第四章 物质结构基础 1节.ppt

例如： Z=24 Cr： [Ar]3d54s1 [Ar]称为原子实 Z=47 Ag： 1s22s22p63s23p63d54s1 [Kr]4d105s1 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 1s22s22p63s23p64s13d5 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d4 1s22s22p63s23p6 4s23d104p6 5s2 4d9 第四周期 Cr Cu 第五周期 Nb Mo Ru Rh Pd Ag 第六周期 Pt Au 电子排布不符合近似能级顺序的元素 3．核外电子分布与周期性 （1）每周期中元素数目 周期与能级组的关系 周期 能级组 能级组内原子轨道 能级组内轨道 能容纳电子数 各周期中 元素种数 1 2 3 4 5 6 7 一 二 三 四 五 六 七 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d（未完） 2 8 8 18 18 32 未满 2 8 8 18 18 32 23(未完) （2）元素在周期表中的位置 周期数＝最外层电子层数＝最高能级数 主族元素和ⅠB,ⅡB的族数＝ 最外电子层电子数(ns np) III～VIIB副族元素的族数＝ 最外层s电子数＋次外层d电子数 周期 族 Ⅷ族和零族是例外 （3）元素在周期表中的分区 外层电子构型 族 区 ns1-2 ⅠA,ⅡA s ns2np1-6 ⅢA-ⅦA、零族 p (n-1)d1-8ns1-2 ⅢB-ⅦB、Ⅷ d (n-1)d10ns1-2 ⅠB,ⅡB ds (n-2)f1-14ns2 镧系锕系 f 根据各族元素的外层电子构型，可把周期表分为五个区 四、元素性质的周期性 1．原子半径 ①共价半径—共价键形成的单 质中，相邻原子核间距之半； ②金属半径—金属晶体中， 相邻原子核间距半; ③范德华半径—单原子分子晶体中，相邻原子核间距之半 d d d 主族元素：短周期元素左→右，半径由大→小； 同一主族中上→下，半径由小→大； 副族元素：同周期两头大，中间小。 同族中上→下半径稍有增大。 规律 2．元素的金属性和非金属性 左→右金属性减弱，非金属性增强； 上→下主族,金属性增强； 副族,金属性减弱(ⅢB族例外)。 3．电离能 （1）定义 元素的气态原子失去一个电子成为带一 个正电荷的气态正离子所需要的能量称第一电离能（I1）。 Na(g)- e- →Na+(g) I1=495kJ·mol-1 气态＋1价离子失去一个电子成为＋2价离子所需的能量称第二电离能。 ＋ -e- 元素的第一电离能越小表示越容易失去电子，即该元素的金属性越强。 电离能的大小，反映了原子失去电子的难易。 从上到下，r增大，I依次减小。 （2）规律 同一周期 主族元素从左到右，r减小，I增大； 过渡元素从左到右， r减小缓慢，I略有增大； 同一主族 4．电子亲和能 元素的气态原子在基态时得到一个电子成为-1价气态负离子所放出的能量称为第一电子亲和能。 对于所有元素，第二电子亲和能A2都是正值。 O(g) + e- = O-(g) A1 = -141kJ·mol-1 O-(g) + e- = O2-(g) A2 = 844kJ·mol-1 F(g) + e- → F-(g) A1 = -328 kJ·mol-1 （1）定义 电子亲和能的大小反映原子得到电子的难易。元素的电子亲和能越大，原子得到电子的能力越大，非金属性越强。 同一周期：从左到右，半径减小，总的趋势是电子亲和能增大。 同一主族：从上到下，半径增大，总的趋势是电子亲和能减小。 （2）规律 5．电负性 （1）定义：分子中原子吸引电子的能力。 同一周期：从左到右，电负性增大 (F=4.0) 同一主族：从上到下，电负性减小 (Cs=0.79) （2）规律 金属和非金属电负性的分界面大致为2.0 金属元素的电负性小于2.0（除铂系元素和金） 非金属元素的电负性大于2.0 （除硅外） （3）磁量子数 m 意义：描述原子轨