核外电子排布和元素周期律

核外电子排布和元素周期律对于单电子体系，其能量为eVnZ13.6E22即单电子体系中，轨道(或轨道上的电子)的能量，只由主量子数n决定。n相同的轨道，能量相同：E4s=E4p=E4d=E4f……而且n越大能量越高：E1sE2sE3sE4s……多电子体系中，电子不仅受到原子核的作用，而且受到其余电子的作用。故能量关系复杂。所以多电子体系中，能量不只由主量子数n决定。（1）原子轨道近似能级图Pauling，美国著名结构化学家，根据大量光谱实验数据和理论计算，提出了多电子原子的原子轨道近似能级图。第一组1s第二组2s2p第三组3s3p第四组4s3d4p第五组5s4d5p第六组6s4f5d6p第七组7s5f6d7p其中除第一能级组只有一个能级外，其余各能级组均以ns开始，以np结束。所有的原子轨道，共分成七个能级组各能级组之间的能量高低次序，以及能级组中各能级之间的能量高低次序，在下页的图示中说明。1.多电子原子的能级能量1s2s2p3s3p4s4p3d5s5p4d6s6p5d4f7s7p6d5f组内能级间能量差小能级组间能量差大每个代表一个原子轨道p三重简并d五重简并f七重简并（2）屏蔽效应以Li原子为例说明这个问题：研究外层的一个电子。它受到核的的引力，同时又受到内层电子的－2的斥力。实际上受到的引力已经不会恰好是+3，受到的斥力也不会恰好是－2，很复杂。我们把看成是一个整体，即被中和掉部分正电的的原子核。于是我们研究的对象——外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中和后的核电荷Z变成了有效核电荷Z*。在多电子体系中，核外其它电子抵消部分核电荷，使被讨论的电子受到的核的作用变小。这种作用称为其它电子对被讨论电子的屏蔽效应。Z*=Z－，为屏蔽常数。eVnZ13.6E22于是公式，eVn)(Z13.6E22eV,nZ13.6E22*受到屏蔽作用的大小，因电子的角量子数l的不同而不同。4s，4p，4d，4f受到其它电子的屏蔽作用依次增大，故有E4sE4pE4dE4f在多电子体系中，n相同而l不同的轨道，发生能级分裂。核外电子的排布（原子的电子层结构）1HHydrogen氢1s1*2HeHelium氦1s23LiLithium锂1s22s14BeBeryllium铍1s22s25BBoron硼1s22s22p1**6CCarbon碳1s22s22p27NNitrogen氮1s22s22p38OOxygen氧1s22s22p49FFluorine氟1s22s22p510NeNeon氖1s22s22p6原子序数电子轨道图元素符号英文名称中文名称电子结构式11NaSodium钠1s22s22p63s112MgMagnesium镁1s22s22p63s213AlAluminium铝1s22s22p63s23p114SiSilicon硅1s22s22p63s23p215PPhosphorus磷1s22s22p63s23p316SiSulfur硫1s22s22p63s23p417ClChlorine氯1s22s22p63s23p518ArArgon氩1s22s22p63s23p6原子序数元素符号英文名称中文名称电子结构式*[Ar]原子实，表示Ar的电子结构式1s22s22p63s23p6。原子实后面是价层电子，即在化学反应中可能发生变化的电子。**虽先排4s后排3d，但电子结构式中先写3d，后写4s**21ScScandium钪[Ar]3d14s222TiTitanium钛[Ar]3d24s223VVanadium钒[Ar]3d34s224CrChromium铬[Ar]3d54s125MnManganese锰[Ar]3d54s226FeIron铁[Ar]3d64s227CoCobalt钴[Ar]3d74s228NiNickel镍[Ar]3d84s2*19KPotassium钾[Ar]4s120CaCalcium钙[Ar]4s2(1)元素的周期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。HHe1第一周期：2种元素第一能级组：2个电子1个能级1s1个轨道BeLiBCNOFNe2第二周期：8种元素第二能级组：8个电子2个能级2s2p4个轨道2.元素周期系MgNaAlSiPSClAr3第三周期：8种元素第三能级组：8个电子2个能级3s3p4个轨道KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr4YZrNbMoTcRhPdRuAgCdSrRbInSnSbTeIXe5第五周期：18种元素第五能级组：18个电子3个能级5s4d5p9个轨道第四周期：18种元素第四能级组：18个电子3个能级4s3d4p9个轨道第七周期：32种元素第七能级组：32个电子4个能级7s5f6d7p16个轨道BaCs6sCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu4fLaHfTaWReIrPtOsAuHg5dTlPbBiPoAtRn6p第六周期：32种元素第六能级组：32个电子4个能级6s4f5d6p16个轨道RaFr7sThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr5fAcRfDbSgBhHsMtUunUuuUub6d7p3.元素的区和族s区元素包括IA族，IIA族，价层电子组态为ns1~2，属于活泼金属。p区元素包括IIIA族，IVA族，VA族，VIA族，VIIA族，0族（VIIIA族），价层电子组态为ns2np1~6，右上方为非金属元素，左下方为金属元素。s区和p区元素的族数，等于价层电子中s电子数与p电子数之和。若和数为8，则为0族元素，也称为VIIIA族。价层电子是指排在稀有气体原子实后面的电子，在化学反应中能发生变化的基本是价层电子。d区元素包括IIIB族，IVB族，VB族，VIB族，VIIB族，VIII族。价层电子组态一般为(n－1)d1~8ns2，为过渡金属。(n－1)d中的电子由不充满向充满过渡。第4，5，6周期的过渡元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素。d区元素的族数，等于价层电子中(n－1)d的电子数与ns的电子数之和；若和数大于或等于8，则为VIII族元素。ds区元素价层电子组态为(n－1)d10ns1~2。有时将d区和ds区定义为过渡金属。ds区元素的族数，等于价层电子中ns的电子数。f区元素价层电子组态为(n－2)f0~14(n－1)d0~2ns2，包括镧系和锕系元素，称为内过渡元素。(n－2)f中的电子由不充满向充满过渡。有时认为f区元素属于IIIB族。4.元素基本性质的周期性主要讨论原子半径，电离能，电子亲合能和电负性随周期和族的变化。4-1原子半径共价半径同种元素的两个原子，以两个电子用共价单键相连时，核间距的一半，为共价半径。d核间距为d，共价半径r共=d/22d金属半径金属晶体中，金属原子被视为刚性球体，彼此相切，其核间距的一半，为金属半径。对于金属Nar共=154pm，r金=188pmr金r共因金属晶体中的原子轨道无重叠。范德华半径单原子分子(He，Ne等)，原子间靠范德华力，即分子间作用力结合，因此无法得到共价半径。在低温高压下，稀有气体形成晶体。原子核间距的一半定义为范德华半径。讨论原子半径的变化规律时，经常采用共价半径。使用范德华半径讨论原子半径的变化规律时，显得比共价半径大。因为在稀有气体形成的晶体中，原子尚未相切。（1）原子半径在周期表中的变化只有当d5，d10，f7，f14半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时②占主导地位，原子半径r增大。①核电荷数Z增大，对电子吸引力增大，使得原子半径r有减小的趋势。②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①为主。即同周期中从左向右原子半径减小。(a)同周期中从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化这是一对矛盾，以哪方面为主？短周期的主族元素，以第3周期为例MgNaAlSiPSClArr/pm15413611811711010499154长周期的过渡元素，以第4周期的第一过渡系列为例ScTiVCrMnFeCoNiCuZnSc——Ni，8个元素，r减少了29pm。相邻元素之间，平均减少幅度4pm许。Na——Cl，7个元素，r减少了55pm。相邻元素之间，平均减少幅度10pm许。Ar为范德华半径，所以比较大。r/pm144132122118117117116115117125短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，有效核电荷Z*增加得多。所以r减小的幅度大。长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中和多，Z*增加得少，所以r减小的幅度小。短周期主族元素原子半径平均减少幅度10pm，长周期的过渡元素平均减少幅度4pm。造成这种不同的原因是什么？Cu，Zn为d10结构，电子斥力大，所以r不但没减小，反而有所增加。ScTiVCrMnFeCoNiCuZnr/pm144132122118117117116115117125试设想超长周期的内过渡元素，会是怎样的情况。（b）镧系收缩LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu15种元素，r共减小11pm。电子填到内层(n－2)f轨道，屏蔽系数更大，Z*增加的幅度更小。所以r减小的幅度很小。r/pm161160158158158170158r/pm169165164164163162185162Eu4f76s2，f轨道半充满，Yb4f146s2，f轨道全充满，电子斥力的影响占主导地位，原子半径变大。将15镧系种元素，原子半径共减小11pm这一事实，称为镧系收缩。KCaScTiVCrr/pm203174144132122118RbSrYZrNbMor/pm216191162145134130CsBaLaHfTaWr/pm235198169144134130镧系收缩造成的影响对于镧系元素自身的影响，使15种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。(c)同族中同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势①核电荷Z增加许多，对电子吸引力增大，使r减小；②核外电子增多，增加一个电子层，使r增大。主族元素Li123pmNa154pmK203pmRb216pmCs235pmr增大在这一对矛盾中，②起主导作用。同族中，从上到下，原子半径增大。副族元素TiVCrr/pm132122118ZrNbMo145134130HfTaW144134130第二过渡系列比第一过渡系列原子半径r增大12－13pm。4-2电离能第三过渡系列和第二过渡系列原子半径r相近或相等。这是镧系收缩的影响结果。1基本概念使一个原子失去一个电子变成正离子是需要吸收能量的。H(g)——H+(g)+eH0吸热这一过程相当于1s态电子——自由电子怎样讨论这一过程的能量变化呢？1电子伏特的能量为，一个电子(电量=1.60210－19库仑)通过电压为1伏特的电场时的电功。W=1.60210－19库仑1伏特=1.60210－19焦耳因为E=－13.6()2eV，所以E1s=－13.6eV，而E自由=[－13.6()2]eVnZnZlimn1s态电子——自由电子E=E自由－E1s因而E=0－(－13.6)=13.6(eV)于是反应中电离出1mol电子所需的能量为：E=1.60210－1913.66.021023=1312(kJ∙mol－1)电离能的定义某元素1mol基态气态原子，失去最高能级的1个电子，形成1mol气态离子(M+)所吸收的能量，叫这种元素的第一电离能(用I1表示)。电离能经常以1mol原子为单位进行计算，所以电离能的物理学单位是kJ∙mol－1。H的第一电离能为1312kJ∙mol－1。这个数值与前面计算的1s电子变成自由电子时的能量很一致。因为单电子体系的计算，准确度高。一般来说电离能数据是通过光谱实验得到的。1mol气态离子(M+)继续失去最高