无机化学课程（48学时）（支撑毕业要求1工程知识、4研究和5使用现代工具）课程目标：课程目标1.掌握化学基本概念和定律、化学两大平衡、化学热力学、化学反应速率、原子结构和元素周期系、分子结构和晶体结构等基础知识；学会使用无机化学相关知识表述工程问题。【毕业要求1工程知识】课程目标2.培养学生具有分析处理一般无机化学问题的初步能力以及应用参考资料自学一般无机化学书刊、获取新知识的能力，提高学生的实践能力和创新能力：学生能运用无机化学基本原理分析复杂的工程问题。毕业要求4研究】课程目标3.学生具备使用现代的网络资源学习无机化学的相关知识的能力；能科学选择合理的工具和软件及结合无机化学基本原理对复杂工程问题进行分析和计算。【毕业要求5使用现代工具】第五章原子结构与元素周期律【学习目标与要求】1、学习目标（1）价值目标：理解科学知识的社会价值，培养尊重事实、追求真理的科学精神。【课程目标1】（2）知识目标：从氢原子光谱了解能级的概念，了解原子核外电子运动的近代概念；熟悉s、P、d原子轨道和电子云的形状和伸展方向、元素性质周期性变化规律；掌握四个量子数对核外电子运动状态的描述、周期系内各元素原子的核外电子层结构的特征，电子排布规律。【课程目标1】【课程目标2】（3）能力目标：能用所学理论分析原子结构和元素周期性，利用现代网络知识和工具对实际工程问题进行分析。【课程自标1【（课程自标32、学习要求理解并掌握四个量子数对核外电子运动状态的描述、周期系内各元素原子的核外电子层结构的特征，电子排布规律【课程目标1】【课程目标2】【教学重点与难点】1、教学重点
无机化学课程（48学时） （支撑毕业要求 1 工程知识、4 研究和 5 使用现代工具） 课程目标： 课程目标 1.掌握化学基本概念和定律、化学两大平衡、化学热力学、化学反 应速率、原子结构和元素周期系、分子结构和晶体结构等基础知识；学会使用无 机化学相关知识表述工程问题。【毕业要求 1 工程知识】 课程目标 2.培养学生具有分析处理一般无机化学问题的初步能力以及应用 参考资料自学一般无机化学书刊、获取新知识的能力，提高学生的实践能力和创 新能力；学生能运用无机化学基本原理分析复杂的工程问题。【毕业要求 4 研究】 课程目标 3.学生具备使用现代的网络资源学习无机化学的相关知识的能力； 能科学选择合理的工具和软件及结合无机化学基本原理对复杂工程问题进行分 析和计算。【毕业要求 5 使用现代工具】 第五章 原子结构与元素周期律 【学习目标与要求】 1、学习目标 （1）价值目标：理解科学知识的社会价值，培养尊重事实、追求真理的科 学精神。【课程目标1】 （2）知识目标：从氢原子光谱了解能级的概念，了解原子核外电子运动的 近代概念；熟悉s、p、d原子轨道和电子云的形状和伸展方向、元素性质周期性变 化规律；掌握四个量子数对核外电子运动状态的描述、周期系内各元素原子的核 外电子层结构的特征，电子排布规律。【课程目标1】【课程目标2】 （3）能力目标：能用所学理论分析原子结构和元素周期性，利用现代网络 知识和工具对实际工程问题进行分析。【课程目标1】【课程目标3】 2、学习要求 理解并掌握四个量子数对核外电子运动状态的描述、周期系内各元素原子的 核外电子层结构的特征，电子排布规律【课程目标1】【课程目标2】 【教学重点与难点】 1、教学重点
(1)s、P、d、f原子轨道，四个量子数与核外电子运动状态，核外电子排布规律及价电子层结构特征(2)波函数和原子轨道，几率分布和电子云，四个量子数的含义及关系，多电子原子能级图，能级交错，屏蔽效应与有效核电荷，钻穿效应，电离能，电子亲和能，电负性【课程目标1】2、教学难点(1)核外电子排布规律及价电子层结构特征(2)能级交错(3)屏蔽效应与有效核电荷(4)钻穿效应【课程目标2】【教学方法】讲授法、案例分析法、讨论法。【课程目标1】【课程目标2】【教学手段】多媒体、雨课堂。【课程目标3】【教学过程】第五章原子结构与元素周期律5.1近代原子结构的建立5.1.1原子结构模型1708年卢瑟福通过α粒子散射实验确认：原子是由中央带正电的原子核和周围若干绕核旋转的电子组成。遇到的问题：电子绕核运动，将不断辐射电磁波，不断损失能量，最终将落到核上，原子因此而消亡实际与此相反，原子是稳定存在的，急需找到理论解释
(1)s、p、d、f 原子轨道，四个量子数与核外电子运动状态，核外电子排布 规律及价电子层结构特征 (2)波函数和原子轨道，几率分布和电子云，四个量子数的含义及关系，多电 子原子能级图，能级交错，屏蔽效应与有效核电荷，钻穿效应，电离能，电子亲 和能，电负性【课程目标 1】 2、教学难点 (1)核外电子排布规律及价电子层结构特征 (2)能级交错 (3)屏蔽效应与有效核电荷 (4)钻穿效应 【课程目标 2】 【教学方法】讲授法、案例分析法、讨论法。【课程目标 1】【课程目标 2】 【教学手段】多媒体、雨课堂。【课程目标 3】 【教学过程】 第五章 原子结构与元素周期律 5.1 近代原子结构的建立 5.1.1 原子结构模型 1708 年卢瑟福通过 α 粒子散射实验确认：原子是由中央带正电的原子核和 周围若干绕核旋转的电子组成。遇到的问题：电子绕核运动，将不断辐射电磁波， 不断损失能量，最终将落到核上，原子因此而消亡实际与此相反，原子是稳定存 在的，急需找到理论解释
玻尔（玻尔理论）卢瑟福(行星式模型）1913年汤姆逊1911年（发现电子）伦琴道尔顿德谟克利特(X射线)1897年（化学原（原子是不子论)可再分割）1895年1803年公元前5世纪5.1.2氢原子光谱1、光谱一束光通过分光棱镜折射后再屏幕上得到一条彩带或线形亮条前者称连续光谱后者称线形光谱太阳光电灯光为连续光谱原子光谱为线形光谱。2、氢原子光谱里德堡方程=R()RH=1.097×107M-lnl=2，n2=3,4,5,6为可见光区四条谱线。ni<n2氢原子光谱连续光谱?5.1.3玻尔理论玻尔假设（1913年）：1、原子具有一系列能量不连续的定态定态时不辐射能量能量最低的定态为基态其余为激发态。2、频率规则原子中电子可以由一个定态跃迁至另一个定态这时电子吸收或辐射能量频率1=|△E/h，h为普郎克常数。3、量子化规则在定态电子绕核运动的角动量必须为h/2元的整数倍mvr=nh/2
5.1.2 氢原子光谱 1、光谱一束光通过分光棱镜折射后再屏幕上得到一条彩带或线形亮条前者 称连续光谱后者称线形光谱太阳光电灯光为连续光谱原子光谱为线形光谱。 2、氢原子光谱里德堡方程 RH=1.097×107 M-1 n1<n2 n1=2，n2=3,4,5,6 为可见光区四条谱线。 5.1.3 玻尔理论 玻尔假设（1913 年）： 1、原子具有一系列能量不连续的定态定态时不辐射能量能量最低的定态为 基态其余为激发态。 2、频率规则原子中电子可以由一个定态跃迁至另一个定态这时电子吸收或 辐射能量频率 v=∣ΔE∣/h，h 为普郎克常数。 3、量子化规则在定态电子绕核运动的角动量必须为 h/2π的整数倍 mvr=nh/2
元电子绕核运动的向心力等于电子与原子核间的静电引力即mv2/r=ze24元Eor2可导出电子定态能量公式En=-2.18×10-18z2/n2(U)或En=-13.6z2/n2(eV)例计算氢原子电离能1。解I=E-Ei=0-(-2.18×10-12)=2.18×10-18(J）【课程目标2】【课程目标315.2微观粒子运动的特殊性电子、中子、质子等微观粒子与宏观物体的性质和运动规律不同，因此不能用描述宏观物体运动状态的经典力学来描述微观粒子的运动状态。随着人们对微观粒子特性认识的深入，于20世纪30年代建立了描述微观粒子运动规律的量子力学。1.波粒二象性20世纪初，爱因斯坦(Einstein)提出光子学说解释了光电效应之后，使人们认识到光具有波动性和粒子性的双重特性。1924年，法国青年物理学家德布罗意(De·Brolie)在光的波粒二象性的启发下，大胆提出了电子等实物粒子也具有波粒二象性，并且推导出运动粒子与波的关系式：=hlp=h/mv上式入为一个质点m，运动速度v的实物微粒的波长，p为动量，h为普朗克常数。从德布罗意方程式可以看出，与动量mv成反比。显然，对质量很大的足球，其波长很短，我们见不到足球射门时所发出的衍射现象。只有小微粒的m、v值等于或小于h值时，显示出的波动性不可忽略。果然在1927年，也就是德布罗意假设提出三年后，电子衍射实验完全证实了电子具有波动性。一束电子流经加速并通过金属单晶体，可清楚地观察到电子的衍射图样，根据电子衍射图计算得到的电子射线的波长与德布罗意预期的波长完全一致。用α粒子、中子，原子，分子等粒子流做类似实验，都同样可以观察到衍射现象。2.测不准原理宏观物体的运动状态，可以根据经典力学用准确的位置和速度（或动量）来确定。如人造卫星的运行，人们不仅可以同时准确地测定它现在的坐标位置和运行速度，而且还能推知它过去和未来的坐标和速度。微观粒子具有波动性，波会发生衍射，人们不能同时准确地测量它的坐标位置和速度。假如用光测量电子的位置，所用的光波长愈短，物体位置的测量愈准确，但总有误差土入存在。电子
π电子绕核运动的向心力等于电子与原子核间的静电引力即 mv2 /r=ze24πξ0 r 2 可 导出电子定态能量公式En=-2.18×10-18z 2 /n2 (J)或En=-13.6z2 /n2 (eV)例计算氢原子电 离能 I。解 I=E∞-E1=0-(-2.18×10-12)= 2.18×10-18(J) 【课程目标 2】【课程目标 3】 5.2 微观粒子运动的特殊性 电子、中子、质子等微观粒子与宏观物体的性质和运动规律不同，因此不 能用描述宏观物体运动状态的经典力学来描述微观粒子的运动状态。随着人们 对微观粒子特性认识的深入，于 20 世纪 30 年代建立了描述微观粒子运动规律 的量子力学。 1. 波粒二象性 20 世纪初，爱因斯坦(Einstein)提出光子学说解释了光电效应之后，使人们认 识到光具有波动性和粒子性的双重特性。1924 年，法国青年物理学家德布罗意 (De·Brolie)在光的波粒二象性的启发下，大胆提出了电子等实物粒子也具有波粒 二象性，并且推导出运动粒子与波的关系式： 上式 λ 为一个质点 m，运动速度 v 的实物微粒的波长，p 为动量，h 为普朗 克常数。从德布罗意方程式可以看出，λ 与动量 mv 成反比。显然，对质量很大 的足球，其波长很短，我们见不到足球射门时所发出的衍射现象。只有小微粒的 m、v 值等于或小于 h 值时，显示出的波动性不可忽略。 果然在 1927 年，也就是德布罗意假设提出三年后，电子衍射实验完全证实 了电子具有波动性。一束电子流经加速并通过金属单晶体，可清楚地观察到电子 的衍射图样，根据电子衍射图计算得到的电子射线的波长与德布罗意预期的波长 完全一致。用 α 粒子、中子，原子，分子等粒子流做类似实验，都同样可以观察 到衍射现象。 2. 测不准原理 宏观物体的运动状态，可以根据经典力学用准确的位置和速度（或动量）来 确定。如人造卫星的运行，人们不仅可以同时准确地测定它现在的坐标位置和运 行速度，而且还能推知它过去和未来的坐标和速度。微观粒子具有波动性，波会 发生衍射，人们不能同时准确地测量它的坐标位置和速度。假如用光测量电子的 位置，所用的光波长愈短，物体位置的测量愈准确，但总有误差±λ 存在。电子
是极小的粒子，要准确测定其位置必须使用极短波长的光，根据德布罗意公式p=h/入，光的波长愈短，光子的动量愈高，当光子与电子相碰撞时就会将动能传给电子，引起电子动量的大变化，但其位置的测量误差太大。1926年海森堡(Heisenberg)提出了测不准原理，并用数学式表示：式中Ap表示动量的不准确程度，Ax表示位置不准确程度。则位置变化很小，表明速度与位置可以同时准确测得。位置变化很大，远大于自身，故不能忽略，可见对于微观体系不可能同时准确地测定粒子的坐标位置和速度。【课程目标2】【课程目标3】5.3核外电子运动状态的描述42h/4元5.3.1薛定调方程h8++8元（）=p(n,,m)微波函数的表示方法。p(x,y,z)0(r,0,9)5.3.2量子数的概念解薛定调方程时，引入三个量子数：1.主量子数n取值对应与电子层n23456170电子层KLMNPQ作用：(1)决定原子轨道能量起主要作用：n越大能量越高；E=-13.6/n2；(2)决定电子离原子核距离n越大离核越远。2.角量子数1取值：n一定=0.1.2....作用：(1)多电子原子中和一起决定电子能级：n同1越大，能量越高；(2)确定原子轨道的形状10123符号sdfp球形状哑铃花瓣复杂
是极小的粒子，要准确测定其位置必须使用极短波长的光，根据德布罗意公式 p ＝h/λ，光的波长愈短，光子的动量愈高，当光子与电子相碰撞时就会将动能传给 电子，引起电子动量的大变化，但其位置的测量误差太大。1926 年海森堡 (Heisenberg)提出了测不准原理，并用数学式表示： 式中△p 表示动量的不准确程度，△x 表示位置不准确程度。 则位置变化很小，表明速度与位置可以同时准确测得。位置变化很大，远 大于自身，故不能忽略，可见对于微观体系不可能同时准确地测定粒子的坐标 位置和速度。【课程目标 2】【课程目标 3】 5.3 核外电子运动状态的描述 5.3.1 薛定谔方程 φ(x,y,z) φ(r,θ,φ) φ(n,l,m)微波函数的表示方法。 5.3.2 量子数的概念 解薛定谔方程时，引入三个量子数： 1. 主量子数 n 取值对应与电子层 n 1 2 3 4 5 6 7 电子层 K L M N O P Q 作用： (1)决定原子轨道能量起主要作用：n 越大能量越高；E=-13.6/n2； (2)决定电子离原子核距离 n 越大离核越远。 2. 角量子数 l 取值：n 一定 l=0.1.2. 作用： (1)多电子原子中和一起决定电子能级：n 同 l 越大，能量越高; (2)确定原子轨道的形状 l 0 1 2 3 符号 S p d f 形状 球 哑铃 花瓣 复杂
3.磁量子数m(1)取值L一定m=0,±1,+2··(2n+1)L种类数M空间运动状态00s113+1 0-1PxPzPy25+2 +1 0 -1 -2dxy dxz dyz dz? dx2-y237f(7 个)+3 +2 +1 0 -1 -2 -3(2)作用：决定原子轨道的空间取向。(n,l,m)波函数也叫原子轨道函数，简称原子轨道，是薛定调方程的合理解。所以n,1,m三个量子数可确定原子轨道。4.自旋量子数ms取值+1/2,-1/2或用↑1表示一个轨道可容纳两个电子，但自旋必须相反。11总之：决定原子核外电子能量需n,l(单电子体系只需n)。决定原子轨道需n,lmVn.1.m为波函数。决定电子轨道状态需n.lmms四个量子数。5.3.3用图形描述核外电子的运动状态1.波函数n.l.m(vp0)中简称原子轨道几率密度n.1.m(v9,0)2简称电子云。=R(r)Y(0,w)为径象部分(决定原子轨道大小)。Y(,W)为角度部分(决定原子轨道形状)。2.Y(0,y)角度部分图形y与y2区别：原子轨道y图形(p,d)胖，有+,-对称性区别电子云y2图形(p,d)瘦，无+,-对称性区别。补充电子核外空间的径向分布函数D(r)原子在原子核外距离1的一薄层球壳中的几率随半径变化时的分布情况规律：(1)电子在核外空间出现总几率为1;(2)离核越近，几率密度越大；
3. 磁量子数 m (1)取值 L 一定 m=0,±1,±2.(2n+1) L M 空间运动状态 种类数 0 0 s 1 1 +1 0 -1 Px PzPy 3 2 +2 +1 0 -1 -2 dxy dxz dyz dz2 dx2 -y 2 5 3 +3 +2 +1 0 -1 -2 -3 f(7 个) 7 (2)作用：决定原子轨道的空间取向。 ψ(n,l,m)波函数也叫原子轨道函数，简称原子轨道，是薛定谔方程的合理解。 所以 n,l,m 三个量子数可确定原子轨道。 4.自旋量子数 ms 取值+1/2,-1/2 或用↑↓表示一个轨道可容纳两个电子，但自旋必须相反。↑↓ 总之：决定原子核外电子能量需 n,l(单电子体系只需 n)。 决定原子轨道需 n,l,m ψn,.l,.m 为波函数。 决定电子轨道状态需 n,l,m,ms 四个量子数。 5.3.3 用图形描述核外电子的运动状态 1. 波函数 ψn.l.m(vφθ)中简称原子轨道 几率密度|ψn.l.m(v,φ,θ)| 2简称电子云。 ψ=R(r)·Y(θ,ψ)为径象部分(决定原子轨道大小)。 Y(θ,ψ)为角度部分(决定原子轨道形状)。 2. Y(θ,ψ)角度部分图形 y 与 y 2 区别：原子轨道 y 图形(p,d)胖，有+,-对称性区别 电子云 y 2 图形(p,d)瘦，无+,-对称性区别。 补充 电子核外空间的径向分布函数 D(r) 原子在原子核外距离 r 的一薄层球壳中的几率随半径变化时的分布情况规 律： (1)电子在核外空间出现总几率为 1； (2)离核越近，几率密度越大；
(3)几率最大处是距离核某一距离的球壳H的r=ao=52.9pm;(4)D(r)的峰值(极值)为(n-I)个。【课程目标1)5.4核外电子的排布5.4.1 影响轨道能量的因素1.屏蔽效应把其它电子对选定电子的排斥作用，看作降低了部分核电荷的吸引作用，称为屏蔽效应。单电子体系E=-13.6z2/n2(eV)=-2.18×10-18z2/n2(J)；多电子体系E=13.6z2/n2(eV)=--13.6(z-0j)(eV)；为屏蔽常数，用斯莱特规则求之。核外电子分组：1s/2s.2p/3s.3p/3d|4s.4p|4d|4f/5s.5p|5d/5f..(1)在j之后电子aj=0；(2)与j同组电子aj=0.35(1s为0.30)；(3)i为ns,np电子，(n-1)层电子oj=0.85(n-2)层以内oij=1.0：（4)为d.f电子，低组的电子oj=1.0。例1：C原子1s22s22p各轨道能量是多少？解：1s01s=0.3z1s=6-0.3=5.7例2：求K原子3d.4s轨道能量，第19个电子进入哪个轨道？解：K1s22s22p63s23p64sl或3dl04s=1.0×10+0.85×8=16.8E4s=-13.6x(19-16.8)/42=-4.11(eV)03d=1.0×18=18E3d=-13.6x(19-18)/32=-1.51(eV)第19个电子进入4s轨道1s22s22p63s23p64s例3：Ca的第20号电子应进入哪个轨道？解：03d=1.0×18=18E3d=-13.6x(20-18)/32=-6.044(eV)04s=1.0×10+0.85×8+0.35=17.15E4s=-13.6x(20-17.15)/42=-6.904(eV)Ca的第20号电子应进入4s轨道1s22s22p63s23p64s例4：Sc1s22s22p°3s23p3d-4s2成为+1价离子时，应先失哪个电子？解：03d=1.0×18=18E3d=-13.6x(21-18)/32=-13.6(eV)04s=1.0×10+0.85×9+0.35=188E4s=-13.6x(21-18)/42=-7.65(eV)E4s>E3d应先失4s电子例5：T1s?2s22p63s?3p63d24s?成为+1价离子时，应先失哪个电子？03d=0.35+18=18.35 E3d=-13.6x(22-18.55)2/32=-20.13(eV)04s=1.0×10+0.85×10+0.35=18.85E4s=-13.6×(22-18.85)2/42=-8.434(eV)
(3)几率最大处是距离核某一距离的球壳 H 的 r=ao=52.9 pm； (4)D(r)的峰值(极值)为(n-l)个。 【课程目标 1】 5.4 核外电子的排布 5.4.1 影响轨道能量的因素 1. 屏蔽效应 把其它电子对选定电子的排斥作用，看作降低了部分核电荷的吸引作用，称 为屏蔽效应。单电子体系 E=-13.6z2 /n2 (eV)=-2.18×10-18 z 2 /n2 (J)；多电子体系 E=- 13.6z2 /n 2 (eV)=-13.6(z-σj) (eV)；σ 为屏蔽常数，用斯莱特规则求之。 核外电子分组：1s∣2s.2p∣3s.3p∣3d∣4s.4p∣4d∣4f∣5s.5p∣5d∣5f. (1)在 j 之后电子 σij=0；(2)与 j 同组电子 σij=0.35(1s 为 0.30)；(3)j 为 ns,np 电 子，(n-1)层电子 σij=0.85 (n-2)层以内 σij=1.0；(4)j 为 d.f 电子，低组的电子 σij=1.0。 例 1：C 原子 1s22s22p2 各轨道能量是多少？ 解：1s σ1s=0.3 z* 1s=6-0.3=5.7 例 2：求 K 原子 3d.4s 轨道能量，第 19 个电子进入哪个轨道？ 解： K1s22s22p63s23p6 4s1 或 3d1 σ4s=1.0×10+0.85×8=16.8 E4s=-13.6×(19-16.8)2 /4 2=-4.11(eV) σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(19-18)2 /3 2=-1.51(eV) 第 19 个电子进入 4s 轨道 1s22s22p63s23p64s1 例 3：Ca 的第 20 号电子应进入哪个轨道？ 解：σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(20-18)2 /3 2=-6.044(eV) σ4s=1.0×10+0.85×8+0.35=17.15 E4s=-13.6×(20-17.15)2 /4 2=-6.904(eV) Ca 的第 20 号电子应进入 4s 轨道 1s22s22p63s23p64s2 例 4： Sc1s22s22p63s23p63d14s2成为+1 价离子时，应先失哪个电子？ 解：σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(21-18)2 /3 2=-13.6(eV) σ4s=1.0×10+0.85×9+0.35=18 E4s=-13.6×(21-18)2 /4 2=-7.65(eV) E4s>E3d 应先失 4s 电子 例 5：T:1s22s22p63s23p63d24s2 成为+1 价离子时，应先失哪个电子？ σ3d=0.35+18=18.35 E3d=-13.6×(22-18.55)2 /3 2=-20.13(eV) σ4s=1.0×10+0.85×10+0.35=18.85 E4s=-13.6×(22-18.85)2 /4 2=-8.434(eV)
E4s>E3d应先失4s电子2.钻穿效应由于角量子数1不同，电子的径向分布几率不同，电子钻到核附近的几率密度不同，因而能量不同的现象，称钻穿效应。主量子数n相同，角量子数1越小，D()的峰（极值）越多，第一个小峰钻到核附近的几率密度越大，越小，钻穿效应越大，能量越低。例：D()对r作图(见第4节)，所以E3s>E3p>E3d3.徐光宪规则n+0.71/越大，能量越高。整数位为能级组序数，能级组对应于周期。与电子层不同。5.4.2原子核外电子排布原子核外电子排布三原理：1)保里不相容原理：每个原子轨道最多容纳两个电子，且自旋又相反；(2)最低能量原理：原子中的电子尽可能排布到能量低的原子轨道上；(3)洪特规则原理：能量相同轨道上排布电子，尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。例如特例，等价轨道全充满、全空，半充满为稳定状态。P3d5f：pod10f14练习：解释K、Ca、Cr、Cu、Mo、Pd、Ag、Au等原子的电子排布。【课程目标1】【课程目标2】5.5元素周期表1.元素所在周期数与最外层电子主量子数相同各周期元素数目等于相应能级组原子轨道能容纳的电子数周期一为特短二三短四五长六特长七未完2823元素数目1832s原子轨道s,ps,p,ds,p,d,f.2.族：相同价电子结构的原子的元素排成一列，称一族。(1)主族族序数=最外层电子数=最高氧化数(2)副组：IIIB~VIIB=(n-1)d+ns电子数(3~7)IB.IIB=ns~2[(n-1)dI0存在]电子数
E4s>E3d 应先失 4s 电子 2. 钻穿效应 由于角量子数 l 不同，电子的径向分布几率不同，电子钻到核附近的几率密 度不同，因而能量不同的现象，称钻穿效应。 主量子数 n 相同，角量子数 l 越小，D(r)的峰(极值)越多，第一个小峰钻到核 附近的几率密度越大，σ 越小，钻穿效应越大，能量越低。例：D(r)对 r 作图(见 第 4 节)，所以 E3S>E3p>E3d 3. 徐光宪规则 n+0.71l 越大，能量越高。整数位为能级组序数，能级组对应于周期。与电子 层不同。 5.4.2 原子核外电子排布 原子核外电子排布三原理： (1)保里不相容原理：每个原子轨道最多容纳两个电子，且自旋又相反； (2)最低能量原理：原子中的电子尽可能排布到能量低的原子轨道上； (3)洪特规则原理：能量相同轨道上排布电子，尽可能分占不同的轨道，且自 旋方向相同。 例如特例，等价轨道全充满、全空，半充满为稳定状态。P 3 d 5 f 7：p 6 d 10 f 14 练习：解释 K、Ca、Cr、Cu、Mo、Pd、Ag、Au 等原子的电子排布。 【课程目标 1】【课程目标 2】 5.5 元素周期表 1. 元素所在周期数与最外层电子主量子数相同 各周期元素数目等于相应能级组原子轨道能容纳的电子数。 周期 一为特短 二三短 四五长 六特长 七未完 元素数目 2 8 18 32 23 原子轨道 s s,p s,p,d s,p,d,f. 2. 族：相同价电子结构的原子的元素排成一列，称一族。 (1)主族族序数=最外层电子数=最高氧化数 (2)副组：IIIB~VIIB =(n-1)d+ns 电子数(3~7) IB.IIB=ns1~2[(n-1)d10 存在]电子数
VII(n-1)d+ns电子数8、9、10。3. 区(1)s 区IA(s'), IIA(s2)(2)p区IIIA~VIIIAp'~sp6IIIB~VII (n-1)dl~10ns0-2(3)d 区IB, IB (n-1)dIOnsl~-2(4)ds 区(5)f区镧，钢系(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2【课程目标1】【课程目标2】5.6元素基本性质的周期性5.6.1原子半径，主要三种：共价半径：同种元素双原子分子核间距的一半；H2.O2.C12....金属半径：金属晶体中两原子核间距的一半；Cu.Ag范德华半径：稀有气体等但原子分子晶体中，两原子核间距的一半。这种半径因无化学键而偏大。原子半径变化规律：(1)同周期左→右，原子半径递减#稀有气体例外#主族明显，副族变化小；IB，IB族稍大；镧系变化更小，但导致其后Zr145pmHr144pm(2)同族由上→下，原子半径递增(个别例外，如Zr与Ht)5.6.2电离能()元素一个基态的气态原子失去一个电子，成为正一价气态离子所需要的能量，称第一电离能I1，依次有I2.I3.。1.1的影响因素：(1)原子的电荷越高，电离能越高；(2)原子的半径越大，电离能越低；(3）稳定的电子层结构#全充满、半充满#电离能越高。2.1的变化规律：(1)同一元素l<I2<l3(2)同周期元素随原子序数递增而递增，但有特殊（全满Be、Mg；半满N、P)(3)同族由上而下，半径tI↓，Ii最大的是He最小的是Cs
VIII (n-1)d+ns 电子数 8、9、10。 3. 区 (1)s 区 IA(s1 )，IIA(s 2 ) (2)p 区 IIIA~VIIIA s 2p 1~s2p 6 (3)d 区 IIIB~VIII (n-1)d1~10ns0~2 (4)ds 区 IB，IIB (n-1)d10ns1~2 (5)f 区 镧，锕系 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 【课程目标 1】【课程目标 2】 5.6 元素基本性质的周期性 5.6.1 原子半径，主要三种： 共价半径：同种元素双原子分子核间距的一半；H2.O2.Cl2. 金属半径：金属晶体中两原子核间距的一半；Cu.Ag 范德华半径：稀有气体等但原子分子晶体中，两原子核间距的一半。这种半 径因无化学键而偏大。 原子半径变化规律： (1)同周期左 → 右，原子半径递减#稀有气体例外# 主族明显，副族变化小；IB，IIB 族稍大；镧系变化更小，但导致其后 Zr 145pm Hf 144pm (2)同族由上 → 下，原子半径递增(个别例外，如 Zr 与 Hf) 5.6.2 电离能(I) 元素一个基态的气态原子失去一个电子，成为正一价气态离子所需要的能量， 称第一电离能 I1，依次有 I2.I3.。 1. I 的影响因素： (1)原子的电荷越高，电离能越高； (2)原子的半径越大，电离能越低； (3)稳定的电子层结构#全充满、半充满#电离能越高。 2. I 的变化规律： (1)同一元素 I1< I2<I3 (2)同周期元素随原子序数递增而递增，但有特殊（全满 Be、Mg；半满 N、 P） (3)同族由上而下，半径↑I↓，I1 最大的是 He 最小的是 Cs
3.电离能的应用：(1)衡量原子或离子失电子难易程度，I越小，越易失电子；(2)判断元素氧化态：若In+1>>In，氧化态为n，P36表1-6(3)是电子层结构的实验左证“I突然改变很大，是另一电子层开始。5.6.3电子亲合能(势）：某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负一价气态离子，所放出能量，称该元素第一电子亲合能Y...（有用E表示）。依次有Y2....需要说明问题：(I)Y=-△H第一电子亲合能Yi为正值，数值越大，越易获得电子；(2)第二电子亲合能Y2为负值，X(g)+e>X2-吸热。(3)每一电子亲合能最大的不是第二周期而是第三周期元素，如YcL>YF，Ys>Yo因为第二周期原子半径小，价电子密度大，价电子间排斥力强，便加合一个电子，放出能量减小。5.6.4电负性：原子对成键电子的吸引能力的量度。设：XAXB为A.B元素电负性，8AA，AB，SBB为键能公式为：XA—XB=0.102—[8AB—(8AA.BB)I/2]1/2规定：XF=3.98，可通过公式来求氟化物另一元素电负性：如：HF中通过公式可得XH=2.2电负性变化规律：(1)同周期左→右X(2)同族上→下XI主族明显，副族次之电负性最大F，最小Cs小于2为金属，大于2为非金属。【课程目标1】【课程目标2】【课程目标3】【课程思政设计】科学精神与科学素养、家国情怀（北京大学：徐光宪教授等）【课程目标1】【课程目标2】【课后作业】
3. 电离能的应用： (1)衡量原子或离子失电子难易程度，I 越小，越易失电子； (2)判断元素氧化态：若 In+1>>In，氧化态为 n，P36 表 1-6 (3)是电子层结构的实验左证“I 突然改变很大，是另一电子层开始。 5.6.3 电子亲合能(势)： 某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负一价气态离子，所放 出能量，称该元素第一电子亲合能 Y1.（有用 E 表示）。依次有 Y2. 需要说明问题： (1)Y=-ΔH 第一电子亲合能 Y1 为正值，数值越大，越易获得电子； (2)第二电子亲合能 Y2 为负值，X- (g)+e-→X2-吸热。 (3)每一电子亲合能最大的不是第二周期而是第三周期元素，如 YCL>YF， YS>YO 因为第二周期原子半径小，价电子密度大，价电子间排斥力强，便加合一 个电子，放出能量减小。 5.6.4 电负性： 原子对成键电子的吸引能力的量度。 设：XAXB 为 A.B 元素电负性，εAA，εAB，εBB 为键能 公式为：XA—XB=0.102—[εAB—(εAA，εBB) 1/2] 1/2 规定：XF=3.98，可通过公式来求氟化物另一元素电负性： 如：HF 中通过公式可得 XH=2.2 电负性变化规律： (1)同周期左→右 X↑ (2)同族上→下 X↓主族明显，副族次之 电负性最大 F，最小 CS 小于 2 为金属，大于 2 为非金属。 【课程目标 1】【课程目标 2】【课程目标 3】 【课程思政设计】 科学精神与科学素养、家国情怀（北京大学：徐光宪教授等） 【课程目标 1】【课程目标 2】 【课后作业】