无机化学-第1章原子结构与元素周期系(02).ppt

原子在分子中吸引成键电子的能力 常用的是Pauling标度，指定 = 4.0 通过对比求出其他元素的电负性值 电离能：原子失去电子的能力 电子亲和能：原子得到电子的能力 4. 电负性 ( ) 元素的电负性： 是相对值 电负性的周期性变化 同一周期从左到右：依次增大； 通常：金属元素 ＜ 2.0，电负性越小，金属性越强。 非金属元素 ＞ 2.0，电负性越大，非金属性越强 衡量元素金属性和非金属性的强弱： 同一主族从上到下：依次变小，d区规律不明显。 s区 d区 p区 稀 有 气 体 金属性与非金属性的递变 金属性增强(显著) 金属性减弱 金属性减弱 不显著 不规则 金 属 非 金 属 非金属性增强(显著) 金属性增强(显著) 把分子中成键原子之间的共用电子对指定给电负性较大的原子后，各原子所带的形式电荷数。 原子参与化学反应时，通过得失电子或共用电子等方式，来达到最外电子层2、8或18个电子的较稳定结构。 5. 氧化态 表征了化合物中某一元素的原子 与其他元素原子化合的能力。 价电子： 参与形成化学键的电子 价(电子) 层： 价电子所在的亚层 价电子层结构(价电子构型)： 价层的电子排布式 价层上的电子不一定都是价电子： 29Cu 价电子层结构 3d104s1 价电子层结构与外围电子构型不一定相同： 35Br 价电子层结构 4s24p5 外围电子构型 3d104s24p5 某些d区元素(n－1)d7~10有特殊的氧化态 氧化态与价电子构型的关系： 外围电子构型 s区：ns1~2 价电子构型 p区：ns2np1~6 (n－1)d10 ns2np1~6 d区：(n－1)d1~10ns1~2 相同 ns2np1~6 相同 相同 最高氧化态=价电子层的电子总数(O、F除外) 1.5.2 元素的存在及形式(自学) 习 题 p.30 2. 4. 6.（表格） 9.（表格） 11. Pauling近似能级图 等价轨道 简并轨道 能级交错 能级组 →周期 从Pauling近似能级图中可以看到： ① n和li都相同时，原子轨道的能量也相同。 称等价轨道或间并轨道。 ② 当n相同，li不相同时，li值越大，轨道能 量越高 如： 三条p轨道、五条d轨道、七条f轨道 如： Ens Enp End Enf ③ 当n不同，li相同时，n值越大，轨道能量 越高 ④ 当n和li都不相同时，就可能出现n值较大 的轨道的能量反而比n值较小的轨道要低。 称“能级交错”现象 如：E1s E2s E3s E4s E2p E3p E4p E3d E4d E5d E4s E3d E6s E4f E5d Pauling近似能级图 简单明了，基本反映了多电子原子中原子轨道的能量的高低顺序； 但是，如图中所示，假定了所有元素的原子轨道能量高低次序是一样的。 事实上，随着原子序数的增加，核电荷对电子的吸引增强，轨道能量会变化、会降低，但不同轨道能量降低的幅度不同，所以不同元素的原子轨道能级次序不会完全一致。 1 Cotton原子轨道能级图 美国化学家科顿( F. A . Cotton ) 总结了前人工作，提出原子轨道能量随原子序数变化的关系图。 科顿原子轨道能级图 ①简明清晰地反映了原子轨道能量和原子序 数的关系，随着原子序数的增加，核电荷 对电子的吸引增强，所有轨道能量都会降 低，但降低程度各不相同； ④不如鲍林原子轨道能级图直观和易于掌握。 ②反映了氢原子轨道能级的简并性，氢原子 轨道能量只与主量子数n有关； ③多电子原子轨道能量不但与主量子数 n有 关，还和轨道角动量量子数 li有关，相同 主量子数的s、p、d、f 轨道能级不相同； 核外电子的排布遵循三个原则： 一个原子中不能存在四个量子数完全相同的电子。即：每个原子轨道中最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。 1.3.2 核外电子排布规律 n , li , mi 因此主量子数为n的电子层， 其轨道总数为n2个， 最多能容纳的电子数为2n2个。 (1)Pauli不相容原理 (3)Hund 规则 当电子在等价轨道上排布时,将尽可能分占不同的轨道, 且自旋方向相同(自旋平行)。 (2)能量最低原理 在不违背Pauli不相容原理的前提下，电子总是优先占据能量最低的轨道。 如：p轨道上排布两个电子 是：