大学物理化学授课课件第5章原子结构和元素周期律xiugai(本科专业).ppt

第第5 5章章 原子结构和元素周期律原子结构和元素周期律 化学热力学、动力学是从外因上、宏观上解决化学 反应问题，要从内因、从根本上探究化学反应的实质， 只有从其内部结构入手，研究物质的内部结构。人类探 讨物质结构已有两千年的历史。 1805年，道尔顿，提出原子论，认为原子不能再分； 1898年，汤姆逊，电子的发现； 1911年，卢瑟福，认为原子有原子核和电子 ； 1913年，莫斯来，原子核的正电荷数，等于核外电子数； 1920年，将带正电荷的氢原子称为质子； 1932年，中子的发现。 形成了经典的原子模型 E 能量 H* H1 Eh H* H2 物质从高能量能级跃迁到低能量能级时, 以某种 光波的形式放出能量，其频率取决于两能级间的能 量差。根据放出能量的不同，可得到不同波长的光 。 波长频率分布 第一节第一节 氢原子光谱和玻尔理论氢原子光谱和玻尔理论 一、氢原子光谱 连续光谱：所含不同光的波长和频率没有明显分界 线的光谱。 光谱是指许多不同波长的光波排成的光带。 太阳光或白炽灯发 出的白光，通过玻璃三 棱镜时，光可折射成赤 、橙、黄、绿、青、蓝 、紫等,没有明显分界 线-连续光谱。 有些光谱所含不同光的有些光谱所含不同光的 波长和频率波长和频率有明显分界线有明显分界线 为不连续光谱为不连续光谱 氢原子在电场激发下，电子被激发到高能级，再跃迁到低能级 时所发出的光，经过棱镜分光后，得到由若干条谱线组成的光 谱，为不连续光谱。 这种波长不连续的几条谱线组成的光谱，称为线 状光谱或原子光谱。 氢原子光谱的特点： （1）在可见区内有四条比较明显的谱线： H(656.3)、H(486.1)、H(434.1)、H(410.2 )； （2）从H到H相邻谱线间的距离越来越小。 瑞士物理学家巴尔麦研究了 氢原子光谱在可见光区的几条谱线，发现各谱线的 波长间存在着一定关系，得到巴尔麦公式： 瑞典里德堡研究了氢原子光谱中谱线的频率，指出谱 线间关系符合里德堡公式： n2 的正整数；n分别为 3、4、5、6时，为 H、H、H、H四条谱线的波长(B为常数) R为里德堡常数，值为1.097 ×107m-1，c是光速，或R c =3.289 ×1015 s-1 ，n1=2；n2为2以上的正整数，即3，4，5等。 =B 如：n1=2； n2 = 3时谱线的波长 =3.289 ×1015（ ）=4.568 × 1014(s-1)，= 656.3 (nm) 这就是氢原子光谱中的H线。 每种原子都有自己的特征线状光谱。 但氢原子光谱的实验结果与经典的电磁理论产生了矛 盾。按经典理论： 电子在核外运动时，由于连续地辐 射电磁波，电子的能量将逐渐减小，电子运动的轨道半径 也将逐渐缩小，最终电子会落入原子核上。 电子的能量逐渐变化，辐射出的电磁波的频率应该是 连续的。但事实上氢原子光谱是不连续的。但事实上氢原子光谱是不连续的。 1913年，年轻的丹麦物理学家玻尔(N. Bohr)运用了 德国物理学家普朗克(K.M. Planck)的量子理论成功地解 释了氢原子线状光谱产生的原因及其规律性。 玻尔理论的理论基础 ： 卢瑟福原子模型：1911年英国的Rutherford提出原子中有一个 极小的核为原子核，几乎集中了原子的全部质量，带有正电荷， 数量和核电荷相同的电子在核外绕核旋转，像行星绕恒星转一样 ，是一相对永恒的体系。 普朗克量子论：1900年德国科学家Planck提出在微观领域能量 是不连续的，它具有微小的能量单位-能量子，物质吸收或放出的 能量是能量子的整数倍。 爱因斯坦光子论：1905年瑞士科学家Einstein指出: 以光形式传 播的能量，其最小单位叫光量子(光子)。光子的能量与光的频率成 正比：E = h 物质以光的形式吸收或放出的能量只能是光量子能量(h)的整数倍 ， 是不连续的(量子化的)。 二、玻尔理论 玻尔用量子理论解释了氢原子光谱产生的原因及其规律。 1. 玻尔假设 （1）行星模型 玻尔假定，氢原子核外电子是处在一 定线性轨道上绕核运动的。 -后来的新量子论根据新的实 验基础完全抛弃了该模型的“外壳”，而“内核”却被保留，并被赋 予新的内容。 （2）定态假设：玻尔假设，氢原子核外电子在特定的 原子轨道上运动时，具有一定的、不变的能量，这种状 态称为定态。能量最低的定态叫做基态。能量高于基态 的定态叫做激发态。-该假设为解释原子能够稳定存在所必 需，这些概念至今仍然是说明核外电子运动状态的基础。 （3）量子化条件：玻尔假定，氢原子核外电子的轨道 是不连续的，而是分立的。在轨道上运行的电子具有一 定的角动量，只能按下式取值： m为电子质量；v为电子运动线速度；r为轨道半径；h为普朗克 常数，值为： -这一要点称为“量子化条件”。这是玻尔在解释氢光谱时所做 的革命性假设。式中的正整数n称为“量子数”，这一概念也被 保留。 （4）跃迁规则 电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，反过来， 激发态的电子会放出光子，返回基态或能量较低的激发 态；光子的能量为跃迁前后两个能级的能级之差。 v 为光的频率；h为普朗克常数。 电子在n=1的轨道上运动，能量最低(-13.6eV),这种状态称为基 态，氢原子处于基态时，其半径为52.9pm, 称为玻尔半径，随着n的 增加，电子离核越远，电子的能量以量子化的方式不断增加。 依据量子化条件，氢原子核外轨道的能量 电子从较高能级跳回到 第二能级时，可以得到 可见光区的氢原子光谱( 即巴尔麦系)；当电子从 其他能级跳回到第一能 级(n1= 1)时，可以得到 紫外光区的光谱(即莱曼 系)；当电子从高能级跳 回到第三能级(n1= 3)时 ，可以得到红外光区的 光谱(即帕邢系)。 玻尔理论 ： 行星轨道和行星模型只是波尔理论的“外壳”。它是玻尔未彻 底抛弃经典物理学的必然结果，用玻尔的理论解释氢以外的多电 子原子的光谱便有难以忍受的误差，后来的新量子力学证明了所 谓的“行星轨道”是根本不存在的。 玻尔理论的“内核”是核外电子处于定态时有确定的能量；原 子光谱源自核外电子的能量变化。这一真理为后来的量子力学所 继承。 玻尔理论的基本科学思想方法是，承认原子体系能够稳定而 长期存在的客观事实，大胆假设光谱的来源是核外电子的能量变 化，用类比的科学方法，形成核外电子的行星模型，提出量子化 条件和跃迁规则等革命性的概念。 玻尔成功的基本条件是及早把握了最新的成就信息，这一点 和玻尔的科学思想一样，值得我们学习。 一、一、光的波粒二象性光的波粒二象性 “二象性”指微粒在运动时，同时表现出“微粒性”和“波动性”： 微粒性：指运动着的物体具有一定的动能和动量，他们的 大小决定物体的质量和速度。 波动性：微粒在运动中，表现出波的特性，具有一定的 波长、频率，能发生衍射和干涉等现象。 第二节 核外电子运动的波粒二象性 Einstein 的质能公式 E = m c 2 光子的能量公式 E = h P=mc=h / 粒子性 波动性 通过普郎克常数(h)将光的微粒性(p)和波动性() 联 系起来了，揭示了光的波粒二象性的本质。 具有动量 P 的微观粒子，其物质波的波长为 ，则有 ： 二、德布罗意的预言 1924年法国物理学家德布罗意预言：微观粒子也 具有波粒二象性。 1927 1927 年，年，德布罗意的预言被电子衍射实验所证实。预言被电子衍射实验所证实。 将一束高速电子流穿过一金属箔时，得到明暗相间的 环纹，类似于光波的衍射环纹。 该实验证明：电 子不仅是具有一 定质量高速运动 的带电粒子，而 且能呈现波动性 质. 具有波粒二 象性。 第三节第三节 核外电子运动状态的描述核外电子运动状态的描述 一、测不准原理一、测不准原理 德国海森堡（ Heisenberg） 提出了测不准原理: 对于具 有波粒二象性的微观粒子，不能同时准确测得其位置和动量. 位置的测不准量 动量的测不准量 不能同时准确测得微观粒子的位置和动量； 不能用经典物理中的“波”和“粒子”概念来给微观粒子（电子）的 行为以恰当的描述。 核外电子的运动状态怎样描述呢？ 已建立起的新概念已建立起的新概念 量子化：核外电子运动的能量只能取一些不连续 的能量状态； 波粒二象性：电子不仅是一种具有一定质量且作 高速运动的带粒子，而且能呈现波动的性质； 测不准原理：对于具有波粒二象性的微观粒子， 不能同时测准其位置和动量。 二、薛定谔二、薛定谔（SchrSchr dingerdinger）方程方程 1926 年，奥地利物理学家薛定谔薛定谔提出了一个描述 微观粒子运动状态的基本方程，命名为薛定谔方程，通 过解方程得到波函数. 1.薛定谔方程 ：波函数， X、Y、Z：是空间坐标，E：体系总能量，V： 势能，与被研究粒子的环境有关，m ：微粒的质量 ， h 普朗克常数. 方程中体现电子的微观粒子性（E,V,m）和波动 性（ ）两种物理量；能正确反映电子运动状态 。 从方程中解出的不是一个具体数值，而是一个 波的函数式-波函数， 是描述原子核外电子运 动状态的数学表达式。 代数方程的解是一个数，微分方程的解是一组函数，对于薛 定谔方程来讲，它的解将是一系列多变量的波函数的具体函数 表达式。 解Schodinger方程需要涉及全部三个变量，难度大，为使解中涉及尽可 能少的变量： 将三维直角坐标系变换成球坐标系 变量分离 直角坐标与球坐标直角坐标与球坐标的变换的变换 x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2 P 为空间一点 r ( 0 ) ( 0 ) ( 0 2 ) x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2 对薛定谔方程求解，得到的波函数是（ r， ） 变量分离 直角坐标( x，y，z)与球坐标(r，)的变换，将 变换关系代入薛定谔方程，整理得： 薛定谔方程的解薛定谔方程的解（ r r， ， ）有很多）有很多 ，但并不是每个解都合理，但并不是每个解都合理，为了保证解的合为了保证解的合 理性（为了得到电子运动状态合理的），在理性（为了得到电子运动状态合理的），在 求解过程中引入了一些参数（求解过程中引入了一些参数（n, l, mn, l, m ），进），进 行限制，行限制，从而得到方程合理的解从而得到方程合理的解（ r r， ， ）n, l, m n, l, m， ，这些参数这些参数（n, l, m )n, l, m )称为量子数称为量子数。 注意 ： （1） (r(r， ， ) ) n,l,m n,l,m是一个三变量 是一个三变量(r(r， ， ) )和三参和三参 数数 ( (n, l, mn, l, m) )的函数。的函数。 （3 3）每解出一个）每解出一个 (r (r， ， ) ) n,l,m n,l,m ，同时一个特定的 ，同时一个特定的 能量能量 E E 与之相对应。与之相对应。 （2 2）n, l, m n, l, m 取值是不连续的，即量子化的，称为量取值是不连续的，即量子化的，称为量 子数；每取一组子数；每取一组n, l, m n, l, m 值，可得到一个确定的波函数值，可得到一个确定的波函数 。 不要求解薛定谔方程，只了解解薛定谔方程不要求解薛定谔方程，只了解解薛定谔方程 的一般思路；主要掌握量子数的含义。的一般思路；主要掌握量子数的含义。 （） (r， ) n,l,m是描述电子运动状态的 数学表达式， 的空间图象又叫做原子轨道。 2.量子数的意义（重点） (1) (1) 主量子数主量子数 n n 求解薛定谔方程的过程中引入的三个量子数（求解薛定谔方程的过程中引入的三个量子数（n, n, l, ml, m），此外，还有一个描述电子自旋运动的量子数），此外，还有一个描述电子自旋运动的量子数 m ms s ， ，我们可以 我们可以用这四个量子数来描述电子的运动状态用这四个量子数来描述电子的运动状态。 n是决定原子中电子能量以及离核平均距离的主要因素 ，它决定电子的层数。 n=1 表示第一层 ( K 层 ) ，n=2表示第二层 (L 层 ) 在一个原子内，具有相同主量子数的电子，为一个电子层。 n值越小，该电子层离核越近，能量越低; 主量子数的主量子数的取值 n= 1 2 3 4 5 6 7 (正整数) 光谱学符号 K L M N O P Q 主量子数n是决定电子能量高低的量子数。对于单电子原 子或离子, n 的数值越大, 电子距离原子核越远, 电子的能量越 高。 对于氢原子，各电子层的能量为： n 的数值越大，电子距核越远，能量E则越高 对于氢原子，核外电子的能量决定于主量子数n。 但是，对于多电子原子来说，由于电子之间存在着排斥作用，但是，对于多电子原子来说，由于电子之间存在着排斥作用， 核外电子的能量除了主要决定于主量子数核外电子的能量除了主要决定于主量子数 n n 以外，还与原子轨道以外，还与原子轨道 或电子云的形状（角量子数）有关。或电子云的形状（角量子数）有关。 (2) (2) 角量子数角量子数 l l l l表示原子轨道或电子云的形状，表示原子轨道或电子云的形状，在多电子体系中同在多电子体系中同n n一起一起 确定核外电子（原子轨道）的能量。确定核外电子（原子轨道）的能量。 不同不同 l l 取值，用不同光谱学符号来表示：取值，用不同光谱学符号来表示： 对于给定的对于给定的n n值，值，l l只能取小于只能取小于n n的正整数，的正整数， l l =0 =0、1 1、2 2、3 (3 (n n-1) -1) 的正整数。的正整数。 l l 0 0 1 1 2 2 3 3 符号符号 s s p p d d f f 代表不同形状 球形 哑铃形 花瓣形 代表不同形状 球形 哑铃形 花瓣形 复杂复杂 但但 l l 取值受取值受n n的限制：的限制：0 0， 1 1， 2(n-1)2(n-1) n=1 n=1 l l=0 s =0 s 符号符号 1s1s n=2 n=2 l l=0, 1 s p 2s 2p=0, 1 s p 2s 2p n=3 n=3 l l=0, 1, 2 s, p, d 3s 3p 3d=0, 1, 2 s, p, d 3s 3p 3d n=4 n=4 l l=0, 1, 2, 3 s, p, d, f 4s 4p 4d 4f=0, 1, 2, 3 s, p, d, f 4s 4p 4d 4f 同层中不同形状的轨道称为亚层，也叫分层同层中不同形状的轨道称为亚层，也叫分层. . 如：如：p:p:第二电子层第二电子层p p亚层。亚层。 由不同的主量子数n和角量子数 l表示的各分层，其能量不 同，这些分层常称为能级。如：n=2,有2s,2p两个能级。 例 n = 3 时，l 有 几 种取值？核外第三层有 几种形状不同的原子轨道？第三层有几个能级？ l = 0 s 轨道，球形，即 3 s 轨道 l = 1 p 轨道，哑铃形， 3 p 轨道 l = 2 d 轨道，花瓣形， 3 d 轨道 n=1 n=1 l l=0 1s=0 1s n=2 n=2 l l=0, 1 2s 2p=0, 1 2s 2p n=3 n=3 l l=0, 1, 2 3s 3p 3d=0, 1, 2 3s 3p 3d n=4 n=4 l l=0, 1, 2, 3 4s 4p 4d 4f=0, 1, 2, 3 4s 4p 4d 4f n n等于几，这层就有几个能级等于几，这层就有几个能级 有三种形状不同的原子轨道，有三个能级 对于单电子体系的氢原子，电子的能量对于单电子体系的氢原子，电子的能量只与主量子数只与主量子数 n n有关有关,n, ,n, n n越大能量越高越大能量越高。 当当n n相同而相同而l l不同时，其能量的关系为：不同时，其能量的关系为： E Ens ns = = E Enp np = = E End nd = = E Enf nf 当当n n不同而不同而l l相同时，其能量的关系为：相同时，其能量的关系为： E E1s 1s E E 3 3d d ，原子，原子 序数为序数为15-2015-20的元素的元素 E E4 4s s 20 20的元素的元素E E 4 4s s E E 3 3d d 。也就是说，只在原。也就是说，只在原 子序数为子序数为15-2015-20的元素的元素 的原子中出现的原子中出现4s4s与与3d3d 轨道的能级交错现象轨道的能级交错现象 。 科顿原子轨道能级图科顿原子轨道能级图 三、三、 核外电子排布的原则（重点核外电子排布的原则（重点 ） 1.1.能量最低原理能量最低原理 多电子原子在基态时，核外电子总是尽可多电子原子在基态时，核外电子总是尽可 能分布到能量最低的原子轨道，使基态原子处能分布到能量最低的原子轨道，使基态原子处 于最低能量状态，称为能量最低原理。于最低能量状态，称为能量最低原理。 在鲍林原子轨道近似能级图中，先填能量最低的轨道在鲍林原子轨道近似能级图中，先填能量最低的轨道 。 如：如： 4 4 BeBe核外电子排布式：核外电子排布式： 1s1s 2 2 2s2s 2 2 轨道式： 1s 2s 每层最多可容纳每层最多可容纳2n2n 2 2 个电子个电子 。 由于由于s s，p p，d d，f f原子轨道数分别为原子轨道数分别为 1 1， ，3 3，5 5， 7 7个，个， 所以所以s s，p p，d d，f f轨道中最多只能容纳轨道中最多只能容纳2 2，6 6，1010，1414个电子。个电子。 2. 2.泡利原理泡利原理(1925(1925年，奥地利）年，奥地利） 基态多电子原子中不可能存在基态多电子原子中不可能存在4 4个量子数完全相同的电子，个量子数完全相同的电子， 也即每个原子轨道最多容纳两个电子，且自旋方向相反。又称为也即每个原子轨道最多容纳两个电子，且自旋方向相反。又称为 泡利不相容原理。泡利不相容原理。 1s 2s 2p 3 3洪特规则（洪特规则（19251925，德国），德国） 在在 n n 和和 l l 相同的简并轨道上分布的电子将尽可能分占相同的简并轨道上分布的电子将尽可能分占m m不同的轨不同的轨 道，且自旋平行，这样可使体系的能量最低。道，且自旋平行，这样可使体系的能量最低。 例：例： 7 7 N 1sN 1s 2 2 2s2s 2 2 2p2p 3 3 2929Cu Cu 1s 1s 2 2 2s2s 2 2 2p2p 6 6 3s3s 2 2 3p3p 6 6 3d3d10 104s 4s 1 1 全充满全充满 2424Cr Cr 1s 1s 2 2 2s2s 2 2 2p2p 6 6 3s3s 2 2 3p3p 6 6 3d3d 5 5 4s4s 1 1 半充满半充满 简并轨道上的电子分布为全充满、半充满或全空时，简并轨道上的电子分布为全充满、半充满或全空时， 原子具有较低的能量和较大的稳定性。原子具有较低的能量和较大的稳定性。 核外电子排布的表示及其含义核外电子排布的表示及其含义 核外电子排布式核外电子排布式 ，如，如Li: 1sLi: 1s 2 2 2s2s 1 1 或简式或简式 He2sHe2s 1 1 价电子层结构式价电子层结构式 KK：4s4s 1 1 , , Mo:4dMo:4d 5 5 5s5s 1 1 轨道式轨道式 表示轨道，表示轨道，表示自旋。表示自旋。 价电子：参加化学反应时有可能参与成键的电子。价电子：参加化学反应时有可能参与成键的电子。 价电子层：价电子层：主族元素是指最外层的主族元素是指最外层的ns ns或或ns,npns,np能级；能级； 副族元素是指最外层副族元素是指最外层nsns和次外层和次外层(n-1)d(n-1)d能级。能级。 原子实 如：2He 1s 11 Na Sodium 钠 1s2 2s22p63s1 14 Si Silicon 硅 1s2 2s22p63s23p2 22 Ti Titanium 钛 Ar 3d24s2 23 V Vanadium 钒 Ar 3d34s2 24 Cr Chromium 铬 Ar 3d54s1 原子序数 元素符号 英文名称 中文名称 电子结构式 核外电子的排布（原子的电子层结构）核外电子的排布（原子的电子层结构） 虽先排虽先排 4s 4s 后排后排 3d 3d ， 但电子结构式中 但电子结构式中先写先写 3d3d，后写，后写 4s. 4s. 原子序数原子序数 元素符号元素符号 名称名称 中文名称中文名称 电子结构式电子结构式 Ar 1s22s22p63s23p6 例：M3+离子3d轨道上有3个电子，试写出： 该原子的核外电子排布式，为何元素？ 例：M原子3d轨道上有5个电子，试写出：该原 子的核外电子排布式，为何元素？ 例：某元素M在Kr之前，当它的原子失去3个电子 后，角量子数为2 的轨道上的电子恰好是半充满 。 试指出：M原子的核外电子排布，该元素的名称。 例：写出13号元素铝原子的电子层结构排布式， 并写出各个价电子的四个量子数. 四、四、 原子的电子层结构与元素周期系的关系原子的电子层结构与元素周期系的关系 1 1、元素周期律、元素周期系及元素周期表、元素周期律、元素周期系及元素周期表 18691869年，俄国化学家门捷列夫在总结对比当时已知的年，俄国化学家门捷列夫在总结对比当时已知的6060多种多种 元素的性质时发现化学元素之间的本质联系：按原子量递增把化元素的性质时发现化学元素之间的本质联系：按原子量递增把化 学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周 期律的最早表述。期律的最早表述。 19111911年年, ,年轻的英国人莫塞莱在分析元素的特征年轻的英国人莫塞莱在分析元素的特征X X射线时发射线时发 现，门捷列夫化学元素周期系中的原子序数不是人们的主观赋现，门捷列夫化学元素周期系中的原子序数不是人们的主观赋 值，而是原子核内的质子数。值，而是原子核内的质子数。 随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性 分层结构。因而，元素周期律就是：随核内质子数递增，核外分层结构。因而，元素周期律就是：随核内质子数递增，核外 电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。 元素周期性的内涵极其丰富，具体内容不可穷尽，其中最基 本的是：随原子序数递增，元素周期性地从金属渐变成非金属,以 稀有气体结束，又从金属渐变成非金属,以稀有气体结束，如此循 环反复。 2 2、元素周期表、元素周期表 自从1869年门捷列夫给出第一张元素周期表的100多年以来 ，至少已经出现700多种不同形式的周期表。人们制作周期表的目 的是为研究周期性的方便。研究对象不同，周期表的形式就会不 同。 维尔纳长式周期表:是由诺贝尔奖得主维尔纳（Alfred Werner 1866-1919）首先倡导的，长式周期表是目前最通用的元素周期表 。它的结构如下： （1）周期的划分 周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组 都独自对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个 周期。 元素所在的周期数 = 该元素原子的电子层数 = 最外层电子的主量子数n 各周期元素的数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的 电子总数。 HHe1 第一周期： 2 种元素 第一能级组：能级 1s 1 个轨道 2 个电子 BeLiBCNOFNe2 第二周期： 8 种元素 第二能级组： 能级 2s 2p 4 个轨道 8 个电子 MgNaAlSiPSCl Ar3 第三周期： 8 种元素 第三能级组：能级 3s 3p 4 个轨道 8 个电子 K Ca ScTiVCr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr4 第四周期： 18 种元素 第四能级组： 能级 4s 3d 4p 9 个轨道 18 个电子 YZr Nb Mo TcRh PdRuAg CdSrRbIn Sn Sb TeIXe5 第五周期： 18 种元素 第五能级组： 能级 5s4d5p 9 个轨道 18 个电子 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 4f Tl Pb Bi Po At RnBaCsLa Hf Ta W ReIrPtOsAu Hg 第六周期： 32 种元素 第六能级组： 能级 6s 4f 5d 6p 16 个轨道 32 个电子 Th PaU Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 5f RaFrAc Rf Db Sg Bh Hs Mt UunUuuUub 第七周期： n种元素 第七能级组：能级 7s 5f 6d 7p 16 个轨道 32 个电子 (2)族的划分 主族元素主族元素(A)(A)的族数的族数 = = 原子的最外层电子数原子的最外层电子数( (nsns+ +npnp) ) = = 元素的最高氧化数元素的最高氧化数 同一族元素价电子结构相同，性质相似同一族元素价电子结构相同，性质相似. . 我国采用美国系统，用罗马数码标记，如：IA、VIIB 等等，而且，第8-10列叫第VIII族或VIIIB，第18列叫0族,但 “0”不是自然数,也不是罗马数码。 A族：周期表最左边的两个纵列是IA和IIA主族；周期表 最右边的6个纵列从左到右分别是IIIA，IVA，VA，VIA， VIIA主族和0(零)族。 主族元素的原子在形成化学键时只使用最外层电子(ns和/ 或np)，不使用结构封闭的次外层电子。从这个特征看，零族元 素也属于主族元素。IA、IIA和VII族元素分称碱金属、碱土金 属和卤素，这些术语早于发现周期系。 零族元素的确认在发现周期系之后，曾长期叫惰性气体（ inert gases），直到20世纪60年代才发现它也能形成化合物，改 称稀有气体（noble gases或rare gases）。 主族常用相应第二周期元素命名，如硼族、碳族、氮族， 氧族等。此外，还常见到源自门捷列夫周期表的镓分族(镓铟铊 )、锗分族(锗锡铅)、砷分族(砷锑铋)、硫分族（硫硒碲）等术 语。 副族(B):B、B 族数最外层电子数(ns) B-B 族数最高能级组电子数(n-1)d+ns 从周期表左边第3纵列开始有10个纵列，每个纵列3个元素(包 括第七周期元素应是4个元素)，从左到右的顺序是IIIB，IVB， VB，VIB，VIIB，VIII，IB，IIB。族序数与该族元素最高氧化 态对应(有少数例外，如铜银金)； VIII族是3个纵列9个元素，是狭义的“过渡元素”(这个概 念是门捷列夫提出来的)。 副族常以相应第四周期元素命名，分称钪副族、钛副族、 钒副族，.等等;但VIII族中的铁钴镍(第四周期元素)又称铁系 元素，钌铑钯锇铱铂(第五、六周期元素)则总称铂系元素。广 义的过渡元素是指除主族元素外的所有其他元素。 5-3-5元素周期系与核外电子分布 的关系 （3 3）区的划分）区的划分 根据最后一个电子填入的亚层确定 最后一个电子填入的亚层区 最外层的 s 亚层 s 最外层的 p 亚层 p 一般为次外层的 d 亚层 d 一般为次外层的 d 亚层, 且为d10 ds 一般为外数第三层的 f 亚层 f 5-3-5元素周期系与核外电子分布 的关系 A 0 一 1A A A A A A 2 二 3456789 10 三 11 12 B B B B B B B 13 14 15 16 17 18 四 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 五 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 六 55 56 57* 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 七 87 88 89*104 105 106 107 108 109 110 111 112 镧系 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 锕系 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99100 101 102 103 S d ds p f ns12 (n-1)d19ns12(n-1)d10ns12 ns2np16 (n-2)f014(n-1)d02ns2 区 (4)(4)非金属三角区非金属三角区 周期系已知112种元素中 只有21种非金属（包括稀有 气体），它们集中在长式周 期表p区右上角三角区内。 处于非金属三角 区边界上的元素兼具金 属和非金属的特性，有 时也称“半金属”或“准金 属”，例如，硅是非金属 ，但其单质晶体为具蓝 灰色金属光泽的半导体 ，锗是金属，却跟硅一 样具金刚石型结构，也 是半导体. 5-3-元素周期表 元素在周期表的位置(周期、区、族) 取决于该元素原子核外电子的分布 例：写出20Ca的电子排布式,指出其所在的周期表位置 . 电子排布式 1s22s22p63s23p64s2 周期数电子层数 四周期 最后一个电子填入s亚层 s区元素 族数最外层电子数2 A Ca 为第四周期、A族、 s区元素 第五节 元素基本性质的周期性 原子的电子层结构随核电荷的递增呈现周期性变化，促使 原子的某些性质呈周期性变化，下面讨论的原子半径、离子半 径、电离能、电子亲和能、电负性等概念被总称为“原子参数 ”，广泛用于说明元素的性质。 一、一、 原子半径原子半径 原子的大小可以用“原子半径”来描述。原子半径的标度 很多，各种不同的标度，原子半径的定义不同，差别可能很 大。 原子半径可分为原子半径可分为共价半径共价半径、金属半径金属半径和和范德华半径范德华半径。 d 共价半径 同种元素的两个原子，以共价单键相 连时，核间距的一半，为共价半径。 1 1、定义、定义 金属半径金属半径 指在金属晶体中，两原子彼此相切，其核间指在金属晶体中，两原子彼此相切，其核间 距的一半，为金属半径。距的一半，为金属半径。 金属晶体中的原子轨道无重叠 。 范德华半径范德华半径 分子晶体中相邻分子中两原子核间距的一分子晶体中相邻分子中两原子核间距的一 半定义为范德华半径半定义为范德华半径. . 一般：一般： 范德华半径范德华半径 金属半径金属半径 共价半径共价半径 2 2原子半径的周期性变化原子半径的周期性变化 （1）同周期自左至右随着原子序数的增加，原子半径递 减 . 随原子序数增加，两个因素影响原子半径: Z 增大，对电子吸引力增大，原子半径 r 减小; Z 增大，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. 以第为主 但递减幅度不同，顺序： 主族 (10 pm ) d 区过渡(4 pm) f 区过渡(1pm) （2）同族元素，原子半径从上到下依次增大。 因为每一族元素从上到下，随着核电荷增加，原子的电子 层数增多，原子半径增大。 3镧系收缩 镧系收缩:镧系元素的原子半径（离子半径）随着原子序数 的增大逐渐减小的现象. 镧系元素的原子半径减小很慢，性质相似，难于分离。 57La-70Yb 二、二、 电离能电离能 1 1、定义、定义 处于基态的中性气态原子失去一个电子成为处于基态的中性气态原子失去一个电子成为+1+1 价气态阳离子所需要的能量，称为该元素的第一电离能价气态阳离子所需要的能量，称为该元素的第一电离能. . M ( g ) MM ( g ) M + + ( g ) + e ( g ) + e H = I H = I 1 1 MM + + ( g ) M( g ) M2+ 2+ ( g ) + e ( g ) + e H = I H = I 2 2 用符号用符号I I 1 1 表示表示, , 单位是单位是 kJmolkJmol 1 1 一般：一种元素一般：一种元素: : I I 1 1 B 和 N O Be He 2s2 全充满结构，失去一个电子，所需能量多，I1大 。 B He 2s2 2p1 失去 2p 电子，达到 2s2 全充满结构，I1小。 N He 2s2 2p3 2p3 为半充满结构，难失电子，I1 大。 O He 2s2 2p4 失去一个电子，达 2p3 半充满结构，I1小。 推测Li、Be、B的第一电离能相对大小，说明原因。 元素第一电离能的周期性变化 Al Mg S （1）每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电 离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能 最大。 (2)从第一周期到第六周期，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的周 期性变化，而且，随周期序数增大，在大体上呈现第一电离能变小的趋势（ He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn第一电离能逐个降低，H、Li、Na、K、Rb、Cs 的第一电离能也逐个降低，尽管后几个碱金属的电离能相差不大K：418.6 ；Rb：402.9；Cs：375.6；Fr：约375kJ/mol）。第一电离能大小是碱金属最 活泼而稀有气体最不活泼的最主要原因。 (2)同族元素: 主族从上到下，元素的电离能I1减小。 (a)从上到下有效核电荷依次增大，核对电子的引力增 大，失去电子消耗的能量增多，使元素的电离能增大; (b)但从上到下原子半径依次增大，核对外层电子的引 力减少,使元素的电离能减小。 原子半径增大的因素(b)占主要地位，因此，同族 主族元素，从上到下，第一电离能依次减小。 副族元素: 电离能变化的幅度较小，且不太规则。 第二周期元素的单键共价半径与有效核电荷的线性关系图 ，共价半径(单位pm)和将1/Z*X100得到的数据，结果发现r-Z曲 线与1/Z*-Z曲线的平行性甚佳，可见共价半径的大小确与原子 的有效核电荷的倒呈数线性相关。 利用共价半径的数