，±1，±2 有5种取向

59 氮原子的电子排布式是 1s22s22p3 7N （4）自旋量子数（ms）――确定同一个原子轨道中电子自旋的两个方向。
意义：表示电子自旋运动方向. 即：ms = ±1/2，也可用↑↓表示。一个原子轨道最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。 氮原子的电子排布式是 1s22s22p3 1s 2s 2p 7N

60 n l m 轨道名称 轨道数 轨道总数 ms 容纳电子数 1 1s －1/2, +1/2 2 0, -1,+1 2s 2p 3 4 8
1s －1/2, +1/2 2 0, -1,+1 2s 2p 3 4 8 0,-1,+1,-2,+2 3s 3p 3d 5 9 16 0,-1,+1,-2,+2,-3,+3 4s 4p 4d 4f 7 32 0,-1,+1,-2,+2,-3,+3、-4、+4 5s 5p 5d 5f 5g 6

61 5. 单电子氢原子轨道的能级排布顺序 氢原子轨道的能级排布顺序 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f 5s5p5d5f ……
电子在各轨道中运动的能量公式: z为核电荷数

62 m：描述原子轨道（电子云）的形状在空间的伸展方向
小结：量子数与电子云的关系 n：决定电子离核的远近和能量的大小 l：描述原子轨道（电子云）的形状 m：描述原子轨道（电子云）的形状在空间的伸展方向

63 第三节 多电子原子核外电子的运动状态 轨道：与氢原子类似，其电子运动状态 可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s…
第三节 多电子原子核外电子的运动状态 轨道：与氢原子类似，其电子运动状态 可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s… 能量：与氢原子不同, 能量不仅与n有关, 也与l有关; 在外加场的作用下, 还 与m有关。

64 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f 5s5p5d5f …… 1、Pauling 近似能级图和能级组
单电子的氢原子轨道的能级排布顺序： 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f 5s5p5d5f　…… 什么 原因？ 多电子的原子轨道的能级近似排布顺序： 1s， 2s，2p， 3s，3p， 4s，3d，4p， 5s，4d，5p， 6s，4f，5d，6p， 7s，5f，6d，7p， …… 实验结论： 多电子原子的能级排布 不按氢原子的顺序排布

65 Pauling近似能级图

66 即： 式中：σ为屏蔽常数，z*为有效核电荷。 2. 屏蔽效应
在多电子原子中，由于多电子的存在，内层电子屏蔽了外层电子，使得原子核对外层电子吸引的能力减弱，这种由于核外其余电子的存在，抵消了部分核电荷对指定电子吸引的作用――叫做屏蔽效应。 即： 式中：σ为屏蔽常数，z*为有效核电荷。 单电子能量公式：　 多电子能量公式：

67 E6s<E4f<E5d<E6p
3.钻穿效应 外层电子钻到靠核更近的低能级轨道上去。受到核的较强的吸引作用，即向内层穿透的效应。因此： 发生能级交错： 4s的能量小于3d E4s<E3d E5s<E4d<E5p E6s<E4f<E5d<E6p

68 4、多电子原子核外电子排布顺序图： n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7 能级组 7 能 量 6 5 4 3 2 1 7p
6d 5f 7s 能级组 7 6 5 4 3 2 1 6p 5d 4f 6s 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s n=1 n=2 n= n= n= n= n=7

69 每个原子轨道最多 容纳2个电子 (1)保里(Pauli)不相容原理 7N 6、核外电子排布三规则：
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 容纳2个电子 1s 2s 2p 7N

70 (2) Pauling能量最低原理 电子在原子核外排布时，电子尽先填充在能量最低的轨道，以使整个原子系统能量最 低 填充顺序：
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 5p……

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72 (3)洪特(Hund)规则 ①电子分布在等价轨道(l相同的轨道)上时，将尽可能分占不同轨道，而且自旋方向相同。 ②洪特规则的特例：当电子在等价轨道上分布为全充满(ｐ6,d10,f14)，半充满(ｐ3,ｄ5,f7),全空(ｐ0,ｄ0,f0) 时, 原子结构较为稳定

73 例1：氮原子中的P轨道 氮原子的电子排布式是 1s22s22p3 1s 2s 2p 7N

74 例2. 原子核外电子的排布 电子层结构式：1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
轨道图示 29Cu： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 24Cr： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

75 例3：原子或离子的核外电子的排布 26Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

76 说明：反常现象尊重实验事实。 2Li： (1s2 2s1 ) 可写成 [He]2s1 16S：(1s2 2s2 2p6 3s23p5 )
核外电子排布的简单表示法： 把内含稀有气体结构的部分称为原子实, 用该稀有气体符号加方括号表示.如： 2Li： (1s2 2s1 )　可写成 [He]2s1 16S：(1s2 2s2 2p6 3s23p5 ) 可写成[Ne]3s23p5 说明：反常现象尊重实验事实。

77 例表：常见基态原子的电子排布（见P86表4－5）
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 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

78 原子核外电子排布结论 1、单电子氢原子的核外电子排布顺序： 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f 5s5p5d5f
2、多电子原子的核外电子排布顺序： 1s　2s2p　3s3p　4s3d4p　5s4d5p　6s4f5d6p　7s5f6d7p……

79 第四节 原子结构与元素周期表 一、原子的电子层结构和元素周期表 二、元素性质周期律

80 一、原子的电子层结构与元素周期表

81 根据元素原子的外层电子构型，把元素划成5部分，在周期表中体现为:
s区, p区, d区, ds区和ｆ区。 区的分类

82 附图5.6 元素分区 (n-2)f1-14ns2 f 区元素 ns 2np1-6 P区元素 ns 1-2 s区元素 (n-1)d1-8ns2
ds 区 元素 附图5.6 元素分区 (n-2)f1-14ns2 f 区元素

83 二、元素性质的周期律 元素的周期性变化，决定于原子核外电子排布的周期性变化
元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。

84 1.有效核电荷Z* 元素原子序数增加时，原子的有效核电荷Z*呈现周期性的变化。 同一周期： 短周期：从左到右，Z*显著增加。
不多，后半部分显著增加。 同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。

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86 2. 原子半径（r） 通常原子半径可分为: 金属半径 共价半径 和范德华半径 原子半径是原子核到最外层电子的平均距离

87 主族元素

88 3. 电离能 基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。
E (g)  E+ (g) + e I 1 由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。 E+ (g)  E 2+ (g) + e I 2 例如：

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90 同一周期：主族元素从ⅠA 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中ⅠA 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层， Z* 增加不多， r 减小缓慢， I 略有增加。 N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 ——半满，全满。 同一主族：从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。

91 4.电子亲和能 元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能.当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力,因此要吸收能量. 例如： O (g) + e -  O- (g) A1 = kJ . mol-1 O- (g) + e -  O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1 电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：

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93 同一周期：从左到右，Z* 增大，r 减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成 8 电子结构，A 的负值增大。卤素的 A 呈现最大负值，ⅡA为正值，稀有气体的 A 为最大正值。
同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 A 负值变小。特例： A(N)为正值，是 p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。 A 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。

94 5. 电负性 原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 表示。
5. 电负性 原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 表示。 电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度( )， Pauling标度( )和Allred-Rochow 标度( )。 电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。同一周期从左到右电负性依次增大；同一主族从上到下电负性依次变小，F 元素 为3.98，非金属性最强。

95 电负性( )变化

96 元素基本性质的周期性变化 小结 （ 1）半径:从左到右 变小(稀有气体除外) (2)第一电离势 (I1) 同一周期从左到由逐渐增大.
同一主族从上到下逐渐减小.

97 (3)第一电子亲和势(E1) 同一周期从左到由逐渐增大 同一主族从上到下逐渐减小. M+e=M-所放出的能量,E1表示
(4)电负性X分子内得失电子能力的大小 同一周期从左到由逐渐增大 同一主族从上到下逐渐减小.

98 说明 反常现象 (1) I>0,说明失电子,吸热.I1<I2<I3, 原因：有效核电荷数增大，核对电子吸引力增大。
（2）E1<0, 但E2>0, E3>0. 得一个电子放热, 得两个电子吸热,因要克服离子对电子的排斥. 反常现象 (1)同一周期,稀有气体半径最大. (2)I从左到右增大,但ns2,np3时,比相邻元素的高,原因:全(半)充满.

99 (2) I从左到右增大,但ns2,np3时,比相邻元素的高,原因:全(半)充满.
(3) E1(N)>0, 吸热,原因:半充满,稳定 (4) E1 (O) < E1 (S), E1 (F)< E1 (Cl) 原因: 由于O, F半径非常小,电负性大,外围电子离核近,电子云密度大,电子云对外来电子产生排斥力大的原因.

100 本章学习要求 1、理解微观粒子与宏观粒子的运动特性的不同。 2、能理解原子中核外电子的运动状态（波函数角度分布图和电子云径向分布图）。
3、掌握四个量子数的物理意义及其量子化组合条件。 4、能运用不相容原理、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结构。 5、理解原子结构和元素周期表的关系，元素若干性质（原子半径、电离能、电子亲合能和电负性）与原子结构的关系。

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