第8章 原子结构(药学系)解析.ppt

原子失电子顺序并不是填充电子顺序的逆方向. 例如Fe2+: Fe2+的电子排布式[Ar] 6 0, 4s 再比如Mn2+(25Mn): 3d [Ar] 3d 5 4s 0 而不是:[Ar]3d4 4s2. 26Fe 的电子排布式为[Ar]3d6 4s2. 基态原子先失去最外层电子,再失去(n - 1)d上的电子 3.简单基态阳离子的电子排布: Fe:[Ar]3d6 4s2 Fe3+ :[Ar]3d5 第四节 原子的电子组态与元素周期表 1.原子序数: 原子序数由原子核电荷数确定. 2.周期: 周期号数等于电子层数(Pd除外). 各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数. （一） 周 期 一、核外电子排布与元素周期表 各周期元素与相应能级组的关系 周期 能级组 能级中原子轨道 电子最大容量 元素数目 1 1 1s1-2 2 2 2s2p1～6 3 3 3s23p1～6 4 4 4s23d1～10p1～6 5 5 5s24d1～105p1～6 6 6 6s24f 1～145d1～10 6p1～6 7 7 7s2 5f1～146d1～10 (未完) 2 2 8 8 8 8 18 18 18 18 32 32 尚未布满 23(未完) ⅢB~Ⅶ B副族元素价电子数 = 最外层s和次外层d电子总数. 例如Mn,价电子层构型为:3d54s2,价电子数目为7. ⅠB、ⅡB副族元素价电子数 = 最外层s电子数目; 1. 主族元素与副族元素: 2. 价电子数: 主族元素价电子数 = 最外层s、p电子总数 （二）族 ⅠA 0 1 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 p区 3 s区 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 4 d区 ds区 5 6 7 镧系 f区 锕系 把价层电子构型相似的元素集中在一起，形成一个区。 4. 区： 主族元素 副族元素 零族 ns1~2 ns2np1~6 (n -1)d1~10 s1~2 (n-2)f1~14 s区 p区 d区 ds区 f区 过渡元素 内过渡元素 超铀元素 ↓ ↑ （一）原子半径 常以原子存在的不同形式来定义. 198pm ← 360pm→ ?金属半径: ?范德华半径: 180pm 99pm 氯原子的共价半径 氯原子的范德华半径 ?共价半径: 256pm 铜原子半径 128pm 二、 元素基本性质的周期性 2.原子半径 决定原子半径大小的主要因素: ?有效核电荷; ?核外电子层数. 原子半径变化规律. 规律: 从左到右, r 减小; 从上到下, r 增大 主族元素 （一）原子半径 规律: 从上到下, r略有增大. 过渡元素原子半径 ?从左到右, r 缓慢减小; 定义: M(g) - e- → M+(g), I1 例如:Al(g) - e- → Al+(g), I1 = 578 kJ·mol-1; Al+(g) - e- → Al2+(g), I2 = 1817kJ·mol-1; Al2+(g) - e- → Al3+(g), I3 = 2745kJ·mol-1; Al3+(g) - e- → Al4+(g), I4 = 11578kJ·mol-1 可见, I1 I2 I3 I4 ? ? 元素原子电离能越小(大),原子就越易(难)失去电子. 元素原子第一电离能周期性变化. （二）原子的 电离能( I ) 电离能变化 规律: ?主族元素: 同周期,从左到右, I1增大; 同族, 从上到下, I1减小. ?过渡元素: I1变化不大. 总趋势:从左到右, I1略有增加 . （二）原子的 电离能( I ) 定义: M(g) + e- → M-(g), EA1 例如:O(g) + e- → O-(g), EA1= -141.8 kJ·mol-1; O-(g) + e- → O2-(g), EA2= 780 kJ·mol-1 （三）电子亲和能（EA ） 元素原子第一电子亲和能代数值越大(小),原子就越易(难)得到电子. 非金属原子第一电子亲和能总是负值;金属原子电子亲和能一般较小或正值;稀有气体电子亲和能均为正值(本教材均正好相反).