1、基基 础础 化化 学学 THE BASIC CHEMISTRYTHE BASIC CHEMISTRY 化工与制药学院基础化学学科部化工与制药学院基础化学学科部 程清蓉程清蓉第第6章章 原子结构原子结构6.6主要的原子参数及其变化规律主要的原子参数及其变化规律6.1 概述概述6.2 核外电子运动状态的描述核外电子运动状态的描述6.3 多电子原子的能级多电子原子的能级6.4 多电子原子的核外电子排布规则多电子原子的核外电子排布规则6.5原子的电子构型和周期律原子的电子构型和周期律3、重点掌握周期系内各元素原子的核外电子层结构的特、重点掌握周期系内各元素原子的核外电子层结构的特 征，并结合原子参数，
2、熟悉元素性质周期性变化规律。征，并结合原子参数，熟悉元素性质周期性变化规律。基基 本本 要要 求求1、从氢原子光谱了解能级的概念。了解原子核外电子、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。掌握四个量子数对核外电子运动运动的近代概念。掌握四个量子数对核外电子运动 状态的描述状态的描述。2、熟悉、熟悉s、p、d原子轨道和电子云的形状和伸展方向。原子轨道和电子云的形状和伸展方向。四、测不准原理四、测不准原理 1927年德国的物理学家海森堡提出了量子力学中的一个重要关系年德国的物理学家海森堡提出了量子力学中的一个重要关系式式 测不准关系：测不准关系：x.P h/4 x-粒子位置的
3、不准确量粒子位置的不准确量 P-粒子动量的不准确量粒子动量的不准确量 该式表明：该式表明：粒子位置的测定准确度越大粒子位置的测定准确度越大(x 越小越小)，则其相应，则其相应的动量的准确度就越小的动量的准确度就越小(P越大越大)，反之亦然反之亦然.6.2 6.2 核外电子运动状态的描述核外电子运动状态的描述 量子力学从微观粒子具有波粒二象性出发，认为微量子力学从微观粒子具有波粒二象性出发，认为微观粒子的运动状态可用波函数观粒子的运动状态可用波函数(x,y,z)(x,y,z)来来描述。描述。波函波函数可通过量子力学的基本方程求解。数可通过量子力学的基本方程求解。022300,0,1)(1aZre
4、aZ0)(822222222VEhmzyx 这便是著名的薛定谔方程式，式中：这便是著名的薛定谔方程式，式中：E是体系的总能量；是体系的总能量；V是是体系的势能；体系的势能；m为微粒的质量。为微粒的质量。05222,1,001()cos4 2ZraZea一、薛定谔方程一、薛定谔方程 1926年，奥地利科学家年，奥地利科学家薛定谔薛定谔(E.Schrdinger)在考虑实物粒子的波粒二象性的基础上，通过在考虑实物粒子的波粒二象性的基础上，通过光学和力学的对比，把微粒的运动用类似于表光学和力学的对比，把微粒的运动用类似于表示光波动的运动方程来描述。它的具体形式如下：示光波动的运动方程来描述。它的具体
5、形式如下：(1)波函数波函数是是Schrodinger方程的解，它不是一个数方程的解，它不是一个数 值，而是一个空间坐标的函数式。值，而是一个空间坐标的函数式。(2)解解Schrodinger方程可以获得一系列合理的解方程可以获得一系列合理的解及及 其相应的能量其相应的能量E，电子的能量是不连续的，电子的能量是不连续的(量子量子 化化)。每一能量每一能量E 称为称为“定态定态”,能量最小的称为能量最小的称为“基基 态态”,其余的其余的称为称为“激发态激发态”。(3)本身的物理意义不明确本身的物理意义不明确,但但 却有明确的物理却有明确的物理2 2意义。它表示在空间某处电子出现的意义。它表示在空
6、间某处电子出现的概率密度概率密度，即在，即在该点周围微单位体积中电子出现的概率，常用该点周围微单位体积中电子出现的概率，常用电子云电子云来形象直观地表示它。如下图：来形象直观地表示它。如下图：关于薛定谔方程的解关于薛定谔方程的解-波函数波函数的几点说明：的几点说明：二、波函数和原子轨道二、波函数和原子轨道（1）波函数：解薛定谔方程所得出的）波函数：解薛定谔方程所得出的是一系列的函数表达式而是一系列的函数表达式而 不是一个个数值，称不是一个个数值，称为波函数，它并没有实际的物理意义。为波函数，它并没有实际的物理意义。是描述原子核外电子运动状态的数学函数式，是空间坐标是描述原子核外电子运动状态的数
7、学函数式，是空间坐标 （X，Y，Z）的函数。）的函数。波函数波函数和原子轨道是同义词，和原子轨道是同义词，波函数波函数是原子轨道的数学表是原子轨道的数学表达式，用达式，用（X，Y，Z）表示。具体应用时，应注以量子数下标。）表示。具体应用时，应注以量子数下标。n,l,m（X，Y，Z）合理地描述了核外电子运动状态。）合理地描述了核外电子运动状态。它是薛定谔方程的特定解。它是薛定谔方程的特定解。说明：微粒的运动根本不存在轨道，其实际含义是把电子在核外说明：微粒的运动根本不存在轨道，其实际含义是把电子在核外出现机会最多的区域称为轨道，代表微粒的一种运动状态。出现机会最多的区域称为轨道，代表微粒的一种运
8、动状态。（2）原子轨道：在量子力学中，把原子体系中的每一个这种波）原子轨道：在量子力学中，把原子体系中的每一个这种波 函数叫原子轨道。函数叫原子轨道。量子数量子数:指表示微粒运动状态的一些特定的不连续的数字。指表示微粒运动状态的一些特定的不连续的数字。n 1 2 3 4 5 6 K L M N O P 光谱符号光谱符号物理意义：决定核外电子的能量和电子离核的平均距离物理意义：决定核外电子的能量和电子离核的平均距离（2）主量子数也可用光谱符号主量子数也可用光谱符号K,L,M,N表示。表示。1、主量子数、主量子数(n)（1）电子离核的平均距离最近的一层即第一电子层，用）电子离核的平均距离最近的一层
9、即第一电子层，用n=1表表 示，余此类推，可见示，余此类推，可见n越大电子离核的平均距离越远。越大电子离核的平均距离越远。三、四个量子数三、四个量子数 这些数字是用以表示电子能量、位置、原子轨道的形状和电子这些数字是用以表示电子能量、位置、原子轨道的形状和电子自旋方向等的正整数。自旋方向等的正整数。电子层：电子层：在一个原子内，具有相同主量子数的电子，近乎在同样在一个原子内，具有相同主量子数的电子，近乎在同样 的空间范围运动，这一范围称的空间范围运动，这一范围称电子层。电子层。（3）n是决定电子能量高低的主要因素。是决定电子能量高低的主要因素。对于单电子原子（或离子）：对于单电子原子（或离子）
10、：n 值越大，值越大，电子的能量越高。电子的能量越高。En=-2.1810-1822nz 对于多电子原子对于多电子原子(或离子或离子):在原子轨道相同的情况下在原子轨道相同的情况下,n值越大值越大,能量越高能量越高,(1)对于给定的对于给定的n 值，值，l 只能取小于只能取小于n 的正整数。的正整数。l=0，1，2，3，4，（n-1）A.每种每种 l 值表示一类电子云的形状（轨道），其数值常用光谱符值表示一类电子云的形状（轨道），其数值常用光谱符 号号s、p、d、f 等表示：等表示：确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的
11、能级。子的能级。主量子数主量子数n 值值 角量子数角量子数l 值值 1 2 3 4 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3 2、角量子数角量子数 l 当当l=1，即为，即为p电子，电子，p 轨道呈哑铃形，如轨道呈哑铃形，如 2p 原子轨道原子轨道：当当l=0,即为即为s 电子，电子，s 轨道呈球形对称，如轨道呈球形对称，如 1s 原子轨道：原子轨道：xyxyxzxzl 值0 1 2 3 4 l 的符号 s p d f g 同理，当同理，当l=2,即为即为d 电子，电子，d 原子轨道呈四叶梅花形：原子轨道呈四叶梅花形：xyyzxzxyxz0123012014s4p4d4f B.如果用如果用n表示
12、电子层时，表示电子层时，l 就表示同一主电子层中所具有不同状态就表示同一主电子层中所具有不同状态 的分层的分层 电子亚层。电子亚层。l n主电子层主电子层分层分层0111s222s2p333s3p3d44由不同的由不同的n和和 l 组成各分层其能量必然不同，组成各分层其能量必然不同，从能量的角度上看，这些从能量的角度上看，这些亚层亚层称为称为能级能级。E1S E2S E3S E4SE4S E4P E4d E4fC.在多电子原子中电子的能量决定于主量子数在多电子原子中电子的能量决定于主量子数n 和角量子数和角量子数l。当当 n 不同，不同，l 相同时，其能量关系为：相同时，其能量关系为：当当 n
13、 相同，相同，l 不同时，其能量关系为不同时，其能量关系为:3、磁量子数、磁量子数(m)l 值 磁量子数 m 值01230-1,0,+1-2,-1,0,+1,+2-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 磁量子数磁量子数(m)确定原子轨道在空间伸展的方向。确定原子轨道在空间伸展的方向。m的数的数值受值受l 值的限制，值的限制，m=0,1,2,.l，所以当，所以当l 确定后，确定后，m可有可有 2l+1个值。个值。当当l=0,m=0，这说明，这说明S电子层中只有一个轨道；电子层中只有一个轨道；当当 l=1,m=+1,0,-1，p 轨道有三种取向，轨道有三种取向，原子原子轨道轨道 沿着直角坐标的沿着
14、直角坐标的x,y,z 三个轴的方向伸展，三个轴的方向伸展，分别称为分别称为 px ；py ；pz。xyxyxzxz同理：当同理：当l=3,则则m=+3,+2,+1,0,-1,-2,-3，说明，说明f 原子轨原子轨道有七种取向。道有七种取向。当当l=2,m=+2,+1,0,-1,-2,说明对应的说明对应的d原子轨原子轨道有五种取向，即道有五种取向，即dxy,dxz,dyz,dx2-y2 和和dz2。xyyzxzxyxz等价轨道和简并轨道等价轨道和简并轨道 在在相同的亚层相同的亚层(l 值相同值相同)中的不同轨道，虽然中的不同轨道，虽然 它们它们电子云的取向不同电子云的取向不同，但它们的，但它们的
15、能量却是相同能量却是相同 的的，这样的轨道称为，这样的轨道称为等价等价轨道轨道或或简并简并轨道。轨道。主量子数主量子数n 电子层；电子层；角量子数角量子数l 电子亚层；电子亚层；磁量子数磁量子数m 原子轨道的伸展方向。原子轨道的伸展方向。n l 轨道轨道 m 分轨道数分轨道数 总轨道数总轨道数 1 0 1s 0 1 1 2 01 2s 2p 0+1,0,-1 1 3 4 3 0 1 2 3s 3p 3d 0+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2 1 3 5 9 4 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2+3,+2,+1,0,-1,-2,-3 1 3
16、 5 7 16 量子数与原子轨道的关系如下：量子数与原子轨道的关系如下：不同量子数与原子轨道之间的关系不同量子数与原子轨道之间的关系 4、自旋量子数、自旋量子数(ms)电子在作自旋运动时，有两个相反的方向，用自旋量电子在作自旋运动时，有两个相反的方向，用自旋量子数子数ms表示，它只有两个值表示，它只有两个值+1/2和和-1/2，通常用箭头表示。，通常用箭头表示。，。ms=1/2 综上所述，综上所述，原子中每个电子的运动状态可以原子中每个电子的运动状态可以用用n,l,m,ms 四个量子数来描述。四个量子数来描述。n 决定原子轨道离原子核的平均距离和主要决定电决定原子轨道离原子核的平均距离和主要决
17、定电子的能量子的能量;l 决定原子轨道的形状，同时也影响电子的能量决定原子轨道的形状，同时也影响电子的能量;m 决定原子轨道在空间的伸展方向决定原子轨道在空间的伸展方向;ms 决定电子的自旋。决定电子的自旋。n l 轨道轨道 m 分轨道数分轨道数 总轨道数总轨道数 1 0 1s 0 1 1 2 01 2s 2p 0+1,0,-1 1 3 4 3 0 1 2 3s 3p 3d 0+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2 1 3 5 9 4 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2+3,+2,+1,0,-1,-2,-3 1 3 5 7 16 量子数与原子轨
18、道的关系如下：量子数与原子轨道的关系如下：课前复习课前复习按照波函数角度部分的关系式求出按照波函数角度部分的关系式求出Y(,)的值，的值，再以原子核为再以原子核为原点，引出方向原点，引出方向(,)的直线，直线的长度为的直线，直线的长度为Y值，将所有值，将所有直线的端点连接起来，在平面上得到的是一条曲线，直线的端点连接起来，在平面上得到的是一条曲线，这就这就是原子轨道的角度分布图。是原子轨道的角度分布图。05222,1,001()cos4 2ZraZea四、原子轨道的角度分布图和径向分布图四、原子轨道的角度分布图和径向分布图(r,)=R(r)Y(，)式中：式中：Y(,)只与两个角度有关，所以称只
19、与两个角度有关，所以称Y(,)为：角度分布函数；为：角度分布函数；而而R(r)只与电子离核半径（核距离）有关，称只与电子离核半径（核距离）有关，称R(r)为：为：径向分布函数。径向分布函数。1、波函数的角度分布图：当、波函数的角度分布图：当r 一定（电子层不变）时，波函数角度一定（电子层不变）时，波函数角度部分部分Y(,)的值随的值随,变化而变化的情况。变化而变化的情况。作图方法：作图方法：如：如：(,)3cos4Y 分离变量分离变量zy+-xYpy+-xzYpx+-xYpzP轨道的角度分布图轨道的角度分布图：+-+-+-+-+-+-+-+-YdxyYdyzYdxzYdx-y22Yd z2d轨
20、道轨道的角度分布图的角度分布图：2、原子轨道的径向分布、原子轨道的径向分布 1.03.02.01.02.01sr/a0R(r)2.04.06.08.0r/a0000-0.20.20.40.60.82 s 当角度不变，当角度不变，以以R(r)对对r作图作图,表示在任何方向上表示在任何方向上R(r)随随r 变化的情况。变化的情况。根据径向波函数，求出相应的根据径向波函数，求出相应的R(r)和和r值，再作值，再作R(r)r图。图。就是径向波函数图。就是径向波函数图。如如1s和和2s径向波函数图：径向波函数图：五、几率密度和电子云五、几率密度和电子云电子云就是核外电子的几率密度电子云就是核外电子的几率
21、密度23、电子云：、电子云：表示核外电子几率密度大小的具体图像。表示核外电子几率密度大小的具体图像。1、几率：、几率：电子在核外空间某区域内出现的机会多少称电子在核外空间某区域内出现的机会多少称 为几率。为几率。2、几率密度：、几率密度：电子在核外空间某处单位体积内出现电子在核外空间某处单位体积内出现 的几的几 率称为该处的率称为该处的几率密度几率密度。用用2 表示表示由于由于 (r,)=R(r)Y(，)所以所以 2(r,)=R2(r)Y2(，)（1）电子云的角度分布图）电子云的角度分布图 以以Y2(，)对对，作图，可得到电子云的角度分布图。作图，可得到电子云的角度分布图。它表示同一曲它表示同
22、一曲面上不同方向上电子几率密度的相对大小。面上不同方向上电子几率密度的相对大小。电子云的角度分布图与原子轨道角度分布图相似，电子云的角度分布图与原子轨道角度分布图相似，它们之间的它们之间的主要区别有：主要区别有：a).由于由于Y 1(整个区域的总和），因此整个区域的总和），因此Y2一定小于一定小于Y，故电子云，故电子云 的角度分布图要比原子轨道角度分布图的角度分布图要比原子轨道角度分布图“瘦瘦”些；些；b).原子轨道角度分布图有正有负，而电子云角度分布图都是正原子轨道角度分布图有正有负，而电子云角度分布图都是正 值，这是因为值，这是因为Y2总是正值。总是正值。S轨道：轨道：P电子云的角度分布图
23、电子云的角度分布图:yxY2pyxzY2pxxzY2pzzxyY2dxyY2dxzxY2dz2zY2dyzyxzyxY2dx-y22d电子云的角度分布图电子云的角度分布图:不同类型的电子云径向分布图的形状和高峰的数目不相同。不同类型的电子云径向分布图的形状和高峰的数目不相同。1s、2s、2p.电子经向分布图上的高峰数分别为电子经向分布图上的高峰数分别为1、2、和、和1.。原子轨道的类型与径向分布图上所出现峰值的个数之间存在一定原子轨道的类型与径向分布图上所出现峰值的个数之间存在一定的规律，峰值的个数取决于量子数的规律，峰值的个数取决于量子数n、l，并可用（，并可用（n-l）计算得到。）计算得到
24、。即：即：峰数峰数=n-l（2）电子云的径布向分布）电子云的径布向分布 以以R2(r)对对r作图，得到作图，得到电子云的径向分布。电子云的径向分布。表示任何方表示任何方向上，向上，电子出现的几率密度随电子出现的几率密度随r变化情况。变化情况。电子云的径向分布曲线只有正值。电子云的径向分布曲线只有正值。6.3 多电子原子的能级多电子原子的能级 氢原子的核外只有一个电子，原子基态和激发态的能量都由氢原子的核外只有一个电子，原子基态和激发态的能量都由主量子数确定，与角量子数无关。主量子数确定，与角量子数无关。而在多电子原子中，由于电子而在多电子原子中，由于电子之间的相互斥力，使得主量子数相同的各轨道
25、产生之间的相互斥力，使得主量子数相同的各轨道产生能级分裂。能级分裂。所所以，在多电子原子中各轨道的能量不仅与主量子数有关，而且与以，在多电子原子中各轨道的能量不仅与主量子数有关，而且与角量子数有关。角量子数有关。各原子轨道的能级主要是根据光谱实验来确定。各原子轨道的能级主要是根据光谱实验来确定。一、多电子原子的能级一、多电子原子的能级 1、鲍林近似能级图、鲍林近似能级图 鲍林根据光谱实验的结果总结了多电子原子各轨鲍林根据光谱实验的结果总结了多电子原子各轨道能级的相对高低并用图形近似地表示出来，道能级的相对高低并用图形近似地表示出来，图中小圆图中小圆圈代表原子轨道，由上至下能量递增，同一水平位置
26、上圈代表原子轨道，由上至下能量递增，同一水平位置上的原子轨道为等价轨道。的原子轨道为等价轨道。能级组：能级组：把能量相近的轨道归并在一起，就称为能级组。把能量相近的轨道归并在一起，就称为能级组。从鲍林能级图可知原子轨道分为七个组，能级组之间从鲍林能级图可知原子轨道分为七个组，能级组之间能量差较大。能级组是划分周期的依据。能量差较大。能级组是划分周期的依据。ssssssspppppddddff122333444455566757p(1s )12345672 2s p,()33s p,()4 4 3s p d,()554spd,()6654spdf,()775 6sp)df6,(能能量量12233
27、34444555566677sssssssppppppddddff 2、屏蔽效应和钻穿效应、屏蔽效应和钻穿效应 前面的能级图和徐光宪规则都是经验的总结，不能从理论上说前面的能级图和徐光宪规则都是经验的总结，不能从理论上说明能级分裂的原因。为了说明能级交错的原因，必须根据钻穿效明能级分裂的原因。为了说明能级交错的原因，必须根据钻穿效应和屏蔽效应来解释。应和屏蔽效应来解释。1)屏蔽效应屏蔽效应 在多电子体系中，电子不仅受到原子核的吸引，而且在多电子体系中，电子不仅受到原子核的吸引，而且受到其它电子的排斥。受到其它电子的排斥。.ee12Z-电子受到的屏蔽效应愈大，电子受到的有效核电电子受到的屏蔽效应
28、愈大，电子受到的有效核电荷的作用愈小，所以电子所具有的能量愈高。荷的作用愈小，所以电子所具有的能量愈高。某一电子受内层电子的排斥的结果，相当于原子核某一电子受内层电子的排斥的结果，相当于原子核对该电子吸引作用的减小，可以认为，内层电子的这种对该电子吸引作用的减小，可以认为，内层电子的这种屏蔽削弱了原子核对该电子的吸引作用。屏蔽削弱了原子核对该电子的吸引作用。其结果相当于其结果相当于该电子受到的有效核电荷数减少了。该电子受到的有效核电荷数减少了。因此，该电子受到因此，该电子受到的核电荷的实际作用力，等于核电荷减去排斥力，即：的核电荷的实际作用力，等于核电荷减去排斥力，即：Z*表示实际作用于电子的
29、核电荷称为有效核电荷。表示实际作用于电子的核电荷称为有效核电荷。Z*=Z-称为屏蔽常数称为屏蔽常数 从量子力学的观点，电子可以出现在原子内的任何位置，从量子力学的观点，电子可以出现在原子内的任何位置，最最外层电子也可能出现在离核很近的位置，外层电子也可能出现在离核很近的位置，也就是说外层电子也可也就是说外层电子也可以钻入内电子壳层而更靠近核以钻入内电子壳层而更靠近核：这种电子渗入原子内部空间而靠这种电子渗入原子内部空间而靠近核的本领称为钻穿。近核的本领称为钻穿。电子钻穿效应的大小可从核外电子径向分布函数图看出：电子钻穿效应的大小可从核外电子径向分布函数图看出：2)钻穿效应钻穿效应 钻穿的结果降
30、低了其它电子对它的屏蔽作用，钻穿的结果降低了其它电子对它的屏蔽作用，从而使它感受到较大从而使它感受到较大的有效核电荷，降低了轨道的能量。电子钻穿的愈靠近核，电子的的有效核电荷，降低了轨道的能量。电子钻穿的愈靠近核，电子的能量愈低。能量愈低。这种由于电子钻穿而引起能量变化的现象称为钻穿效应。这种由于电子钻穿而引起能量变化的现象称为钻穿效应。钻穿效应还可以说明钻穿效应还可以说明ns与与(n-1)d轨道的能级交错轨道的能级交错。虽虽然然4s最大峰比最大峰比3d的离核要远，但它的小峰很靠近核，的离核要远，但它的小峰很靠近核，因此，因此，4s比比3d穿透要大，穿透要大，4s的能量比的能量比3d要低，使能
31、级产生交错。要低，使能级产生交错。在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子这就是鲍利不相容原理。如果子这就是鲍利不相容原理。如果n,l,m相同，则相同，则ms一定不同。一定不同。即同一原子轨道中最多只能容纳即同一原子轨道中最多只能容纳2个自旋相反的电子。应用个自旋相反的电子。应用鲍利原理可以推算出某一电子层或亚层中电子的最大容量。鲍利原理可以推算出某一电子层或亚层中电子的最大容量。6.4 多电子原子的核外电子排布的规则多电子原子的核外电子排布的规则1、能量最低原理、能量最低原理电子首先进入能量较低的原子轨道，依次由低向高排电子首先进入能量较
32、低的原子轨道，依次由低向高排布。这一原则称为能量最低原理。电子填充的顺序为：布。这一原则称为能量最低原理。电子填充的顺序为：1s2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ns (n-2)f (n-1)d np2、鲍利不相容原理、鲍利不相容原理对于对于C 原子来说，按前面所述的原则，电子的填充有以下原子来说，按前面所述的原则，电子的填充有以下 三种方式：三种方式：1s2s2p1s2s2p1s2s2p例如：例如：H:1s1 ;He:1s2 ;Li:1s22s1 ;Be:1s22s2 ;B:1s22s22p1从前面的讨论可知：每个电子
33、层电子最大容量为从前面的讨论可知：每个电子层电子最大容量为2n2。3、洪特规则、洪特规则 电子在亚层的各轨道上填充时，电子在亚层的各轨道上填充时，尽可能的分占不同轨尽可能的分占不同轨道并保持自旋方向相同。道并保持自旋方向相同。这个规律称为洪特规则。这个规律称为洪特规则。所以所以C的电子填充采取第三种方式。的电子填充采取第三种方式。C:1s22s22px12py1;N:1s22s22px12py12pz1;O:1s22s22px22py12pz1;F:1s22s22px22py22pz1;Ne:1s22s22px22py22pz2。原子实：原子实：用加用加方括号方括号的稀有气体符号的稀有气体符号
34、代替代替原子内和稀原子内和稀有气体具有相同电子结构的有气体具有相同电子结构的那部分那部分内电子层构型内电子层构型 2、10、18、36 等等：1s2 He ;1s22s22p6 Ne ;1s22s22p63s23p6 Ar 1s22s22p63s23p64s23d104p6 Ke 根据上述三原则根据上述三原则,写出下列各原子的核外电子排布写出下列各原子的核外电子排布:19K:20Ca:40Zr:74W:1s22s22p63s23p64s11s22s22p63s23p64s21s22s22p63s23p65s25p65s23d104s24d24d106s24p61s22s22p63s23p64s
35、23d104f145d44p6Ar 4s1Ar 4s2Ke 4d2 5s2Xe 4f14 5d4 6s2原子序数为的原子序数为的r,其电子排布为：其电子排布为：Ar4s3d而实验结果却是：而实验结果却是：Ar4s13d5，这似乎不合理，由此见：，这似乎不合理，由此见：洪特规则还包括另一个内容：等价轨道全满、半满或全空洪特规则还包括另一个内容：等价轨道全满、半满或全空时体系比较稳定。时体系比较稳定。洪特规则特例洪特规则特例 半满：半满：p3或或d5或或f7 全满：全满：p6或或d10或或f14 全空：全空：p0或或d0或或f0 例：写出下列原子序数分别为例：写出下列原子序数分别为53、82、27
36、和和48的元素的核外电子排布式。的元素的核外电子排布式。解：解：53I：82Pb：27Co:48Cd:Kr 4d105s25p5Xe 4f145d106s26p2Ar 3d74s2Kr 4d105s2课前复习课前复习1.1.原子轨道的角度分布图原子轨道的角度分布图,径向分布图径向分布图 电子云的角度分布图电子云的角度分布图,径向分布图径向分布图2.多电子原子的能级多电子原子的能级3.屏蔽效应和钻穿效应屏蔽效应和钻穿效应4.核外电子排布的三原则核外电子排布的三原则价电子：价电子：原子参加反应时，可能参加成键的电子。一般是外层电原子参加反应时，可能参加成键的电子。一般是外层电 子，以及次外层子，以
37、及次外层d电子和倒数第三层电子和倒数第三层f电子电子。价电子构型：价电子构型：表示原子核外最高能级组的电子排布（或外围电子表示原子核外最高能级组的电子排布（或外围电子 构型），即价电子的排布。构型），即价电子的排布。应掌握描述原子构型的书写方式：即：应掌握描述原子构型的书写方式：即：1.电子排布式电子排布式 2.轨道表示式轨道表示式 3.原子实原子实如如:Zn:Ar3d104s2 Gd:Xe4f75d16s2原子丢失电子的顺序：原子丢失电子的顺序：np,ns,(n-1)d,(n-1)f如：如：Co:Ar 3d74s2 Pb:Xe 4f145d106s26p2 6.5 原子的电子结构和元素周期律
38、原子的电子结构和元素周期律 一、元素周期律一、元素周期律 当我们把元素按其原子序数（即核电荷数）递增的顺序依当我们把元素按其原子序数（即核电荷数）递增的顺序依次排列成周期表时，每一个周期的元素原子最外层上的次排列成周期表时，每一个周期的元素原子最外层上的电子数从电子数从1增加到增加到8（除第一周期为除第一周期为2外）外），呈现出明显的周期性变化。换，呈现出明显的周期性变化。换句话说句话说各周期的元素都是从碱金属开始，并以稀有气体元素结束，各周期的元素都是从碱金属开始，并以稀有气体元素结束，而每一次重复，而每一次重复，都意味着一个新周期的开始，一个旧周期的结束。都意味着一个新周期的开始，一个旧周
39、期的结束。二、电子构型与周期表的关系二、电子构型与周期表的关系 1、原子的电子构型与周期的关系、原子的电子构型与周期的关系 周期表中的横行称为周期。共有七个周期：周期表中的横行称为周期。共有七个周期：周期 能级组 能级组中原子轨道 元素数目 1 2 3 4 5 6 7 1 2 3 4 5 6 7 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d(未完)2 8 8 18 18 32 尚尚未未布布满满 1).各周期中元素的数目等于相应能级组中原子轨道能容纳的各周期中元素的数目等于相应能级组中原子轨道能容纳的电子总数。电子总数。比较电子结构与元素周期系的关系，可得
40、到如下结论：比较电子结构与元素周期系的关系，可得到如下结论：2).随原子核电荷数的增加，原子的最外层经常重复出现同样随原子核电荷数的增加，原子的最外层经常重复出现同样的电子构型。所以元素性质能呈现周的电子构型。所以元素性质能呈现周 期性的改变，也正是由于期性的改变，也正是由于原子最外层电子构型这种周期性出现的结果。原子最外层电子构型这种周期性出现的结果。3).元素原子的电子层数等于该元素在周期表所处的周期数，元素原子的电子层数等于该元素在周期表所处的周期数，即即原子的最外层的主量子数代表该元素所在的周期数原子的最外层的主量子数代表该元素所在的周期数。(注意注意:Pd 例外例外 46Pd Kr
41、4d85s2,实际为实际为:46Pd Kr4d10）2、电子构型和族的关系：、电子构型和族的关系：周期表中的纵列称为族，周期表中的纵列称为族，共有共有18个纵列，包括个纵列，包括8个主族，个主族，8个个副族。副族。主族主族（A族）：凡包含短周期和长周期的各纵族）：凡包含短周期和长周期的各纵 列称为列称为主族。主族。副族（副族（B族）：仅族）：仅包含长周期的各纵列称为副包含长周期的各纵列称为副族。族。（1）主族元素：）主族元素：原子最后填充的电子填充在原子最后填充的电子填充在s或或p轨道上，其价轨道上，其价电子结构为：电子结构为：ns1-2np1-6 通常将通常将VIII主族称为主族称为0族。族
42、。N:He2s22p3,价电子数为价电子数为5，在第五族，在第五族 Cl:He2s22p5,价电子数为价电子数为7，在第七族，在第七族 主族元素原子所在的族数主族元素原子所在的族数=其价电子总数其价电子总数 Cr:Ar3d54s1,价电子数为价电子数为6，在，在VIB族族 Tc:Kr4d55s2,价电子数为价电子数为7，在，在VIIB族族 B B：最外层电子数最外层电子数=族数族数 BB：最外层电子数最外层电子数+次外层未充满的次外层未充满的d电子数电子数=族数族数 （2）副族元素：）副族元素：原子最后填充的电子填充在原子最后填充的电子填充在(n-1)d轨道上，其价电子结构为：轨道上，其价电子
43、结构为：(n-1)d1-10ns1-2，（5）f区元素：区元素：最外层电子构型为最外层电子构型为(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2,包括镧系元包括镧系元 素和锕系元素。素和锕系元素。（内过渡元素内过渡元素）3、电子构型与区的划分、电子构型与区的划分根据电子排布的情况及元素原子的最外层电子构型，可把周期表根据电子排布的情况及元素原子的最外层电子构型，可把周期表划分为五个区：划分为五个区：（1）s区元素：区元素：最外层电子构型为最外层电子构型为ns1-2,其中包括其中包括 IA和和IIA族元素。族元素。（2）P区元素：区元素：最外层电子构型为最外层电子构型为ns2np1-6，包括，包括I
44、IIA到到VIIIA 族（族（0族）元素。族）元素。（3）d区元素：区元素：最外层电子构型为最外层电子构型为(n-1)d1-9ns1-2，包括，包括IIIB到到 VIIIB族元素。（过渡元素）族元素。（过渡元素）（4）ds区元素：区元素：最外层电子构型为最外层电子构型为(n-1)d10ns1-2,包括包括IB和和 IIB族元素。（过渡元素）族元素。（过渡元素）IAIIA12IIIB IVB VB VIB VIIBVIIIBIBIIBIIIA IVAVA VIA VIIA01234567sddspf区区区区区族周期镧系锕系3456789101112131415161718.已知元素所在周期和族数
45、，请写出它们的核外电子排布。已知元素所在周期和族数，请写出它们的核外电子排布。（1）周期数为）周期数为3、族数为、族数为IIA （2）周期数为）周期数为6、族数为、族数为VIIB （3）周期数为）周期数为4、族数为、族数为IVA课课 堂堂 练练 习习.请依据下列原子序数写出各元素的请依据下列原子序数写出各元素的电子排布式、电子排布式、及其所在周期、族、区。及其所在周期、族、区。11、21、53、60、8080 Xe 4f145d106s2、IIB 、ds区、六周期区、六周期Ar 3d104s24p2 Ne3s2Xe 4f145d56s211 Ne3s1、IA、s区、三周期区、三周期21 Ar
46、3d14s2、IIIB 、d区、四周期区、四周期53 Kr 4d105s25p5、VIIA、p区、五周期区、五周期60 Xe 5d56s1、VIB 、d区、六周期区、六周期6-6 主要的主要的原子参数及其变化规律原子参数及其变化规律 原子的某些性质，如有效核电荷、原子半径、电离能原子的某些性质，如有效核电荷、原子半径、电离能、电子、电子亲和能、电负性等都与原子结构有关，并对元素的物理性质和化亲和能、电负性等都与原子结构有关，并对元素的物理性质和化学性质有重大影响。通常把表征原子基本性质的物理量称为学性质有重大影响。通常把表征原子基本性质的物理量称为原子原子参数。参数。一、有效核电荷一、有效核电
47、荷 随原子序数增加，原子的核电荷呈线性增加，但有效核电荷随原子序数增加，原子的核电荷呈线性增加，但有效核电荷Z*却呈周期性变化。这是因为屏蔽常数的大小与原子的电子结构有却呈周期性变化。这是因为屏蔽常数的大小与原子的电子结构有关，而电子构型是呈周期性变化的。关，而电子构型是呈周期性变化的。(1)在短周期中：在短周期中：元素从左到右电子依次填充到最外层，由于元素从左到右电子依次填充到最外层，由于同层同层电电 子间屏蔽作用子间屏蔽作用弱弱，故有效核电荷显著增加。，故有效核电荷显著增加。（2）在长周期中：）在长周期中：从第三个元素开始，从第三个元素开始，电子加到次外层，这些进电子加到次外层，这些进入次
48、外层的电子所产生的屏蔽作用要比它们进入最外层时大得多入次外层的电子所产生的屏蔽作用要比它们进入最外层时大得多，所以尽管原子序数有所增加，但有效核电荷却增大不多；所以尽管原子序数有所增加，但有效核电荷却增大不多；当次外层电子半充满或全充满时，由于屏蔽作用突然增大，当次外层电子半充满或全充满时，由于屏蔽作用突然增大，有效核电荷略有下降；有效核电荷略有下降；但在长周期的后半部，电子又填充到最外层，有效核电荷但在长周期的后半部，电子又填充到最外层，有效核电荷又显著增加。又显著增加。（3）同一族中：）同一族中：元素从上至下，虽然核电荷增加较多，但相邻元素从上至下，虽然核电荷增加较多，但相邻元素之间依次增
49、加一个电子内层，因而屏蔽作用也较大，所以元素之间依次增加一个电子内层，因而屏蔽作用也较大，所以有效核电荷增加不显著。有效核电荷增加不显著。.HHeLiNeNaArKCrCuKrRbSr原子序数有效核电荷（3）范德华半径）范德华半径：在分子晶体中，分子间以范德华力相结合，：在分子晶体中，分子间以范德华力相结合，相相临分子间两个非键结合的同种原子，其核间距离的一半，临分子间两个非键结合的同种原子，其核间距离的一半，叫做该叫做该原子的范德华半径。原子的范德华半径。（稀有气体）（稀有气体）二、原子半径二、原子半径1、定义：、定义：（1）共价半径：）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键同种元素的两个原
50、子以共价单键 连接时，它们连接时，它们核间距离的一半核间距离的一半叫做该原子的共价半径。（叫做该原子的共价半径。（H2，Cl2）（非金属）（非金属）（2）金属半径：）金属半径：金属晶体中金属原子核间距离的一半，金属晶体中金属原子核间距离的一半，叫做该原叫做该原子的金属半径。子的金属半径。（金属）（金属）2、原子半径在周期中的变化原子半径在周期中的变化 (1)在短周期中（第在短周期中（第2、3周期）：周期）：从左到右，随有效核电荷依次增加，原子半径依次明显的减从左到右，随有效核电荷依次增加，原子半径依次明显的减小；小；（2）在长周期中（）在长周期中（4、5、6周期）：周期）：主族元素的原子半径明
