第1章原子结构和元素周期系概要.ppt

基态原子电子组态 （1）泡利原理 （2）洪特规则 （3）能量最低原理（能级图） 全充满、半充满 元素周期系 周期 族 区 元素周期性 （1）原子半径 （2）电离能 （3）电子亲和能 （4）电负性 各自的定义、族及周期变化规律、特殊性 （3）量子数表示法 电子排布 n l m ms 1s2 1 0 0 +1/2 1 0 0 -1/2 2s2 2 0 0 +1/2 2 0 0 -1/2 2p6 2 2 2 2 2 2 3s1 3 0 0 +1/2 （3）量子数表示法 电子排布 n l m ms 1s2 1 0 0 +1/2 1 0 0 -1/2 2s2 2 0 0 +1/2 2 0 0 -1/2 2p6 2 1 0 +1/2 2 1 0 -1/2 2 1 －1 +1/2 2 1 －1 -1/2 2 1 ＋1 +1/2 2 1 ＋1 -1/2 3s1 3 0 0 +1/2 半充满规则 如Cr和Mo等的组态为(n-1)d5ns1而不是(n-1)d4ns2 全充满规则 如Ag和Cu等的组态为(n-1)d10ns1而不是(n-1)d9ns2 运用三原则讨论核外电子排布 Ne Na K Br Cr 例： 47Ag： 80Hg： 82Pb： 2He 第一周期 10Ne 第二周期 18Ar 第三周期 36Kr 第四周期 54Xe 第五周期 86Rn 第六周期 118 第七周期 5. 简单基态阳离子的电子分布 原子中价电子丢失顺序为： np→ns →(n-1)d →(n-2)f 例:26Fe:[Ar] 3d64s2 Fe2+: Fe3+: 失电子遵守 n +0.4l 规则 门捷列夫的第三个周期表(1871年发表) §1-7 元素周期系 二、元素周期表（长式周期表） 1. 周期：每一能级组对应一个周期 2. 列：周期表中有18列 3. 区：周期表分为s, p, d, ds, f区 4. 族：主族(A), 副族(B), VIII族, 零族 一、元素周期律 s 区—ns1－2 最后一个电子→s p 区—ns2np1－6 最后一个电子→p d 区—(n－1)d1－9ns1－2 (Pd无s电子) 最后一个电子→d ds区—(n－1)d10ns1－2 最后一个电子→s或d f 区—(n－2)f1－14(n－1)d0－2ns2 最后一个电子→f d 区 ds区 IA IIA IIIA~VIIA 0 IIIB~VIII IBIIB S 区 p 区 f 区 IIIB s，p，ds区元素的族数=最外层电子数 d区元素的族数=最外层电子数+次外层d电子数 例：已知锡的原子序数为50，试写出它的电子排布式，推断它在周期表中的位置。 例：已知锡的原子序数为50，试写出它的电子排布式，推断它在周期表中的位置。 解：50Sn：[Kr] 4d10 5s2 5p2 ∵n=5，∴Sn在周期表中的第五周期 ∵电子最后填入p能级，∴为p区元素 ∵最外层电子数为4，∴为第四主族（IVA） 一、原子半径 §1-8 元素周期性 3 范德华半径 减小 增大 主族 原子半径 范德华半径 半充满和全充满时，原子半径大 镧系收缩 原子半径在周期表中的变化规律 1）在周期中的变化 短周期内：从左向右r变化的总趋势是逐渐减少，到稀有元素r增大。 长周期内：主族元素的r从左到右逐渐减少，d区略有减小，ds区增大；f区元素从左向右r减小的平均幅度更小。 2）在同族中的变化 主族元素从上到下r显著增大； 副族元素从上到下r稍有增大。 离子半径 阳离子和阴离子与其母原子的相对大小 二、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为第一电离能。用I1表示。 Al（g）-e-→Al+（g） I1=577.5 kJ/mol Al+（g）-e-→Al2+（g） I2=1817 kJ/mol Al2+（g）-e-→Al3+（g） I3=2745 kJ/mol Al3+（g）-e-→Al4+（g） I4=11579 kJ/mol 增 减 第一电离能数据 元素周期表中第一电离能的变化 电离能在周期表中的变化规律 1. 同周期主族元素，从左向右趋势是逐渐增大。 但最外电子层结构为全充满或半充满时其电离能增大。 2. 同周期副族元素的电离能变化