一、原子结构.pptVIP

原 子 结 构 Copyright 2010 Zhangke 一、核外电子排布 1.电子层 2.电子亚层（电子云的形状）——能级 一、核外电子排布 3.电子云形状的伸展方向 4.电子的自旋状态 一、核外电子排布 1.泡利（Pauli）不相容原理 同一原子中，没有四个运动状态完全一样的电子 推论：每个轨道只能容纳两个自旋方向相反的电子 2.能量最低原理 电子在核外排布时，尽可能占据能量最低的轨道 1s2s2p3s3p 一、核外电子排布 3.洪特规则 量子力学证明，p亚层的三个轨道，能量高低完全相同；d亚层的五个轨道，能量高低完全相同（简并轨道） 简并轨道上有多个电子时，电子尽可能的分占不同轨道，且保持自旋状态相同，量子力学证明，这样排布可使体系能量降到最低。 一、核外电子排布 4.构造原理 一、核外电子排布 5.排布实例 元素 　 (24Cr) (29Cu) 二、元素周期性 1.元素周期表 二、元素周期性 2.原子半径 共价半径：共价键的核间距 范德华半径：分子之间的最短距离 金属半径：金属晶体中的核间距 稀有气体原子半径通常是通过范德华半径测得 二、元素周期性 2.原子半径 二、元素周期性 3.电离能 　　气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 　　一般用In作为电离能的符号，n=1，2，3，...分别叫第一电离能、第二电离能、第三电离能，...。 　　实质上，电离能是原子或离子的能量与它失去电子得到的产物的能量之差,如: 　　A(g)→A+(g)+e I1 = DE = E(A+) – E(A) 　　A+(g)→A2+(g)+e I2 = DE = E(A2+) – E(A+) 二、元素周期性 3.电离能 　 二、元素周期性 3.电离能 同周期从左到右第一电离能逐渐增大 同主族从上到下第一电离能逐渐减小 如何解释？ 　 二、元素周期性 4.电子亲和能 　　气态电中性基态原子获得一个电子变为气态一价负离子放出的能量叫做电子亲和能。 　　负离子再得到一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。电子亲和能常以E为符号，单位为kJ/mol(或eV——电子伏特)。 　　例如，F的电子亲和能为322kJ/mol,即3.399eV，H的电子亲和能为72.9kJ/mol，即0.754eV；O的电子亲和能为141kJ/mol，而O的第二电子亲和能为–780 kJ/mol。 　 二、元素周期性 4.电子亲和能 　　　 二、元素周期性 5.电负性 1932年，泡林提出电负性的概念，用来确定化合物中的原子对电子吸引能力的相对大小（c）。 　　　例如，在HF分子中有一对共用电子对H:F事实表明，HF分子是极性分子，氢原子带正电（d+），氟原子带负电（d–），表明氟原子吸引电子的能力大于氢原子，即氟的电负性比氢的电负性大。 　　　最经典的电负性标度是泡林标度。假定氟的电负性为4.0，作为确定其他元素电负性的相对标准。 二、元素周期性 5.电负性 二、元素周期性 5.电负性 电子层符号 K L M N O P Q 1s p电子云 d电子云 （轨道） s d电子云伸展方向 p电子云伸展方向 顺时针 逆时针 ↑ ↓ 电子的自旋状态 电子云的形状（亚层） 电子层 电子云的伸展方向（轨道） 一、核外电子排布 ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ 1s2 2s2 2p3 电子先填最外层的ns，后填次外层的(n-1)d， 甚至填入倒数第三层的(n-2)f的规律叫做“能级交错”。 铬和钼的组态为(n-1)d5ns1,而不是(n-1)d4ns2, 这被称为“半满规则” 铜银金电子组态为(n-1)d10ns1,而不是(n-1)d9ns2, 这被总结为“全满规则”。 S 区 d 区 p区 ds 区 f 区 11575 10540 9543 2745 7733 6912 1817 1451 4562 578 738 496 铝 镁 钠 H 72.9 Li Be B C N O F Ne 59.8 – 23 122 – 0.07 141 322 – Na Mg Al Si P S Cl Ar 52.9 – 44 120 74 200 349 – K Ca Ga Ge As Se Br Kr 48.4 – 36 116 77 195 325 – Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 46.9 – 34 121 101 190 295 – Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn 45.5 – 50 100 100 – – – H 2.1 Li Be