无机化学第七章 电子层结构
大一化学第七章知识点
大一化学第七章知识点大一化学第七章主要讲解了电子结构和周期性。
本章的知识点包括原子的电子结构、电子排布规则、周期表中的规律以及原子半径和离子半径等内容。
下面将逐一介绍这些知识点。
一、原子的电子结构1. 原子的组成：原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
2. 原子的电子层：电子按能级分布在不同的电子层，分别命名为K层、L层、M层等，能级越高离核越远。
3. 原子的电子壳层：原子的电子层按主量子数分为不同的壳层，第一壳层为K壳层，第二壳层为L壳层，以此类推。
4. 原子的电子云：电子在空间中的分布形成电子云，电子云表示了电子的可能位置。
二、电子排布规则1. 轨道和亚轨道：电子在不同壳层的电子层中沿不同轨道运动，轨道可分为s轨道、p轨道、d轨道和f轨道。
每个轨道可进一步分为不同的亚轨道。
2. 电子填充原则：按能级从低到高的顺序填充电子，每个轨道最多容纳一对电子。
3. 朗德规则：在同一轨道上填充电子时，优先尽量使电子自旋相反。
三、周期表中的规律1. 元素周期表：由元素按照一定的顺序排列形成的表格，主要包括元素的原子序数、元素符号和元素名称。
2. 周期：周期表中的横行称为一个周期，每个周期代表不同壳层的元素。
3. 主族元素和过渡族元素：周期表中，主族元素位于周期表的左侧，过渡族元素位于周期表的中间。
4. 周期表中的规律：周期表中元素的位置和性质呈现出周期性规律，例如电子层的增加、半径的变化、电离能的变化、电负性的变化等。
四、原子半径和离子半径1. 原子半径：原子半径是指原子核与最外层电子云之间的距离，通常以PM（皮克米）为单位。
2. 原子半径的变化：原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，在同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大。
3. 离子半径：当原子失去或获得电子形成带电离子时，离子半径会发生变化。
正离子的半径比原子半径小，负离子的半径比原子半径大。
以上就是大一化学第七章的主要知识点，包括原子的电子结构、电子排布规则、周期表中的规律以及原子半径和离子半径的相关内容。
《无机化学》第7章.化学键理论与分子结构
(2)方向性
①根据原子轨道最大重叠原理，形成共价键时，原 子间总是尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向成 键，原子轨道重叠越多，两核间电子概率密度越 大，形成的键越牢固。
②在形成共价键时，除s轨道能在任何方向最大重叠 外，其它p、d、f 轨道只能沿一定方向才能最大重 叠成键。所以，当一个 A原子与其它一个或几个 B 原子形成共价分子时，B原子在A原子周围的成键 方位是一定的，这就是共价键的方向性。
激发
2p
2s
（激发态）
杂 化
p （杂化态）
sp2
3个sp2杂化轨道
杂化轨道理论
+
σ 2 sp -p
F
F
σ 2 sp -p
+
- + - +
B
F
120° F
-
F +
B
+F
-
平面三角形
图9-8 sp2杂化轨道的空间取向和BF3分子构型
sp2杂化
BF3分子形成时中心B原子的轨道杂化情况 和分子的空间构型。
对于同核双原子分子和多原子分子，如 H2 ， O2，P4，S8等，由于成键原子的电负性相同， 共用电子对不发生偏移，核间的电子云密集区 域在两核的中间位置，两原子核正电荷所形成 的正电荷重心和成键电子对的负电荷重心恰好 重合，这种键叫非极性共价键。
极性共价键
NH3 等，成键原子的电负性不同，共用电子对 发生偏移，核间的电子云密集区域偏向电负性 较大的原子一端，使之带部分负电荷，电负性 较小的原子一端则带部分正电荷，键的正负电 荷重心不重合，这种键叫极性共价键。
BF3分子的空间构型
(3) sp3杂化: 杂化轨道间夹角109.5 º ，正四面体结构。
无机化学7配位化合物
第七章 配位化合物
二、配位化合物的组成 1．配合物的内界和外界 配合物根据其化学键特点和在水溶液中的离解方式不同 而分成两大部分：内界和外界。内界是配位键结合的配离子 部分，通常用方括号括起。外界是与配离子以离子键结合的 带相反电荷的离子，写在方括号外面。配位分子是只有内界 没有外界的反离子，内界配离子部分是由中心离子和配位体 组成。
第七章 配位化合物
2．中心离子（或中心原子） 中心离子是在配位个体中提供空轨道的金属离子或原子， 是配合物的核心部分，是孤对电子的接受体，如［Cu(NH3)4］ 2+中的Cu2+就是中心离子。常见的中心离子多是过渡元素金属 离子如Fe2+、Cu2+、Zn2+等，这些离子的半径小，电荷多，吸 引孤对电子能力强。少数金属原子和少数高氧化态的非金属 元素也可作配合物的形成体，如Fe(CO)5]、Ni(CO)4中的Fe、 Ni及[SiF6]2-、[BF4]-中的Si（Ⅳ）、B（Ⅲ）等。
第七章 配位化合物
4．配位数 配合物中直接与中心离子配位键结合的配位原子的总数 称为该中心离子的配位数，即中心离子与配体形成配位键的 数目。中心离子的配位数取决于配离子所含配体的种类和数 目。 单齿配体形成配位键的数目等于配体的个数，多齿配体 形成配位键的数目等于配体数乘以配体中所含配位原子的数 目。如［Co(en)2(NH3)2］3+ 中的Co3+ 的配位数是6而不是4， 因为每个乙二胺配体含有两个N配位原子。通常中心离子的 配位数是2、4、6。有些中心离子在特定条件下具有一定的 特征配位数。
第七章 配位化合物
根据配位体中所含有配位原子的数目和与中心离子配位情况，配位体 还可分为以下几种。 单啮配位体：在一个配位体中，能与金属离子配位的点称为配位点， 只有一个配位点的配位体叫单啮配位体，如NH3，H2O，配位后阻碍了正 负离子间的吸引而使溶解度增大。 非螯合多啮配位体：配位体有多个配位点，但由于空间位阻使同一配 位体的几个配位点不能直接与同一个金属离子配位，例如PO43-，一般情况 下，每个配位体要和一个以上金属离子配位，而每个金属离子为了满足配 位要求又要与若干个这样的配位体配位，这样形成的多核配位化合物，往 往是不溶性的沉淀，所以非螯合多啮配位体在化学中常作沉淀剂。 螯合配位体：一个配位体中的几个配位点能直接相同一个金属离子配 位，称为螯合配位体，如EDTA。不带电的单核螯合分子一般在水中的溶 解度很小，但能溶于有机溶剂中，这种配位体在水溶液中是一种沉淀剂， 在有机溶液中能起萃取络合剂的作用，如乙酰丙酮。带电的单核螯合离子 一般很难从水溶液中沉淀出来，这种配位体可作掩蔽剂，如酒石酸盐、 EDTA。
无机化学第四版第七章思考题与知识题目解析
第七章固体的结构与性质思考题1.常用的硫粉是硫的微晶，熔点为112.8℃，溶于CS2，CCl4等溶剂中，试判断它属于哪一类晶体?分子晶体2.已知下列两类晶体的熔点：(1) 物质NaF NaCl NaBr NaI熔点/℃993 801 747 661(2) 物质SiF4SiCl4 SiBr4 SiI4熔点/℃ -90.2 -70 5.4 120.5为什么钠的卤化物的熔点比相应硅的卤化物的熔点高? 而且熔点递变趋势相反? 因为钠的卤化物为离子晶体，硅的卤化物为分子晶体，所以钠的卤化物的熔点比相应硅的卤化物的熔点高，离子晶体的熔点主要取决于晶格能，NaF、NaCl、NaBr、NaI随着阴离子半径的逐渐增大，晶格能减小，所以熔点降低。
分子晶体的熔点主要取决于分子间力，随着SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4相对分子质量的增大，分子间力逐渐增大，所以熔点逐渐升高。
3.当气态离子Ca2+，Sr2+，F-分别形成CaF2，SrF2晶体时，何者放出的能量多?为什么?形成CaF2晶体时放出的能量多。
因为离子半径r(Ca2+)<r(Sr2+),形成的晶体CaF2的核间距离较小，相对较稳定的缘故。
4. 解释下列问题：(1)NaF的熔点高于NaCl；因为r(F-)<r(Cl-),而电荷数相同，因此，晶格能：NaF>NaCl。
所以NaF的熔点高于NaCl。
(2)BeO的熔点高于LiF；由于BeO中离子的电荷数是LiF 中离子电荷数的2倍。
晶格能：BeO>LiF。
所以BeO的熔点高于LiF。
(3)SiO2的熔点高于CO2；SiO2为原子晶体，而CO2为分子晶体。
所以SiO2的熔点高于CO2。
(4)冰的熔点高于干冰(固态CO2)；它们都属于分子晶体，但是冰分子中具有氢键。
所以冰的熔点高于干冰。
(5)石墨软而导电，而金刚石坚硬且不导电。
石墨具有层状结构，每个碳原子采用SP2杂化，层与层之间作用力较弱，同层碳原子之间存在大π键，大π键中的电子可以沿着层面运动。
大学无机化学-第七章-氧化还原反应-电化学基础-课件
种元素的原子总数各自相等且电荷数相等 ④ 确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍
数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的 系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合 并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。 有时根据需要可将其改为分子方程式。
3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + ClO3- + 3H2O 3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
例 4 配平方程式
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l) + KOH
K2CrO4 + KBr
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l)
电极组成：Pt , Cl2(p) | Cl- (a)
电极反应： Cl2 + 2e
2Cl-
无机化学
§7.2 电化学电池
3. 金属-金属难溶盐-阴离子电极
将金属表面涂有其金属难溶盐的固体，然后浸 入与该盐具有相同阴离子的溶液中构成的电极
电极组成：Ag ,AgCl(s)| Cl- (a) 电极反应：AgCl + e Ag + Cl电极组成：Hg ,Hg2Cl2(s)| Cl- (a) 电极反应：Hg2Cl2+2e 2Hg +2Cl-
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
2-2 半反应法（离子—电子法） 配平原则 （1）反应过程中氧化剂得到的电子数等于还
原剂失去的电子数 （2）反应前后各元素的原子总数相等
初中化学离子的电子层结构与解析
初中化学离子的电子层结构与解析元素的电子层结构是指元素中各个电子所占据的不同能级和轨道。
在化学中，离子的电子层结构与原子的电子层结构有着密切关系。
本文将探讨初中化学中离子的电子层结构和解析。
1. 元素的电子层结构元素的电子层结构由原子核周围的电子组成。
电子根据能级的不同而分布在不同的轨道上。
最内层的能级称为1s，第二内层为2s和2p，第三内层为3s、3p和3d，依此类推。
每个轨道最多能容纳一定数量的电子。
例如，1s轨道最多容纳2个电子，2s轨道和2p轨道分别最多容纳2个和6个电子。
2. 离子的电子层结构离子是指在化学反应中失去或获得了电子的原子。
离子的电子层结构与原子的电子层结构有所不同。
正离子是指失去了一个或多个电子的原子，而负离子则是指获得了一个或多个电子的原子。
2.1 正离子的电子层结构当一个原子失去了一个或多个电子时，它会变成正离子。
在正离子中，电子的数目少于原子的电子数目。
例如，钠原子的电子层结构为[2, 8, 1]，而钠离子Na+的电子层结构为[2, 8]。
失去了一个电子后，钠原子的第三层只剩下两个电子。
2.2 负离子的电子层结构当一个原子获得了一个或多个电子时，它会变成负离子。
在负离子中，电子的数目多于原子的电子数目。
例如，氧原子的电子层结构为[2, 6]，而氧离子O2-的电子层结构为[2, 8]。
获得了两个电子后，氧原子的第二层变满，共有八个电子。
3. 解析离子的电子层结构要解析离子的电子层结构，可以按照以下步骤进行：3.1 确定原子的电子层结构首先，查找原子的电子层结构。
这可以通过元素的原子序数和电子组态规则来确定。
例如，氧的原子序数为8，根据电子组态规则，氧的电子层结构为[2, 6]。
3.2 根据离子的电荷确定电子数目变化根据离子的电荷变化，确定离子相对于原子来说是失去了电子还是获得了电子。
正离子会失去一个或多个电子，电子数目减少；负离子会获得一个或多个电子，电子数目增加。
例如，氧原子获得了两个电子，变成氧离子O2-。
无机化学第七章S区元素
无机化学第七章S区元素第七章主要介绍了S区元素的性质和应用。
S区元素是指周期表中第16族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。
这些元素具有一些共同的性质和特点，包括氧化态的规律和趋势、同族元素的化学性质等。
S区元素的氧化态规律和趋势是其重要的特点之一、氧化态是指元素在化合物中的电荷数。
在S区元素中，氧通常呈-2的氧化态，露卜那呈-1的氧化态，硫、硒和碲的氧化态则比较复杂，可以是正或负的多个值。
这种规律是由于这些元素的外层电子结构决定的。
氧的外层有6个电子，可以通过接受2个电子来填满外层，从而达到稳定的8个电子的结构。
而露卜那的外层只有一个电子，可以通过捐赠一个电子来达到稳定的结构。
而硫、硒和碲的外层电子结构类似，有6个电子，可以通过得失2个电子来达到稳定的8个电子的结构。
在S区元素中，氧是一个非金属元素，而硫、硒和碲则是亚稳金属。
氧具有较高的电负性，能够与其他元素形成较强的电负性键。
它在自然界中广泛存在，包括空气中的氧气、水中的水分子等。
由于氧的高电负性，它可以与其他元素形成氧化物，包括过氧化物、酸性氧化物和碱性氧化物等。
氧化物有着重要的应用，例如过氧化氢可用作漂白剂和消毒剂。
硫、硒和碲是黄顺子亚稳金属，它们具有较高的化学活性。
它们主要存在于矿石中，包括铁矿石中的硫化铁矿石。
硫还广泛存在于化学品中，包括硫酸、硫酸铜等。
硫还可以形成众多的无机化合物，例如硫化物和亚硫酸盐。
硫化物在冶金工业中有重要应用，例如焦炭的熔融炉和脱硫设备。
在亚稳金属中，硒是比较特殊的元素。
它可以形成六亚硒酸盐，具有良好的光敏性。
六亚硒酸盐可以用于摄影中的胶片和相纸的显影剂，以及红外线辐射计的探测剂。
此外，硒还可以形成硒化物，具有一定的半导体性能。
碲也是一种亚稳金属，具有类似硒的性质。
它可以形成一种黑色固体的碲化铋，具有比较好的半导体性能。
碲化铋被广泛应用于红外线成像和热电传感器等领域。
除了硫、硒和碲，S区元素中还有钋，它是一种放射性元素。
无机化学基本原理第七章原子结构与周期表2
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五、元素周期表 1. 能级组与元素周期的划分 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。 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 主族的族数 = 最外层电子数的总和 主族元素的最高氧化态 =最外层电子数 一般：族数 = (n-1)d + ns 电子数的总和 VIIIB, IB, IIB 副族元素的族数 = 反应中失去的电子数
8
例：试应用Slater计算方法求算氧原子的第一电离能
解：氧原子O结构为1s2, 2s2 2p4, 氧离子结构为1s2, 2s2 2p3，氧原子的电离能 (I) O = O+ + e I = E (O+) - E (O) = E(2s2 2p3) - E(2s2 2p4) O+： (1s2) (2s2 2p3) ZO+* = 8 - (4×0.35 + 2×0.85) = 4.9 (4 0.35 2 0.85) E(O+) = 5×(-13.6)× = 5×(- 81.63) = 408.17eV O： (1s2) (2s2 2p4) ZO* = 8 - (5×0.35 + 2×0.85) = 4.55 E(O) = 6 ×(-13.6)× = -422.34eV
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二、钻穿效应 n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不 同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子 屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量， 这种由于s，p，d，f 轨道径向分布不同而引起 的能量效应（penetrating effect)。 对于单电子体系： 对于单电子体系：E3s = E3p = E3d 对于多电子体系： 对于多电子体系： E3s < E3p < E3d 能级交错： 能级交错： 由于屏蔽效应和钻穿效应，使不同轨道上的电 子能级发生变化，从而引起能级上的交错。 ns电子能量变的更低，nd, nf 电子能量变的更 电子能量变的更低， 电子能量变的更低 高。
无机化学电子排布式的写法
元素的电子是由元素核电荷数决定的。
现在发现的都在7层内。
而每层一般有4个亚层，即s p d f四个亚层，s有1条轨道，p有3条轨道，d有5条轨道，f有7条轨道，每条轨道中最多容纳两个向相反方向旋转的电子。
但是第一层没有p d f层，第二层没有d f层，第三层没有f 层，第四层后四个亚层都有。
电子层从内到外依次是s p d f层，其中s层最多2个电子，p层最多6个电子，d层最多10个电子，而f层最多14个电子。
例如氢原子的电子排布是1s1,锂原子电子排布是1s22s1,氧的是1s2 2s2 2p4,而钠的是1s2 2s2 2p6 3s1,等等。
基本介绍表示原子核外电子排布的图式之一。
有七个电子层，分别用1、2、3、4、5、6、7等数字表示K、L、M、N、O、P、Q等电子层，用s、p、d、f等符号分别表示各电子亚层，并在这些符号右上角用数字表示各亚层上电子的数目。
如氧原子的电子排布式为1s２2s２2p４。
迄今为止，只发现了7个电子层！原子核外电子排布的原理处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前3 6号元素里，没有例外的情况发生。
核外电子排布原理一——最低能量原理电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。
怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。
这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。
电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。
（无机化学基础知识）电子层分解
（无机化学基础知识）电子层分解electronic shell电子层，或称电子壳，是原子物理学中，一组拥有相同主量子数n 的原子轨道。
电子在原子中处于不同的能级状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫能层。
电子层可用n（n=1、2、3…）表示，n=1表明第一层电子层（K层），n=2表明第二电子层（L层），依次n=3、4、5时表明第三（M层）、第四（N层）、第五（O层）。
一般随着n值的增加，即按K、L、M、N、O…的顺序，电子的能量逐渐升高、电子离原子核的平均距离也越来越大。
电子层可容纳最多电子的数量为2n^2。
电子层不能理解为电子在核外一薄层空间内运动，而是按电子出现几率最大的区域，离核远近来划分的。
亨利•莫斯莱和巴克拉首次于X-射线吸收研究的实验中发现电子层。
巴克拉把它们称为K、L和、M(以英文子母排列)等电子层（最初 K 和L 电子层名为 B 和 A，改为 K 和 L 的原因是预留空位给未发现的电子层）。
这些字母后来被n值1、2、3等取代。
电子层（electronic shell）的名字起源于波尔模式中，电子被认为一组一组地围绕著核心以特定的距离旋转，所以轨迹就形成了一个壳。
电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。
一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。
这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 3d、4p……当原子处在基态时，原子核外电子的排布遵循三个原则：(1)泡利不相容原理(2)能量最低原理(3)洪特规则泡利不相容原理我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。
在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。
根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。
无机化学-原子结构和化学键
σ键
π键
“头碰头”重叠，重叠程度大， “肩并肩”重叠，重叠程度小， 键比较稳定 键比较活泼 电子云流动性小 电子云流动性大，易极化
可以绕键轴自由旋转
两个原子间只能有一个σ键
不能旋转
π键不能单独存在
3.共价键的键参数
1）键长：分子中成键的两个原子核之间的平 均距离（核间距） 2）键角：分子中某一原子与另外两个形成的 两个共价键的空间形成的夹角 3）键能：常温常压），将1mol理想气体分子 AB拆开为中性气态原子A和B所需要的能量
化学键
C—Br C—C C═C C≡C C—Cl C—F C—H C—I C—N C═N C≡N C—O
原子半径 电离能和电子亲合能 元素的电负性
1.原子半径
1）共价半径：同种元素的两原子以共价单键 结合时，其核间距的一半 2）范德华半径：在分子晶体中，相信两分子 的丙原子的核间距的一半 3）金属半径：在金属单质晶体中，相邻两原 子核间距离一半
2.电离能和电子亲合能
1）电离能：使一个基态气体原子失去电子成 为气态正离子时所需要的能量。符号为I， 单位为kJ/mol 2）电子亲合能：气态的基态原子得到一个电 子变成气态负离子所放出的能量，符号为E， 单位为kJ/mol
4.电子构型
1）轨道表示式 2）电子排布式
例： 氮N 轨道表示式：↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s 2s 电子排布式：1s22s22p3
2p
3.2 元素周期表
3.2.1 元素周期系与电子层结构的关系
1.
2.
3.
第7章 化学键理论概述
3）形成离子键, 释放能量大
在形成离子键时, 以放热的形式, 释放较 大的能量.
7-1-2
离子键的特征
1. 作用力的实质是静电引力
2. 离子键无方向性, 无饱和性 因为是静电吸引, 所以无方向性; 且 只要是正负离子之间, 则彼此吸引, 即无 饱和性.
7-1-3 离子键的强度
1. 键能和晶格能 ：以 NaCl 为例: 键能:1mol 气态 NaCl 分子, 离解成气体原子时, 所吸 收的能量. 用Ei 表示: 晶格能:气态的正负离子, 结合成 1mol NaCl 晶体时, 放出的能量. 用 U 表示: 晶格能 U 越大, 则形成离子键时放出的能量越多, 离子键越强.键能和晶格能, 均能表示离子键的强度, 而且大小关系一致. 通常, 晶格能比较常用. 如何求得 晶格能?
3. 立方晶系 AB型离子晶体的空间结构 晶胞的平行六面体是正六面体时, 我们称它属于 立方晶系, 用来表示平行六面体的三度的三个轴, 称 为晶轴, 三个晶轴的长度分别用a, b, c表示, 三个晶轴 之间的夹角分别用α，β，γ表示.
我们讨论的AB型晶体指正负离子数目相同, 包括 NaCl, CsCl, ZnS.
1926年, 哥德希密特(Goldschmidt)用光学方法测定, 得到 了F-和O2-的半径, 分别为133pm 和132pm,结合X射线衍射数据, 得到一系列离子半径: 这种半径为哥德希密特半径.
1927年, Pauling 用最外层电子到核的距 离, 定义为离子半径, 并利用有效核电荷 等关系, 求出一套离子半径数据, 称为 Pauling 半径. 教材上两套数据均列出. 一般在比较 半径大小和讨论规律变化时, 多采用 Pauling 半径.
2）易形成稳定离子 Na+ 2s22p6, Cl- 3s23p6 , 达到稀有气体稳定 结构. Ag+ 4d10 轨道全充满的稳定结构. 而: C和Si 原子的电子结构为s2p2, 要失去全部 的4e, 才能形成稳定离子, 比较困难. 所以一般 不形成离子键.如 CCl4, SiF4 等, 均为共价化合 物。
无机化学_09原子的电子层结构和周期律详解
无机化学_09原子的电子层结构和周期律详解原子的电子层结构和周期律是无机化学的基础知识，对于理解元素的性质和反应过程非常重要。
本文将详细介绍原子的电子层结构和周期律，包括原子结构的基本概念、电子的排布规律、原子的周期性和电子云模型等方面。
1.原子的基本结构原子是物质的基本单位，由原子核和围绕原子核运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子带正电荷，中子不带电荷。
电子带负电荷，质量很小。
原子的电荷数等于质子数，因此原子是电中性的。
2.电子的排布规律电子在原子中的排布规律可以用电子的能级和轨道来描述。
能级是描述电子能量的概念，用数字或字母标记。
第一能级最低，能级越高，能量越大。
每个能级可以容纳一定数量的电子，根据对应的公式2n^2，n表示第几能级。
例如，第一能级最多容纳2个电子，第二能级最多容纳8个电子。
轨道是电子在原子中运动的区域。
轨道可以分为s、p、d、f等类型，每个轨道具有特定的形状和能量。
s轨道是球对称的，能量最低；p轨道是沿着坐标轴取平面的，能量较高；d轨道是复杂的形状，能量更高；f轨道更加复杂，能量最高。
根据电子排布规律，每个能级的s轨道最先填满，然后是p、d和f轨道。
同时，每个轨道最多容纳2个电子，并且电子要填满同一个轨道时，电子自旋方向相反。
3.原子的周期性根据电子排布规律，可以发现原子在元素周期表中具有周期性。
元素周期表是一种将元素安排成水平行和垂直列的表格，按照升序排列。
元素周期表中的水平行被称为周期，纵列被称为族。
周期数对应于原子的能级数，而族数则对应于最外层电子的轨道类型。
根据原子的电子配置，可以将元素划分为主族元素和过渡元素。
主族元素的最外层电子数和周期数相同，而过渡元素的最外层电子数小于周期数。
元素周期表的左侧为金属元素，右侧为非金属元素。
金属元素的电子云模型呈现电子向外的分布，非金属元素呈现电子向内的分布。
周期表的中心是过渡元素，具有中间性质。
4.电子云模型电子云模型是描述电子在原子周围运动的模型。
湖南理工学院2011年无机化学习题及答案第七章物质结构
第七章物质结构习题11下列各组量子数，哪些是不合理的？为什么？（1）n=2 l=1 m=0（2）n=2 l=2 m= -1（3）n=3 l=0 m= +1（4）n=2 l=3 m= +2解：（2）（3）、（4）不合理。
因为l的取值为0，1，2，…（n-1），（2）中l的值只能是0或1；（3）中m的取值范围只能是0，±l；（4）中l的取值范围只能是0或1，当l为0时，m只能为0，当l为1时，m的取值可为0或±l。
2 用原子轨道符号表示下列各套量子数；并按其轨道能量高低次序排列。
编号n l m n 编号n l m n① 5 2 －1 －½④ 3 2 ＋1 ＋½② 4 0 0 ＋½⑤ 3 2 －2 －½③ 3 1 0 －½⑥ 3 0 0 －½解：①为5d xz②为4s ③为3p z④为3d yz⑤为3d xy⑥为3s多电子体系能量高低顺序为3s < 3p z < 4s < 3d yz = 3d xy < 5d xz单电子体系能量高低顺序为3s = 3p z = 3d yz = 3d xy< 4s < 5d xz3 如①所示，填充下列各题的空白。
①K（Z＝19）1s22s22p63s23p64s1②1s22s22p63s23p5③Zn（Z＝30）1s22s22p63s23p63d（）4s（）④[Ar] 3d（）4s2⑤[Kr] 4d（）5s（）5p5⑥Pb（Z＝82）[Xe] 4f（）5d（）6s（）6p（）解：②、Cl（Z＝17）③、10，2④、（Z＝21～23，25～28，30），1～3或5～8或10⑤、I（Z＝53），10，2⑥、14，10，2，24 试填出下列空白。
原子序数电子排布式电子层数周期族区元素名称16 1s22s22p63s23p4 3 3 ⅥA p 硫19 1s22s22p63s23p64s1 4 4 ⅠA s 钾42 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1 5 5 ⅥB d 钼48 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2 5 5 ⅡB ds 镉5 写出下列原子和离子的电子排布式。
中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习
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第七章元素与元素性质的周期性1．周期表与元素周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道,周期表中元素可分为5个区。
s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6,d区的价电子构型为(n-1）d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n—1)d10ns1～2,f区的价电子构型为（n —2）f0～14(n—1)d0～2ns2。
构造原理:基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。
对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。
通常,亚层轨道为全满或半满时比较稳定。
2．原子性质的周期性（1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素,从左到右原子半径依次减小.镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。
镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近.d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩.原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径,使用时需要注意。
(2）电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；同一周期元素，从左到右大体上依次增大。
元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He.该规律一般可用的变化规律来解释。
原子有效核电荷Zeff(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。
粗略的规律为：同一周期元素,从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z的变化规律来解释。
无机化学(周祖新)习题解答-第七章
第七章分子结构和晶体习题解答（7）思考题1．举例说明下列概念的区别：离子键与共价键、共价键与配位键、σ键和Л键、极性键和非极性键、极性分子与非极性分子、分子间力与氢键。
1．离子键是得到电子的阴离子与失去电子的阳离子的强烈静电吸引作用；共价键是原子间通过共用电子对（或电子云重叠）而形成的相互吸引作用，无阴、阳离子；配位键也是共价键中的一种，只不过共用的一对电子有一个原子提供。
σ键是各自电子云用密度最大的一头相互重叠，以使重叠体积最大，两原子间形成共价键时首先肯定以σ键成键，但两原子间只能形成σ键一次。
Л键是在原子间已形成一根σ键后，其余原子轨道以“肩并肩”在侧面重叠的成键方式，其重叠体积比σ键要小，但两原子间根据各自的单电子数可形成几个Л键。
极性键是两不同原子间形成共价键时，由于两原子的电负性不同，吸引公用电子对的作用不同，使某一端带有部分正电荷，另一端带有部分负电荷，这就是极性键；若两相同的原子间形成共价键，由于彼此电负性相同，吸引共用电子对的能力相同，公用电子对不偏向任何一个原子，两原子不带“净”电荷，没有“正”或“负”的一端，即非极性键。
极性分子是整个分子中正、负电荷重心不重合，使分子一端带部分正电荷，为正极，另一端带部分负电荷，为负极。
分子之间由于偶极间的相互作用力为分子间力。
氢键是氢原子与电负性大、半径小的原子形成共价键后，由于氢原子唯一的电子被其他原子吸引到离氢原子核较远的地方，氢原子几乎成了“裸露”的质子，有很强的正电场，吸引另一电负性大、半径小的原子的孤对电子，形成了一种作用力，这个作用力本质上还是分子间作用力，但比一般的分子间力强。
2．离子键是怎样形成的？离子键的特征和本质是什么？为什么离子键无饱和性和方向性？2．离子键是失电子的金属阳离子和德电子的非金属阴离子通过静电引力形成的。
离子键的特征是无方向性、无饱和性。
其本质是正、负点电荷间的静电引力。
点电荷产生的电场向空间各个方向均匀传播，每一个在其电场中的异号电荷都会受到它的吸引作用，在理论上它可吸引无数个异号电荷，所以离子键无饱和性；由于点电荷产生的电场向空间各个方向的传播是均匀的，只要距离相等，不管在哪个方向，受到的作用里是一样的，这就是离子键的无方向性。
化学电子层数的排布规律
化学电子层数的排布规律
化学电子层数是指某原子中的电子所分布的层数，它是构成原子的原子核和电子之间的相互作用的结果。
电子层数的排布规律是化学的基础，可以帮助我们理解原子的结构和性质，也可以帮助我们更好地解决一些化学问题。
电子层数的排布遵循费米子规律（Pauli exclusion principle），即每个原子中的电子都有它自己独特的排布模式，电子不能同时存在于同一能级。
换句话说，每个原子都有其特定的电子层数排列顺序，由内到外，电子越来越多，越往外部，电子越来越少，直至最外层没有电子。
电子层数的排布规律可以用能级来表示，它们也称为原子的能级结构。
一般来说，原子的能级结构可以分为七个能级，分别称为：K、L、M、N、O、P和Q。
其中K能级是最内层，Q能级是最外层。
每个能级的电子数量也有自己的限制，K能
级最多可以容纳2个电子，L能级最多可以容纳8个电子，M
能级最多可以容纳18个电子，N能级最多可以容纳32个电子，O能级最多可以容纳32个电子，P能级最多可以容纳18个电子，而Q能级最多可以容纳2个电子。
电子层数的排布规律不仅可以用于解释原子的结构，而且可以帮助我们理解原子的性质。
比如，原子的化学性质与它的电子层数有很大的关系，最外层的电子数量决定了原子的化学性质。
比如，氢原子最外层只有一个电子，所以氢原子很容易
与其他原子形成化合物；而锂原子最外层有三个电子，所以锂原子不容易与其他原子形成化合物。
电子层数的排布规律是化学研究的重要基础，我们可以运用它来解释原子的结构和性质，也可以用它来解决一些化学问题。
只要我们能够掌握这种排布规律，就可以更好地理解化学的原理，更好地解决化学问题。
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A.2,0,0,-1/2 2s轨道一个电子,反时针自旋
B.3,1,-1,+1/2
C.3,2,+2,+1/ D2.3,1,+2,-1/2
3p轨道一个电子,顺时针自旋 3d轨道一个电子,顺时针自旋 不合理
12
1s
1s
S电子云图的叠合过程
2s
2s
3s
3s
3s
9
四个量子数的物理意义
n 决定了电子离核的远近(或电子层数)，也是 决定原子轨道能量高低的主要因素。
l 决定原子轨道形状、种类和亚层数,同时也 是影响电子能量的一个因素。 m 决定原子轨道的空间伸展方向，每一个伸 展方向代表一个原子轨道。
ms 决定电子的自旋方向。
n,l,m 共同决定了1个原子轨道; n,l,m,ms 共同决定了1个电子的运动状态；
s电子云
球形
哑铃形
p电子云
3、磁量子数m
物理意义：决定原子轨道在空间的延伸方向。 可取的数值：0、±1、±2…±l等整数，磁量子 数有(2l＋1)个取值，意味着该形状的轨道有 （2l＋1）个。
四叶花瓣形7
每层中原子轨道数
主角 量量 子子 数数
nl
亚层 符号
磁量子数 m
轨道 空间 取向 数
每层 中轨 道数
的远近，是决定电子能量的主要因素。 符号：n
n 1 2 3 4…
光谱学符号 K L M N 分别表示 一 二 三 四 …电子层
2、角量子数 l
物理意义：l 值决定轨道或电子云的形状；
可取的数值：0 ~ n-1的整数 (n个取值)
n1
2
3
4
l 00 1 0 1 2 0 1 2 3
符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
统计力学原理
课本图7-2
注意！注意！注意！
1、原子核是原子体积的百万亿分之一！原 子几乎是空的。（电子有足够大的运动空间） 2、无法确定单个电子在核外的运动轨迹 （不确定原理），即电子不可能绕核做传 统意义上的固定轨道运动。
3、电子所出现的区域叫做“原子轨道”。
四个量子数
1、主量子数n
决定电子在核外空间出现概率最大的区域离核
1s2 2s22p1 1s2 2s22p2 1s2 2s22p3 1s2 2s22p4 1s2 2s22p5 1s2 2s22p6
原子 序数
元素 符号
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
Si
17
Cl
18
Ar
中文 名称
电子结构式
钠
1s2 2s22p63s1
镁
1s2 2s22p63s2
铝
1s2 2s22p63s23p1
n2
电子数 2n2
1 0 1s
0
1
1
2
0 2s
2
1 2p
0 -1、0、+1
1
4
8
3
0 3s
0
1
3 1 3p
-1、0、+1
3
9
18
2 3d -2、-1、0、+1、+2 5
4、自旋量子数ms
物理意义：电子自旋方向。 可取的数值：+1/2、-1/2。 常用↑、↓符号 表示电子自旋的两种取向。
四个量子数队n、l、m、ms组合一定后，该电 子的运动状态就完全确定了。也就是说原子中每 个电子的运动状态可以用n，l，m，ms四个量子数 来描述。
硅
1s2 2s22p63s23p2
磷
1s2 2s22p63s23p3
硫
1s2 2s22p63s23p4
氯
1s2 2s22p63s23p5
氩
1s2 2s22p63s23p6
注：
表示方法问题：
为了简化起见，
可用原子实的符号表示已填满的内层轨道，
例如：基态In原子的电子排布式
1s22s22p63s23p63d10 4s2 4p6 4d105s25p1
第七章 物质结构基础
原子的电子层结构和元素周期律
主讲人：赵源
宏观物体与微观粒子对照表
体
系
质
量
运动范围
运动速度
描述方法
宏观物体
大 ， m（子弹） =10-2kg
较大
较低 v＝103ｍ·s-1
经典力学原理
微观粒子
极微， m（e） =9.1×10-31kg
极小 r原子=10－10ｍ
极快 v＝106ｍ·s-1
可以简化为：
[Kr] 4d105s25p1
图 周期表元素的分区
二、元素性质的周期律
（1）原子的共价半径（rc） 通常把同核双原子分子中相邻两原子的核间距之半，
也即共价键键长的一半，称作该原子的共价半径。
（2）原子的范德华半径（rv） 在以范德华力形成的分子晶体
中，不属于同一个分子的两个最接 近原子的核间距的一半，
2p
2p
P电子云图的叠合过程
3p
3p
3d
3d
d电子云图的叠合过程
4d
4f电子云
5f电子云
1s 2s 2p 3s
原子 元素 中文 序数 符号 名称
1H
氢
2 He 氦 3 Li 锂
4 Be 铍
5B 硼
6 C碳 7N 氮 8O 氧 9F 氟
10 Ne 氖
核外电子的排布
电子结构式
1s1 1s2 1s2 2s1 1s2 2s2
原子半径/pm
He 122H37源自Be Li 111 152B
C
N
O
F Ne
88 77 70 66 64 160
Na
Mg
186
160
Al Si
P
S
Cl Ar
143 117 110 104 99 191
K
Ca
Sc Ti
V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
227
例题1：
n = 3的原子轨道可有哪些轨道角动量量子 和磁量 子数？该电子层有多少原子轨道？
解：
当 n = 3，l = 0，1，2； 当 l = 0，m = 0； 当 l = 1，m = -1，0，+1； 当 l = 2，m = -2，-1，0，+1，+2； 共有9个原子轨道。
11
练习题
用来表示核外某一电子运动状态的下
Cs
Ba
La Hf Ta W Re Os Ir
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
265
217 188 159 143 137 137 134 136 136 144 160 170 175 155 153 145 145
(一) 原子半径 同一周期：原子半径依次变小 同一主族：原子半径逐渐增大
称为范德华半径 。
共价半径与范德华半径
(3)原子的金属半径 （rM） 在金属晶体中，相互接
触的两个原子的核间距的
一半，称原子的金属半径。
但金属原子的配位数对金
属半径有影响。当配位数
金属晶体与金属半径
增大时，配位原子间相互排斥作用增强，相邻原子的核间距增
大，金属半径也增大。
第二三、节元素原性子质的的电周子期层律结构和元素周期律
197 161 145 132 125 124 124 125 125 128 133 122 122 121 117 114 198
Rb
Sr
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In
Sn Sb Te
I
Xe
248
215 181 160 143 136 136 133 135 138 144 149 163 141 141 137 133 217
元素电负性 (chi)
定义：
在一个分子中，原子对电子的吸引能力定义为电负性。
电负性概念与电子亲和能不同,它不是一个孤立原子的性质，而是分子中 的原子在周围原子影响下，表现出来的吸引成键电子的能力，其值越大，表 示元素的原子在分子中吸引成键电子的能力越大，反之越小。