大学化学课件第一章1.2

1.2 1.2.1
原子核外电子的排布与元素周期律
核外电子排布的规则
(1) Pauli（泡利）不相容原理 (2) 能量最低原理 (3) Hund（洪德）规则
1.2.2
核外电子构型与元素周期表
1.2.3
1.2.4
原子结构与元素周期表的关系
元素性质变化的周期性
(1)
泡利不相容原理
一个原子轨道中最多只能容纳2个自旋相反的电子。
镧系收缩的影响 从72号铪(Hf)开始再次填充5d轨道， 到Au时5d轨道填满， 形成第三过渡 元素系； 由于镧系收缩， 第三过渡系的元素半径与第二过渡系同族的半径 很相近； 例如， 40号的锆(Zr)和72号铪的半径基本一致， 尽管增加了32个核电荷，
但相应的电子大部填入4f 层， 对原子半径没有大的贡献。
1.2.2
核外电子构型与元素周期表 现象： 元素周期表； 本质： 核外电子排布； 原则： 三条构造规则； 实验方法： 除了砹、钫和100号以后的元素， 其它元素的电子组态均由原子光谱求得
填充实录
1. 2. 3. 4. 5. 6. 第一周期填充1s轨道， 只包含2个元素： 第二周期填充2s、2p轨道， 包含8个元素； 第三周期填充3s、3p轨道， 包含8个元素； 第四周期填充4s、3d、4p轨道， 包含18个元素； 第五周期填充5s、4d、5p轨道， 包含18个元素； 过渡元素： 含有未充满的d 轨道的元素（从Sc 到Cu， 以及从Y 到Ag） 在物理和化学性质上有共性；
(2) 能量最低原理 在不违背泡利原理的前提下， 电子将尽可能占据能量最低的轨道， 以使整个原子的能量为最低。 (3) Hund 规则
在同一亚层的等价轨道（p 亚层的3个轨道， d 亚层的5个轨道和 f 亚层的7个轨道上）排布的电子， 将尽可能分占不同的轨道， 且自旋方向 相同。 表示原子的电子构型， 通常有两种方法：
2. 电离能（I ）
由一个气态基态原子失去一个电子成为气态一价正离子所需的能量， 称为此原子的第一电离能。
第一电离能记为I1 , 继续失去第二个电子、第三个电子， 则还有第二电离能（I2）， 第三电离能（I3）……
第一电离能和原子序数的关系
实验方法——由光谱数据（谱线频率）测定， 单位为eV或kJ/mol
4. 什么是镧系收缩
结构： 4f 轨道深埋在5s、5p轨道之内， 对成键贡献小， 不易受环境 影响； 由于4f电子对4f电子的屏蔽作用很小， 对5s、5p、5d轨道屏蔽不完全， 所以， 随着4f中填充电子， 4f、5s、5p、5d轨道上的电子感受的核电荷 不断增加， 因此原子半径和离子半径逐渐收缩。
近代研究证明：
元素单质及其化合物的性质， 随其原子序数（或核电荷数）的增加 而呈周期性的变化。
原子结构与元素周期表 基本概念
周期 ： 等于能级组数， 即主量子数； （唯一的例外是Pd, 钯, 4d10，电子层为4， 但属于第5周期 因为全满的结构最稳定， 能量最低） 族 ： 将元素按其外围电子构型对原子分类； 同族元素的原子， 其外围电子构型相同； ： 按原子中最后一个电子填充的轨道划分；
1.3
化学键和分子构型
化学键： 分子中相邻原子间相互结合的强烈作用力。 最基本的化学反应就是原子间化学键的形成与分子中化学键的断裂； 化学键有三大类型： 离子键、共价键、金属键， 成因就是电负性差异；
1.3.1 离子键 1. 离子键的形成 活泼的金属原子与活泼的非金属原子， 通常在电负性Δχ≥1.7时， 就形成正、负离子并经库仑作用力结合的稳定而典型的离子键。 由离子键形成的化合物， 称为离子化合物。
3.
离子极化
球形对称分布的离子的电子云，在周围异电荷离子电场的作用下被 诱导极化或发生电子云变形的现象称为离子极化。
离子极化产生的结果 ①离子极化改变了键的性质。离子键共价键 ②离子极化的程度，取决于极化能力、变形能力、离子的电子构型 ③离子极化对物性的影响
离子极化能力与Z/r2成正比。此外，离子的电子构型也会影响离子 的极化能力和离子变形性。 变形能力与离子电荷和半径大小有关，
10. 稀土元素： Y的原子半径和Gd几乎相等， Y3+和Er3+几乎相等， 化学性质和镧系元素几乎相似， 通常将Y和镧系元素 统称为稀土元素
1.2.3
原子结构与元素周期表的关系
元素周期表——1871年， 门捷列夫将当时已知的63种元素， 按其相对原子 质量递增的顺序和元素的性质， 排成一张元素周期表
其它规律
一、 主族元素的族数等于原子最外层的ns和np亚层电子数之和， 如两者之和为8即0族；
二、 副族元素的两种情况： (1) 次外层d亚层充满者， 族数等于最外层s亚层的电子数(IB, IIB族)； (2) d亚层未充满者， 族数则为最外层ns与次外层(n-1)d电子数之和 VIII族分别为8，9，10； (3) 镧系元素和锕系元素大体上属于IIIB族；
Na(s)+Cl2(g)→NaCl(s)
fH = - 411.12 kJ/mol
离子化合物通常以晶体形式存在； 离子晶体中， 正、负离子按一定的方式交替排列在空间， 无限延伸， 形成一个 “无限”的分子； 离子化合物的化学式只表示其晶体中正、负离子数量的最简比。
离子键的强度与离子的电荷成正比，与离子的半径成反比。
规律
（1） 同一周期从左到右， 第一电离能随原子序数的递增而增大， 到稀有 气体元素为最大 因为核电荷数增加原子半径减小， 核对外层电子的吸引力随之增加， 稀有气体元素电子构型为满层结构(1s2和ns2np2)稳定， 故其电离能最 大， 在每一周期的峰上。 长周期中， 过渡元素的电离能变化较小， 因为有效核电荷增加不多， 原子半径的变化也不大。
电负性除判断元素的金属性和非金属性的强弱外， 对判断化学键的极性， 对理解 化学键的反应和性质都有重要作用。
5.
氧化值（数） 一种元素的原子在化合物中所带的形式（表观）电荷数， 它与化合价 概念大体一致： 化合价只能是整数， 氧化数可以为分数。 元素的氧化数与原子的电子构型， 特别是价电子层结构密切相关 多数元素的最高氧化数等于其原子的价层电子总数 价电子层是指元素原子在形成化学键时， 电子构型可能发生改变的那些 电子亚层； 对于主族元素， 价电子层就是最外电子层； 对于副族元素， 往往包括次外层的d亚层； 价电子是指元素的原子中参与反应、形成化学键的电子； 例 镁 氯 铬 锆 价电子层结构 3s2 3s23p5 3d54s1 4d25s2 价电子 2 7 6 4
7.
第6周期填充6s、4f、5d、6p， 包含32个元素；
8.
第7周期填充7s、5f、6d、7p， 未填满；自然界发现的元素到Z =92 （铀）， 后面的则为超铀元素
9. 镧系元素： 从La到Lu的三价离子具有f x (x=0-14) 的组态，化学 性质相似—— 因为4f 轨道深埋在5s、5p轨道之内， 对成键贡献很小， 很少受到环境影响
离子晶体的性能比较
编号 晶体 1 NaF 2 NaCl 3 NaBr 4 NaI
核间距d/pm
晶格能
U/kJ· -1 mol
231
933 1261 3.2
279
770 1074 2.0
294
732 1013
318
686 935
熔点/K 硬度（金刚石
=10）
2.
①结构特征 ②性能特征
离子键特征
离子键无方向性、无饱和性 a. 熔点高、硬度大、挥发性低、韧性和延展性差
b. 固体一般不导电，融熔态或水溶液可导电 c. 溶解度有很大差异
离子的类型 离子半径 离子电荷 d=r++r得失电子数 如：Li+、Be2+ 如：Na+、Mg2+ (3s2)
离子的电子构型 2电子构型： 8电子构型：
18电子构型： 如：Zn2+、Sn2+ (3d104s2) 18+2电子构型： 如：Sn4+ ( Sn 5s25p2) 不规则电子构型：如：Fe2+ (Fe3d64s2)
（2） 同族元素的电离能随周期数增大， 自上而下地减小
因为周期数增大， 原子半径相应增大； 但由于有效核电荷增加不多， 故 电离能随之降低。 同类副族元素的电离能， 从上到下的变化不够规律， 其电离能相差 不大， 这是有效核电荷与原子半径变化不大的反映。
来自百度文库
当电子数处于全充满或半充满时， 其I1比较大， 如N的I1比C和O都大
1. 电子排布式 —— 在亚层符号的右上角标出电子数： 3s1, 4p2, 5d5; 2. 轨道表示法 —— 用小方框表示一个原子轨道， 并用向上或向下的 半箭号表示顺、反时针自旋的电子。
全充满和半充满
等价轨道半充满时比较稳定是Hund规则的一个特例。
等价轨道中电子彼此间的屏蔽很差，随着亚层的初步填充， 有效 核电荷不断增加； 有利于原子整体的稳定； 例如： Cr的电子组态： 4s13d5 而不是 4s23d4 ; Nb的电子组态： 5s14d4 而不是 5s24d3；
电离能的化学意义
第一电离能是反映元素金属性强弱的重要数据， 电离能越小， 元素的原子 就越易失去电子， 其金属性就越强； 大多数金属元素的第一电离能都小于965 kJ/mol， 即10 eV。
3.
电子亲和能（EA）
第一电子亲和能（E1)， 简称电子亲和能： 元素的气态基态原子获得一个电子形成一价的气态负离子所放出的能量； 电子亲和能的大小反映了元素原子获得电子的难易。 电子亲和能数值越大， 表明该元素的原子越易获得电子， 故非金属性越强
强调：
原子结构的规律性， 是元素周期律的理论基础； 原子电子构型的 周期性变化， 则是元素性质周期性变化的根本原因。
1.2.4
元素性质变化的周期性 原子参数
与元素原子电子构型的周期性变化密切相关， 并对元素的物理性质 和化学性质产生重大影响： 电离能； 电子亲和能； 原子半径； 最高氧化值 都是 原子参数
元素电负性数值越大， 原子在形成化学键时对成键电子的吸引力 越强。
金属元素的电负性一般在2.0以下， 非金属元素的电负性在2.0以上 最活波的非金属元素氟(F)的电负性值为4.0。
规律： （1）
（2） （3）
同一周期， 从左到右， 元素的电负性递增； 同族元素， 从上到下， 元素的电负性递减； 金属元素的电负性较小， 而非金属元素的电负性较大。
1.
原子半径
规律 1. 同一周期主族元素， 从左到右， 原子半径依次递减， 平均减幅为9~10 pm； 因为有效核电荷依次增大， 约0.65左右， 新增电子处于 同一层， 彼此屏蔽较小， 则核对电子的吸引逐渐增大。 2. 副族元素随着核电荷数增加， 原子半径略有减小， 随 电子亚层的半满、全满略有起伏； 因为有效核电荷增加缓慢。 3. 同一主族元素自上而下， 原子半径依次增大； 因为外层电子构型相同， 有效核电荷增加不大， 电子层 的增加起主导作用。
同一周期，从左到右， 电子亲和能逐渐增大， 卤族元素数值最大； 同族元素， 自上而下， 电子亲和能递减， 但第二周期的O, F比第三周期的S,Cl的 电子亲和能小， 因为O, F的原子半径很小， 电子云密度很大， 对外加电子有较大的 斥力， 减少了放出的能量。
4. 电负性（χ） [kai]
电负性综合考虑了电离能和电子亲和能， 它以一组数值的相对大小 表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力， 称为相对电负性， 简称 电负性。
Mo的电子组态： 5s14d5 而不是 5s24d4；
亚层全充满时特别稳定。
向同一亚层填入电子时， 该亚层上的电子感受到的有效核电荷逐步 增加， 全充满时达到最大值。 此时， 该亚层的轨道半径极小， 从该亚层 移走一个电子所需能量（电离能）极大。 例如： Cu的电子组态： 4s13d10 而不是 4s23d9; Pd的电子组态： 4d10 而不是 5s24d8。
区
s区 主族元素 p区
d区
过渡元素 ds区 f区 内过渡元素
副族元素
s区最外层电子构型ns1~2， 碱金属、碱土金属 属于活波金属 p区最外层电子构型：IIIA~ VIIA族和0族 性质差异大， 既有活波的 非金属， 也有金属性强的 元素
d区和 f 区为金属， 具有金属通性： 坚硬、强度高、导热、导电性好 由于d亚层未满， 故大多可形成顺磁 型化合物 d区元素原子的电子构型: (n-1) d1~10 ns1~2 f 区元素原子的电子构型: (n-2) f 1~14 ns2