第2章化学元素和物质结构 第2章化学元素和物质结构 学习要求： 1认识原子的微观结构，掌握微观粒子的波粒二象性、测不准原理； 2.了解核外电子运动状态的描述方法，掌握波函数、概率密度、四个量子数等基本 概念。 3掌握原子的价电子层结构与元素周期系的关系 4掌握离子键、共价键、分子间力、氢键的特征。 5掌握价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论的要点，学会判断分子的空 间构型。 2.1原子结构 2.2.1原子结构理论的初期发展 1.人们对原子结构的认识 “原子”的概念一古希腊思想家德谟克利特首先提出： 近代原子学说一1803年，英国化学家道尔顿提出。其要点(1)一切化学元素都是由 不能再分割的微粒一原子组成的：(2)原子是保持元素化学性质的最小单元：(3)两种或 多种元素的原子结合而成化合物的分子，分子是保持化合物化学性质的最小单位。 2.原子的组成 (1)电子的发现： ①1879年，英国科学家克鲁克斯(W.Crookes)总结了对阴极射线的研究： ②1897年英国物理学家汤姆森(JJ.Thomson)确认阴极射线是带有负电荷的微观粒子 一电子，并测定了电子的电荷与质量之比(1.759×10℃·g),并证明这种粒子存在于任 何物质中。 ③1909年美国物理学家密立根(RobertA.Millikan)测定了电子的电量为1.602×10~l9c, 从而计算出一个电子的质量等于9.11×1028g,约为氢原子质量的1/1840。 (2)元素的天然放射性 原子是电中性的，电子带负电，那么原子中必然含有带正电荷的组成部分，且正电荷总 量=电子所带的负电荷总电量。放射性元素衰变是放出α射线，带正电，说明原子中含有带 正电荷的微粒。 (3)原子含核模型的提出 19ll年，卢瑟福(Renest Rutherford,英国物理学家)a散射实验，提出含核原子模型： 原子的质量几乎全部集中再带有正电荷的微粒一原子核上，核的直径只有原子直径的万分
第 2 章 化学元素和物质结构 1 第 2 章 化学元素和物质结构 2.1 原子结构 2.2.1 原子结构理论的初期发展 1．人们对原子结构的认识 “原子”的概念——古希腊思想家德谟克利特首先提出； 近代原子学说——1803 年，英国化学家道尔顿提出。其要点（1）一切化学元素都是由 不能再分割的微粒——原子组成的；（2）原子是保持元素化学性质的最小单元；（3）两种或 多种元素的原子结合而成化合物的分子，分子是保持化合物化学性质的最小单位。 2．原子的组成 （1）电子的发现： ①1879 年，英国科学家克鲁克斯（W.Crookes）总结了对阴极射线的研究； ②1897 年英国物理学家汤姆森（J.J.Thomson）确认阴极射线是带有负电荷的微观粒子 ——电子，并测定了电子的电荷与质量之比（1.759×108C•g -1），并证明这种粒子存在于任 何物质中。 ③1909 年美国物理学家密立根（Robert A. Millikan）测定了电子的电量为 1.602×10-19C， 从而计算出一个电子的质量等于 9.11×10-28 g，约为氢原子质量的 1/1840。 （2）元素的天然放射性 原子是电中性的，电子带负电，那么原子中必然含有带正电荷的组成部分，且正电荷总 量=电子所带的负电荷总电量。放射性元素衰变是放出α 射线，带正电，说明原子中含有带 正电荷的微粒。 （3）原子含核模型的提出 1911 年，卢瑟福（Renest Rutherford，英国物理学家）α 散射实验，提出含核原子模型： 原子的质量几乎全部集中再带有正电荷的微粒——原子核上，核的直径只有原子直径的万分 学习要求： 1.认识原子的微观结构，掌握微观粒子的波粒二象性、测不准原理； 2.了解核外电子运动状态的描述方法，掌握波函数、概率密度、四个量子数等基本 概念。 3.掌握原子的价电子层结构与元素周期系的关系 4.掌握离子键、共价键、分子间力、氢键的特征。 5.掌握价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论的要点，学会判断分子的空 间构型。 6.了解各种晶体的结构和性质的关系
第2章化学元素和物质结构 之一，带负电的电子象地球围绕太阳运转一样围绕着原子核高速运转。 (4)原子结构的进一步认识： 发现中子，不带电荷，确立近代原子结构模型。 3.氢原子光谱和玻尔(Bohr)理论 氢原子的线状光谱（如右图）经典理论不能解释。 1913年，丹麦物理学家玻尔(Bohr)提出三点假设： (1)电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一 些符合一定条件的轨道上运动。这些轨道的角动量P 必须等于h的整数倍，也就是说，轨道是“量子化” 电管 2π 的。 (2)电子在离核越远的轨道上运动，其能量越大。 氢原子光谱 所以，在正常情况下，原子中的各电子总是尽可能的 处在离核最近的轨道上，这时原子的能量最低，即处 于基态。当原子从外界获得能量时，电子可以被激发 到激发态。 (3)由于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核 较近的轨道上，在跃迁的同时会以光的形式释放出能 量。 hv=E2-E 玻尔理论的成功点：1)提出了量子的概念；2)成 功地解释了氢原子光谱的实验结果：3)用于计算氢原 子的电离能。 玻尔理论的局限性：1)无法解释氢原子光谱的精 细结构：2)不能解释多电子原子、分子或固体的光谱。 电子在不同的电子层间发生跃迁 2.1.2核外电子运动的特征 1.微观粒子的波粒二象性 (1)光的波粒二象性：1)粒子性一光电效应：波动性一光的衍射、干涉等现象。 根据普朗克(Planck)的量子论和爱因斯坦(A.Einstein)的光子学说，光的能量与频率之间存 在如下关系 E=hv (h:普朗克常数6.62×104Js) 结合质能联系定律E=mc2,可以推出 E hy h P=mc=二= cc 能量E和动量P:表征粒子性；频率v和波长入：表征波动性。 (2)微观粒子的波粒二象性一德布罗意波： 德布罗意(L.de Broglie,法国物理学家)1924年提出实物粒子也具有波粒二象性的假 说，存在着如下关系：
第 2 章 化学元素和物质结构 2 之一，带负电的电子象地球围绕太阳运转一样围绕着原子核高速运转。 （4）原子结构的进一步认识： 发现中子，不带电荷，确立近代原子结构模型。 3．氢原子光谱和玻尔(Bohr)理论 氢原子的线状光谱(如右图)经典理论不能解释。 1913 年，丹麦物理学家玻尔(Bohr)提出三点假设： （1）电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一 些符合一定条件的轨道上运动。这些轨道的角动量 P 必须等于 2 h 的整数倍，也就是说，轨道是“量子化” 的。 （2）电子在离核越远的轨道上运动，其能量越大。 所以，在正常情况下，原子中的各电子总是尽可能的 处在离核最近的轨道上，这时原子的能量最低，即处 于基态。当原子从外界获得能量时，电子可以被激发 到激发态。 （3）由于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核 较近的轨道上，在跃迁的同时会以光的形式释放出能 量。 h E2 E1 玻尔理论的成功点：1)提出了量子的概念；2)成 功地解释了氢原子光谱的实验结果；3)用于计算氢原 子的电离能。 玻尔理论的局限性：1)无法解释氢原子光谱的精 细结构；2)不能解释多电子原子、分子或固体的光谱。 2.1.2 核外电子运动的特征 1． 微观粒子的波粒二象性 （1）光的波粒二象性：1）粒子性——光电效应；波动性——光的衍射、干涉等现象。 根据普朗克（Planck）的量子论和爱因斯坦(A. Einstein)的光子学说，光的能量与频率之间存 在如下关系 E hv （h : 普朗克常数 6.62×10 -34 J·s） 结合质能联系定律 E＝mc 2，可以推出 h c hv c E P mc 能量E和动量P：表征粒子性；频率 v 和波长 ：表征波动性。 （2）微观粒子的波粒二象性——德布罗意波： 德布罗意（L.de Broglie，法国物理学家）1924 年提出实物粒子也具有波粒二象性的假 说，存在着如下关系： 氢原子光谱 电子在不同的电子层间发生跃迁
第2章化学元素和物质结构 hh 九== P mv 这种波叫作物质波，亦称为德布罗意波。并于1927年由戴维逊(C.J.Davisson)和革末 (L.H.Germer)的电子衍射实验得到证实 微观世界如何认识一考虑微观粒子运动的统计规律。 2.测不准原理 海森堡(W.Heisenberg,奥地利物理学家)1927年提出了测不准原理，同时准确测定 一个微粒的动量和位置是不可能的： △r·AP≥h,或△r-Av h 2π 2πm 式中△x为粒子的位置的不准量，△P为粒子的动量的不准量，△v为粒子速度的不准量。 (1)对于宏观物体子弹，m=0.01kg,=1000m·s。若△x=104m,则 h 6.62×10-34 △y= 2πm0△x2×3.14×0.01×104 △v≥1.054×10-28ms-1 可以忽略不计一宏观物体的速度和位置可以同时准确测定！ (2)对于微观粒子电子，△x≈101m,m=9.11×1031kg,则 h 6.62×10-34 △v2 2m1~△x2×3.14×9.11×10-31×10- △v21.157×107ms1 大于电子的速度(10m·s')。所以，电子等微观粒子速度和位置不可以同时准确测定。 2.2核外电子的运动状态 2.2.1薛定谔方程和波函数 1.描述核外电子运动状态的基本方程一薛定谔方程 微观粒子具有波粒二象性，其速度和位置不能同时准确测定，如何描述其运动规律？ 用统计的方法来描述和研究粒子的运动状态和规律，量子力学。 1926年，薛定谔(Erwin Schrodinger,奥地利物理学家)提出了描述核外电子运动状态 的波动方程（薛定谔方程）： a2y∂2g+a2业+8r2m(E-Vw=0 ax22+正2+h2 x,y,2:核外电子的空间坐标：E:电子的总能量：V:势能：m:电子的质量；h:普朗克 常数：平：波函数。 2.波函数平、原子轨道和概率密度
第 2 章 化学元素和物质结构 3 mv h P h 这种波叫作物质波，亦称为德布罗意波。并于1927年由戴维逊（C.J.Davisson）和革末 （L.H.Germer）的电子衍射实验得到证实 微观世界如何认识——考虑微观粒子运动的统计规律。 2． 测不准原理 海森堡（W.Heisenberg，奥地利物理学家）1927 年提出了测不准原理，同时准确测定 一个微粒的动量和位置是不可能的： 2 h x P ， 或 2 h x v m 式中 x 为粒子的位置的不准量， P 为粒子的动量的不准量，Δ v 为粒子速度的不准量。 （1）对于宏观物体子弹，m=0.01kg ，v=1000m·s －1。若 x =10－4 m，则 34 4 6.62 10 2 2 3.14 0.01 10 h v m x 28 1 1.054 10 m s v 可以忽略不计——宏观物体的速度和位置可以同时准确测定！ （2）对于微观粒子电子， x ≈10-11 m，m=9.11×10-31kg ，则 31 11 34 2 3.14 9.11 10 10 6.62 10 2 m x h v 7 1 1.157 10 m s v 大于电子的速度（106 m·s -1）。所以，电子等微观粒子速度和位置不可以同时准确测定。 2.2 核外电子的运动状态 2.2.1 薛定谔方程和波函数 1．描述核外电子运动状态的基本方程——薛定谔方程 微观粒子具有波粒二象性，其速度和位置不能同时准确测定，如何描述其运动规律？ 用统计的方法来描述和研究粒子的运动状态和规律，量子力学。 1926年，薛定谔（Erwin Schrödinger，奥地利物理学家）提出了描述核外电子运动状态 的波动方程（薛定谔方程）： ( ) 0 8 2 2 2 2 2 2 2 2 E V h m x y z x，y，z：核外电子的空间坐标；E：电子的总能量；V：势能；m：电子的质量；h：普朗克 常数；Ψ：波函数。 2．波函数Ψ、原子轨道和概率密度
第2章化学元素和物质结构 )薛定谔方程的解波函数平是量子力学中描述核外电子运动状态的数学函数式，与电 子的空间坐标有关。 2)波函数的空间图象就是原子轨道：原子轨道的数学表示式就是波函数。 3)波函数平描述了核外电子可能出现的一个空间区域（原子轨道），不是经典力学中 描述的某种确定的几何轨迹。 4)平没有明确的物理意义，但表示空间某处单位体积内电子出现的概率（概率 密度)。 2.2.2四个量子数 n,1,m是薛定谔方程有合理解的必要条件，称为量子数。对应于一组合理的n,lm取 值则有一个确定的波函数平m(x,y,z)。还有一个描述电子自旋特征的量子数ms。 1.主量子数n 主量子数：描述原子中电子出现概率最大区域离核的远近，或者说代表电子层数。 取值：1、2、3、…等正整数。越大，出现概率最大区域离核越远，能量越高。 光谱学符号为： 1 2 3 4 5 6 电子层数 K u 0 2.角量子数l 角量子数：表示原子轨道角动量的大小，原子轨道或电子云的形状，即电子亚层。 取值：0、1、2、3、4…(n-1)(共n个取值)，对应的光谱学符号s、p、d、f…, 电子云形状分别为球形、哑铃形、花瓣形…等。从能量角度上看，这些分层也常称为能级。 3.磁量子数m 磁量子数：表征原子轨道角动量在外磁场方向上分量的大小，即原子轨道在空间的伸展 方向。 取值：0，±1，±2，.，±1，有241个取值。 1)说明了线状光谱在外加磁场的作用下的分裂现象。 2)在没有外加磁场情况下，同一亚层的原子轨道，能量是相 等的，叫等价轨道或简并轨道。 4.自旋量子数m 自旋量子数：代表了自旋角动量在外加磁场方向分量的大小， 争轨其的空间取向 表示自旋状态。 √g=√(+万 角动量M的空间取向 取值：m,=士号。一般用“个”和“↓”表示。 说明了氢光谱的精细结构。 总结：原子中每个电子的运动状态可以用n,1,m,m,四个量子数 来描述，它们确定之后，则电子在核外空间的运动状态就确定了。 自旋量子数m,有两种取值 2.2.3波函数的空间图象 1.概率密度的表示方法
第 2 章 化学元素和物质结构 4 1) 薛定谔方程的解波函数 Ψ 是量子力学中描述核外电子运动状态的数学函数式，与电 子的空间坐标有关。 2) 波函数的空间图象就是原子轨道；原子轨道的数学表示式就是波函数。 3) 波函数 Ψ 描述了核外电子可能出现的一个空间区域（原子轨道），不是经典力学中 描述的某种确定的几何轨迹。 4) Ψ 没有明确的物理意义，但 || 2 表示空间某处单位体积内电子出现的概率（概率 密度）。 2.2.2 四个量子数 n，l，m 是薛定谔方程有合理解的必要条件，称为量子数。对应于一组合理的 n,l,m 取 值则有一个确定的波函数 Ψn,l,m(x,y,z)。还有一个描述电子自旋特征的量子数 ms。 1． 主量子数 n 主量子数：描述原子中电子出现概率最大区域离核的远近，或者说代表电子层数。 取值：1、2、3、„„ 等正整数。n越大，出现概率最大区域离核越远，能量越高。 光谱学符号为： n 1 2 3 4 5 6 7 电子层数 K L M N O P Q 2．角量子数 l 角量子数：表示原子轨道角动量的大小，原子轨道或电子云的形状，即电子亚层。 取值：0、1、2、3、4„„(n-1) （共n个取值），对应的光谱学符号s、p、d、f、„„， 电子云形状分别为球形、哑铃形、花瓣形„„等。从能量角度上看，这些分层也常称为能级。 3．磁量子数 m 磁量子数：表征原子轨道角动量在外磁场方向上分量的大小，即原子轨道在空间的伸展 方向。 取值：0，±1，±2，…，± l，有 2l+1 个取值。 1）说明了线状光谱在外加磁场的作用下的分裂现象。 2）在没有外加磁场情况下，同一亚层的原子轨道，能量是相 等的，叫等价轨道或简并轨道。 4．自旋量子数 ms 自旋量子数：代表了自旋角动量在外加磁场方向分量的大小， 表示自旋状态。 取值： ms 1 2 。一般用“”和“”表示。 说明了氢光谱的精细结构。 总结：原子中每个电子的运动状态可以用 m ms n,l, , 四个量子数 来描述，它们确定之后，则电子在核外空间的运动状态就确定了。 2.2.3 波函数的空间图象 1．概率密度的表示方法 角动量 M 的空间取向 自旋量子数 ms 有两种取值
第2章化学元素和物质结构 (1)电子云：在以原子核为原点的空间坐标系内，用小黑点密度表示电子出现的概率密 度，离核越近，小黑点越密，表示电子在那些位置出现的概率密度大：离核越远，小黑点越 稀，表示电子在那些位置出现的概率密度小。 (2)等概率密度面图：将电子在原子核外出现的概率密度相对值大小相等的各点连接起 来形成一个曲面叫做等概率密度面。 (3)界面图：界面图是选择一个等密度面，使电子在界面以内出现的总概率为90-95%。 0.4 0.75 a)ls电子云 b)1s态等几率密度面图 c)Is态界面图 氢原子1s电子几率密度分布的几种表示方法 各种状态的电子云的分布形状： s电子云 p电子云 d:y d d电子云 电子云的轮廓图 2.波函数的空间图像 直角坐标(xy,z)和球坐标(r,0,p)之间的变换 x=·sin0·cos0 y=r·sin0·sino z=r·c0s0 球坐标 球坐标 5
第 2 章 化学元素和物质结构 5 (1) 电子云：在以原子核为原点的空间坐标系内，用小黑点密度表示电子出现的概率密 度，离核越近，小黑点越密，表示电子在那些位置出现的概率密度大；离核越远，小黑点越 稀，表示电子在那些位置出现的概率密度小。 (2) 等概率密度面图：将电子在原子核外出现的概率密度相对值大小相等的各点连接起 来形成一个曲面叫做等概率密度面。 (3) 界面图：界面图是选择一个等密度面，使电子在界面以内出现的总概率为90~95% 。 各种状态的电子云的分布形状： s 电子云 px py pz p 电子云 d 电子云 电子云的轮廓图 2．波函数的空间图像 直角坐标（x,y,z）和球坐标（r,θ,φ）之间的变换 x＝r·sinθ·cosφ y＝r·sinθ·sinφ z＝r·cosθ 球坐标 a) 1s 电子云 b) 1s 态等几率密度面图 c) 1s 态界面图 氢原子 1s 电子几率密度分布的几种表示方法 dyz dxz dxy 2 2 x y d 2 z d
第2章化学元素和物质结构 r=Vx2+y2+2 薛定谔方程转化为： 1⊙(，g）+,1_0sino2 ror or r2sine a0 08a0+产(e-np=0 以r,O,p)=R(r)Y(0,p) R一径向分布部分，仅与r(原子轨道半径)有关，与空间取向无关。 Y(一一角度分布部分，只取决于轨道的空间取向，与轨道半径无关。 (1)径向分布：在半径为r、厚度为△r的球壳内发 现电子的概率为4πr△rR(r),将其除以△r,得到 Dr)=4π2R(),以Dr作图，可得各种状态的电 子的概率的径向分布图。 (2)角度分布 36408等 Y(8p)对Bp作图可得原子轨道的角度分布图， 4有。0行 Y(p,B对8作图可得到电子云的角度分布图。 ①原子轨道角度分布图胖一点，而电子角度分布图瘦 r/nm-- 一点。这是因为Y<1,所以|Y2<|Y|。 氢原子电子云的径向分布图 ②原子轨道角度分布图有“+”、“一”，符号表示Y(8)的角度分布图形的对称性关 系，符号相同则表示对称性相同，符号相反则表示对称性相反；而电子云角度分布图均为正 值。 米 原子轨道的角度分布图 电子云的角度分布图 6
第 2 章 化学元素和物质结构 6 2 2 2 r x y z 薛定谔方程转化为： (r,θ,φ)＝R(r)·Y(θ,φ) R(r) ——径向分布部分，仅与 r (原子轨道半径)有关，与空间取向无关。 Y(,)——角度分布部分，只取决于轨道的空间取向，与轨道半径无关。 （1）径向分布：在半径为 r、厚度为 Δr 的球壳内发 现电子的概率为 4r 2Δr 2 R r( ) ，将其除以 Δr，得到 2 2 D r r R r ( ) 4 ( ) ，以 D(r)～r 作图，可得各种状态的电 子的概率的径向分布图。 (2)角度分布 Y(,)对,作图可得原子轨道的角度分布图， 2 Y( , ) 对,作图可得到电子云的角度分布图。 ①原子轨道角度分布图胖一点，而电子角度分布图瘦 一点。这是因为Y1，所以Y 2 Y。 ②原子轨道角度分布图有 “＋”、“－”，符号表示 Y(,)的角度分布图形的对称性关 系，符号相同则表示对称性相同，符号相反则表示对称性相反；而电子云角度分布图均为正 值。 原子轨道的角度分布图 电子云的角度分布图 2 2 2 2 2 2 2 2 2 1 1 1 8 sin 0 sin sin m r E V r r r r r h 氢原子电子云的径向分布图
第2章化学元素和物质结构 2.3原子的电子层结构与元素周期系 2.3.1多电子原子的能级 1.鲍林近似能级图 (1)对于氢原子或类氢离子（如He、L2+)原子轨道的能量： ●原子轨道的能量E随主量子数的增大而增大，即E,L>M>N>O>P...... 屏蔽效应使原子轨道能量升高。 ●钻穿效应：外层电子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它的能量发生变化的 现象称为钻穿效应，钻穿效应使原子轨道能 0.4060.10121.4 量降低。 钻穿效应 2.核外电子排布的三个原则
第 2 章 化学元素和物质结构 7 2.3 原子的电子层结构与元素周期系 2.3.1 多电子原子的能级 1. 鲍林近似能级图 （1）对于氢原子或类氢离子(如He＋ 、Li2＋ )原子轨道的能量： 原子轨道的能量E随主量子数n的增大而增大，即E1s L > M > N > O > P …… 屏蔽效应使原子轨道能量升高。 钻穿效应：外层电子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它的能量发生变化的 现象称为钻穿效应，钻穿效应使原子轨道能 量降低。 2．核外电子排布的三个原则 原子轨道的近似能级图 钻穿效应
第2章化学元素和物质结构 (1)泡利不相容原理：一个原子轨道最多只能容纳2个自旋相反的电子，即在同一个 原子中没有四个量子数完全相同的电子。每个电子层中原子轨道的数目是n个，因此每个 电子层最多所能容纳的电子数为2n2个。 (2)能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总 是尽可能分布到能量最低的轨道。 (3)洪德规则：也叫等价轨道原理，电子在能量相同的 原子轨道上排布时，总是尽可能地以自旋方向相同的形式分占 ®⑧ 不同的轨道，此时体系能量低、稳定。 ⑧@@0 洪德规则的特例：等价轨道全充满(p,d,∫片，半充满 (p,,)和全空(p°，，)状态比较稳定。 例如，氮原子核外有7个电子，核外电子排布为 四 1s22s22p.'2p,'2p。 电子填入轨道次序图 3.电子结构式 Ne(Z=10):1s22s22p ①①① ①D ①D 2p Na(Z=11):122s22p3s 25 K(Z=19):1s22s22p3s23p4s 氮原子核外电子的排布图 简化写法，用稀有气体表示全充满的结构，称为原子实。例， Ca(Z=20):1s22s22p3s23p4s2简写为[Ar]4s2:Cr(Z=24):1s22s22p3s23p3d'4s,简写为 [Ar]3df4s'。 2.3.2核外电子排布与周期系的关系 1.每周期的元素数目 周期：元素周期表中的行，共分为七个周期，与七个能级组相对应。 每个周期的元素数量等于各能级组对应的原子轨道所能够容纳的最多电子数。 元素周期表中的周期与各周期元素的数目 周期 能级组 能级组内原子轨道 所能容纳的最多电子数 最大元素数目 1 1 Is 2 2 2 2s2p P 8 3 3 3s3p 8 8 4 4s3d4p 18 18 5 J 5s4d5p 18 18 6 6 6s4f5d6p 32 32 7 7s5fod 32 32 2.元素在周期表中的位置 元素在周期表中所处周期的序数等于该元素原子所具有的电子层数。 族：元素周期表中的列，共有7个主族(LA~VIA族)、零族、7个副族(B~VIB族)和VⅢ 族（含3列）。元素在周期表中的族数，基本上取决于元素的最外层电子数或价电子数。 各主族元素(A~VIA)、第IB、第ⅡB副族元素的最外层电子数等于族序数：零族元 素最外层电子数为2或8，是全充满结构：第Ⅲ至第IB族元素的族的序数等于最外层s电子 数与次外层d电子数之和：Ⅷ族元素的最外层s电子数与次外层d电子数之和为8,9,10。 8
第 2 章 化学元素和物质结构 8 （1）泡利不相容原理：一个原子轨道最多只能容纳 2 个自旋相反的电子，即在同一个 原子中没有四个量子数完全相同的电子。每个电子层中原子轨道的数目是 n 2 个，因此每个 电子层最多所能容纳的电子数为 2n 2个。 （2）能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总 是尽可能分布到能量最低的轨道。 （3）洪德规则：也叫等价轨道原理，电子在能量相同的 原子轨道上排布时，总是尽可能地以自旋方向相同的形式分占 不同的轨道，此时体系能量低、稳定。 洪德规则的特例：等价轨道全充满(p 6 , d 10 , f 14) ，半充满 （p 3 , d 5 , f 7）和全空（ p 0 , d 0 , f 0）状态比较稳定。 例如，氮原子核外有7个电子，核外电子排布为 1s 2 2s 2 2px 1 2py 1 2pz 1。 3．电子结构式 Ne（Z=10）：1s 2 2s 2 2p 6 Na（Z=11）：1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 K（Z=19）：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 简化写法，用稀有气体表示全充满的结构，称为原子实。例， Ca（Z=20）：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 简写为[Ar]4s 2 ；Cr（Z=24）：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1，简写为 [Ar]3d 5 4s 1。 2.3.2 核外电子排布与周期系的关系 1．每周期的元素数目 周期：元素周期表中的行，共分为七个周期，与七个能级组相对应。 每个周期的元素数量等于各能级组对应的原子轨道所能够容纳的最多电子数。 元素周期表中的周期与各周期元素的数目 周期 能级组 能级组内原子轨道 所能容纳的最多电子数 最大元素数目 1 1 1s 2 2 2 2 2s2p 8 8 3 3 3s3p 8 8 4 4 4s3d4p 18 18 5 5 5s4d5p 18 18 6 6 6s4f5d6p 32 32 7 7 7s5f6d 32 32 2．元素在周期表中的位置 元素在周期表中所处周期的序数等于该元素原子所具有的电子层数。 族：元素周期表中的列，共有7个主族(IA～VIIA族)、零族、7个副族(IB～VIIB族)和VIII 族（含3列）。元素在周期表中的族数，基本上取决于元素的最外层电子数或价电子数。 各主族元素(IA～VIIA)、第ⅠB、第ⅡB副族元素的最外层电子数等于族序数；零族元 素最外层电子数为2或8，是全充满结构；第Ⅲ至第ⅦB族元素的族的序数等于最外层s电子 数与次外层d 电子数之和； Ⅷ族元素的最外层s电子数与次外层d电子数之和为8，9，10。 电子填入轨道次序图 1s 2s 2p 氮原子核外电子的排布图
第2章化学元素和物质结构 3.元素在周期表中的分区 IA 0 IIA IIIA-VIIA 2 IB~VIIB VIll IB IIB 4 区 P区 d区 体区 ns'-ns ns'np'-ns'np (n-1)d's2、(n-1)s2 (n-1ons' 6 (有例外) (n-1s2 辋系元素 f区 钢系元素 (m-2)s2、(m-2)f“s2(有例外) 2.3.3元素性质的周期性 1.原子半径 常用的原子半径有三种： ●共价半径：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共价半径。 ● 金属半径：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，它们核间距离的一半叫做金属 半径。 员子半位减小 范德华半径：当两个原子之间没有形成化 学键而只靠分子间作用力（范德华力）互 相接近时，两个原子核间距离的一半，叫 @ 国 66885 做范德华半径。 15 13 n 原子半径的周期性变化： ⊙ @ W⊙0⊙@ 主族元素原子半径的递变规律十分明显。 同一周期中，随着原子增大，原子半径依次减 小，这是因为有效核电荷数增大，原子核对核 2 414 外电子吸引力增强。同一主族中，自上而下各 n⊙⊙©①⊙ 元素的原子半径依次增大，这是因为原子的电 215 30 子层数增多，核电荷数逐渐增加。 同一周期中，副族的过渡元素随核电荷增 TN@⊙@@ 27 加，有效核电荷增加得比较缓慢，从左至右原 7075456045 子半径减小幅度不大。镧系、钢系元素随着原 主族元素的原子半径(nm) 子序数的增加，原子半径减小的幅度很小，我 们把这一现象称为镧系收缩。副族元素自上而下原子半径变化不明显，特别是第五周期和第 六周期的元素，它们的原子半径非常相近。这主要是镧系收缩所造成的结果。 2,电离能、电子亲合能 (1)元素的电离能：使基态的气态原子或离子失去电子所需要的最低能量称为电离能。 9
第 2 章 化学元素和物质结构 9 3．元素在周期表中的分区 IA 0 1 IIA IIIA~VIIA 2 s 区 ns 1 ~ns 2 p 区 ns 2 np 1 ~ns 2 np 6 3 IIIB~VIIB VIII IB IIB 4 d 区 （n-1）d 1 ns 2 ~ （n-1）d 8 ns 2 （有例外） ds 区 (n-1)d 10 ns 1 ~ (n-1)d 10 ns 2 5 6 镧系元素 锕系元素 f 区 （n-2）f 1 ns 2 ~ （n-2）f 14 ns 2 （有例外） 2.3.3 元素性质的周期性 1．原子半径 常用的原子半径有三种： 共价半径：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共价半径。 金属半径：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，它们核间距离的一半叫做金属 半径。 范德华半径：当两个原子之间没有形成化 学键而只靠分子间作用力（范德华力）互 相接近时，两个原子核间距离的一半，叫 做范德华半径。 原子半径的周期性变化： 主族元素原子半径的递变规律十分明显。 同一周期中，随着原子增大，原子半径依次减 小，这是因为有效核电荷数增大，原子核对核 外电子吸引力增强。同一主族中，自上而下各 元素的原子半径依次增大，这是因为原子的电 子层数增多，核电荷数逐渐增加。 同一周期中，副族的过渡元素随核电荷增 加，有效核电荷增加得比较缓慢，从左至右原 子半径减小幅度不大。镧系、锕系元素随着原 子序数的增加，原子半径减小的幅度很小，我 们把这一现象称为镧系收缩。副族元素自上而下原子半径变化不明显，特别是第五周期和第 六周期的元素，它们的原子半径非常相近。这主要是镧系收缩所造成的结果。 2．电离能、电子亲合能 （1）元素的电离能：使基态的气态原子或离子失去电子所需要的最低能量称为电离能。 主族元素的原子半径（nm）
第2章化学元素和物质结构 其中使基态的气态原子失去一个电子形成十1价气态正离子时所需要的最低能量叫做第一 电离能，以1表示：从十1价离子失去一个电子形成十2价气态正离子时所需的最低能量叫 第二电离能，以L2表示，依此类推。电离能的单位为kJo厂。对于同一种元素I10,表示得电 子时要吸收能量，这说明该元素的原子变成负离子很闲难 原子序数 元素的电子亲合能随原子序数的变化（图中的稀有气体的数值来自于理论计算） 3.元素的电负性 （1)电负性：1932年鲍林 首先提出，定量地描述分子中原 子吸引电子的能力，通常用X 3.5 表示。 48 2.5 (2)电负性的取值：相对 2.0● 值，X=4.0,根据热化学数据比 1,5 1.0 0.5 10 20 40 50 60 原千序数 元素的电负性随原子序数的变化
第 2 章 化学元素和物质结构 10 其中使基态的气态原子失去一个电子形成＋1 价气态正离子时所需要的最低能量叫做第一 电离能，以 I1 表示；从＋1 价离子失去一个电子形成＋2 价气态正离子时所需的最低能量叫 第二电离能，以 I2 表示，依此类推。电离能的单位为 kJ·mol－1。对于同一种元素 I10，表示得电 子时要吸收能量，这说明该元素的原子变成负离子很困难。 元素的电子亲合能随原子序数的变化（图中的稀有气体的数值来自于理论计算） 3．元素的电负性 （1）电负性：1932 年鲍林 首先提出，定量地描述分子中原 子吸引电子的能力，通常用 X 表示。 （2）电负性的取值：相对 值，XF=4.0，根据热化学数据比 元素的电负性随原子序数的变化