1、第二原子结构（优选）第二原子结构2.1 原子中的电子原子中的电子1.氢原子光谱氢原子光谱 将一只装有氢气的放电管，通过高压将一只装有氢气的放电管，通过高压电流，氢原子被激发后所发出的光经过电流，氢原子被激发后所发出的光经过分光镜，就得到分光镜，就得到氢原子光谱氢原子光谱。氢原子光谱和波尔理论氢原子光谱和波尔理论364.5397.0 410.2434.1486.1656.5紫外光区紫外光区红外光区红外光区可见光区可见光区/nm氢原子光谱氢原子光谱 氢原子光谱由五组线系组成，即紫外区氢原子光谱由五组线系组成，即紫外区的莱曼系，可见区的巴尔麦系，红外区的的莱曼系，可见区的巴尔麦系，红外区的帕邢系、布
2、莱克特系和芬得系。帕邢系、布莱克特系和芬得系。为波长为波长RH为里德伯常量为里德伯常量n2n1，都是不大的正整数，都是不大的正整数)11(R12221Hnn2.波尔理论波尔理论（1）定态轨道概念定态轨道概念（2）轨道能级概念）轨道能级概念（3）轨道能量量子化概念）轨道能量量子化概念 氢原子中的电子只能在确定半径和能氢原子中的电子只能在确定半径和能量的特定轨道中运动。这些轨道的能量状量的特定轨道中运动。这些轨道的能量状态不随时间而改变，因而被称为定态轨道。态不随时间而改变，因而被称为定态轨道。He、Ne、Ar等分别代表类氦原子实、类氖原子实等。一般金属元素（Au和Pt等除外）的电负性小于2.n2
3、n1，都是不大的正整数电子运动的能级由下式决定：K L M N O P QHe、Ne、Ar等分别代表类氦原子实、类氖原子实等。nsnpndnf价电子构型为(n1)d110ns12的原子属于周期表中（）自上而下逐次增加一个电子层使有效核电荷对原子半径的影响成为次要因素。原子实是指原子中除去最高能级组以外的原子实体，也就是达到了稀有气体原子闭合壳层的那一部分内层电子构型。光子能量的大小决定于跃迁所涉及的两条轨道间的能量差。接受外界能量而在高能级轨道中运动时，称为激发态；（1）电子云角度分布图0，然后通过计算得到其它元素原子的电负性值。（a）电子亲和能也有第一、第二、之分。Z*和分别叫有效核电荷和屏
4、蔽参数表示原子中电子出现概率最大的区域离核的远近，是决定电子能级的主要量子数。能级能级 在正常状态下，电子在低能级轨道中运在正常状态下，电子在低能级轨道中运动时，称为基态；动时，称为基态；接受外界能量而在高能级轨道中运动时，接受外界能量而在高能级轨道中运动时，称为激发态；称为激发态；离核越近的轨道，能级越低，势能值越负。离核越近的轨道，能级越低，势能值越负。当电子从较高能态（当电子从较高能态（E2）向较低能态（）向较低能态（E1）跃迁）跃迁时原子以光子的形式放出能量，时原子以光子的形式放出能量，光子能量的大小决定于跃迁所涉及的两条轨道间光子能量的大小决定于跃迁所涉及的两条轨道间的能量差。的能量
5、差。E=E2-E1=h 如果电子由能量如果电子由能量E1的轨道跃迁至能量为的轨道跃迁至能量为E2的轨道，的轨道，应从外部吸收同样的能量。应从外部吸收同样的能量。该能量值是不连续的，称为轨道能量量子化。该能量值是不连续的，称为轨道能量量子化。电子的波粒二象性电子的波粒二象性1.物质波物质波 光既具有微粒性，又具有波动性光既具有微粒性，又具有波动性 德布罗意公式：德布罗意公式：vhmh为普朗克常量为普朗克常量 电子射线发生器电子射线发生器A金属箔金属箔电子衍射装置示意图电子衍射装置示意图 实验结果说明电子运动时确有波动性，实验结果说明电子运动时确有波动性，而且由衍射环算得的电子束波长与德布罗意而且
6、由衍射环算得的电子束波长与德布罗意公式算得的波长之间的误差不超过公式算得的波长之间的误差不超过1%。由实物微粒产生的德布罗意波叫由实物微粒产生的德布罗意波叫作物质波。作物质波。讨论微粒波动性的科学叫作波动力学。讨论微粒波动性的科学叫作波动力学。1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1铈Ce（Z=58）的外层构型为4f15d16s2不是4f26s2除s轨道外，其他轨道的角度分布图的波瓣都有“+”“”之分，分别表示各该区域内Y值的正和负。2角量子数l电子亚层s、p、d、f亚层中未成对电子的最大数目为1、3、5、7，即等于相应的轨道数。根据元素电负性值的大小，可以
7、衡量元素的金属性和非金属性的强弱。He、Ne、Ar等分别代表类氦原子实、类氖原子实等。磁量子数 m=+i，0，-i波动力学将由薛定锷方程解得的波函数叫原子轨道。A、B B、C C、N D、O内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，而外层电子对内层电子屏蔽作用很小。第4，5，6周期的过渡元素分别又叫第一、二、三过渡系元素。1s，2s，3s氢原子轨道径向分布示意图（2）电子云径向分布图角量子数 l=0，1，2，(n-1)p区 ns2np16电子在原子核外空间某处单位体积内出现的几率，称为几率密度。相当于核电荷从Z减小到Z*He、Ne、Ar等分别代表类氦原子实、类氖原子实等。2.测不准原理测不准原理不可能
8、同时测得电子的精确位置和精确动量。不可能同时测得电子的精确位置和精确动量。测不准关系式：测不准关系式：4hPX 粒子位置的测定准确度愈大（粒子位置的测定准确度愈大（X越越小），则相应的动量准确度就会愈小（小），则相应的动量准确度就会愈小（P就越大）。反之亦然。就越大）。反之亦然。波函数波函数 通过对一个电子亿万次重复性研究表明，电通过对一个电子亿万次重复性研究表明，电子在核外空间某些区域出现的几率较大，另一些子在核外空间某些区域出现的几率较大，另一些区域出现的几率较小。区域出现的几率较小。原子中核外电子的运动具有按几率分布的统原子中核外电子的运动具有按几率分布的统计规律。计规律。描述核外电子运
9、动的几率要用描述其波动性描述核外电子运动的几率要用描述其波动性的波动方程。的波动方程。1.薛定锷方程薛定锷方程 解这个偏微分方程就是要解出其中的解这个偏微分方程就是要解出其中的E和和。为了得到描述电子运动状态的合理解，必须为了得到描述电子运动状态的合理解，必须引入只能取某些整数值的三个参数，称它们为引入只能取某些整数值的三个参数，称它们为量子数。这三个量子数可取的数值及它们的关量子数。这三个量子数可取的数值及它们的关系如下系如下自旋量子数自旋量子数ms主量子数主量子数 n=1，2，3，4角量子数角量子数 l=0，1，2，(n-1)磁量子数磁量子数 m=+i，0，-i1主量子数主量子数n电子层数
10、电子层数 表示原子中电子出现概率最大的区域离核表示原子中电子出现概率最大的区域离核的远近，是决定电子能级的主要量子数。的远近，是决定电子能级的主要量子数。n为为1，2，3正整数，迄今已知的最大值正整数，迄今已知的最大值为为7。n值越大，轨道能量越高。值越大，轨道能量越高。一个一个n值表示一个电子层，与各值表示一个电子层，与各n值对应值对应的电子层符号如下的电子层符号如下n1234567电 子 层 符 号KLMNOPQ2角量子数角量子数l电子亚层电子亚层 轨道角动量量子数，确定原子轨道（或电子轨道角动量量子数，确定原子轨道（或电子云）的形状，并影响原子轨道的能级。云）的形状，并影响原子轨道的能级
11、。l=0，1，2，3，4（n-1）l的取值受制于的取值受制于n，l不同，形状不同。不同，形状不同。n一个取值对应一个亚层一个取值对应一个亚层s p d f gn同一层中各亚层的能级稍有差别，并按同一层中各亚层的能级稍有差别，并按s，p，d，f的顺序增高。的顺序增高。n原子中电子的能态是由原子中电子的能态是由n和和l两个量子数共同决两个量子数共同决定的。定的。3磁量子数磁量子数m 确定轨道在空间的伸展方向（同一亚层的确定轨道在空间的伸展方向（同一亚层的几条轨道对原子核的取向不同）几条轨道对原子核的取向不同）m的允许取值为的允许取值为+l0l 磁量子数的取值和亚层轨道数磁量子数的取值和亚层轨道数l
12、m0(s)01(p)+10-12(d)+2+10-1-23(f)+3+2+10-1-2-3 n和和l值相同仅值相同仅m值不同的能级，这种能值不同的能级，这种能级相同的轨道互为等价轨道或简并轨道。级相同的轨道互为等价轨道或简并轨道。按鲍林给出的能级顺序填充电子，所得结果与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大体符合，故也将这种能级图叫做电子填充顺序图。构造原理是指原子建立核外电子层时遵循的次序和规则。一般金属元素（Au和Pt等除外）的电负性小于2.原子实是指原子中除去最高能级组以外的原子实体，也就是达到了稀有气体原子闭合壳层的那一部分内层电子构型。元素周期表中，电负性最大的元素是（）电子在原子
13、核外距离为r的一薄层球壳中出现的几率随半径r变化时的分布情况。根据原子光谱实验和量子力学理论，基态原子的核外电子排布服从构造原理。该图反映了r一定时波函数随,变化的情况。f区元素的最后一个电子填在外数第3层，又叫内过渡元素。3价电子构型相似的元素在周期表中分别集中在4个区：s区、p区、d区和f区。过渡元素最后一个电子填入(n1)d，内层电子对外层电子的屏蔽作用大于同层之间的相互屏蔽力，将2的角度分布部分Y2随、变化作图，所得的图像就称为电子云角度分布图。根据原子光谱实验和量子力学理论，基态原子的核外电子排布服从构造原理。B、C、N、O三元素中第一电离能（I1）最大的是（）粒子位置的测定准确度愈
14、大（X越小），则相应的动量准确度就会愈小（P就越大）。对于单电子体系中的能级仅决定于n值，n值相同的轨道其能量都相同，n不同的轨道其能级不同。4s主峰比3d的离核远得多，但由于4s的小峰钻到离核近的地方，钻穿效应大，回避了内层电子对它的屏蔽，因而E4sE3d。3d 同族内的变化趋势主要决定于层数。同族元素具有相似的电子构型，从而导致相似的化学性质。对多电子原子中任一指定电子而言，除受核的正电荷（数值为Z）吸引外同时还受到其他（Z1）个电子的排斥。4自旋量子数自旋量子数ms ms取值取值 和和 ，表示两种相反方向的，表示两种相反方向的自旋电子，分别用自旋电子，分别用和和表示。表示。2121 波函
15、数的空间图象波函数的空间图象2.波函数图象波函数图象 波动力学将由薛定锷方程解得的波函数波动力学将由薛定锷方程解得的波函数叫原子轨道。叫原子轨道。n,l,m(r,)=Rn,l(r)Yl,m(,)径向波函数径向波函数 角度波函数角度波函数1波函数角度分布图波函数角度分布图 原子轨道的角度分布图。在三维空间伸展。原子轨道的角度分布图。在三维空间伸展。用波函数的角度部分用波函数的角度部分Yl,m(,)对对,作图就作图就得波函数的角度分布图。得波函数的角度分布图。该图反映了该图反映了r一定时波函数一定时波函数随随,变化的情况。变化的情况。角度波函数与主量子数角度波函数与主量子数n无关。无关。除除s轨道
16、外，其他轨道的角度分布图的轨道外，其他轨道的角度分布图的波瓣都有波瓣都有“+”“”之分，分别表示各该区域之分，分别表示各该区域内内Y值的正和负。值的正和负。1波函数径向分布图波函数径向分布图 反映反映R在任意角度随在任意角度随r变化的情形。变化的情形。用波函数的径向部分用波函数的径向部分R(r)对对r作图就得作图就得波函数的径向分布图。波函数的径向分布图。1s，2s，3s氢原子轨道径向分布示意图氢原子轨道径向分布示意图3.电子云图象电子云图象 电子在原子核外空间某处单位体积内出现的电子在原子核外空间某处单位体积内出现的几率，称为几率密度。几率，称为几率密度。几率密度用几率密度用2来表示。来表示
17、。所得的空间图像形象地称为电子云。所得的空间图像形象地称为电子云。（1）电子云角度分布图）电子云角度分布图 将将2的角度分布部分的角度分布部分Y2随随、变化作图，变化作图，所得的图像就称为电子云角度分布图。所得的图像就称为电子云角度分布图。例如稀有气体晶体，相邻分子核间距的一半，称为该原子的范德华半径。多电子原子轨道的能级例如稀有气体晶体，相邻分子核间距的一半，称为该原子的范德华半径。电子在原子核外距离为r的一薄层球壳中出现的几率随半径r变化时的分布情况。He、Ne、Ar等分别代表类氦原子实、类氖原子实等。不同原子同名能级之间的关系（即能级与原子序数的关系）一般金属元素（Au和Pt等除外）的电
18、负性小于2.角量子数 l=0，1，2，(n-1)（a）角量子数 l=0，1，2，(n-1)除s轨道外，其他轨道的角度分布图的波瓣都有“+”“”之分，分别表示各该区域内Y值的正和负。各级电离能符号分别用I1，I2，I3，表示。o核外电子的层数和电子间的屏蔽作用镧La（Z=57）4f05d16s2 全空周期表右上角非金属元素的电子亲和能都是最大的。内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，而外层电子对内层电子屏蔽作用很小。（1）原子轨道角度分布图带有正、负号，而电）原子轨道角度分布图带有正、负号，而电子云角度分布图均为正值；子云角度分布图均为正值；（2）电子云角度分布图比原子轨道角度分布图要）电子云角度分
19、布图比原子轨道角度分布图要“瘦瘦”些，这是因为些，这是因为Y值一般是小于值一般是小于1的，所以的，所以Y2值就更小些。值就更小些。（2）电子云径向分布图）电子云径向分布图 电子在原子核外距离为电子在原子核外距离为r的一薄层球壳中出现的几的一薄层球壳中出现的几率随半径率随半径r变化时的分布情变化时的分布情况。况。氢原子电子云径向分布示意图氢原子电子云径向分布示意图（1）电子具有按几率分布的统计规律。）电子具有按几率分布的统计规律。（2）可用薛定谔方程描述核外电子的运动。）可用薛定谔方程描述核外电子的运动。（3）原子轨道为波函数（）原子轨道为波函数（）的空间图像。）的空间图像。（4）以）以2的空间
20、图像的空间图像电子云来表示电子在核外空电子云来表示电子在核外空间出现的几率密度。间出现的几率密度。（5）以四个量子数来确定核外每一个电子的运动状）以四个量子数来确定核外每一个电子的运动状态。态。量子力学原子模型（波动力学模型）的要点归纳：量子力学原子模型（波动力学模型）的要点归纳：2.2 元素周期系元素周期系多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级 1.能级图能级图（1）鲍林近似能级图）鲍林近似能级图 1939年，鲍林从大量光谱实验资料出发通过年，鲍林从大量光谱实验资料出发通过理论计算得出多电子原子中轨道能量的高低顺序，理论计算得出多电子原子中轨道能量的高低顺序，这一顺序见下图：这一顺序见下图
21、：ooooo oooooooo ooooo oooooooo o ooo oooooooooooo o ooo oooooooooooo o能量7p6d5f7s6p5d4f6s5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1sn=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7K L M N O P Q 鲍林将能量接近的能级归为一组，这样的鲍林将能量接近的能级归为一组，这样的能级组共七个，各能级组均以能级组共七个，各能级组均以s轨道开始并以轨道开始并以p轨道告终（第一能级组例外）。轨道告终（第一能级组例外）。按鲍林给出的能级顺序填充电子，所得结果按鲍林给出的能级顺序填充电子，所得结果与光谱实验得到
22、的各元素原子中电子排布情况大与光谱实验得到的各元素原子中电子排布情况大体符合，故也将这种能级图叫做电子填充顺序图。体符合，故也将这种能级图叫做电子填充顺序图。鲍林图只适用于多电子原子，即至少含有鲍林图只适用于多电子原子，即至少含有两个电子的原子。两个电子的原子。对氢原子及类氢原子来说核电荷对氢原子及类氢原子来说核电荷Z=1，原子，原子核外仅有核外仅有1个电子，这个电子只受到原子核的作个电子，这个电子只受到原子核的作用而没有别的电子之间的相互作用。用而没有别的电子之间的相互作用。电子运动的能级由下式决定：电子运动的能级由下式决定：2)(6.13Enev 对于单电子体系中的能级仅决定于对于单电子体
23、系中的能级仅决定于n值，值，n值值相同的轨道其能量都相同，相同的轨道其能量都相同，n不同的轨道其能级不同的轨道其能级不同。不同。n值越大能级越高。值越大能级越高。E(n=1)E(n=2)E(n=3)E(n=4)Ens=Enp(=End)(=Enf)（1）n，l都相同时，即同一电子亚层内，都相同时，即同一电子亚层内，各原子轨道能级相同。各原子轨道能级相同。Enpx=Enpy=Enpz（2）l值相同时，轨道的能级只由值相同时，轨道的能级只由n值决定，值决定，n值越大能级越高。值越大能级越高。E1s E2s E3s E4s E2p E3p E4p 对多电子原子中任一指定电子而言，除受对多电子原子中任
24、一指定电子而言，除受核的正电荷（数值为核的正电荷（数值为Z）吸引外同时还受到其）吸引外同时还受到其他（他（Z1）个电子的排斥。这种排斥作用相当）个电子的排斥。这种排斥作用相当于抵消或削弱核对指定电子的吸引。于抵消或削弱核对指定电子的吸引。相当于核电荷从相当于核电荷从Z减小到减小到Z*其他电子对某个选定电子的排斥作用，其他电子对某个选定电子的排斥作用，相当于降低部分核电荷对指定电子的吸引相当于降低部分核电荷对指定电子的吸引力，称为屏蔽作用。力，称为屏蔽作用。Z*和和分别叫有效核电荷和屏蔽参数分别叫有效核电荷和屏蔽参数Z*=Z 屏蔽效应的程度用屏蔽常数屏蔽效应的程度用屏蔽常数来衡量。来衡量。多电子
25、原子中轨道的能量表达式为：多电子原子中轨道的能量表达式为：2222*)(ZRZREnn轨道能量由轨道能量由n和和l共同决定。共同决定。内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，而内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，而外层电子对内层电子屏蔽作用很小。外层电子对内层电子屏蔽作用很小。（3）n相同时轨道的能级由相同时轨道的能级由l决定，决定，l值越值越大，能级越高，这种现象叫能级分裂。大，能级越高，这种现象叫能级分裂。E4s E4p E4d E4f 外层电子穿过内层空间钻入原子核附近时使外层电子穿过内层空间钻入原子核附近时使屏蔽作用减弱的效应叫钻穿效应。屏蔽作用减弱的效应叫钻穿效应。越靠近核的电子被其余电子屏
26、蔽得越少，越靠近核的电子被其余电子屏蔽得越少，也就是钻穿得越深，能级就越低。也就是钻穿得越深，能级就越低。能级的顺序为能级的顺序为nsnpndnf（4）n和和l值都不同时，主量子数小的能级值都不同时，主量子数小的能级可能高于主量子数大的能级，即所谓的可能高于主量子数大的能级，即所谓的能级交错。能级交错。E4s E3dE6s E4f E5d 4s主峰比主峰比3d的离核远得多，但由于的离核远得多，但由于4s的小峰钻的小峰钻到离核近的地方，钻穿效应大，回避了内层电子对到离核近的地方，钻穿效应大，回避了内层电子对它的屏蔽，因而它的屏蔽，因而E4sE3d。（2）科顿原子轨道能级图）科顿原子轨道能级图 不
27、同原子同名能级之间的关系（即不同原子同名能级之间的关系（即能级与原子序数的关系）能级与原子序数的关系）随着原子序数的增加，核对电子的吸引力随着原子序数的增加，核对电子的吸引力增加，原子轨道的能量一般会逐渐下降。而且增加，原子轨道的能量一般会逐渐下降。而且不同元素原子轨道能量下降的多少各不相同，不同元素原子轨道能量下降的多少各不相同，各轨道能级之间的相对位置也会随之改变。各轨道能级之间的相对位置也会随之改变。原子序数原子序数 Z=114，E3d E4s Z=21，E3d E4s核外电子排布核外电子排布 根据原子光谱实验和量子力学理论，基态根据原子光谱实验和量子力学理论，基态原子的核外电子排布服从
28、构造原理。原子的核外电子排布服从构造原理。构造原理是指原子建立核外电子层时遵循构造原理是指原子建立核外电子层时遵循的次序和规则。的次序和规则。1能量最低原理能量最低原理 电子总是优先占据可供占据的能量最低的电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道，占满能量较低的轨道后才进入能量较高轨道，占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道。的轨道。1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p电子填入轨道的顺序如下：电子填入轨道的顺序如下：2泡利不相容原理泡利不相容原理 同一原子轨道上最多只能容纳两个电子，并且同一原子轨道上最多只能容纳两个
29、电子，并且这两个电子自旋方向必须相反。这两个电子自旋方向必须相反。同一原子中不可能有两个电子处于完全相同的同一原子中不可能有两个电子处于完全相同的状态。状态。同一原子中两个电子的四个量子数（同一原子中两个电子的四个量子数（n，l，m，ms）不可能完全相同。）不可能完全相同。电子亚层 轨道数 最大容量 电子层 轨道数 最大容量 1s 1 2 K 1 2 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 各层最大容量与主量子数之间的关系各层最大容量与主量子数之间的关系最大容量最大容量=2n23洪德规则洪德规则 在等价轨道上，电子总是尽先以自旋方向相在等价轨道上，电子总是尽先以自旋方向相同的方式
30、分占不同的轨道，使原子的能量最低。同的方式分占不同的轨道，使原子的能量最低。p原子原子3p轨道中的轨道中的3个电子按下面哪种方式排布个电子按下面哪种方式排布 （a）（b）Mn原子原子3d轨道轨道5个电子个电子 3d Fe原子原子3d轨道轨道6个电子个电子 3d s、p、d、f亚层中未成对电子的最亚层中未成对电子的最大数目为大数目为1、3、5、7，即等于相应的轨，即等于相应的轨道数。道数。例如基态例如基态Cs原子（原子（Z=55）电子结构式电子结构式 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1表示电子结构式的排序优先考虑主量子数。表示电子结构式的排序优先考虑主量
31、子数。注意电子结构式与能级序列之间的区别注意电子结构式与能级序列之间的区别 能级序列中能级序列中 4s3d 电子结构式中电子结构式中 3d在在4s前面前面 原子实是指原子中除去最高能级组以外的原原子实是指原子中除去最高能级组以外的原子实体，也就是达到了稀有气体原子闭合壳层的子实体，也就是达到了稀有气体原子闭合壳层的那一部分内层电子构型。那一部分内层电子构型。Cs原子的电子结构式可以简洁地表示为原子的电子结构式可以简洁地表示为 Xe6s1 He、Ne、Ar等分别代表类氦原子实、类等分别代表类氦原子实、类氖原子实等。氖原子实等。1亚层轨道之间的能量差太小，特别是亚层轨道之间的能量差太小，特别是n值
32、较大值较大的情况下。的情况下。例如例如 铈铈Ce（Z=58）的外层构型为）的外层构型为4f15d16s2不是不是4f26s2 镨镨Pr（Z=59）的外层构型为）的外层构型为4f36s22亚层轨道全空、半满和全满状态的相对稳定性亚层轨道全空、半满和全满状态的相对稳定性 铬铬Cr（Z=24）3d54s1而不是而不是3d44s2 半满半满 铜铜Cu（Z=29）3d104s1而不是而不是3d94s2 全满全满 镧镧La（Z=57）4f05d16s2 全空全空周期表与原子结构周期表与原子结构1.周期周期 表中的横行叫周期，七个周期分别对应于表中的横行叫周期，七个周期分别对应于七个能级组。七个能级组。能
33、级 组s轨 道f轨 道d轨 道p轨 道11s1 222s1 22p1 633s1 23p1 644s1 23d1 104p1 655s1 24d1 105p1 666s1 24f1 145d1 106p1 677s1 25f1 146d1 10 各周期起始于各周期起始于s区元素，终止于区元素，终止于p区元素，对区元素，对应于各能级组电子填入的起始轨道（应于各能级组电子填入的起始轨道（s轨道）和轨道）和终止轨道（终止轨道（p轨道）；轨道）；各周期中化学元素的个数（各周期中化学元素的个数（2，8，8，18，18，32，32）对应于各能级组中电子的最大容量。）对应于各能级组中电子的最大容量。只有两种
34、元素的周期叫特短周期。只有两种元素的周期叫特短周期。含含8，18，32种元素的周期分别叫短周期、长周种元素的周期分别叫短周期、长周期和特长周期。期和特长周期。迄今为止属于特长周期的第七周期仍为未完成周迄今为止属于特长周期的第七周期仍为未完成周期。期。2表中的直列叫族。表中的直列叫族。同族元素具有相似的电子构型，从而同族元素具有相似的电子构型，从而导致相似的化学性质。导致相似的化学性质。去除镧系、锕系后，共去除镧系、锕系后，共18列。列。凡含有短周期元素的各列称主族，有凡含有短周期元素的各列称主族，有A、A、A、A、A、A、A、A（有的（有的称称0族）；族）；凡含有长周期元素的各列称为副族，有凡
35、含有长周期元素的各列称为副族，有B、B、B、B、B、B、B、B（铁、（铁、钌、锇和钴、铑、铱及镍、钯、铂三列合成一族，钌、锇和钴、铑、铱及镍、钯、铂三列合成一族，有的称为有的称为族）。族）。各区的价电子构型分别为各区的价电子构型分别为 s区区 ns12 p区区 ns2np16 d区区 (n1)d110ns12 f区区 (n2)f114(n1)d01ns2 3价电子构型相似的元素在周期表中分别集价电子构型相似的元素在周期表中分别集中在中在4个区：个区：s区、区、p区、区、d区和区和f区。区。n 有时也将第有时也将第B、B元素从元素从d区分出叫区分出叫做做ds区。区。ns区和区和p区元素合称为主族
36、元素。区元素合称为主族元素。nd区元素叫过渡元素，是因为最后一个电区元素叫过渡元素，是因为最后一个电子不填入最外层而填入次外层。子不填入最外层而填入次外层。n第第4，5，6周期的过渡元素分别又叫第一、二、周期的过渡元素分别又叫第一、二、三过渡系元素。三过渡系元素。nf区元素的最后一个电子填在外数第区元素的最后一个电子填在外数第3层，又叫层，又叫内过渡元素。内过渡元素。n填入填入4f亚层和亚层和5f亚层的内过渡元素分别又叫镧亚层的内过渡元素分别又叫镧系元素和锕系元素。系元素和锕系元素。2.3 元素的某些性质与原子结构的关系元素的某些性质与原子结构的关系原子半径原子半径 通常所说的原子半径是根据该
37、原子存在的不通常所说的原子半径是根据该原子存在的不同形式来定义。直接测得的是两个相邻原子的核同形式来定义。直接测得的是两个相邻原子的核间距，取核间距的间距，取核间距的1/2为半径。为半径。（1）金属半径）金属半径 指原子间以金属键结合的金属晶体中，两指原子间以金属键结合的金属晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半。个相邻金属原子核间距离的一半。（2）共价半径）共价半径 两个相同原子形成共价键时两个相同原子形成共价键时,其核间距的一其核间距的一半，通常指的是形成共价单键时的共价半径。半，通常指的是形成共价单键时的共价半径。（3）范德华半径）范德华半径 在分子晶体中，分子间是以范德华力（即分在分子
38、晶体中，分子间是以范德华力（即分子间力）结合的。例如稀有气体晶体，相邻分子间力）结合的。例如稀有气体晶体，相邻分子核间距的一半，称为该原子的范德华半径。子核间距的一半，称为该原子的范德华半径。n 同周期内（层数不增加）的变化趋势决定于同周期内（层数不增加）的变化趋势决定于屏蔽作用；屏蔽作用；n同族内的变化趋势主要决定于层数。同族内的变化趋势主要决定于层数。核外电子的层数和电子间的屏蔽作用核外电子的层数和电子间的屏蔽作用1同周期元素随着核电荷增加不增加电子层，同周期元素随着核电荷增加不增加电子层，半径变化的总趋势是自左向右减小，但减小幅半径变化的总趋势是自左向右减小，但减小幅度与电子构型有关。度
39、与电子构型有关。主族元素减小幅度最大，过渡元素次之，主族元素减小幅度最大，过渡元素次之，内过渡元素最小。内过渡元素最小。原因原因a.主族元素新增加的电子依次排布于最外电子层主族元素新增加的电子依次排布于最外电子层上，而同层电子屏蔽作用较小，核对外层电子上，而同层电子屏蔽作用较小，核对外层电子吸引力增强，所以半径从左向右减小。吸引力增强，所以半径从左向右减小。b.过渡元素最后一个电子填入过渡元素最后一个电子填入(n1)d，内层电子对，内层电子对外层电子的屏蔽作用大于同层之间的相互屏蔽外层电子的屏蔽作用大于同层之间的相互屏蔽力，力，c.内过渡元素最后一个电子填入内过渡元素最后一个电子填入(n2)f
40、。2同族元素的原子半径自上而下增大，只同族元素的原子半径自上而下增大，只极少数例外。极少数例外。自上而下逐次增加一个电子层使有效核电荷自上而下逐次增加一个电子层使有效核电荷对原子半径的影响成为次要因素。对原子半径的影响成为次要因素。电离能电离能 基态气体原子失去最外层一个电子成为气基态气体原子失去最外层一个电子成为气态态+1价离子，所需的最小能量叫第一电离能，价离子，所需的最小能量叫第一电离能，再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量则叫第二、第三、则叫第二、第三、电离能。电离能。各级电离能符号分别用各级电离能符号分别用I1，I2，I3，表示。表示。它们
41、的数值关系为它们的数值关系为I1I2I3。要点要点同周期自左向右，电离能逐渐增大。同周期自左向右，电离能逐渐增大。同族自上向下，电离能逐渐减小。同族自上向下，电离能逐渐减小。电子达到相关亚层全满或半满状态，电离电子达到相关亚层全满或半满状态，电离能较高。能较高。电子亲和能电子亲和能 指一个气态原子得到一个电子形成气态负指一个气态原子得到一个电子形成气态负离子所放出的能量，常以符号离子所放出的能量，常以符号A1表示。表示。电子亲和能也有第一、第二、电子亲和能也有第一、第二、之分。之分。n元素的电子亲和能越大，原子获取电子的能力元素的电子亲和能越大，原子获取电子的能力就越强（即非金属性越强）。就越
42、强（即非金属性越强）。n周期表右上角非金属元素的电子亲和能都是最周期表右上角非金属元素的电子亲和能都是最大的。大的。电负性电负性 分子中元素原子吸引电子的能力。分子中元素原子吸引电子的能力。指定最活泼的非金属元素原子的电负性值指定最活泼的非金属元素原子的电负性值为为4.0，然后通过计算得到其它元素原子的电负，然后通过计算得到其它元素原子的电负性值。性值。n同一族中元素的电负性由上而下减小。同一族中元素的电负性由上而下减小。n同一周期中元素的电负性由左向右增大。同一周期中元素的电负性由左向右增大。n所有元素中以所有元素中以F的电负性为最大。的电负性为最大。根据元素电负性值的大小，可以衡量元素的金根据元素电负性值的大小，可以衡量元素的金属性和非金属性的强弱。一般金属元素（属性和非金属性的强弱。一般金属元素（Au和和Pt等除外）的电负性小于等除外）的电负性小于2.0，而非金属元素（，而非金属元素（Si除外）除外）大于大于2.0。B、C、N、O三元素中第一电离能（三元素中第一电离能（I1）最大的是（最大的是（）A、B B、C C、N D、O 价电子构型为价电子构型为(n1)d110ns12的原子属于周的原子属于周期表中（期表中（）A、s区区 B、p区区 C、d区区 D、f区区元素周期表中，电负性最大的元素是（元素周期表中，电负性最大的元素是（）A、H B、F C、O D、Ba
