第八章第三节基态多电子原子核外电子排布.ppt

科顿原子轨道能级图 单电子原子，轨道能级由主量子数n来决定 多电子原子，轨道能量则由n和l来决定 对于ns、np轨道的能级随原子序数的增加而降低的坡度较为正常。而nd、nf降低的过程就很特殊，由于原子轨道能级降低的坡度不同的，出现了能级交错现象。 第三节 原子结构和元素周期律 一、有效核电荷Z* (1) 屏蔽效应 由于电子对另一电子的排斥而抵消了一部分核电荷对电子的吸引力的作用称为屏蔽作用(或效应), 把被其他电子屏蔽后的核电荷称为有效核电荷.用符号Z*表示 Z*=Z-σ Z为未屏蔽时的核电荷数(即原子序数), σ称为屏蔽系数. σ值越大,表示目标电子受到 的屏蔽作用就越大. E=-13.6 ×(Z-σ/n2)(eV) 多电子原子中每一个电子允许的能量 (2)钻穿效应： ① n相同，l不同：（3s,3p,3d）l越小，峰个数越 多，第一个小峰离核越近，电子运动在核附近的 机会多，能量低。 EnSEnpEnd 外层电子有机会钻到内部空间而靠近原子核的现象，通常称为钻穿作用 由于电子的钻穿作用的不同而使其能量发生变化的现象，称为钻穿效应。 ② n不同，l不同：4s,3d 决定E高低有两个因素 n大：E高 l小：钻穿效应强，E低 2.有效核电荷 电子实际受到原子核的引力(净吸引作用)。 （Z*=Z-σ） 屏蔽常数σ 原有核电荷减小 或被抵消的部分。 3变化规律 ⑴同周期的主族元素中，随其电子增加在外层而有效电荷增加显著。在同一周期的副族元素中，则随着其电子增加在次外层而有效电荷增加不多（邻近元素间相差约0.07）。镧系和锕系元素的有效核电荷则因电子增加在次次外层而增加极少。 由此可以理解：同一周期主族元素的性质变化比较明显，而副族和镧系、锕系元素的性质变化就不太明显。 ⑵同一主族或副族中，由上至下，由于电荷增加较多，有效核电荷也增加较大。元素性质的改变也较显著。 二. 原子半径 单质中两个相同原子核间距离的一半 1.共价半径： 两个相同原子以共价单键结合其核间距的一半。 M2分子的共价半径(d/2) 非金属元素原子的共价半径r共(单位pm) 原子 单键 双键 叁键 原子 单键 双键 B 88 76 68 Se 117 107 C 77 67 60 Te 137 127 N 70 60 55 F 64 54 P 110 100 93 Cl 99 89 As 121 111 　 Br 114.2 104 O 66 55 51 I 133.3 123 S 104 94 87 　 　 　 金属晶体中相邻原子核间距的一半。 2. 金属半径： 金属原子的密堆集紧密程度不同，其求得的金属半径也不同，引入金属半径的校正系数 配位数 12 8 6 4 校正系数 1.00（标准） 0.98 0.96 0.80 相邻两分子的两个原子核间距的一半 3. 范德华半径： 图 r范,r共示意图(r共=d1/2,r范=d2/2) r共价 r金属 r范 rMn+ rM r Mn- 4. 原子半径变化规律 同一周期主族元素:从左到右，n相同，z* 增大，r显著降低，到零族r增大。（范氏半 径） (2) 同周期副族元素：d区：从左到右，n相同，z* 增大幅度不大，r递减缓慢。到s区，r稍增大。 (3) f区：z*几乎不变，r递减极缓慢，这种现象叫 镧系收缩。 (4) 从左到右，两个相邻元素原子半径减小幅度 短周期元素：减小0.1 ? 过渡元素：减小0.05 ? 内过渡元素：减小0.01 ? (5) 同族元素：主族　从上到下，r逐增较大 副族 : 四、 五周期 r逐增不大 镧系：五、六周期 r相差不大 （镧系收缩造成） 5.离子半径大小比较 ⑴核外电子数相等时，核内质子数越多，半径越小； Al3+＜Mg2+ ＜ Na+ ＜ Ne ＜ F- ＜ O2- ＜ N3- Ca2+ ＜ K + ＜ Ar ＜ Cl- ＜ S2- ⑵核内质子数相等（同一元素），核外电子数越少（氧化数越高），半径越小。 Fe3+ ＜ Fe2+,Cu2+ ＜ Cu+,O-＜ O2- 三. 电离能变化规律（I） 1. 处于基态的气态原子失去最外层的第一个电子成为气态+1价离子所需的能量叫第一电离能(I1),再相继逐个失去电子所需能量称为第二,三,…电离能(I2,I3…).