原子结构与元素周期表精品文稿.ppt

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1、原子结构与元素周期表第1页，本讲稿共29页第五章第五章 原子结构与元素周期性原子结构与元素周期性一、原子与元素（自学）一、原子与元素（自学）二、原子结构的近代概念二、原子结构的近代概念运运用用1926年年薛薛定定谔谔建建立立起起量量子子力力学学讨讨论论研研究究原原子子结结构构，形形成成了了近近代概念。代概念。（一）电子的波粒二象性（一）电子的波粒二象性。20世纪初，人们已发现光具有波粒二象性。世纪初，人们已发现光具有波粒二象性。对对电电子子来来说说，人人们们早早已已知知道道它它是是一一种种有有确确定定体体积积（直直径径d=10-15m）和质量（）和质量（9.110-31kg）的粒子，故具有微粒

2、性。）的粒子，故具有微粒性。电电子子的的波波动动性性是是1927年年科科学学家家们们用用电电子子衍衍射射实实验验加加以以证证实实，如如p131图图示示电电子子衍衍射射环环纹纹。与与光光的的衍衍射射图图相相似似，因因此此电电子子也也具具有有波波动动性。性。以以后后进进一一步步证证明明，质质子子、中中子子等等微微观观粒粒子子也也具具有有波波粒粒二二象象性性，这这使经典力学在证明微观粒子物质上出现问题。使经典力学在证明微观粒子物质上出现问题。第2页，本讲稿共29页（一）电子的波粒二象性 微观粒子运动的特性：从波粒二象性的特点出发，原子中电子的运动规律是怎样的？由慢射电子枪实验，推论：原子中个别电子某

3、时刻在什么地方出现虽然不能确切知道，也没有确定数量，但核外电子的分布似是有规律的：电子在核外空间某区域出现的机率较大，而另一些区域电子出现的几率较小。量子力学认为：原子核外电子的运动具有按机率分布的统计规律性。（所谓统计是一种研究方法：即一个电子亿万次重复研究，所得的结果我们所取的目的的研究方法）。第3页，本讲稿共29页（二）原子轨道（二）原子轨道1、波函数、波函数1926年年薜薜定定谔谔根根据据波波一一粒粒二二象象性性的的概概念念提提出出了了一一个个描描述述微微观观离离子子运动的基本方程运动的基本方程薜定谔波动方程，它是一个二阶偏微分方法。薜定谔波动方程，它是一个二阶偏微分方法。式式中中：Y

4、 Y叫叫波波函函数数，E为为体体系系的的总总能能量量，V为为微微粒粒势势能能，h为为普普朗朗克常数，克常数，m为微粒的质量，为微粒的质量，x、y、z为空间直角坐标。为空间直角坐标。对对氢氢原原子子体体系系来来说说，Y Y是是描描述述氢氢原原子子核核外外电电子子运运动动状状态态的的数数学学表表示示式式，是是空空间间直直角角坐坐标标(x.y.z)的的函函数数。Y Y=f(x.y.z)；E为为氢氢原原子子H的的总总能能量量；V为为电电子子的的势势能能（即即核核对对电电子子的的吸吸引引能能）；m为为电电子子质质量。量。第4页，本讲稿共29页 可可见见，量量子子力力学学是是用用波波函函数数和和与与其其对

5、对应应的的能能量量来来描描述述微微粒粒粒粒子子运运动状态的。动状态的。原子中既然是描述电子运动状态的数学表示式，而且又是空间坐原子中既然是描述电子运动状态的数学表示式，而且又是空间坐标的函数，标的函数，Y Y=f(x.y.z)可以用其作图，可以用其作图，其空间图象可以形象地理解其空间图象可以形象地理解为电子运动的空间范围为电子运动的空间范围俗称俗称“原子轨道（又称原子轨函）原子轨道（又称原子轨函）”。波函数的空间图像就是原子轨道，原子轨道的数学表示式是波函数波函数的空间图像就是原子轨道，原子轨道的数学表示式是波函数，故波函数和原子轨道常作同义语使用。故波函数和原子轨道常作同义语使用。对氢原子，

6、第5页，本讲稿共29页2、原子轨道角度分布图、原子轨道角度分布图Y Y=f(x.y.z)，有有四四个个量量在在空空间间不不便便作作图图，将将直直角角坐坐标标变变为为球球半半径径（r.）然然后后利利用用数数学学中中的的变变量量分分离离法法，将将Y Y=f(r.)分分解解为为三三个个独独立立函函数数方方程程再再进进行行角角度度部部分分合合并并，即即Y Y=R(r)Y(.)。波波函函数数就就分成了径向分布部分分成了径向分布部分R(r)和角度分布部分（和角度分布部分（Y）。）。分布用的角度部分分布用的角度部分Y(.)作的图称为原子轨道的角度分布图。作的图称为原子轨道的角度分布图。注意图中的注意图中的“

7、+”“”不是正、负电，而是不是正、负电，而是Y函数为正负值。函数为正负值。第6页，本讲稿共29页（三）电子云（三）电子云1、概率密度、概率密度电电子子在在原原子子核核外外空空间间某某处处单单位位体体积积内内出出现现的的概概率率，称称为为概概率率密度（密度（）。概率密度与。概率密度与Y Y 间是怎样的关系？间是怎样的关系？在在光光的的波波动动方方程程中中，Y Y 代代表表电电磁磁波波的的电电磁磁场场强强度度，而而且且光光的的强度是与光的电磁场强度强度是与光的电磁场强度Y Y 的绝对值平方成正比。的绝对值平方成正比。用用类类比比的的方方法法，推推理理到到原原子子中中电电子子数数：在在原原子子核核外

8、外某某处处空空间间电电子子出出现现的的概概率率密密度度（）也也是是和和电电子子波波在在该该处处的的强强度度（）的的绝绝对值平方成正比的。对值平方成正比的。在在研研究究时时，有有实实际际意意义义的的只只是是它它在在空空间间各各处处的的相相对对密密度度，而而不不是是其其绝绝对对值值本本身身，故故作作图图时时可可不不考考虑虑与与 间间的的比比例例系系数数，因因此，此，电子在原子内核外某处出现的概率密度可直接用电子在原子内核外某处出现的概率密度可直接用 来表示。来表示。即光的强度即光的强度 ，由于，由于。第7页，本讲稿共29页2、电子云、电子云 为了形象地表示核外电子运动的概率分布情况，化学上常用黑为

9、了形象地表示核外电子运动的概率分布情况，化学上常用黑点分布的疏密来表示电子出现概率密度的相对大小。点分布的疏密来表示电子出现概率密度的相对大小。密密概率密度大，平均体积内电子出现的机会多，概率密度大，平均体积内电子出现的机会多，用这种方法用这种方法（小黑点的疏密）来描述电子在核外出现的概率密度分布所得的空（小黑点的疏密）来描述电子在核外出现的概率密度分布所得的空间图像称电子云。间图像称电子云。由于概率密率由于概率密率 ，若以，若以 作图，可得到电子云的近似图作图，可得到电子云的近似图象。象。将的角度分布部分（将的角度分布部分（）作图，所得图象称为电子云角度分布图。）作图，所得图象称为电子云角度

10、分布图。比较比较Y和和 两种角度分布图可得：两种角度分布图可得：相似点：图形基本相似。相似点：图形基本相似。不同点：（不同点：（1）原子轨道角度分布图有）原子轨道角度分布图有“+”、“-”之分，而电子之分，而电子云图云图 均为均为“+”；（2）电子云图要）电子云图要“瘦瘦”些，因些，因Y值一般是小于值一般是小于1的。的。第8页，本讲稿共29页（四）量子数（四）量子数 要要比比较较具具体体描描述述原原子子中中各各电电子子的的状状态态（电电子子所所在在的的电电子子层层，原原子子轨轨道道能能级级，形形状状，方方向向及及电电子子自自旋旋的的方方向向等等）则则需需要要四四个个参参数数才才行。行。1、主量

11、子数（、主量子数（n）含义：（含义：（1）描述电子层离核的远近；）描述电子层离核的远近；（2）描述电子层能量的高低。）描述电子层能量的高低。取值：取零以外的正整数，其中每一个数代表一个电子层。取值：取零以外的正整数，其中每一个数代表一个电子层。主量子数（主量子数（n）：）：1 2 3 4 5 电子层：电子层：第一层第一层 第二层第二层 第三层第三层 第四层第四层 第五层第五层 电子层符号：电子层符号：K L M N O n值越小，电子层离核越近，能量越低。值越小，电子层离核越近，能量越低。第9页，本讲稿共29页2、副（角）量子数（、副（角）量子数（l）含义：（含义：（1）在多电子原子中与）在多

12、电子原子中与n一起决定电子亚层的能量，一起决定电子亚层的能量，l值值 越小，亚层能量越低。越小，亚层能量越低。（2）每一个）每一个l 值决定电子层中的一个亚层；值决定电子层中的一个亚层；（3）每一个）每一个l值代表一种电子云或原子轨道的形状。值代表一种电子云或原子轨道的形状。取值：从取值：从0开始一直取到开始一直取到(n-1)的正整数的正整数副量子数副量子数(l):0 1 2 3 （n-1）电子亚层符号电子亚层符号:s p d f 原子轨道（或亚层）：球形原子轨道（或亚层）：球形 哑铃形哑铃形 花瓣形花瓣形第10页，本讲稿共29页3、磁量子数、磁量子数(m)含义：描述原子轨道或电子云在空间取向

13、。含义：描述原子轨道或电子云在空间取向。取值：受取值：受l限制，可取限制，可取-l,-2,-1,0,1,2,+l(即即0,12l)原子轨道符号原子轨道符号：s Pz,Px.Py dz2 dx2.dy2 dx2-y2,dxy4、自旋量子数（、自旋量子数（ms）含义：描述核外电子的自旋状态含义：描述核外电子的自旋状态(绕电子自身的轴旋转运动）。绕电子自身的轴旋转运动）。取值：取值：综合上述，对原子核外的电子运动状态可用四个参数结合描述。第11页，本讲稿共29页 研研究究表表明明：在在同同一一原原子子中中，不不可可能能有有运运动动状状态态完完全全相相同同的的电电子子存存在在。换换句句话话说说，同同一

14、一原原子子中中每每个个电电子子中中的的四四个个量量子子数数不不可可能能完完全全相相同同，因因此此可可推推出出每每一一个个轨轨道道只只能能容容纳纳两两个个自自旋旋方方向向相相反反的的电电子子；因因此可推出各电子层所能容纳电子最大数值。此可推出各电子层所能容纳电子最大数值。归归纳纳起起来来，原原子子结结构构的的近近代代概概念念（是是原原子子力力学学的的原原子子模模型型），重点有：重点有：（1）由由于于电电子子具具有有波波粒粒二二象象性性，所所以以核核外外电电子子运运动动没没有有固固定定的的轨轨道，但具有按照几率分布的统计规律性。道，但具有按照几率分布的统计规律性。（2）可可用用薜薜定定谔谔方方程程

15、描描述述核核外外电电子子的的运运动动，波波函函数数 是是描描述述核核外外电电子子运运动动的的数数学学表表达达式式，方方程程中中每每一一个个合合理理的的解解，就就表表示示核核外外电电子子的某一种可能的稳定状态。的某一种可能的稳定状态。（3）原原子子轨轨道道为为 的的空空间间图图象象，以以 角角度度分分布布的的空空间间图图象象，作作为为原子轨道角度分布的近似描述。原子轨道角度分布的近似描述。（4）以以|2的的空空间间图图象象电电子子云云来来表表示示核核外外空空间间电电子子出出现现的的概概率密度。率密度。（5）以四个量子数来确定核外每一个电子的运动状态。）以四个量子数来确定核外每一个电子的运动状态。

16、第12页，本讲稿共29页三、核外电子的分布：（一）基本原子中电子分布原理：根据原子光谱实验的结果和对元素周期系的分析、归纳，总结出核外电子分布的基本原理（两个原理一个规则）：1、泡利（Pauli）不相容原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。即每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。2、能量最低原理多电子原子处于基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低状态。3、洪特(Hund)规则原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋方向相同（或称自旋平行）。这种分布时，原子的能量较低，体系稳定

17、。如N原子1s22s22p3的轨道表示式第13页，本讲稿共29页（二）多电子原子轨道的能级：（二）多电子原子轨道的能级：原原子子中中各各原原子子轨轨道道能能级级的的高高低低，主主要要根根据据光光谱谱实实验验确确定定，也也可可从从理理论论上上计计算算，原原子子轨轨道道能能级级的的相相对对高高低低，用用图图示示法法近近似似表表示示就就为为近近似似能能级级图图。在在无无机机化化学学中中比比较较实实用用的的是是鲍鲍林林（Pauling）近近似似能能级级图。图。1939年年L.Pauling对对周周期期系系中中各各元元素素原原子子的的原原子子轨轨道道能能级级图图进进行行分分析析、归归纳纳，总总结结出出多

18、多电电子子原原子子中中原原子子轨轨道道近近似似能能级级图图，以以表表示示各各原子轨道之间能量的相对高低顺序。从近似能级图中看出：原子轨道之间能量的相对高低顺序。从近似能级图中看出：（1）各电子层能级相对高低为）各电子层能级相对高低为KLMNO（2）同同一一原原子子同同一一电电子子层层内内，对对多多电电子子原原子子来来说说，电电子子间间的的相相互互作作用用造造成成同同层层能能级级的的分分裂裂成成若若干干亚亚层层，各各亚亚层层能能级级的的相相对对高高低低为为：EnsEnpEndEnf（3）同同 一一 电电 子子 亚亚 层层 内内，各各 原原 子子 轨轨 道道 能能 级级 相相 同同，如如Enpx=

19、Enpy=Enpz。（4）同同一一原原子子内内，不不同同类类型型的的亚亚层层间间，有有能能级级交交错错现现象象。如如E4sE3dE4p等。等。（5）若若把把能能级级相相近近的的电电子子亚亚层层组组合合，可可得得到到若若干干能能级级组组，它它与与元素所在周期有关。元素所在周期有关。第14页，本讲稿共29页 对鲍林能级图，需明确几点：（1）近似能级图是一归纳结果，不能完全反映情况，所以只有近似含义。（2）它原意是反映同一原子内各原子轨道间的相对高低，所以不能用它来比较不同元素原子轨道能级的相对高低。（3）经进一步研究发现，近似能级图实际上只反映同一原子外电子层中原子轨道能级的相对高低，而不一定能完

20、全反映内电子层原子轨道能级的高低。（4）电子在某一轨道上的能量，实际与原子序数（核电荷）有关。核电荷越多，对电子的吸引力越大。电子离核越近，使其所在较高能量降得越低，轨道能级之间的相对高低，与近似能级图会有所不同。第15页，本讲稿共29页（三）基态原子中电子的分布（三）基态原子中电子的分布1、核外电子填入轨道的顺序、核外电子填入轨道的顺序应应用用近近似似能能级级图图，并并根根据据最最低低能能量量原原理理，可可设设计计出出核核外外电电子子填填入轨道顺序图。入轨道顺序图。据据此此顺顺序序图图，再再根根据据“两两个个原原理理一一条条规规则则”，可可以以准准确确无无误误地地写出写出91种元素原子的核外

21、电子分布式来。种元素原子的核外电子分布式来。在在110种元素中，只有种元素中，只有19种元素原子层外电子的分布稍有例外：种元素原子层外电子的分布稍有例外：它它们们是是若若再再对对它它们们进进一一步步分分析析归归纳纳还还得得到到一一条条特特殊殊规规律律全全充充满满，半半充充满满规规则则：对对同同一一电电子子亚亚层层，当当电电子子分分布布为为全全充充满满（P6、d10、f14）、半半充充满满（P3、d5、f7）或或全全空空（P0、d0、f0)时时，电电子子云云分分布布呈呈球球状状，原原子子结结构构较较稳稳定定，可可挑挑出出8种种元元素素，剩剩余余11种种可可作作例例外。外。第16页，本讲稿共29页

22、2、基态原子的价层电子构型 价电子所在亚层，称价层。原子的价层电子构型指价层的电子分布式，它能反映该元素原子电子层结构的特征。要注意价层电子不一定全部都是价电子，如Ag价层电子构型为4d105s1，但氧化数只有+1、+2、+3。第17页，本讲稿共29页（四）简单基态阳离子的电子分布（四）简单基态阳离子的电子分布 按按近近似似能能级级图图，基基态态原原子子外外层层（最最高高能能级级组组）轨轨道道是是能能级级高高低低顺序为：顺序为：EnsE(n-2)fE(n-1)dEnp 若若按按此此顺顺序序，Fe2+的的电电子子分分布布式式似似乎乎应应为为Ar3d44s2，实实际际是是Ar3d64s0，原原因因

23、是是：阳阳离离子子的的有有效效核核电电荷荷比比原原子子的的多多，造造成成基基态态阳离子的轨道能级与基态原子的轨道能级有所不同。阳离子的轨道能级与基态原子的轨道能级有所不同。通通过过对对基基态态原原子子和和基基态态阳阳离离子子内内轨轨道道能能级级的的研研究究，从从大大量量光光谱谱数据归纳出如下经验规律：基态原子外层电子填充顺序：数据归纳出如下经验规律：基态原子外层电子填充顺序：ns(n2)f(n-1)dnp 价电子电离顺序：价电子电离顺序：npns(nl)d(n2)f第18页，本讲稿共29页（五）元素周期系与核外电子分布的关系 1、周期 如何根据核外电子分布确定元素在周期表中的周期数?方法是：按

24、填充顺序，最后一个电子填入的能级组序号，为该元素的周期数。如:35Br Ar3d104s24p5；47Ag Kr4d105ds1 显然：各周期内所含的元素种数与相应能级组内轨道所能容纳的电子数相等。第19页，本讲稿共29页2、元素周期系中元素的分区：、元素周期系中元素的分区：根根据据元元素素原原子子价价层层电电子子构构型型的的不不同同，可可以以把把周周期期表表中中的的元元素素所所在在位置分成位置分成s.p.d.ds和和f五个区。五个区。3、族（主族、副族）：、族（主族、副族）：按按传传统统习习惯惯，周周期期系系分分为为7个个主主族族（A），7个个副副族族（B）及及第第族族，零族。零族。第20页

25、，本讲稿共29页方法是：按电子填充顺序，最后一个电子进入的情况决定，方法是：按电子填充顺序，最后一个电子进入的情况决定，有如下具体情况：有如下具体情况：说说明明：1986年年IUPAC推推荐荐了了族族的的新新表表示示法法，即即每每一一纵纵行行为为一一族族共共18族族，考考虑虑到到“族族”的的旧旧表表示示法法仍仍有有许许多多优优势势，所所以以我我们们仍仍用这种旧表示法。用这种旧表示法。第21页，本讲稿共29页四、原子性质的周期性四、原子性质的周期性 原原子子的的电电子子层层结结构构随随核核电电荷荷的的递递增增呈呈现现周周期期性性变变化化，影影响响到到原原子子的的某某些些性性质质，如如原原子子半半

26、径径、电电离离能能、电电子子亲亲合合能能和和电电负负性性等等，也也呈周期性变化。呈周期性变化。（一）原子半径（一）原子半径 原原子子没没有有鲜鲜明明的的界界面面，所所以以原原子子半半径径是是根根据据原原子子存存在在的的不不同同形形式来定义，常用的有以下三种：式来定义，常用的有以下三种：（1）共共价价半半径径：两两相相同同原原子子形形成成共共价价键键时时，其其核核间间距距的的一一半半，称称原原子子的的共共价价半半径径，如如ClCl核核间间距距为为198pm，rCl=99pm。有有共共价价单单键、双键、叁键。未说明时，通常指共价单键半径。键、双键、叁键。未说明时，通常指共价单键半径。（2）金金属属

27、半半径径：金金属属单单质质的的晶晶体体中中，两两相相邻邻金金属属原原子子核核间间距距离离的的一半，称金属原子的金属半径，如一半，称金属原子的金属半径，如dCu-Cu=256pm，rCu=128pm。（3）范范德德华华半半径径：在在分分子子晶晶体体中中，分分子子间间以以范范德德华华力力结结合合，如如稀稀有有气气体体相相邻邻两两原原子子核核间间距距的的一一半半，称称该该原原子子的的范范德德华华半半径径。如如dNe-Ne=320pm,rNe=160pm。第22页，本讲稿共29页原子半径变化规律：（1）周期：主族：由左向右，随核电荷的增加，原子共价半径的变化趋势总的是减少的。d区：由左向右，随核电荷的

28、增加，原子半径会略有减少，从IB起略有增大。这是由于(n1)d轨道的充满，较为显著地抵消核电荷对外层ns电子的引力。f区：内过渡元素，由于电子增加在(n2)f轨道，半径减小的幅度比d区更小，从La到Lu共经过15种元素，原子半径仅收缩了12pm左右，La系收缩影响很大，使La后第六周期元素与上周期同族元素半径接近。（2）族：主族，从上到下，r显著增大。副族除Sc副族外从上到下一般略增大，第五、六周期元素半径接近。r对性质的影响：r越大，越易失电子；r越小，越易吸电子。但必须注意，难失电子不一定易得电子，如稀有气体，得失电子都不易（即还与电子层结构有关）。第23页，本讲稿共29页 (二）电离能（

29、二）电离能（I）和电子亲合能（）和电子亲合能（EA）：）：I衡量失电子难易；衡量失电子难易；EA得电子难易得电子难易1、电离能（、电离能（I）气态原子失电子变成气态阳离子（即电离）克服核电荷的引力所需要的能量，单位：气态原子失电子变成气态阳离子（即电离）克服核电荷的引力所需要的能量，单位：kJmol-1。从基态（能量最低状态）中性气态原子失去从基态（能量最低状态）中性气态原子失去1个电子形成气态个电子形成气态“+1”氧化值阳离子所须能氧化值阳离子所须能量，称量，称I1。依次类似有。依次类似有I2等。等。如：如：Mg(g)-e-Mg+(g)I1=H1=783kJmol-1 Mg+(g)-e-Mg

30、2+(g)I2=H2=1451kJmol-1显然显然I值越大，失电子越难，因此可用于衡量失电子难易。值越大，失电子越难，因此可用于衡量失电子难易。I的变化规律：的变化规律：（1）周期：）周期：主族主族，从左到右，从左到右，I1渐增大；渐增大；过渡元素族过渡元素族，不十分规律；，不十分规律；（2）族：）族：主族主族，从上到下，从上到下，I1渐减少（原子半径增大）；渐减少（原子半径增大）；过渡元素过渡元素略增大（核电荷起较显著略增大（核电荷起较显著作用，作用，r增加不多）。增加不多）。注意注意：I只能衡量气态原子失电子变为气态离子的难易，至于金属在溶液中发生化学反只能衡量气态原子失电子变为气态离子

31、的难易，至于金属在溶液中发生化学反应形成阳离子的影响，应根据电极电势来估量。应形成阳离子的影响，应根据电极电势来估量。第24页，本讲稿共29页 2、电子亲合能（、电子亲合能（EA）基基态态的的中中性性气气态态原原子子得得到到一一个个电电子子形形成成气气态态-1氧氧化化值值阴阴离离子子所所放出的能量，称原子的放出的能量，称原子的EA1 。如如 O(g)+e-O-(g)=-141kJmol-1 一一般般为为负负值值，因因电电子子落落入入中中性性原原子子的的核核场场里里，势势能能降降低低，体体系系能能量量减减小小，唯唯稀稀有有气气体体（ns2np6）和和IIA原原子子（ns2）最最外外电电子子亚亚层

32、层已已全全充充满满，需需加加合合一一个个电电子子，环环境境必必须须对对外外做做功功，即即体体系系吸吸收收能能量，此时，量，此时，为正值，因环境要对体系做功。为正值，因环境要对体系做功。所有所有EA2都均为正值。都均为正值。显然，显然，代数值越小，原子越易得电子。代数值越小，原子越易得电子。变变化化规规律律：无无论论是是周周期期或或族族中中，主主族族元元素素的的 的的代代数数值值一一般般都都是是随随着着原原子子半半径径减减小小而而减减小小的的。同同周周期期从从左左到到右右 总总的的是是（代代数数值值）减减小小的的（因因r减减小小）。主主族族从从上上到到下下，总总的的趋趋势势是是增增大大的的（用用

33、r增增大）。大）。注意：注意：I和和 仅表示孤立气态原子或离子得失电子的能力。仅表示孤立气态原子或离子得失电子的能力。第25页，本讲稿共29页（三）电负性（三）电负性（）某某原原子子难难失失电电子子，不不一一定定易易得得电电子子，为为了了能能比比较较全全面面地地描描述述不不同同元元素素原原子子在在分分子子中中对对成成键键电电子子吸吸引引的的能能力力，鲍鲍林林提提出出了了电电负负性性的的概念。概念。电电负负性性分分子子中中元元素素原原子子吸吸引引电电子子的的能能力力，他他指指定定(F)=4.0，然然后后通通过过计计算算得得到到其其它它元元素素原原子子值值。电电负负性性（）越越大大，表表示示它它的

34、原子在分子中吸引成键电子的能力键强。）的原子在分子中吸引成键电子的能力键强。）变化规律变化规律：（：（1）同周期：从左到右，）同周期：从左到右，渐增大。渐增大。（2）同族：主族：从上到下，）同族：主族：从上到下，渐减小；渐减小；副族：从上到下：副族：从上到下：IIIB-VB，渐减小；渐减小；IB-IIB，变大。变大。说明：说明：鲍林电负性值是一个相对值，本身没有单位。鲍林电负性值是一个相对值，本身没有单位。由于定义及计算方法不同，又有几套电负性数据，所以由于定义及计算方法不同，又有几套电负性数据，所以 使用时要用同一套数值来比较。使用时要用同一套数值来比较。如何定义电负性至今仍有争论。如何定义

35、电负性至今仍有争论。第26页，本讲稿共29页（四）元素的氧化数（四）元素的氧化数元素的氧化数与原子的价电子数直接相关。元素的氧化数与原子的价电子数直接相关。1、主族元素的氧化数、主族元素的氧化数主主族族元元素素原原子子只只有有最最外外层层是是价价电电子子，能能参参与与成成键键，因因此此主主族族（该该F.O外），最高氧化数等于该原子的价电子总数。外），最高氧化数等于该原子的价电子总数。2、副族元素的氧化数、副族元素的氧化数IIIB-VIIB：元元素素的的最最高高氧氧化化数数=价价电电子子总总数数，价价电电子子(n-1)d1-5+ns2。但。但IB和和族元素的氧化数变化不规律，族元素的氧化数变化不

36、规律，IIB的最高氧化数为的最高氧化数为+2。第27页，本讲稿共29页（五）元素的金属性和非金属性（五）元素的金属性和非金属性 从从化化学学规规定定：易易失失电电子子变变成成阳阳离离子子即即金金属属性性强强；反反之之，若若易易得得电子变成阴离子则非金属性强。电子变成阴离子则非金属性强。元元素素金金属属性性与与非非金金属属性性的的强强弱弱，可可用用原原子子参参数数（如如原原子子的的半半径径、I、EA、X等原子的性质，称原子参数）进行比较：等原子的性质，称原子参数）进行比较：元素原子的元素原子的I越小，或电负性越小，或电负性X越小越小元素金属性越强。元素金属性越强。元素原子的元素原子的EA的代数值

37、越小，或的代数值越小，或X越大越大元素非金属性越强。元素非金属性越强。变化规律变化规律：（1）同同周周期期：从从左左到到右右，X渐渐增增大大，元元素素的的金金属属性性渐渐减减弱弱，非非金金属性渐强。属性渐强。（2）同同族族：主主族族，从从上上到到下下，元元素素原原子子的的X减减小小，金金属属性性渐渐强强，非金属性渐弱。非金属性渐弱。副族，副族，第28页，本讲稿共29页基本要求：1、熟悉四个量子数对核外电子运动状态的描述，熟悉s、p、d原子轨道和电子云角度部分的形状和伸展方向。2、掌握原子核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的联系。3、会从原子半径、电子层结构和有效核电荷来了解元素一些性质（电离能、电子亲合能、电负性、元素的氧化数、元素的金属性和非金属性）的周期性变化规律。第29页，本讲稿共29页