1、一、一、 原子核外电子的运动状态原子核外电子的运动状态二、二、 原子中电子的排布原子中电子的排布三、三、 原子核外电子排布与元素周期律原子核外电子排布与元素周期律四、四、 元素性质的周期性元素性质的周期性 1924 年，法国年轻的物理学家年，法国年轻的物理学家 L. de Broglie ( 1892 1987 )指出，对于光的本质的研究，人们长期以来注重其波动指出，对于光的本质的研究，人们长期以来注重其波动性而忽略其粒子性；与其相反，对于实物粒子的研究中，人性而忽略其粒子性；与其相反，对于实物粒子的研究中，人们过分重视其粒子性而忽略了其波动性。们过分重视其粒子性而忽略了其波动性。 L. de
2、 Broglie 从从 Einstein 的质能联系公式的质能联系公式 E = m c 2 和光子和光子的能量公式的能量公式 E = h 的联立出发，进行推理：的联立出发，进行推理：hmcchmchmc22hP 用用 P 表示动量，则表示动量，则 P = mc ，故有公式故有公式 式子的左侧动量式子的左侧动量 P 是表示粒子性的物理量，而右侧波长是表示粒子性的物理量，而右侧波长 是是表示波动性的物理量。二者通过公式联系起来。表示波动性的物理量。二者通过公式联系起来。 de Broglie 认为具有动量认为具有动量 P 的微观粒子，其物质波的波长的微观粒子，其物质波的波长为为 ，Ph 1927
3、年，年， de Broglie 的预言被电子衍射实验所证实，这种物的预言被电子衍射实验所证实，这种物 质波称为质波称为 de Broglie 波。波。 hP 研究微观粒子的运动时，不能忽略其波动性研究微观粒子的运动时，不能忽略其波动性 。 微观粒子具有波粒二象性。微观粒子具有波粒二象性。 例例 (1) (1)电子在电子在1V1V电压下的速度为电压下的速度为5.95.910105 5m ms s-1-1, ,电子的质量电子的质量m m = 9.1= 9.11010-31-31kg, kg, h h为为6.626 6.626 1010-34 -34 J Js, s, 电子波的波长是多少？电子波的波
4、长是多少？ (2)(2)质量质量1.01.01010-8-8kgkg的的沙粒以沙粒以1.01.01010-2-2m ms s-1-1的的速度运动速度运动, , 波长是多少？波长是多少？ 解：解： (1) 1J = 1kg(1) 1J = 1kgm m2 2s s-2-2, , h h = 6.626= 6.6261010-34 -34 kgkgm m2 2s s-1-1mvh 1531123410951019106266 sm.kg.smkg.根据德布罗意关系式根据德布罗意关系式=1.2 10-9m电子半径为电子半径为10-10m与波长在同一数量级与波长在同一数量级(2)m.sm.kg.smk
5、g.241281234106610011001106266 可见，可见，宏观物体宏观物体质量大质量大,波长极小，波动性难以察觉波长极小，波动性难以察觉, 仅表现出粒子性；仅表现出粒子性；微观粒子微观粒子质量小质量小,其德布罗意波长不其德布罗意波长不可忽略。可忽略。三、三、测不准原理测不准原理(Uncertainty Principle)xpxh/4 （9.5）1927年海森堡提出著名的测不准原理年海森堡提出著名的测不准原理: 无法同时准确测定运动坐标和无法同时准确测定运动坐标和动量。它的坐标测得越准动量。它的坐标测得越准, , 其动其动量量( (速度速度) )就测得越不准；它的动就测得越不准；
6、它的动量测得越准量测得越准, , 其坐标就测得越不其坐标就测得越不准。准。无确定的运动轨道。无确定的运动轨道。 位置（坐标）和动量位置（坐标）和动量（速度）能同时准确测（速度）能同时准确测定定可预测运动轨道可预测运动轨道宏观物体宏观物体微观粒子微观粒子宏观物体与微观粒子运动特征比较宏观物体与微观粒子运动特征比较x 为为x方向坐标的测不准量方向坐标的测不准量(误差误差), px为为x方向方向的动量的测不准量的动量的测不准量, 两者互为倒数关系。两者互为倒数关系。例例 电子在原子中的运动速度约为电子在原子中的运动速度约为6 610106 6 m ms s-1-1，原子原子半径约为半径约为1010-
7、10 -10 m m，若速度误差为若速度误差为1 1，电子的位置误，电子的位置误差差x x有多大？有多大？ 解：解： m s-1 0.01 = m s-1 .x px h/4 .x h/4 pxx h4 m6.626 10-34 kg m2 s-14 9.1 10-31kg 6 10-4 m .= 1 10-9 m =电子的位置误差比原子半径大电子的位置误差比原子半径大10倍，即位置确定极其倍，即位置确定极其不准确。不准确。总结：总结： 1.1.测不准原理是量子力学的测不准原理是量子力学的基本原理基本原理之一；之一； 2.2.它并不意味着微观粒子运动无规律可言，只是它并不意味着微观粒子运动无规
8、律可言，只是说它不符合经典力学的规律说它不符合经典力学的规律; ; 3. 3.应该用应该用量子力学来描述微观粒子的运动量子力学来描述微观粒子的运动。 由薛定谔方程解出来的描述电子运动状态的波函数（有时是由薛定谔方程解出来的描述电子运动状态的波函数（有时是波函数的线性组合），在量子力学上叫做原子轨道。它可以表示波函数的线性组合），在量子力学上叫做原子轨道。它可以表示核外电子的运动状态。核外电子的运动状态。 解出每一个原子轨道，都同时解得一个特定的能量解出每一个原子轨道，都同时解得一个特定的能量 E 与之相与之相对应。对于氢原子来说对应。对于氢原子来说eVnZE226 .13 式中式中 z 是原子
9、序数，是原子序数，n 是参数，是参数，eV 是能量单位。是能量单位。 在此，并不要求我们去解薛定谔方程。在此，并不要求我们去解薛定谔方程。几率密度和电子云几率密度和电子云（1）电子云的概念）电子云的概念假想将核外一个电子每个瞬间的运动状态，进行摄影。并将这样数假想将核外一个电子每个瞬间的运动状态，进行摄影。并将这样数百万张照片重叠，得到如下的统计效果图，形象地称为电子云图。百万张照片重叠，得到如下的统计效果图，形象地称为电子云图。1s2s2 p（2）几率密度和电子云）几率密度和电子云 几率是电子在某一区域出现的次数叫几率。几率是电子在某一区域出现的次数叫几率。 几率与电子出现区域的体积有关，也
10、与所在研究区域几率与电子出现区域的体积有关，也与所在研究区域单位体积内出现的次数有关。单位体积内出现的次数有关。 几率密度几率密度 电子在单位体积内出现的几率。电子在单位体积内出现的几率。几率与几率密度之间的关系几率与几率密度之间的关系 几率（几率（W） = 几率密度几率密度 体积（体积（V） 。 相当于质量，密度和体积三者之间的关系。相当于质量，密度和体积三者之间的关系。各种电子云的角度分布图各种电子云的角度分布图zxspzzx 电子云的角度分布图比波函数的角度分布图略电子云的角度分布图比波函数的角度分布图略“瘦瘦”些。电子云的角度分布图没有些。电子云的角度分布图没有 。dz2zxydx2y
11、2xydxyx 作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称性，作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称性，因此在讨论化学键的形成时有重要作用。因此在讨论化学键的形成时有重要作用。 波函数的角度分布图有波函数的角度分布图有 。 这是根这是根据的解析式算得的。它不表示电性的正负。据的解析式算得的。它不表示电性的正负。四个量子数四个量子数波函数波函数 的下标的下标 1，0，0； 2，0，0；2，1，0 所对应的所对应的 n，l，m，称为量子数。称为量子数。 （1） 主量子数主量子数 n 取值取值 1， 2， 3， 4 n 为正整数为正整数 ( 自然数自然数 ) ， 光谱学上用光谱学上用 K，L，M，N 表
12、示表示 。 意义意义 表示原子轨道的大小，核外电子离核的远近，或者说表示原子轨道的大小，核外电子离核的远近，或者说是电子所在的电子层数。是电子所在的电子层数。n = 1 表示第一层表示第一层 ( K 层层 ) ，离核最近。，离核最近。 n 越大离核越远。越大离核越远。单电子体系，电子的能量由单电子体系，电子的能量由 n 决定决定eVnZ6 .13E22 E 电子能量，电子能量，Z 原子序数，原子序数， eV 电子伏特，能量单位，电子伏特，能量单位，1 eV = 1.603 1019 J 对于对于 H 原子原子 n = 1 E = 13.6 eV n = 2 E = 3.40 eV n E =
13、0 即自由电子，其能量最大，为即自由电子，其能量最大，为 0 。 n 的数值大，电子距离原子核远，的数值大，电子距离原子核远， 则具有较高的能量。则具有较高的能量。 主量子数主量子数 n 只能取只能取 1，2，3，4 等自然数，故能量只有不连等自然数，故能量只有不连续的几种取值，即能量是量子化的。所以续的几种取值，即能量是量子化的。所以 n 称为量子数。称为量子数。 （2） 角量子数角量子数 l 取值取值 受主量子数受主量子数 n 的限制，的限制， 对于确定的主量子数对于确定的主量子数 n ，角角量子数量子数 l 可以为可以为 0，1，2，3，4 ( n 1 ) ， 共共 n 个取值，个取值，
14、光谱学上光谱学上依次用依次用 s，p，d，f， g 表示表示 。 如如 n = 3， 角量子数角量子数 l 可取可取 0， 1， 2 共三个值，共三个值， 依次表示为依次表示为 s， p， d 。 意义意义 角量子数角量子数 l 决定原子轨道的形状决定原子轨道的形状 。例如。例如 n = 4 时，时， l 有有 4 种取值，就是说核外第四层有种取值，就是说核外第四层有 4 种形状不同的原子轨道：种形状不同的原子轨道： l = 0 表示表示 s 轨道，形状为球形，即轨道，形状为球形，即 4 s 轨道；轨道； l = 1 表示表示 p 轨道，形状为哑铃形，轨道，形状为哑铃形， 4 p 轨道；轨道；
15、 l = 2 表示表示 d 轨道，形状为花瓣形，轨道，形状为花瓣形， 4 d 轨道；轨道； l = 3 表示表示 f 轨道，形状更复杂，轨道，形状更复杂， 4 f 轨道。轨道。 由此可知，在第四层上，共有由此可知，在第四层上，共有 4 种不同形状的轨道。同层中种不同形状的轨道。同层中 ( 即即 n 相同相同 ) 不同形状的轨道称为亚层，也叫分层。就是说核外第不同形状的轨道称为亚层，也叫分层。就是说核外第四层有四层有 4 个亚层或分层。个亚层或分层。（ 3 ） 磁量子数磁量子数 m 磁量子数磁量子数 m 取值受角量子数取值受角量子数 l 的影响的影响 ，对于给定的，对于给定的 l ， m 可取：
16、可取： 0， 1， 2， 3， ， l 。 共共 2 l + 1 个值。个值。 若若 l = 3，则则 m = 0， 1， 2， 3， 共共 7 个值。个值。 m 决定原子轨道的空间取向。决定原子轨道的空间取向。 n 和和 l 一定的轨道，如一定的轨道，如 2 p 轨道轨道（ n = 2 ，l = 1 ）在空间有三种不同的取向。在空间有三种不同的取向。 每一种每一种 m 的取值，对应一种空间取向。的取值，对应一种空间取向。 m 的不同取值，或者说原子轨道的不同空间取向，一般不影的不同取值，或者说原子轨道的不同空间取向，一般不影响能量。响能量。3 种不同取向的种不同取向的 2 p 轨道能量相同。
17、我们说这轨道能量相同。我们说这 3 个原子轨个原子轨道是能量简并轨道，或者说道是能量简并轨道，或者说 2 p 轨道是轨道是 3 重简并的。重简并的。 而而 3 d 则有则有 5 种不同的空间取向，种不同的空间取向， 3 d 轨道是轨道是 5 重简并的。重简并的。 （4） 自旋量子数自旋量子数 ms 电子既有围绕原子核的旋转运动，也有自身的旋转，称为电电子既有围绕原子核的旋转运动，也有自身的旋转，称为电子的自旋。子的自旋。 m s 的取值只有两个，的取值只有两个，+ 1/2 和和 1/2 。电子的自旋方式只。电子的自旋方式只有两种，通常用有两种，通常用 “ ” 和和 “ ” 表示。表示。所以所以
18、 Ms 也是量子化也是量子化的。的。 所以，描述一个电子的运动状态，要用四个量子数：所以，描述一个电子的运动状态，要用四个量子数： n ， l ， m ， ms 同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。Name名称名称Symbol符号符号Values取值取值Meaning表示表示Indicates指明指明principle主量子数主量子数n1, 2, shell, 电子层电子层energy 能层能层size尺寸尺寸Orbital angular momentum角量子数角量子数l0, 1, n-1subshell energy亚层能级
19、亚层能级shape形状形状 magnetic磁量子数磁量子数m0, 1, 2, , lorbitals of subshell亚层轨亚层轨道道direction方向方向Spin magnetic自旋磁量子数自旋磁量子数ms+1/2, -1/2spin state自旋状态自旋状态Spin direction自旋方向自旋方向小结小结 四个量子数四个量子数四个量子数和电子运动状态四个量子数和电子运动状态主主量子数量子数 n角角量子数量子数 l磁量子数磁量子数 m自旋磁量子数自旋磁量子数 ms电子运动电子运动状态数状态数取值取值取值取值能级能级符号符号取值取值原子轨道原子轨道取值取值符号符号符号符号总
20、数总数101s01s1 1/22202s02s4 1/2812p02pz 1/2 12px 1/22py 1/2 l = 0, 1, 2, , (n-1); m = 0, 1, 2, , l n=1 l=0 0 1s 球形球形 1 1,0,0 n l m 轨道轨道 形状形状 轨道数轨道数(n2) 波函数波函数 l=0 0 3s 球形球形 3,0,0n=3 l=1 0, 1 3p 哑铃形哑铃形 9 3,1,0、 3,1,-1 3,1,+1 、 3,2,0 l=2 0, 1, 2 3d 梅花瓣形梅花瓣形 3,2,-1 、 3,2,+1 3,2,+2、 3,2,-2 l=0 0 2s 球形球形 2,
21、0,0 n=2 4 2,1,0、 l=1 0, 1 2p 哑铃形哑铃形 2,1,+1、2,1,-1 综上综上得出得出n n、l l、m m 的取值的一般规律：的取值的一般规律： 例例 用四个量子数描述用四个量子数描述 n= 4，l = 3 的所有电子的运动状态。的所有电子的运动状态。 解：解：l = 3 对应的有对应的有 m = 0， 1， 2， 3， 共共 7 个值。个值。即有即有 7 条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为 + 1/2 和和 1/2 的自旋方向相反的电子，所以有的自旋方向相反的电子，所以有 2 7 = 14 个运动状态不同个运动
22、状态不同的电子。分别用的电子。分别用 n ，l ， m， m s 描述如下：描述如下： n ， l ， m， m s 4 3 0 1/2 4 3 1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 2 1/2 4 3 2 1/2 4 3 3 1/2 4 3 3 1/2 n ， l ， m， m s 4 3 0 1/2 4 3 1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 2 1/2 4 3 2 1/2 4 3 3 1/2 4 3 3 1/2 例例 已知基态已知基态Na原子的价电子处于最外层原子的价电子处于最外层3s亚层，试亚层，试用用n、l、m 、 si量子数来描述它的运动状态。量子数来描述它的运动状态。 解：
23、解：最外层最外层3s亚层的亚层的 n=3 、l=0、m =0 、 ms 有有两种两种 可能，所以它的运动状态可表示为：可能，所以它的运动状态可表示为： 3,0,0, +1/2(或或- 1/2) 。二、原子的电子组态及核外电子排布二、原子的电子组态及核外电子排布多电子原子的核外电子的排布又称为电子的组态。多电子原子的核外电子的排布又称为电子的组态。根据光谱数据，归纳出核外电子排布的根据光谱数据，归纳出核外电子排布的三个原理三个原理。 “系统的能量愈低，愈稳定系统的能量愈低，愈稳定”是自然界的普遍规是自然界的普遍规律。律。 基态原子，是最稳定的系统，能量最低。基态原子，是最稳定的系统，能量最低。最
24、初认为最初认为：原子的核外电子按照原子轨道能级从低到：原子的核外电子按照原子轨道能级从低到高的顺序依次填充，即符合能量最低。高的顺序依次填充，即符合能量最低。实践证明实践证明 ：上述考虑是片面的。电子分布在什么轨道，：上述考虑是片面的。电子分布在什么轨道，并不完全由该并不完全由该轨道的能级轨道的能级高低决定，而是由高低决定，而是由整个原子整个原子的能量的能量是否最低决定。是否最低决定。1.能量最低原理：能量最低原理：1.Pauling1.Pauling近似能级图近似能级图 徐光宪公式徐光宪公式: 我国著名化学家徐光宪根据光谱数据，我国著名化学家徐光宪根据光谱数据，提出了基态多电子原子轨道的能级
25、高低的提出了基态多电子原子轨道的能级高低的定量依据定量依据，即即 n+0.7 l 近似规则：近似规则： n+0.7 l 值越大，轨道能级越高。值越大，轨道能级越高。计算的能级顺序与鲍林能级顺序相吻合。计算的能级顺序与鲍林能级顺序相吻合。 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 1.0 2.0 2.7 3.03.7 4.0 4.4 4.7 5.0 5.4 5.7 6.0 6.16.46.7 2 8 8 18 18 32多电子原子能级组多电子原子能级组能级能级n+0.7l能级组能级组组内组内电电子数子数徐光宪的能级分组：徐光宪的能级分组：n+0.7
26、l 整数相同者为一组整数相同者为一组 2. 每个周期所含元素的数目与能级组最多能容纳每个周期所含元素的数目与能级组最多能容纳的电子数相同。的电子数相同。1. 每个能级组对应一个周期。每个能级组对应一个周期。 可见：可见：屏蔽效应屏蔽效应+2e-e-He+2e-He+2-e-假想He由核外电子云抵消一些核电荷的作用。由核外电子云抵消一些核电荷的作用。屏蔽效应：屏蔽效应：J)(10179.22218nZE为屏蔽常数为屏蔽常数，可用，可用 Slater 经验规则算得。经验规则算得。Z= Z*，Z* 有效核电荷数有效核电荷数 进入原子内部空间，受到核的较强的吸进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。
27、引作用。钻穿效应钻穿效应 不同状态的电子对电子不同状态的电子对电子i 的的屏蔽作用的强弱不同，屏蔽作用的强弱不同，影响影响的因素：的因素： 1. 外层外层电子电子对内层对内层电子的屏蔽作用可以忽略电子的屏蔽作用可以忽略, 0。 2. (n1)层电子对层电子对n层电子屏蔽作用较强，层电子屏蔽作用较强， 0.85； (n2)层以内的电子对层以内的电子对n层电子屏蔽作用更强，层电子屏蔽作用更强， 1.00 3.同层电子之间的屏蔽作用比内层电子的屏蔽作用弱同层电子之间的屏蔽作用比内层电子的屏蔽作用弱, 0.35, 两个两个1s之间之间0.30 。4.研究对象为研究对象为nd、nf电子时，内层全为电子时
28、，内层全为1 例例 求碳原子的求碳原子的2p电子的屏蔽常数电子的屏蔽常数 C: 1s22s2sp2 = 3 0.35 + 2 0.85 = 2.75 Z* = Z - = 6 - 2.75 = 3.25能量最低原理能量最低原理基态多电子原子核外电子排布时，基态多电子原子核外电子排布时，总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后，总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。每一电子亚层最多容纳的电子数为：每一电子亚层最多容纳的电子数为：s2、p6、d10、f14每一电子层最多能容纳的电子数为原子轨道的每一电子
29、层最多能容纳的电子数为原子轨道的2倍，倍， 即即2n2。 2.Pauli不相容原理不相容原理(exclusion principle)：由此可知：由此可知：一个原子中不允许有两个电子处于完全相同的状态。一个原子中不允许有两个电子处于完全相同的状态。在一个原子轨道上最多能容纳在一个原子轨道上最多能容纳两个两个自旋方向相反自旋方向相反的电子。的电子。PauliPauli不相容原理不相容原理在同一个原子中不可能有四个在同一个原子中不可能有四个量子数完全相同的量子数完全相同的2 2个电子同时存在。个电子同时存在。3Hund规则规则: 在简并轨道上，电子总是尽可能在简并轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨
30、道分占不同的轨道，且且自旋平行自旋平行，使原子的总能量最低。，使原子的总能量最低。如：基态碳原子，如：基态碳原子，6 6C C 轨道式轨道式 Hund规则规则 电子在能量相同的轨道（即简并轨道）电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。 7N轨道式轨道式 8O轨道式轨道式 9F轨道式轨道式 电子排布式：电子排布式：6C 1s2 2s2 2p2 7N 1s2 2s2 2p3 8O 1s2 2s2 2p4 9F 1s2 2s2 2p5 注：
31、注：复杂原子核外电子的排布要按照轨道能级顺序复杂原子核外电子的排布要按照轨道能级顺序填入电子。填入电子。例如：例如：22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 24Cr 1s22s22p63s23p63d44s2 实验测定：实验测定： 1s22s22p63s23p63d54s1填入按能级顺序填入按能级顺序书写按电子层顺序书写按电子层顺序价层价层电子电子29Cu 1s22s22p63s23p63d94s2 实验测定实验测定 ： 1s22s22p63s23p63d104s1 再如：再如：全全充满充满 ：S2 , p6 , d10 ,
32、f14 半充满半充满 ：S1 , p3 , d5 , f7 全空全空 ： S0, p0 , d0 , f0 Hund规则特例规则特例: 简并轨道全充满、半充满、或全空的简并轨道全充满、半充满、或全空的状态都是能量较低的稳定状态。状态都是能量较低的稳定状态。根据光谱实验和量子力学得出：根据光谱实验和量子力学得出： 24Cr 1s22s22p63s23p63d44s2 实验测定：实验测定： 1s22s22p63s23p63d54s129Cu 1s22s22p63s23p63d94s2 实验测定实验测定 ： 1s22s22p63s23p63d104s1 比较：比较：电子排布的书写：电子排布的书写：
33、（3） 可用可用原子芯原子芯（稀有气体元素符号）简写电稀有气体元素符号）简写电 子排布式。子排布式。(1) 按电子层的顺序写按电子层的顺序写; (2) 一般地按照三原理书写一般地按照三原理书写, 个别例外，应以个别例外，应以 实验为依据实验为依据;例：例： 47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 47Ag Kr 4d105s1 (4)离子的电子排布式，是在基态原子的电子排离子的电子排布式，是在基态原子的电子排布式基础上加上得到或失去的电子布式基础上加上得到或失去的电子 。核外电子的排布顺序：核外电子的排布顺序： 1s1s2 2 2s 2s2 2 2p 2p6
34、 6 3s 3s2 2 3p 3p6 6 4s 4s2 2 3d 3d1010 4p 4p6 6 5s 5s2 2 4d 4d1010 5p 5p6 6 6s6s2 2 4f 4f1414 5d 5d1010 6p 6p6 6 7s 7s2 2 5f 5f1414 6d 6d1010 7p r 共价共价 由于原子形成共价键时，总是会发生原子轨道的重叠，由于原子形成共价键时，总是会发生原子轨道的重叠，所以对同一金属元素其金属半径（原子轨道不发生重叠）所以对同一金属元素其金属半径（原子轨道不发生重叠）一般比它的单键共价半径要大一般比它的单键共价半径要大1015。 如如Cu原子的原子的 r共价共价
35、117pm ， r金金属属=127.8pm金属半径和共价半径的比较：金属半径和共价半径的比较： （3 3） 范德华半径范德华半径稀有气体在低温高压下形成单原子分子晶稀有气体在低温高压下形成单原子分子晶体体 ( He，Ne 等等 )，原子间靠范德华力，即分子间作用力结合，原子间靠范德华力，即分子间作用力结合(未未成键成键) ，因此无法得到共价半径。，因此无法得到共价半径。 两个原子核间距的一半定义为两个原子核间距的一半定义为其范德华半径。其范德华半径。 注意：原子间未相切，所以三注意：原子间未相切，所以三种半径以种半径以r范德华范德华最大。最大。范德华半径范德华半径r范德华范德华= 2d非金属元
36、素和有些金属元素也有范氏半径。非金属元素和有些金属元素也有范氏半径。例如在例如在CdClCdCl2 2分子晶体中，测得在不同的分子晶体中，测得在不同的“分子分子”（实（实际是层状的大分子）中际是层状的大分子）中ClClClCl间的核间距为间的核间距为d dClClClCl=362pm=362pm取其值的一半定为氯原子的范氏半径。取其值的一半定为氯原子的范氏半径。 图中表示氯分子晶体中两个氯分子。图中表示氯分子晶体中两个氯分子。 在同一个氯分子中，两个氯原子核间距的一半是其共价在同一个氯分子中，两个氯原子核间距的一半是其共价半径半径r r共共 在不同的两个氯分子间，两个氯原子的核间距的一半就在不
37、同的两个氯分子间，两个氯原子的核间距的一半就是其范氏半径是其范氏半径r r范范 显而易见显而易见r r范范r r共共， 实际情况：测得的氯原子的实际情况：测得的氯原子的r r范范=181pm=181pmr r共共=99pm=99pm。范氏半径和共价半径的比较：范氏半径和共价半径的比较：原子半径是由相同两核间距离或键长的一半来测定。原子半径是由相同两核间距离或键长的一半来测定。一般来说，一般来说，金属元素金属元素-可有金属半径、共价半径，甚至范氏半径可有金属半径、共价半径，甚至范氏半径非金属元素非金属元素-可有共价半径，也可有范氏半径可有共价半径，也可有范氏半径稀有气体稀有气体-主要是范氏半径。
38、主要是范氏半径。同一元素的不同半径，数值不同同一元素的不同半径，数值不同（r r范范r r金金r r共共），而且相差，而且相差较大。因而使用时要注意，不要同时用不同半径的数据。一般较大。因而使用时要注意，不要同时用不同半径的数据。一般书中除了稀有气体用范氏半径外，其它元素（金属或非金属元书中除了稀有气体用范氏半径外，其它元素（金属或非金属元素）都一律用素）都一律用单键的共价半径单键的共价半径。（4）共价半径、金属半径、范氏半径的适用范围：）共价半径、金属半径、范氏半径的适用范围：2 2、原子半径的影响因素、原子半径的影响因素（1 1）n n。电子层数越多，半径越大。电子层数越多，半径越大。rn
39、rn（2 2）Z Z。核电荷越大，对核外电子吸引越强，最外层电子。核电荷越大，对核外电子吸引越强，最外层电子至核的平均距离小，半径就小。至核的平均距离小，半径就小。 r1/Zr1/Z（3 3）f f。核外电子间斥力。核外电子间斥力f f越大，电子间排斥越厉害，最越大，电子间排斥越厉害，最外层电子就可被排斥而离核更远，半径就大。外层电子就可被排斥而离核更远，半径就大。rfrf（4 4）内。内。内层电子对最外层电子的屏蔽内层电子对最外层电子的屏蔽内内越大，越大，Z Z* *越小越小，核对最外层电子的吸引就小，半径就大。，核对最外层电子的吸引就小，半径就大。rr内内（5 5）化学键型（几重键）。对于
40、同一元素的共价半径，）化学键型（几重键）。对于同一元素的共价半径，r r单键单键r r双键双键r r叁键叁键，重键度越大半径越小。，重键度越大半径越小。（6）测定方法。对于同一元素，）测定方法。对于同一元素，r范范r金金r共共。3. 原子半径的变化规律原子半径的变化规律（1 1）同一元素）同一元素H-H- H H H H+ + LiLiLiLi+ + PbPb PbPb2+2+ PbPb4+4+154 154 37.1 37.1 1010-3-3 123 123 68 68 154 154 120 120 8484 因为正离子是原子失去电子，这样可能减少电子层如因为正离子是原子失去电子，这样可
41、能减少电子层如Li+；也可能是电子层未减少但电子间斥力减小，如；也可能是电子层未减少但电子间斥力减小，如Pb2+，这，这些因素都使半径变小，所以正离子半径小于其原子半径。些因素都使半径变小，所以正离子半径小于其原子半径。 同样，负离子是原子得到电子，增加了电子间斥力，半同样，负离子是原子得到电子，增加了电子间斥力，半径变大，所以负离子半径大于其原子半径。径变大，所以负离子半径大于其原子半径。阳离子和阴离子与其母原子的相对大小阳离子和阴离子与其母原子的相对大小 只有当只有当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子分布半充满和全充满时，层中电子分布比较均匀，对最外层电子的屏蔽就更大
42、，比较均匀，对最外层电子的屏蔽就更大，Z*相对地就少，核对最相对地就少，核对最外层电子的吸引力相对地小，排斥力增大，这时外层电子的吸引力相对地小，排斥力增大，这时 半径就相对地大起来。半径就相对地大起来。 Z- 增大，对电子吸引力增大，增大，对电子吸引力增大， r -减小。减小。 Z- 增大，电子增加，之间排斥力增大，增大，电子增加，之间排斥力增大， r -增大。增大。 （2） 同周期中，同周期中，从从左左向向右右， 分两个方面看分两个方面看: 从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化子半径的变化这是一对矛盾，这是一对
43、矛盾， 以哪方面为主？以哪方面为主？由表可看出由表可看出 无论是短周期，还是长周期的过渡元素，还是内过渡元无论是短周期，还是长周期的过渡元素，还是内过渡元素，总的来说，素，总的来说，同周期从左至右原子半径是递减的，也即随同周期从左至右原子半径是递减的，也即随着核电荷着核电荷Z Z的增加而减小。的增加而减小。这是因为同一周期从左至右核电这是因为同一周期从左至右核电荷依次增加，而电子是填充在同层轨道上的，又知同层电子荷依次增加，而电子是填充在同层轨道上的，又知同层电子彼此间屏蔽效应是小的，这样有效核电荷依次加大，所以半彼此间屏蔽效应是小的，这样有效核电荷依次加大，所以半径递减。径递减。 短周期：短
44、周期：长周期：长周期：ScTiVCrMnFeCoNiCuZn Sc Ni，8 个个元素，元素，r 减少减少了了 29 pm。相邻元素之间，相邻元素之间，平均减少幅度平均减少幅度 4 pm 。 同样同样 Kr 为范德华半径，为范德华半径， 所以比较大所以比较大). Na Cl，7 个个元素，元素，r 减少减少了了 55 pm。相邻元素之间，相邻元素之间，平均减少幅度平均减少幅度 10 pm 。（。（Ar 为范德华半径，为范德华半径， 所以比较大所以比较大。）。） r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125 MgNaAl SiPSCl Ar r/pm
45、154 136 118 117 110 104 99 154 3 问题问题1： 为什么为什么Cu、Zn半径比较反常？半径比较反常？ Cu、Zn价电子层结构是价电子层结构是3d104s1和和3d104s2，次外层，次外层3d10是全满的。当是全满的。当d电子全满时，整个电子全满时，整个d电子的分布就均匀，电子的分布就均匀，对最外层电子的屏蔽就更大，因而同周期中，有效核电对最外层电子的屏蔽就更大，因而同周期中，有效核电荷相对地就少，核对最外层电子的吸引力相对地小，半荷相对地就少，核对最外层电子的吸引力相对地小，半径就相对地大起来。径就相对地大起来。主族元素，电子填加到外层轨道，主族元素，电子填加到
46、外层轨道，增加的电子对最外增加的电子对最外层电子的屏蔽就相对的小些，因而有效核电荷增加就较大，核对层电子的屏蔽就相对的小些，因而有效核电荷增加就较大，核对最外层电子吸引就增加的大，半径减小就相对地大。最外层电子吸引就增加的大，半径减小就相对地大。 过渡元素，电子填加到次外过渡元素，电子填加到次外层轨道层轨道，增加的电子对最增加的电子对最外层电子的屏蔽就相对大些，因而有效核电荷增加就不太大，核外层电子的屏蔽就相对大些，因而有效核电荷增加就不太大，核对最外层电子吸引也就增加的不太大，半径减小就相对地小些。对最外层电子吸引也就增加的不太大，半径减小就相对地小些。 问题问题2 2：短周期主族元素原子半
47、径平均减少幅度短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ，长长周期的过渡元素平均减少幅度周期的过渡元素平均减少幅度 4 pm 。造成这种不同的原因是什造成这种不同的原因是什么？么？超长周期：内过渡系超长周期：内过渡系, 镧系和锕系镧系和锕系 LaCePrNd Pm Sm Eu Gd TbDy HoEr Tm Yb Lu 15 种元素，种元素，r 共减小共减小 11 pm。电子填到内层电子填到内层 (n2) f 轨道，轨道，屏蔽系数更大，屏蔽系数更大，Z* 增加的幅度更小。所以增加的幅度更小。所以 r 减小的幅度很小，减小的幅度很小，或或r 收缩的幅度很小。收缩的幅度很小。 此种半径收缩很
48、小的现象称为此种半径收缩很小的现象称为镧系收缩。镧系收缩。r/pm 169 165 164 164 163 162 185 162 161 160 158 158 158 170 158 4f7 6s2，f 半充满半充满4f14 6s2，f 全充满全充满 K Ca Sc Ti V Crr/pm 203 174 144 132 122 118 Rb Sr Y Zr Nb Mor/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta Wr/pm 235 198 169 144 134 130 镧系收缩的结果：镧系收缩的结果： 由于镧系收缩，使得由于镧系收缩，使得 15
49、 种镧系元素的半径相似，性质相近，种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。分离困难。 而且更主要的是，而且更主要的是，使得第二、第三过渡系的同族元素半径相使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。近，性质相近，分离困难。 (3)同族中半径变化，从上到下：同族中半径变化，从上到下： 在同一主族中，一般在同一主族中，一般原子半径由上到下是依次增大原子半径由上到下是依次增大的，因为每的，因为每族由上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，即族由上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，即主量子数主量子数n n增大，所以原子半径增大。增大，所以原子半径增大。 副族元
50、素由上到下原子半径变化不明显，特别是第五周期和第副族元素由上到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。这主要是由于镧系收缩六周期的元素，它们的原子半径非常相近。这主要是由于镧系收缩所造成的结果。所造成的结果。元素周期表中的原子半径变化规律元素周期表中的原子半径变化规律半半充满和全充满时，原子半径大充满和全充满时，原子半径大主族元素原子半径比较主族元素原子半径比较三三 电离能电离能 1 基本概念基本概念 电离能：电离能：使基态气态原子失去电子变成正离子，要消使基态气态原子失去电子变成正离子，要消耗一定的能量克服核对电子的引力，这个能量叫或电离能，耗一定的能量
