5 原子结构与元素周期律.ppt

原子在分子中吸引成键电子的能力。Pauling 指定最活泼的非金属元素F的电负性为4.0，然后通过比较得到其他元素的电负性。电负性决定了两原子形成化学键时的电荷分布情况。 电负性的递变规律 electronegativity X2.0 为非金属元素 X2.0 为金属元素 同一主族，从上到下, X 减小 同一周期，从左到右, X 增大 应用:（1）判断金属性和非金属性强弱 （2）判断化学键的类型和极性 电负性越小，元素金属性越强,非金属性越弱 。 电负性的递变规律 元素的氧化值 元素参加化学反应时，可达到的最高氧化值等于价电子综述，也等于所属族数。 * * 由量子数的制约条件可以发现，每一电子层离核远近不同，能量不同，每一电子层又有不同的亚层，不同亚层中有若干个不同的伸展方向的原子轨道。每一原子轨道中的电子可能处于不同的自旋状态。因此，各层电子可能出现的运动状态由四个量子数确定。四个量子数、电子层、电子亚层、各层容纳的电子数之间的关系汇列在表中。 例: 某一多电子原子，试讨论在其第三层电子层中： 亚层数是多少？并用符号表示各亚层； 各亚层上的轨道数是多少？该电子层上轨道总数是多少？ 哪些是等价轨道？ 鲍林（Pauling）近似能级图 5. 多电子原子轨道能级 ▲ 主量子数n和角量子数均不相同时，出现 “能级交错”现象E4s E3d E4p ...... 。 由图可见： ▲ 角量子数相同，能级能量随主量子数的增 大而升高，即E1s E2s E3s E4s ...... 。 ▲ 主量子数相同，能级能量随角量子数l的增 大而升高，即Ens Enp End Enf ...... 。 核外电子排布规律 (2) Pauli 不相容原理: 在同一原子中没有四个量子数完全相同的两个电子存在。于是每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。每个电子层可以容纳2n2个电子。 (1) 最低能量原理：在不违反Pauli不相容原理的前提下,电子总是尽先占据能量最低的轨道（ ns (n-2)f (n-1)d np ），使原子的能量处于最低状态。 二 原子中电子的排布 (3) Hund 规则：在等价轨道上，电子总是尽可能 以自旋相同的方向分占不同的轨道。 Hund 规则的特例：在等价轨道上，电子处于全充满( p6 、 d10 、 f14 ) 半充满( p3 、 d5 、 f7 ) 和全空( p0 、 d0 、 f0 ) 时 原子能量较低，体系较稳定。 将原子核外电子按上述顺序排布后，再按轨道 电子从内层到外层写出。即为原子的电子结构 式或电子排布式（电子组态）。 如Mn: 1s22s22p63s23p63d54s2 电子填充顺序为：1s，2s 2p，3s 3p , 4s 3d 4p，5s 4d 5p，6s 4f 5d 6p ··· 例1：碳原子6C的电子排布为1s22s22p2，此时轨道上的电子排布。 24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 例2： 24Cr和29Cu的电子排布: 此外，为方便起见，将24Cr写成〔Ar〕3d54s1，29Cu写成〔Ar〕3d104s1,这是由于〔Ar〕表示24Cr中的原子内层电子结构与Ar这种稀有气体的原子结构一样，称之为原子芯。 如11Na：1s22s22p63s1，可以写成11Na:〔Ne〕3s1 37Rb：1s22s22p63s23p63d104s24p65s1，可以写成37Rb：〔Kr〕5s1 上述三条原则是对原子核外电子排布的一种理论约定，后来经实验证实它们符合量子力学的原理。运用上述三条原理对1～109号原子中的核外电子进行排布，其中绝大多数与光谱实验得到的数据一致。 元素原子的电子层结构呈周期性变化，导致元素性质周期性变化, 这就是元素周期律。 周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组， 所以共有七个周期。 1. 元素周期律 2. 元素的周期 三 原子核外电子排布与元素周期律 周期的划分和轨道能级组的关系 周期数 原子序数 元素数目 最高能级组 最大电子容量 1 1~2 2 1s 第一能级组 2 2 3~10 8 2s,2p 第二能级组 8 3 11~18 8 3s,3p 第三能级组 8 4 19~36 18 4s,3d,4p 第四能级组 18 5 37~54 18 5s,4d,5p 第五能级组 18 6 55~86 32 6s,4f