1、核外电子的排布,2,m=0,+1,-1,+2, l,一、四个量子数,量子数的取值关系,1. n与l的关系：可取0，1，n-1 n=1，l=0，为s轨道；,n=2，l=0，为s轨道； n=2，l=1，为p轨道；,n=3，l=0，为s轨道； n=3，l=1，为p轨道； n=3，l=2，为d轨道；,2. l与m的关系,当l=0时，称s轨道，是球型，m=0，无其它伸展方向。 当l=1时，称p轨道，是哑铃型，m= -1,0,+1,有三个方向。,当l=2时，是四叶梅花瓣型， m=-2,-1,0,+1,+2,有五个方向。,s电子云,p电子云,d电子云,电子云示意图,第一电子层(n1)，只有一个1s轨道；第二
2、电子层(n2)，有四个轨道，包括一个2s轨道，三个3p轨道；第三电子层(n3)，有九个轨道，包括一个3s轨道，三个3p轨道，五个3d轨道。因此，每个电子层的轨道总数应为n2。,ms=1/2,分别表示电子的顺时针和逆时针两种自旋方向。通常也用符号和表示自旋方向。两个电子的自旋方向相同时称为自旋平行，记为 或 ；而两个电子自旋方向相反时，称为自旋反平行，记为 或 。,屏蔽效应和钻穿效应,屏蔽效应：在多电子原子中，一个电子不仅受到原子核的引力，而且还要受到其他电子的排斥力。这种排斥力显然要削弱原子核对该电子的吸引，可以认为排斥作用部分抵消或屏蔽了原子核对该电子的作用，我们把其他电子对某一电子的排斥作
3、用而抵消了一部分核电荷，使该电子受到的有效核电荷降低的现象称为屏蔽效应。一个电子受到其他电子的屏蔽，其能量升高。,钻穿效应：与屏蔽效应相反，外层电子有钻穿效应。外层角量子数小的能级上的电子，如4s电子能钻到近核内层空间运动，这样它受到其他电子的屏蔽作用就小，受核引力就强，因而电子能量降低，造成E(4s)E(3d)。我们把外层电子钻穿到近核内层空间运动，因而使电子能量降低的现象，称为钻穿效应。 钻穿效应使得4s/5s轨道的能量低于3d/4d轨道，6s/7s轨道的能量低于4f/5f轨道。这一现象也称为能级交错现象。,轨道角量子数l相同时，原子轨道的能量随着主量子数n值增大而升高：E(2p) E(3
4、p ) E(4p)主量子数n相同，轨道能量随着角量子数l值的增大而升高： E(4s) E(4p ) E(4 d)E(4f) 主量子数n和角量子数l都不同则有能级交错现象： E(4s) E(3d) E(4p)E(5s) E(4 d) E(5p) E(6s) E(4f) E(5 d) E(6p),二、核外电子排布规则,鲍林近似能级图Pauling根据光谱实验数据及理论计算结果，把原子轨道能级按从低到高分为7个能级组。,第一组 第二组 第三组 第四组 第五组 第六组 第七组 1s; 2s 2p; 3s 3p; 4s 3d 4p; 5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p; 7s 5f 6d 7p,
5、1. 泡利不相容原理 在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数完全相同。即，同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反。 根据泡利原理，s轨道可容纳2个电子，p、d、f轨道依次最多可容纳 6、10、14个电子，每个电子层内允许排布的电子数最多为2n2个。,2.能量最低原理,在不违反Pauli原理前提下，电子在原子轨道上的排布，必须使整个原子的能量最低。 多电子原子基态的核外电子排布尽量优先占据能量最低的轨道。即从能量低的轨道开始填。,3.洪特规则,当电子在等价轨道（能量相同轨道）上分布时，将尽可能分占等价轨道，且自旋相同。C原子的两个电子在三个能量相同的2p轨道上分布时，分布方式为I，而
6、不是II 或III,等价轨道中电子处于全空、半空或全满状态时能量较低,电子排布式与电子构型,7N的核外电子排布 电子排布式:1s22s22p3,11Na 1S22S22P63S119K 1S22S22P63S23P64S1 不是3d1,核外电子的排布特例,24Cr 3d54S1 而非 3d44S2 29Cu 3d10 4S1而非 3d9 4S2 因为 (1)全满、全空、半满时能量最低。 (2)按主量子数填写能级顺序。(3d4s非4s3d) (3)外层电子排布式按周期表中位置填写，且填完整Cr 3d54S1 而非 4S1,常把电子排布已达到稀有气体结构的内层，以稀有气体元素符号加方括号(称原子实
7、)表示。如钠原子的电子构型1s22s22p63s1可表示为Ne3s1。原子实以外的电子排布称外层电子构型。必须注意，虽然原子中电子是按近似能级图由低到高的顺序填充的，但在书写原子的电子构型时，外层电子构型应按(n 2)f、(n 1)d、ns、np的顺序书写。当原子失去电子成为阳离子时，其电子是按npns(n-1)d(n-2)f的顺序失去电子的。如Fe的电子构型为Ar3d64s2，Fe2+的电子构型为Ar3d64s0，而不是Ar3d44s2。,22Ti电子构型为 Ar 3d24s2； 24Cr 电子构型为 Ar3d54s1； 29Cu电子构型为 Ar 3d104s1； 64Gd电子构型为 Xe4
8、f75d16s2； 82Pb电子构型为 Xe 4f 145d106s26p2基态: 1s22s22p2 激发态 : 1s22s12p3,1.某元素的M层有4个p电子，下列叙述错误的是（ ） AN层不含电子 B原子里有两个未成对电子 CL层一定有8个电子 D原子最外层电子数为4,2.下列各组原子中，化学性一定相似的是 （ ）AX 1S2 Y 1S2 2S2BX： M层上有两个电子 Y：N层上有两个电子CX： 2p能级上有一个未成对电子，Y：3p能级上有一个未成对电子DX： L层上只有一个空轨道， Y原子：M层p能级上只有一个空轨道,3.已知Mn元素的原子序数为25，试写出其原子核外电子构型，并分
9、析Mn元素+7、+4、+2三种价态的稳定性,4.某元素的气态氢化物HXR在某温度下分解为氢气和固体物质，在相同条件下体积为原来的1.5倍，分解前后气体的密度比为17:1，该元素原子核内中子数与质子数之差为1，该元素的符号为 ，R原子核内中子数为 ，R原子的电子排布式为 ，R原子的最高氧化物的分子式为 ，其溶于水后生成物为 。,5. W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数XWZY。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1：1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1：1 ， Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。(1) X元素的单质与Z、Y所形成的化合物发生置换反应，其化学方程
10、式为 。 (2) W、X元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为 (填元素符号),6.无机化合物甲、乙分别由三种元素组成。组成甲、乙化合物的元素的特征电子排布都可表示如下：asa、bsbbpb、csccp2c。甲是一种溶解度较小的化合物，却可溶于乙的水溶液。由此可知：甲、乙的化学式分别是 、 ；甲溶于乙的水溶液化学方程式为 。,三、周期表与原子电子层结构的关系1. 周期与结构的关系,7个能级组的存在是元素被划分成七个周期的本质原因。每一周期电子排布从ns亚层开始，到np亚层结束(第一周期只有1s亚层)。每周期的元素个数 = 该周期元素外层轨道所能容纳的电子数。,2. 族与结构的关系,主族：凡是
11、最后一个电子填入或能级的元素称为主族元素。 主族元素的价电子排布通式：ns1-2np0-6 主族占7列用A代表(广义上零族也是主族) 副族：凡是最后一个电子填在(n-1)能级或(n-2)能级上的元素，称为副族元素。 副族元素的价电子排布通式：(n-2)f1-14(n-1)d1-10ns1-2。 副族占列用B代表(广义上VIII族也是副族),3.区与结构的关系,(1)区 凡是价电子层最高能级为ns1-2电子组态的元素，称区元素。它包括和A两个主族元素。 (2) p区 凡是价电子层上具有ns2 np-6 电子组态的元素 称为p区元素。它包括A-A以及0族的主族元素。 (3)区价电子层上具有(n-1
12、)d-ns-电子组态的元素称为区元素。它包括- 6个副族元素。 (4)区价电子层中具有(n-1)dns-电子组态的元素称为区元素。它包括、两个副族元素。,(5)区 价电子层中具有(n-2)f-(n-1)d0-2ns电子组态的元素称区元素镧系元素和锕系元素属于区元素。,镧系元素、锕系元素 区(n-2)f-(n-1)d0-2ns,原子结构与周期的关系,周期序数=最外层电子的主量子数(电子层数),原子结构与族的关系,主族元素 族序数=最外层电子数,副族元素 族序数=价电子能级电子总数,反应中参与化学键形成的电子称为价电子，而价电子的数目则决定于电子的外围电子构型。,副族元素 族序数=价电子能级电子总
13、数 注意：当价电子总数8时都为族； (n1)d10全满时d电子数不计入。 如40Zr(锆) Kr4d25s2，价电子总数22=4，是B族元素。 27CoAr3d74s2：价电子总数72=98，是族元素。,练习： 表示下列元素的原子电子层结构，判断它们所在的周期和族。 13Al 24Cr 26Fe 33As 47Ag 82Pb,(1)原子半径,共价半径同种元素的两个原子共价单键 连接时，核间距的一半。 一般 单键半径 双键半径 叁键半径 金属半径紧密堆积的金属晶体中以金属 键结合的同种原子核间距离的一半。 同一原子的金属半径要大于共价半径1015% 。 范德华半径当两个原子只靠范德华力(分 子间
14、作用力)互相吸引时，它们核间距的一半。 一般范德华半径最大(非键合)，共价半径最小 (轨道重叠），金属半径位于中间(紧密堆积)。,4. 元素基本性质的周期性,原子半径在周期表中的变化,只有当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时 占主导地位，原子半径 r 增大。, 核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的趋势。 核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大的趋势。,在这一对矛盾中， 以为主。即同周期中从左向右原子半径减小。,(1) 同周期中,从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化。,短周期的主
15、族元素，以第3周期为例,r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154,Sc Ni，8 种元素，r 减少了 29 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 4 pm 许。,Na Cl，7 种元素，r 减少了 55 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 10 pm 。Ar 为范德华半径， 所以比较大。,r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125,短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，有效核电荷 Z*(多电子原子中某一电子实际受到的核电荷)增加得多。所以 r 减小的幅度大。长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷
16、中和多，Z* 增加得少，所以 r 减小的幅度小。,短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ，长周期的过渡元素平均减少幅度 4 pm 。造成这种不同的原因是什么？,Cu，Zn 为 d10 结构，电子斥力大， 所以 r 不但没减小，反而有所增加。,r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125,(2)同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势。 核电荷 Z 增加许多，对电子吸引力增大， 使 r 减小； 核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大。,在这一对矛盾中， 起主导作用。同族中，从上到下，原子半径增大。,.电离能,定义：使基态气态原子
17、失去一个电子变成阳离子，要消耗一定的能量克服核对电子的引力，这个能量叫电离能(或电离势)，常用符号I表示。单位为kJ/mol。从中性原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依次类推。,影响因素：主要取决于原子核带的电荷、原子半径以及原子的电子层结构。,变化规律原子的第一电离能随着原子序数的依次增加也呈现明显的周期性变化如下图所示。,同一元素： I1I2I3I4同一周期：在同一周期中元素的第一电离能从左到右在总趋势上依次增大，但有些元素呈曲折变化。当电子结构为全充满或半充满时，其第一电离能相应较大。同族：同一主族元素中，从上向下，随着原
18、子半径的增大，第一电离能依次减小。 副族元素的电离能变化幅度较小，而且变化不规则。,Li = 14.02 倍，扩大 14 倍。I2 过大，不易生成 + 2 价离子，所以锂经常以 + 1 价态存在，形成 Li + 。,Be = 1.95 倍， = 8.45 倍。 I3 过大，不易生成 + 3 价离子，所以铍经常以 + 2 价态存在，形成 Be2+。,B = 1.38 倍， = 6.83 倍。 I4 过大，所以 B (IV ) 不易形成，B ( III ) 是常见价态。,N = 1.26 倍， = 5.67 倍。 I6 过大，所以N ( VI ) 不易形成， N ( V ) 是常见价态。,C =
19、1.35 倍， = 6.08 倍。 I5 过大，所以C ( V ) 不易形成， C ( IV ) 是常见价态。,1. 现有5种元素，A、B、C、D、E，其I1I3分别如下表：根据表中数据判断其中的金属元素有 ， 稀有气体元素有 ， 活泼的金属是 ， 显二价的金属是 。,2.下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别表示一种化学元素。,k,d,g,e,m,l,i,f,c,a,j,h,b,(1)下列 (填写编号)组元素可能都是电的良导体。 a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f (2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受
20、两大因素的影响： 原子核对核外电子的吸引力 形成稳定结构的倾向,下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（kJmol1）：,通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。 。 表中X可能为以上13种元素中的 (填写字母)元素。用元素符号表示X和j 形成化合物的化学式 。 Y是周期表中 族元素。 以上13种元素中， (填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。,3.电子亲和能(A) 定义：处于基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所放出的能量，为该元素原子的第一电子亲和能，常用符号A1表示， A1为负值(表示放出能量)
21、表示式 X(g) + e X 第二电子亲和能是指 1价的气态阴离子再得到一个电子过程中系统需吸收能量，所以A2是正值。 例如：O (g) + e O A1 = 142 kJmol1O (g) + e O2 A2 = 844 kJmol1,电子亲和能的大小反映了原子得到电子的难易程度，即元素的非金属性的强弱。常用A1值来比较不同元素原子获得电子的难易程度，A1值愈大表示该原子愈容易获得电子，其非金属性愈强。同周期元素，从左到右，元素电子亲和能逐渐增大。氮族元素由于其价电子构型为ns2np3，p亚层半满，根据洪德规则较稳定，所以电子亲和能较小。又如稀有气体，其价电子构型为ns2np6的稳定结构，所
22、以其电子亲和能为正值。,在周期、族中的变化规律,电子亲合能随原子半径的减少而增大。因为半径减小，原子核对电子的引力增大。在周期中是按由左向右的方向增大，在族中是按由上向下的方向减少。 反常现象是由于第二周期的氧、氟原子半径很小，电子云密集程度很大，电子间排斥力很强，以致当原子结合一个电子形成负离子时，由于电子间的相互排斥作用致使放出的能量减少。而第三周期的硫、氯原子半径较大，并且有空的d 轨可以容纳电子，电子间的相互作用显著就减小，因而当原子结合电子形成负离子时放出的能量大。 Cl原子具有最大电子亲合能。,原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性。,电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属
23、性。同一周期从左到右电负性依次增大；同一主族从上到下电负性依次变小。,.电负性,电负性是一个相对的数值，鲍林指定氟(F)的电负性为4.0，从而求出其它元素的电负性。,电负性表,5.元素的氧化值,元素的氧化值(氧化数)：某元素一个原子的表观电荷数(又叫形式电荷)数。在离子化合物中，元素的氧化值等于该元素离子的电荷数。如在MgCl2中，镁的氧化值是 2，氯的氧化值是1。在共价化合物中，元素的氧化值等于该元素的原子偏离或偏向的共用电子对数。偏离的那种原子，元素的氧化值是正的，偏向的元素氧化值是负的。例如在NH3中，氮的氧化值是3，氢的氧化值是 1。在单质中，相同元素的原子不发生电子的转移或偏移，元素
24、的氧化值定为O。,副族元素： 除最外层的s电子外，次外层d电子也可参与成键，因此最高氧化值可等于最外层s电子和次外层d电子数之和。,在III-VI A族中，位于周期表上方的高价态较稳定，而下方的低价态比较稳定。,主族元素:最高氧化值与其族数相同。,元素的氧化值,变价元素中，下划线的较稳定,1.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值 x 来表示，若 x 越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些元素的 x 值：通过分析 x 值变化规律,确定N、Mg的 x 值范围：1.7时，一般为离子键，x 1.7，一般为共价键，试推断：AlBr3中化学键类型是 ，原因 。 预测元素周期表中，x 值最小的元素的位置是 。,0.93,1.61,x 值越大，原子半径越小,共价键,第七周期，A 族,x 1.55,2.25,3.44,
