第七章-原子结构-中医药专业无机化学课件.ppt

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1、第七章 原子结构与周期系第一节 核外电子运动的特征1构成原子的粒子及其性质构成原子的粒子电子原子核质子 中子电性及电量1个单位负电荷1个单位正电荷不带电质量/kg 9.10910-311.67310-271.67510-27相对质量 1/836 1.007 1.0087-1 道尔顿原子论 1803年9月6日，道尔顿在笔记中写下原子论的要点：原子是组成化学元素的、非常微小的、不可再分割的物质微粒。在化学反应中原子保持其本来的性质。突破口-电子的发现 1897年，英国人克鲁克斯用阴极射线管在进行低气压导电性能实验时，发现阳极上出现了荧光。说明在电场作用下，阴极上产生了一种看不见的东西，称之为阴极射

2、线。1897年，英国物理学家汤姆生，测定了这种带电粒子的电荷(e)和质量(m)之比，简称荷质比(e/m)。他发现无论任何气体，也不论任何材料做成的阴极，所产生粒子的e/m均相同。两年后又分别测定了这种粒子的质量和电荷。随后人们还发现用许多其它的方法都可以产生电子证明电子普遍存在于原子之中。图11 汤姆生实验装置简图A、B.阳极 C.阴极 D、E.电极 K.荧光屏7-2卢瑟福原子论 1911年，卢瑟福用粒子射线(He2+)轰击金箔时发现，多数粒子畅通无阻，只有少数粒子在前进中像遇到了不可穿透的壁垒一样，被折射和反弹回来。图12 粒子散射实验示意图 通过测定和计算，他指出：原子中存在一个几乎集中了

3、原子全部(99.9%以上)质量，而大小仅为原子1/1012的带正电荷的粒子，将其称为原子的核。电子像行星绕太阳运转一样绕原子核运动，这就是大家悉知的原子结构的“行星式模型”。这个模型已成为现代科学技术的象征。正电荷粒子-质子的发现 卢瑟福在实验中还发现，被轰击的原子中还可能跑出带正电荷的粒子，经过测定和计算，这种粒子所带的电量和质量也都与原子种类无关，而电量正好等于1个电子电量的正值，卢瑟福将其命名为质子。（从上到下）氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱 从红到紫，谱线的波长间隔越来越小。n5的 谱线密得用肉眼几乎难以区分。1883年巴尔麦发现 谱线波长与编号n之间存在如下经验方程：R=1.0

4、9677107m-1称为里德堡常数。后来里德堡把巴尔麦的经验方程改写成如下形式：氢的红外光谱和紫外光谱的谱线也符合里德堡方程，只需将1/22改为1/n12,n1=1，2，3，4；而把后一个n改写成n2=n1+1,n1+2，即可。当n1=1，得到氢的紫外光谱，称为来曼系；当n1=2，得到氢的可见光谱，称为巴尔麦系；当n1=3，得到氢的红外光谱，称为帕逊系。氢原子光谱与氢原子能级Balmer系Lyman系Paschen系Brackett系 1905年，爱因斯坦在研究光电作用时推广了量子论，认为不仅是吸收或辐射时能量是量子化的，而且光在传播时也是量子化的，最小的能量是一个光量子，不能再拆分。一个光量

5、子的能量是：1913年，丹麦物理学家玻尔在总结当时最新的物理学发现：普朗克黑体辐射和量子概念、爱因斯坦光子论、卢瑟福原子带核模型上述三者的基础上建立了氢原子核外电子运动模型，解释了氢原子光谱，后人称为玻尔理论。玻尔原子模型3.3.量子化条件假设：量子化条件假设：在一定轨道上运动的电子有一定的能量，此能量是不连续的分立值，即量子化的。当n1时，就是基态电子能量；当n 1时，就是激发态电子能量。4.跃迁规则：电子在不同激发态轨道上跃迁回到 较低能级轨道时，放出一定波长的 能量从而产生吸收光谱。其能量为：氢原子光谱与氢原子结构示意图 当电子分别从n=3，4，5，6，7较高能级的 轨道跃迁到n=2较低

6、能级的轨道时，分别计算出 它们在可见光区的波长为：656.5nm，486.1nm，434.0nm，410.2nm，397.0nm。依次对应Balmer 线系的红色H、蓝绿色H、蓝色H、紫色H 紫色H 五根谱线。尽管玻尔理论已被新量子论所代替，玻尔的科学思想却永远值得我们学习，而且，玻尔理论中的核心概念定态、激发态、跃迁、能级等并没有被完全抛弃，而被新量子力学继承发展，甚至“轨道”的概念，量子力学赋予了新的内涵。7-4 原子的量子力学模型一、建立模型的两个基础a.物质波的提出:法国物理学家德布罗意提出:实物粒子有 波粒二象性有质量和速度有质量和速度有波长和频率电子衍射实验 戴维逊和革尔麦在纽约贝

7、尔实验室得到电子衍射图片，证实了电子具有波动性。b.测不准原理:德国物理学家Heisenbery提出测不准关系式：x粒子的位置不确定量粒子的运动速度不确定量Heisenberg(German physicist,1901-1971)结论：无法同时准确地测出某一瞬间电子运动的 速度与位置。意义:(1)否定了玻尔模型(2)证明了电子的波粒二象性,认识了微观世界；(3)提出了研究电子运动规律只能用统计方法 得出其电子几率的判断。二、微粒波动方程式:(薛定鄂方程)用以描述微观粒子定性运动状态波函数，描述原子核外电子运动 状态的数学函数式；E轨道能量（动能与势能总和）V势能m微粒质量h普朗克常数x,y,

8、z为微粒的空间坐标(x,y,z)波函数m,E,V(反映电子的粒子性)(反映电子的波动性)解薛定谔方程可同时得到和E。1.|2:表示在原子核外空间某点处电子出现的概率密度,即在该点处单位体积中电子出现的概率。2.电子云:概率密度的几何图形。3.原子轨道:描述原子中单个电子运动状态的波函数。注：原子轨道仅仅是波函数的代名词，绝无经典力学中的轨道含义。严格地说原子轨道在空间是无限扩展的，但一般把电子出现概率在99%的空间区域的界面作为原子轨道的大小。合理的波函数必须满足一些整数条件，这些整数条件分别是n、l、m，称为量子数，n、l 和 m 这三个量子数的取值一定时，就确定了一个原子轨道，即波函数n,

9、l,m。三、四个量子数1.主量子数 n 常用符号：K,L,M,N,O,P,Q n：1,2,3,4,5,6,7 a.主量子数确定电子运动的能量。且n,能量。b.电子出现概率最大的离核的平均距离。c.代表电子层或能层。在一个原子内具有相同主量子数的电子，几乎在同样的空间范围运动，故称为主量子数。n相同的电子为一个电子层。2.角量子数 l表示同一主量子数的电子层中，具有不同状态的分层。(亚层)不同形状表示同一电子层的能量大小。取值：l=0，(n-1)正整数 l=0,1,2,3n-1，(亚层)分别以s，p，d，f 表示，决定原子轨道或电子云的形状。第一层，l=0，只有一个s亚层。第二层，l=0，1，有

10、两个亚层，分别命名为s亚层、p亚层。第三层，l=0，1，2，有三个亚层，分别命名为s亚层、p亚层、d亚层。第四层，l=0，1，2，3，有四个亚层，分别命名为s，p，d，f 四个亚层。3.磁量子数m 磁量子数描述原子轨道在空间的不同取向。反应了波函数(原子轨道)或电子云在空间的伸展方向。m的取值范围为m=0,1,2,l,共可取2l+1个值。l=0，m=0，轨道为在空间各方向全对称的球形。l=1时m=1,0,-1,轨道为在三个轴向上伸展的哑铃型。l=2时m=2,1,0,-1,-2,轨道为在三个轴间的花瓣型。七种取向，为七个等价轨道。m与l的关系：l=0 s轨道 m=0 一种取向l=1 p轨道 m=

11、+1，0，-1 三种取向，为三个等价轨道。l=2 d轨道 m=+2，+1，0，-1，-2五种取向，为五个等价轨道。l=3 f 轨道 m=+3，+2，+1，0，-1，-2，-3例如：n=1，l=0，m=0时，记为1，0，0或1s，运动状态为1s轨道，称为1s能级；n=2，l=1，m=0时，记为2，1，0或2pz，运动状态为2pz轨道，称为2pz能级等。1)电子层,电子距离核的远近,轨道能量高低;2)轨道的形状;3)轨道在空间分布的方向。因而利用三个量子数即可将一个原子轨道描述出来n=1 l=0 1s亚层 m=0(1s球型轨道)m=1、2pxm=0、2pz m=1、2py 两个亚层共4个轨道只有一

12、个亚层，1个轨道l=1 2p亚层l=0 2s亚层 m=0(2s球型轨道)(哑铃型)n=2 三个亚层共九条轨道l=0 3s亚层 m=0(3s球型轨道)l=1 3p亚层m=1 3pxm=0 3pzm=1 3pyl=2 3d亚层3dx2-y23dz23dxy3dyz3dzxn=3决定电子自旋方向4.自旋量子数ms ms的取值只能是：ms=+1/2和ms=-1/2，表明电子在核外运动有自旋相反的两种运动状态。通常用和表示，即顺时针自旋和逆时针自旋。如一个电子处于第三电子层中的在z轴上分布的p亚层，电子的自旋状态为“”，写作n=3，l=1，m=0，ms=1/2（3，1，0，1/2）练习：（1，0，0，1

13、/2）（2，1，0，1/2）（3，1，-1，-1/2）（3，2，0，-1/2）泡利不相容原理：一个原子中不能有四个量子数完全一样的两个电子。如处于1s轨道上的两个电子：n=1,l=0,m=0,则ms 就不能再相同，取值一个为1/2，另一个就只能为-1/2。即一个轨道上最多只能容纳两个电子。根据四个量子数的取值规则，则每一电子层中最多可容纳的电子总数为2n2。主量子数n角量子数l磁量子数m波函数轨道数（n2）容纳电子数（2n2）1 0 01s1 220 02s4 81012pz 2px 2py30 03s9 181013pz 3px 3py20123dz23dxz 3dyz3dxy 3dx2-y

14、2电子云空间形状(自学)22(nn,ll,mm)(xx，yy，zz)=R)=R22(nn,ll)(rr)Y)Y 22(ll,mm)(，)壳层概率是指离核半径为r厚度为dr的薄层球壳体积(d)中电子出现的概率，用符号r2R2或D(r)表示。现以半径为r的球形对称的ns电子云为例：半径为r的球面面积S=4r2，则厚度为dr的薄层球壳的体积V=4r2dr=2ns4r2dr 壳层概率概率密度壳层体积壳层概率n s=R(n,0)(r)Y(0,0)(，)因dr很薄可忽略，故壳层概率为r2 R 2 若以r2 R2（r）对r作图，就可以得到氢原子s、p、d各电子云电子的壳层概率随r的变化图。氢原子1s电子云壳

15、层概率分布图ns电子有n个峰 np电子有（n1）峰 nd电子有(n2)个峰，nf电子有(n3)个峰。主量子数n相同，它们都有一个离核平均距离即半径相近的壳层概率最大的主峰，这些主峰离核距离由近及远的顺序是1s、2s2p、3s3p3d 因此从电子云概率密度径向分布图看出，核外电子的分布可视作分层的。1.氢原子基态能量E1=-13.6ev,在n=7时，其电子能量 A.7E1 B.E1/49 C.14E1 D.E1/7 2.下列各组量子数(n,l,m,ms)合理的是:A.3,1,2,+1/2 B.1,2,0,+1/2 C.2,1,0,0,D.2,1,-1,+1/2 课堂练习3.以波函数(n,l,m)

16、表示原子轨道时，正确的是 A.3,2,0 B.3,1,1/2 C.3,3,2 D.4,0,-14.当主量子数n=3时，最多可容纳的电子数为:A.3个 B.6个 C.18个 D.32个 5.多电子原子的能量由（）决定。A.n B.n，l C.n，l，m D.m，l6.当n=2，l=1时，m的取值可为:A.2、1 B.+2、-2 C.-1、0 D.-1、2 氢原子的原子轨道能级图1s第四层 4s4p4d 4f第三层 3s 3p 3d第二层 2s 2p第一层 对于主量子数n相同，ns比np多一个离核较近的峰，np比nd多一个离核较近的峰，nd又比nf多一个离核较近的峰。而且，这些近核的峰都伸入到(n

17、1)各锋的内部，这种现象叫“钻穿”，钻穿能力nsnpndnf。“钻穿”现象引起能级交错第三节 原子核外电子排布 和元素周期系74一、多电子原子的原子轨道能级 式中式中ZZ为核电荷数。为核电荷数。对于单电子氢原子轨道的能量由主量子数对于单电子氢原子轨道的能量由主量子数nn决定，与角量子数决定，与角量子数ll无关：无关：将其他电子对某一电子排斥的作用归结为抵消了一部分核电荷，使有效核电荷降低，削弱了核电荷对电子的吸引作用称为屏蔽效应。如果用Z*表示有效核电荷，用Z表示核电荷，被抵消的核电荷数用表示，则它们有以下的关系：多电子原子的原子轨道能级能量1.主量子数n相同、角量子数l不同时，能级能量随角量

18、子数l的增大而升高；E4SE4pE4dE4f 2.主量子数n不同、角量子数l相同时，能级能量随 主量子数n的增大而升高；E1SE2SE3SE4S 3.角量子数l不同，其壳层概率的径向分布不同而 引起的能量的变化称为钻穿效应。钻穿效应导致“能级交错”。E4SE3d E6SE4fE5d E5SE4d 鲍林原子轨道近似能级图 鲍林根据光谱实验的结果，总结出多电子原子填充各原子轨道能级顺序图。1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 3d 5s 5p 4d 6s 6p 5d 4f 能量第一能级组(1s)第二能级组(2s 2p)第三能级组(3s 3p)第四能级组(4s 3d 4p)第五能级组(5s 4d

19、 5p)第六能级组(6s 4f 5d 6p)能级组7s 7p 6d 5f 第七能级组(7s 5f 6d 7p)二、原子核外电子的排布与电子结构(一一)核外电子排布的原则核外电子排布的原则:能量最低原理：能量最低原理：电子在原子轨道填充的顺序，应先从最低能级1s轨道开始，依次往能级高的轨道上填充。W.PaoliW.Paoli不相容原理：不相容原理：在一个原子中不可能存在四个量子数完全相同的两个电子运动状态。F.HundF.Hund规则规则:在等价轨道中，电子尽可能分占各等价轨道，且自旋方向相同。在等价轨道中电子排布全充满、半充满和全空状态时，体系能量最低、最稳定。全充满 p6，d10，f 14半

20、充满 p3，d5，f 7全空 p0，d0，f 0(二)原子的电子层结构1s2s3s4s5s2p3p4p3d4d第四能级组第五能级组第一能级组第二能级组第三能级组核外电子的排列2He1H1s21s12s3s4s5s2p3p4p3d4d1s3Li1s22s14Be1s22s25B1s22s22p16C 1s22s22p27N 1s22s22p38O 1s22s22p49F 1s22s22p510Ne 1s22s22p62s2p1s3s4s5s3p4p4d 11Na 1s22s22p63s112Mg 1s22s22p63s213Al 1s22s22p63s23p115P 1s22s22p63s23p

21、314Si1s22s22p63s23p216S 1s22s22p63s23p417Cl 1s22s22p63s23p518Ar 1s22s22p63s23p619K 1s22s22p63s23p64s120Ca 1s22s22p63s23p64s2Ar 3d14s2Ar 3d24s2Ar 3d34s2Ar 3d54s1Ar 3d54s2Ar 3d64s2Ar 3d74s2Ar 3d84s2Ar 3d104s1Ar 3d104s221Sc22Ti23V24Cr25Mn26Fe27Co28Ni29Cu30Zn2s2p1s3s4s5s3p4p4d3dZn 4p1Zn 4p2Zn 4p3Zn 4p4Z

22、n 4p5Zn 4p631Ga32Ge33As34Se35Br36Kr2s2p1s3s4s5s3p4p4d3d核外电子排布练习7N17Cl24Cr26Fe29Cu35Br47Ag1s22s22p31s22s22p63s23p51s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p6 3d64s21s22s22p63s23p6 3d104s11s22s22p63s23p6 3d104s24p51s22s22p63s23p6 3d104s24p64d105s11.某一电子有下列成套量子数(n、l、m、ms)，其中不可能存在的是 A.3，2，2，1/2 B.3，1，-1，1/2 C.

23、1，0，0，-1/2 D.2，-1，0，1/2 E.1，0，0，1/2 2.下列说法中，正确的是 A.主量子数为1时，有自旋相反的两个轨道。B.主量子数为3时，3s、3p、3d共三个轨道。C.在除氢以外的原子中，2 p能级总是比2s能级高。D.电子云是电子出现的概率随r变化的图像。E.电子云图形中的小黑点代表电子。B.C.D.E.3.基态 24Cr 的电子组态是()A.Ar4s23d4 B.Kr 3d44s2 C.Ar 3d54s1 D.Xe4s13d5 E.Xe 3d44s24.下图中表示基态Fe原子的3d和4s轨道中8个电子 排布正确的是()A.三、原子的电子层结构和元素周期系原子结构决定

24、反映元素性质决定反映元素在表中位置反映决定3Li1s22s14Be1s22s25B1s22s22p16C 1s22s22p27N 1s22s22p38O 1s22s22p49F 1s22s22p510Ne 1s22s22p611Na 1s22s22p63s112Mg 1s22s22p63s213Al 1s22s22p63s23p115P 1s22s22p63s23p314Si1s22s22p63s23p216S 1s22s22p63s23p417Cl 1s22s22p63s23p518Ar 1s22s22p63s23p619K 1s22s22p63s23p64s120Ca 1s22s22p63

25、s23p64s2Ar 3d14s2Ar 3d24s2Ar 3d34s2Ar 3d54s1Ar 3d54s2Ar 3d64s2Ar 3d74s2Ar 3d84s2Ar 3d104s1Ar 3d104s221Sc22Ti23V24Cr25Mn26Fe27Co28Ni29Cu30ZnZn 4p1Zn 4p2Zn 4p3Zn 4p4Zn 4p5Zn 4p631Ga32Ge33As34Se35Br36Kr H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb

26、Se Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnFr Ra Ac Rf HaCe Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb LuTh Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr(一)元素周期表能级组1s 2s2p 3s3p 4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p能级组数1 2 3 4 5 6 7周期数 一 二 三 四 五 六 七电子层数1 2 3 4 5 6 7元素

27、数目2 8 8 18 18 32 23(未完)周期数与能级组数的关系(二)原子的电子层结构与周期的划分周期数=能级组数=最大主量子数nmax 周期的划分就是核外电子能级的划分，各能级组容纳的电子数就等于相应周期元素的数目。周期的划分H HeLi Be B C N O F NeNaMg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Se Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl P

28、b Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Ha H HeLi Be B C N O F NeNaMg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Se Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnFr Ra Ac Rf Ha第一能级组第二能级组第三能级组 第四能级组第五能级组第六能级组第七能级组H HeLi Be B C N O F NeNa

29、Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Se Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Ha 主族 主族副族(三)原子的电子构型与族的划分88 8756 5538 3720 1912 114 31112 111 107 106 105 10489-10380 79 75 74 73 7257-7148 47 43

30、42 41 40 3930 29 25 24 23 22 21110 109 10878 77 7646 45 4428 27 2685 84 83 82 8153 52 51 50 4935 34 33 32 3117 16 15 14 139 8 7 6 586543618102IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIBVIIIB IBII BIIIAIVAVAVIAVIIA0主族副族族零族族的结构族数=价电子层上电子数=最高氧化值族数A A A-A B B B-B B 价电子构型ns1 ns2 ns2np16(n-1)d10ns1(n-1)d10ns2(n-1)d15ns12(n-1)d

31、 69 ns12 族数的划分特点Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb LuTh Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr（四）原子的电子层结构与元素的分区H HeLi Be B C N O F NeNaMg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Se Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb

32、Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Ha s 区 p 区ds区 d 区f 区各区元素特点总结区 价层电子构型 族 金/非金s ns12 A A 金p ns2np16 A-A 非金(大多)d(n-1)d19ns12 B-B 金ds(n-1)d10ns12 B B 金f(n-2)f 114(n-1)d 02ns2 镧系锕系 金1.基态氢原子中，离核愈近电子出现的_愈大，但是 在离核距离为52.9 pm的薄球壳中电子出现的_最大.2.n=3，l=1的原子轨道属_能级，该能级有_个 简并轨道，半充满时若用4个量子数的组合分别表示 这些电子的状态，应该将它们写成_。具有这样 电子组态的原子的

33、核电荷数为_，元素符号是_。3.基态原子中3d能级半充满的元素是_和_。136号元素中，基态原子核外电子中未成对电子 最多的元素是_。小 测 验 4.若将以下基态原子的电子排布写成下列形式，各违背了什么原理？并改正之。A.5B 1s22s3 B.4Be 1s22p2 C.7N 1s22s22px22py15.按所示格式填写下表：（基态）原子序数电子排布 价电子排布 周期 族491s22s22p63d54s1四B第四节 元素某些性质 的周期性108 一、原子半径 二、电离势 三、电子亲合势 四、元素的电负性原子半径 我们把单质分子（或晶体）中相邻的原子核间平衡距离的一半定义为该原子的原子半径。原

34、子的核间距可以通过晶体衍射或光谱等实验测定。金属半径：金属晶体中两个最相邻近的金属原子之间的核间距的一半为金属半径。原子半径的类型共价半径：共价单键结合的同种元素两原子核 间距。例如Cl2分子中，Cl-Cl的核间距为198pm，氯原子的共价半径为99pm。范德华半径：分子晶体中原子间的作用力属于分子间力又称范德华力。所测得的原子半径称为范德华半径。1.同周期主族元素：增加0.35，z*增加0.65，导 致核对电子的引力逐渐增强，原子半径显著递减。原子半径在周期表的变化规律2.同周期副族元素：(n-1)0.85，z*增加0.15，核对电子的吸引力增加不多,原子半径缓慢递减。及副族元素，（n-1）

35、层达18电子层结构，电子云呈球形对称分布，对最外层电子的屏蔽作用 较大，可能超过了核电荷增加的影响，以致原子半 径反而增大3.同一主族元素：从上到下，*增加不多甚至 相同，但电子层数增加，故原子半径显著增大。4.同一副族元素：从上到下，第五周期元素的原子 半径明显大于第四周期元素，但第五、六周期元 素由于镧系收缩，原子半径十分接近。例如Zr与 Hf，Nb与Ta，Mo和W。引起镧系收缩的原因r增加r 减小共15个元素，r减小的值累加起来，就抵消了从上到下r的增加。镧系收缩r decreasesr increases原子半径在周期表的变化规律电离能Ii 使气态的基态原子失去一个电子，变成正一价的气

36、态离子所需的最低能量，称为元素原子的第一电离能I1；依次类推有第二，第三，第四电离能I2，I3，I4等。Na(g)Na(g)+e-I1=496kJ.mol-1 Na(g)Na(g)2+e-I2=4570kJ.mol-1一般而言I4 I3 I2 I1 电离能在周期表的变化规律电子亲合势ea气态的基态原子获得一个电子变成气态的负一价离子时所吸收或放出的能量称为该原子的第一电子亲合势E1。与电离能类似，也有第二，第三 电子亲合势E2，E3。O(g)e-O(g)E1=-114kJ.mol-1 O(g)-e-O(g)2-E2=844kJ.mol-1 一般地，E10，但E2总是0电负性 元素的原子吸引电子

37、的能力称为该元素的电负性，用符号X表示，并指定氟的电负性为4.0。电负性在周期表的变化规律同一周期，从左到右，有效核电荷数递增，原子半径递减，原子吸引电子的能力增强，电负性增大。同一主族，从上到下，有效核电荷数基本相同，原子半径增加较多，原子吸引电子的能力减弱，电负性减小。副族元素电负性变化较复杂。电负性最大电负性最小一般金属元素x2.01.第五周期共有_种元素，正好和_内容纳的电子数相同。2.在短周期中，原子半径从左向右依次_。3.ds区元素的价电子构型是_。4.3p轨道有_条，它们在空间有_个伸展方向。5.在n=2的电子层内共有_条轨道，总共可以容纳_个电子。本章小结掌握：玻尔理论要点、现代原子结构知识、掌握：玻尔理论要点、现代原子结构知识、量子数的意义、多电子原子能级图量子数的意义、多电子原子能级图重点：电子排布（重点：电子排布（元素性质的来源元素性质的来源）周期规律（掌握化学性质规律的钥匙）周期规律（掌握化学性质规律的钥匙）