第三章 原子結構和元素周期表

第三章原子結構和元素周期表第一頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四基本內容和重點要求重點要求掌握四個量子數對核外電子運動狀態(tài)的描述熟悉s,p,d原子軌道和電子云的形狀和伸展方向；掌握周期系內各元素原子的核外電子層結構的特征，電子排布規(guī)律3.1原子核外電子的運動狀態(tài)3.2原子核外電子的排布和元素周期律3.3元素基本性質的周期性第二頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

3.1核外電子的運動狀態(tài)一、玻爾的原子結構理論二、電子的玻粒二象性三、玻函數與原子軌道四、概率密度和電子云圖形五、四個量子數第三頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四連續(xù)光譜（自然界）3.1.1玻爾的原子結構理論第四頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四連續(xù)光譜(實驗室）第五頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四電磁波連續(xù)光譜第六頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四氫原子光譜（原子發(fā)射光譜）

真空管中含少量H2(g)，高壓放電，

發(fā)出紫外光和可見光→三棱鏡→不連續(xù)的線狀光譜第七頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四1913年丹麥物理學家(N.Bohhr)在氫原子光譜和普朗克(M.Planck)量子理論的基礎上提出了如下假設：原子中的電子只能沿著某些特定的、以原子核為中心、半徑和能量都確定的軌道上運動，這些軌道的能量狀態(tài)不隨時間而改變，稱為穩(wěn)定軌道(或定態(tài)軌道)。在一定軌道中運動的電子具有一定的能量，處在穩(wěn)定軌道中運動的電子，既不吸收能量，也不發(fā)射能量。電子只有從一個軌道躍遷到另一軌道時，才有能量的吸收和放出。在離核越近的軌道中，電子被原子核束縛越牢，其能量越低；在離核越遠的軌道上，其能量越高。軌道的這些不同的能量狀態(tài)，稱為能級。軌道不同，能級也不同。在正常狀態(tài)下，電子盡可能處于離核較近、能量較低的軌道上運動，這時原子所處的狀態(tài)稱為基態(tài)，其余的稱為激發(fā)態(tài)。電子從一個定態(tài)軌道跳到另一個定態(tài)軌道，在這過程中放出或吸收能量，其頻率與兩個定態(tài)軌道之間的能量差有關。一、玻爾的原子結構理論返回第八頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四3.1.2電子的玻粒二象性1924年，法國年輕的物理學家L.deBroglie(1892—1987)指出，對于光的本質的研究，人們長期以來注重其波動性而忽略其粒子性；與其相反，對于實物粒子的研究中，人們過分重視其粒子性而忽略了其波動性。光的干涉、衍射等現象說明光具有波動性；而光電效應、光的發(fā)射、吸收又說明光具有粒子性。因此光具有波動和粒子兩重性，稱為光的波粒二象性。

返回第九頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

光的波粒二象性啟發(fā)了法國物理學家德布羅意(deBroglie)，1924年，他提出了一個大膽的假設：認為微觀粒子都具有波粒二象性；也就是說，微觀微粒除具有粒子性外，還具有波的性質，這種波稱為德布羅意波或物質波。1927年，德布羅意的假設經電子衍射實驗得到了完全證實。美國物理學家戴維遜(C.J.Davisson)和革末(L.H.Germer)進行了電子衍射實驗，當將一束高速電子流通過鎳晶體(作為光柵)而射到熒光屏上時，結果得到了和光衍射現象相似的一系列明暗交替的衍射環(huán)紋，這種現象稱為電子衍射。衍射是一切波動的共同特征，由此充分證明了高速運動的電子流，也具有波粒二象性。除光子、電子外，其他微觀粒子如：質子、中子等也具有波粒二象性。第十頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

電子衍射實驗示意圖用電子槍發(fā)射高速電子通過薄晶體片射擊感光熒屏，得到明暗相間的環(huán)紋，類似于光波的衍射環(huán)紋。感光屏幕薄晶體片衍射環(huán)紋電子槍電子束第十一頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四這種具有波粒二象性的微觀粒子，其運動狀態(tài)和宏觀物體的運動狀態(tài)不同。例如，導彈、人造衛(wèi)星等的運動，它在任何瞬間，人們都能根據經典力學理論，準確地同時測定它的位置和動量；也能精確地預測出它的運行軌道。但是像電子這類微觀粒子的運動，由于兼具有波動性，人們在任何瞬間都不能準確地同時測定電子的位置和動量；它也沒有確定的運動軌道。所以在研究原子核外電子的運動狀態(tài)時，必須完全摒棄經典力學理論，而代之以描述微觀粒子運動的量子力學理論。第十二頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四三、波函數和原子軌道1926年奧地利物理學家薛定諤(E.Schr?dinger)把電子運動幫光的波動性理論聯系起來，提出了描述核外電子運動狀態(tài)的數學方程，稱為薛定諤方程。薛定諤方程把作為粒子物質特征的電子質量(m)、位能(V)和系統(tǒng)的總能量(E)與其運動狀態(tài)的波函數()列在一個數學方程式中，即體現了波動性和粒子性的結合。解薛定諤方程的目的就是求出波函數以及與其相對應的能量E，這樣就可了解電子運動的狀態(tài)和能量的高低。求得(x,y,z)的具體函數形式，即為方程的解。它是一個包含三個常數項n、l、m和三個變量x、y、z的函數式。返回第十三頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四奧地利物理學家E.Schr?dinger第十四頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四從理論上講，通過解薛定諤方程可得出波函數，但薛定諤方程的許多解在數學上是合理的，且運算極為復雜，只有滿足特定條件的解才有物理意義，用來描述核外電子運動狀態(tài)。為了得到描述電子運動狀態(tài)的合理解，必須對三個參數n、l、m按一定的規(guī)律取值。這三個函數，分別稱為主量子數、角量子數和磁量子數。求解方程得出的不是一個具體數值，而是用空間坐標(x,y,z)來描述波函數的數學函數式，一個波函數就表示原子核外電子的一種運動狀態(tài)并對應一定的能量值，所以波函數也稱原子軌道。但這里所說的原子軌道和宏觀物體固定軌道的含義不同，它只是反映了核外電子運動狀態(tài)表現出的波動性和統(tǒng)計性規(guī)律。為了方便，解方程時一般先將空間坐標(x,y,z)轉換成球坐標(r，，)，而后把(r，，)分解為用r表示的徑向分布函數R(r)和僅包含角度變量和的角度分布函數Y(，)。r為電子與原子核間的距離，和代表角度。由于的角度分布與主量子數l無關，且l相同時，其角度分布圖總是一樣的。在下章討論成鍵問題時，角度分布圖有直接應用，故比較重要。圖3-1為某些原子軌道的角度分布圖，圖中的“+”、“-”號表示波函數的正、負值。第十五頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四第十六頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四四、概率密度和電子云圖形

按照量子力學的觀點，原子核外的電子并不是在一定的軌道上運動，而是在原子核周圍空間作調整復雜運動，它的運動規(guī)律是符合統(tǒng)計性的。對于電子的運動，我們只能用統(tǒng)計的方法，給出概率的描述。即我們不知道每一個電子運動的具體途徑，但從統(tǒng)計的結果卻可以知道某種運動狀態(tài)的電子在哪一個空間出現的概率最大。電子在核外空間各處出現的概率大小，稱為概率密度。為了形象地表示電子在原子中的概率密度分布情況，常用密度不同的小黑點來表示，這種圖形稱為電子云。黑點較密的地方，表示電子出現的概率密度較大；黑點較稀疏處，表示電子出現的概率密度較小。氫原子1s電子云如圖所示，從圖中可見，氫原子1s電子云呈球形對稱分布，且電子的概率密度隨離核距離的增大而減小。第十七頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四1s2s2p四、概率密度和電子云圖形第十八頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四電子在核外空間出現的概率密度和波函數的平方成正比，也即表示為電子在原子核外空間某點附近微體積出現的概率。類似于作原子軌道分布圖，也可以作出電子云的角度分布圖(見圖3-3)。四、概率密度和電子云圖形返回第十九頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四s，p，d電子云角度分布剖面圖兩種圖形基本相似，但有兩點區(qū)別：①原子軌道的角度分布圖帶有正、負號，而電子云的角度分布圖均為正值，通常不標出；②電子云角度分布圖形比較“瘦”些。第二十頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四五、四個量子數(重點)

四個量子數在量子力學中用來描述原子內核外電子運動的狀態(tài)(或分布情況)，根據量子力學處理結果和有關實驗表明，對原子核外電子的運動狀態(tài)采用四個量子數來描述才較為合理。

1．主量子數(n)

主量子數是描述核外電子距離核的遠近，電子離核由近到遠分別用數值n=1,2,3,…有限的整數來表示，而且，主量子數決定了原子軌道能級的高低，n越大，電子的能級越大，能量越高。n是決定電子能量的主要量子數。n相同，原子軌道能級相同。一個n值表示一個電子層，與各n值相對應的電子層符號如下：n1234567電子層名稱第一層第二層第三層第四層第五層第六層第七層電子層符號KLMNOPQ返回第二十一頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

（2）角量子數()

在同一電子層內，電子的能量也有所差別，運動狀態(tài)也有所不同，即一個電子層還可分為若干個能量稍有差別、原子軌道形狀不同的亞層。角量子數就是用來描述原子軌道或電子云的形態(tài)的。的數值不同，原子軌道或電子云的形狀就不同，的取值受的限制，可以取從0到n-1的正整數。n1234l00，10，1，20，1，2，3第二十二頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

每個值代表一個亞層。第一電子層只有一個亞層，第二電子層有兩個亞層，以此類推。亞層用光譜符號等表示。角量子數、亞層符號及原子軌道形狀的對應關系如下：l1234亞層符號spdf原子軌道或電子云形狀圓球形啞鈴形花瓣形花瓣形第二十三頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四磁量子數m取值受角量子數l的影響，對于給定的l，m可?。?/p>

0，1，2，3，……，l，共

2l+1個值。

如l=3，則m=0，1，2，3，共7個值。

m決定原子軌道的空間取向。n和

l一定的軌道，如2p軌道（n=2，l=1）在空間有三種不同的取向。（3）磁量子數(m)第二十四頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

每一種m的取值，對應一種空間取向。zyx

m的不同取值，或者說原子軌道的不同空間取向，一般不影響能量。3種不同取向的2p軌道能量相同。我們說這3個原子軌道是能量簡并軌道，或者說2p軌道是3重簡并的。

而3d則有5種不同的空間取向，3d軌道是5重簡并的。分別為。第二十五頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

通常把n、l、m都確定的電子運動狀態(tài)稱原子軌道，因此s亞層只有一個原子軌道，p亞層有3個原子軌道，d亞層有5個原子軌道，f亞層有7個原子軌道。磁量子數不影響原子軌道的能量，n、l都相同的幾個原子軌道能量是相同的，這樣的軌道稱等價軌道或簡并軌道。例如l相同的3個p軌道、5個d軌道、7個f軌道都是簡并軌道。n，l和m的關系見表3-1。第二十六頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四電子既有圍繞原子核的旋轉運動，也有自身的旋轉，稱為電子的自旋。

ms的取值只有兩個，+1/2和－1/2。電子的自旋方式只有兩種，通常用“”和“”表示。所以ms也是量子化的。自旋量子數為ms。所以，描述一個電子的運動狀態(tài)，要用四個量子數：n，l，m，ms

同一原子中，沒有四個量子數完全相同的兩個電子存在。（4）自旋量子數ms第二十七頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四例:用四個量子數描述n=4，l=3的所有電子的運動狀態(tài)。解：l=3對應的有m=0，1，2，3，共7個值。即有7條軌道。每條軌道中容納兩個自旋量子數分別為+1/2和－1/2的自旋方向相反的電子，所以有27=14個運動狀態(tài)不同的電子。分別用n，l，m，ms描述如下： n，l，m，ms4301/243－11/24311/243－21/24321/243－31/24331/2n，l，m，ms430－1/243－1－1/2431－1/243－2－1/2432－1/243－3－1/2433－1/2第二十八頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四在四個量子數中，n、l、m三個量子數可確定電子的原子軌道；n、l兩個量子數可確定電子的能級；n這一個量子數只能確定電子的電子層。

表3-1n、l和m的關系16941電子亞層軌道數n27531531311亞層軌道數(2l+1)0000000000磁量子數(m)4f4d4p4s3d3p3s2p2s1s電子亞層符號3210210100角量子數(l)

NMLK電子層符號4321主量子數(n)第二十九頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四3.2核外電子的排布和元素周期律一、多電子原子的能級二、核外電子的排布的原則三、原子的電子層結構和元素周期系第三十頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四一、多電子原子軌道的能級

在多電子原子中，由于電子間的相互排斥作用，原子軌道能級關系較為復雜。1939年鮑林(L.Pauling)根據光譜實驗結果總結出多電子原子中各原子軌道能級的相對高低的情況，并用圖近似地表示出來，稱為鮑林近似能級圖(圖3-4)。返回第三十一頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四能量1s2s2p3s3p4s4p3d5s5p4d6s6p5d4f組內能級間能量差小，能級組間能量差大每個代表一個原子軌道p三重簡并d五重簡并f七重簡并7s7p6d5f第三十二頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

所有的原子軌道，共分成七個能級組第一組1s第二組2s2p第三組3s3p第四組4s3d4p

第五組5s4d5p第六組6s4f5d6p第七組7s5f6d7p其中除第一能級組只有一個能級外，其余各能級組均以ns開始，以np結束。各能級組之間的能量高低次序，以及能級組中各能級之間的能量高低次序，在下頁的圖示中說明。

圖中圓圈表示原子軌道，其位置的高低表示各軌道能級的相對高低，圖中每一個虛線方框中的幾個軌道的能量是相近的，稱為一個能級組。相鄰能級組之間能量相差比較大。每個能級組(除第一能級組外)都是從能級開始，于能級終止。能級組數等于核外電子層數。能級組的劃分與周期表中周期的劃分是一致的。第三十三頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四從鮑林近似能級圖可以看出：(1)同一原子中的同一電子層內，各亞層之間的能量次序為

(2)同一原子中的不同電子層內，相同類型亞層之間的能量次序為(3)同一原子中第三層以上的電子層中，不同類型的亞層之間，在能級組中常出現能級交錯現象，如：第三十四頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四對于鮑林近似能級圖，需要注意以下幾點：(1)它只有近似的意義，不可能完全反映出每個原子軌道能級的相對高低。(2)它只能反映同一原子內各原子軌道能級的相對高低，不能用鮑林近似能級圖來比較不同元素原子軌道能級的相對高低。(3)該圖實際上只能反映出同一原子外電子層中原子軌道能級的相對高低，而不一定能完全反映內電子層中原子軌道能級的相對高低。(4)電子在某一軌道上的能量，實際上與原子序數(核電荷數)有關。核電荷數越大，對電子的吸引力越大，電子離核越近，軌道能量就降得越低。軌道能級之間的相對高低情況，與鮑林近似能級圖會有所不同。第三十五頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四二、基態(tài)原子中電子的排布1．基態(tài)原子中電子的排布原理

根據光譜實驗結果和量子力學理論，核外電子排布服從以下原則：

(1)能量最低原理自然界中任何體系總是能量越低，所處的狀態(tài)越穩(wěn)定，這個規(guī)律稱為能量最低原理。原子核外電子的排布也遵循這個原理。所以，隨著原子序數的遞增，電子總是優(yōu)先進入能量最低的能級，可依鮑林近似能級圖逐級填入。(如圖3-5)。但要注意的是基態(tài)原子失去外層電子的順序為，和填充時的并不對應?；鶓B(tài)原子外層電子填充順序為和填充時的并不對應。返回第三十六頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四基態(tài)原子外層電子填充順序例：K的原子序數為19

不符合能量最低原理二、基態(tài)原子中電子的排布第三十七頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(2)泡利不相容原理1929年，奧地利科學家泡利()提出：在同一原子中不可能有四個量子數完全相同的2個電子，即每個軌道最多只能容納2個自旋方向相反的電子。應用泡利不相容原理，可以推算出每一電子層上的最大容量為2n2。(3)洪德規(guī)則德國科學家洪德根據大量光譜實驗數據提出：在同一亞層的等價軌道上，電子將盡可能占據不同的軌道，且自旋方向相同。此外，洪德根據光譜實驗，又總結出另一條規(guī)則：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)下是比較a穩(wěn)定的。即：第三十八頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四2.基態(tài)原子中電子的排布

根據上述三條原理、規(guī)則，就可以確定大多數元素的基態(tài)原子中電子的排布情況。電子在核外的排布常稱為電子層構型(簡稱電子構型)通常有三種表示方法：(1)電子排布式按電子在原子核外各亞層中分布的情況，在亞層符號的右上角注明排列的電子數。例如：其電子排布式為；又如：其電子排布式為。第三十九頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

由于參加化學反應的只是原子的外層電子，內層電子結構一般是不變的，因此，可以用“原子實”來表示原子的內層電子結構。當內層電子構型與稀有氣體的電子構型相同時，就用該稀有氣體的元素符號來表示原子的內層電子構型，并稱之為原子實。如以上兩例的電子排布也可簡寫成：

又例如鉻和銅原子核外電子的排布式，根據洪德規(guī)則的特例：第四十頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四而是為全充滿，為半充滿。都為半充滿。第四十一頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(2)軌道表示式按電子在核外原子軌道中的分布情況，用一個圓圈或一個方格表示一個原子軌道(簡并軌道的圓圈或方格連在一起)，用向上或向下箭頭表示電子的自旋狀態(tài)。例如：第四十二頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(3)用量子數表示即按所處的狀態(tài)用整套量子數表示。原子核外電子的運動狀態(tài)是由四個量子數確定的，為此可表示如下：則這2個電子用整套量子數表示為3,0，0，這3個電子用整套量子數表示為3,1，0,;3,1，1,3,1，-1，;第四十三頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四表3-2列出了由光譜實驗數據得到的原子序數1~109各元素基態(tài)原子中的電子排布情況。其中絕大多數元素的電子排布與上節(jié)所述的排布原則是一致的，但也有少數不符合。對此，必須尊重事實，并在此基礎上去探求更符合實際的理論解釋。第四十四頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四第四十五頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四第四十六頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四第四十七頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四第四十八頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四第四十九頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四第五十頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四三、原子的電子結構和元素周期律從表3-2可見，元素的電子排布呈周期性變化，這種周期性京華導致元素的性質也呈現周期性變化。這一規(guī)律稱為元素周期律，元素周期律的圖表形式稱為元素周期表，見表3-3。返回第五十一頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四1．周期與能級組

周期表中有7個橫行，每個橫行表示1個周期，一共有7個周期。第1周期只有2種元素，為特短周期；第2、3周期各有8種元素，為短周期；第4、5周期各有18種元素，為長周期；第6周期有32種元素，為特長周期；第7周期預測有32種元素，現只有26種元素，故稱為不完全周期。第7周期中，從鐒以后的元素都是人工合成元素(104~112)。根據穩(wěn)定性，電子層結構穩(wěn)定性和元素性質遞變的規(guī)律，我國科學家預言，元素周期表可能存在的上限在第8周期(119~168號)，大約在138號終止。第五十二頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四將元素周期表與原子的電子結構、原子軌道近似能級圖進行對照分析，可以看出：

(1)各周期的元素數目與其相對應的能級組中的電子數目相一致，而與各層的電子數目并不相同(第1周期和第2周期除外)。

(2)每一周期開始都出現一個新的電子層，元素原子的電子層數就等于該元素在周期表所處的周期數。也就是說，原子的最外層的主量子數與該元素所在的周期數相等。第五十三頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(3)每一周期中的元素隨著原子序數的遞增，總是從活潑的堿金屬開始(第1周期除外)，逐漸過渡到稀有氣體為止。對應于其電子結構的能級組則從開始至結束，如此周期性地重復出現。在長周期或特長周期中，其電子層結構還夾著亞層。

由此充分證明，元素性質的周期性變化，是元素的原子核外電子排布周期性變化的結果。第五十四頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四2．族和價電子構型

價電子是指原子參加化學反應時，能用于成鍵的電子。價電子所在的亞層統(tǒng)稱為價電子層，簡稱價層。原子的價電子構型是指價層電子的排布式，它能反映出該元素原子在電子層結構上的特征。周期表中的縱行，稱為族，一共有18個縱行，分為8個主(A)族和8個副(B)族。同族元素雖然電子層數不同，但價電子構型基本相同(少數除外)，所以原子價電子構型相同是元素分族的實質。第五十五頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(1)主族元素周期表中共有8個主族，表示為ⅠA~ⅦA。凡原子核外最后一個電子填入或亞層上的元素，都是主族元素。其價電子構型，價電子總數等于其族數。由于同一族中各元素原子核外電子層數從上到下遞增，因此同族元素的化學性質具有遞變性。

ⅦA族為稀有氣體。這些元素原子的最外層(nsnp)上電子都已填滿，價電子構型為ns2或ns2np6，因此它們的化學性質很不活潑，過去曾稱為零族或惰性氣體。2．族和價電子構型第五十六頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(2)副族元素周期表中共有8個副族，即ⅢB~ⅧB~ⅡB。凡原子核外最后一個電子填入(n-1)d或(n-2)f亞層上的元素，都是副族元素，也稱過渡元素。其價電子構型為(n-1)d

1~10ns0~2。ⅢB~ⅦB族元素原子的價電子總數等于其族數。ⅧB族有三個縱行，它們的價電子數為8~10，與其族數不完全相同。ⅠB、ⅡB族元素由于其(n-1)d亞層已經填滿，所以最外層(即ns)上的電子數等于其族數。2．族和價電子構型第五十七頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四同一副族元素的化學性質也具有一定的相似性，但其化學性質遞變性不如主族元素明顯。鑭系和錒系元素的最外層和次外層的電子排布近乎相同，只是倒數第三層的電子排布不同，使得鑭系15種元素、錒系15種元素的化學性質最為相似，在周期表中只占據同一位置，因此將鑭系、錒系元素單獨拉出來，置于周期表下方各列一行來表示。2．族和價電子構型第五十八頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四可見，價電子構型是周期表中元素分類的基礎。周期表中“族”的實質是根據價電子構型的不同對元素進行分類。這種劃分主副族的方法，將主族割裂為前后兩部分，且副族的排列也不是由低到高，ⅧB族又包含8、9、10三行，其依據不多。于1988年建議將18行定為18個族，不分主、副族，并仍以元素的價電子構型作為族的特征列出。這樣避免了上述問題，但18族不分類，顯得多而亂，不易為初學者把握，故本書仍使用過去的主、副族分類法。2．族和價電子構型第五十九頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四3．元素的分區(qū)周期表中的元素除按周期和族的劃分外，還可以根據元素原子的核外電子排布的特征，分為五個區(qū)，如圖3-6所示。第六十頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四s區(qū)—為ⅠA，ⅡA族元素，價電子構型為ns1－2，但不包括氦(He)d區(qū)—為ⅢB~ⅧB族元素，價電子構型為(n－1)d1－10ns1－2ds區(qū)—為ⅠB~ⅡB族元素，價電子構型為(n－1)d10ns1－2，因其(n-1)d已填滿，其ns上的電子數與s區(qū)相同，所以稱為ds

區(qū)元素。p區(qū)—為ⅢA~ⅧA族元素，價電子構型為ns2np1－6f區(qū)—為鑭系、錒系元素(稱內過渡元素)，價電子構型為(n－2)f0－14(n－1)d0－2ns23．元素的分區(qū)第六十一頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四3.3元素性質的周期性一、有效核電荷(Z*)二、原子半徑(r)三、電離能(I)四、電子親和能(Y)五、電負性(x)六、元素的金屬性和非金屬性七、元素的氧化值第六十二頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四（1）屏蔽效應以Li原子為例說明這個問題：研究外層的一個電子。它受到核的的引力，同時又受到內層電子的－2的斥力。實際上受到的引力已經不會恰好是+3，受到的斥力也不會恰好是－2我們把看成是一個整體，即被中和掉部分正電的的原子核。于是我們研究的對象——外層的一個電子就相當于處在單電子體系中。中和后的核電荷Z變成了有效核電荷Z*

。1.有效核電荷Z*返回第六十三頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

在多電子體系中，核外其它電子抵消部分核電荷，有效核電荷降低，使被討論的電子受到的核的作用變小。這種作用稱為其它電子對被討論電子的屏蔽效應。Z*=Z－

，為屏蔽常數?？梢姡帘纬悼衫斫鉃楸坏窒哪遣糠趾穗姾?。1.有效核電荷Z*第六十四頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

1.有效核電荷Z*

(2)意義及規(guī)律

元素原子序數增加時，原子的有效核電荷Z*呈現周期性的變化：同一周期：短周期：從左到右，Z*顯著增加。長周期：從左到右，前半部分有Z*增加不多，后半部分顯著增加。同一族：從上到下，Z*增加，但不顯著。第六十五頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四1.有效核電荷Z*(3)有效核電荷數的周期性變化示意圖第六十六頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四由該圖可以看出：①有效核電荷隨原子序數的增加而增加，并呈周期性變化。②同一周期的主族元素，從左到右隨原子序數的增加，Z*有明顯的增加；而副族元素Z*增加不明顯。造成這種差別的原因是前者的同層電子間屏蔽作用減弱；而后者的內層電子對外層電子的屏蔽作用較強。③同族元素由上到下，雖然核電荷數增加得較多，但上、下相鄰兩元素的原子依次增加一個電子內層，使屏蔽作用增大，結果有效核電荷數增加不明顯。第六十七頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四2、原子半徑（r）

由于電子在原子核外的運動是概率分布的，沒有明顯的界限，所以原子的大小無法直接測定。通常所說的原子半徑，是通過實驗測得的相鄰兩個原子的原子核之間的距離(核間距)，核間距被形象地認為是該兩原子的半徑之和。通常根據原子之間成鍵的類型不同，將原子半徑分為以下三種：(1)金屬半徑是指金屬晶體中相鄰的兩個原子核間距的一半。(2)共價半徑是指某一元素的兩個原子以共價鍵結合時，兩核間距的一半。(3)范德華半徑是指分子晶體中緊鄰的兩個非鍵合原子間距的一半。(1)原子半徑的測（確）定：返回第六十八頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

由于作用力性質不同，三種原子半徑相互間沒有可比性。同一元素原子的范德華半徑大于共價半徑。例如：的共價半徑為99pm,而范德華半徑為180pm。兩者區(qū)別見圖3-8。2、原子半徑（r）99pm180pm198pm360pm第六十九頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(2)原子半徑的變化規(guī)律主族元素：從左到右r減??；從上到下r增大。過渡元素：從左到右r緩慢減??；

從上到下r略有增大。2、原子半徑（r）第七十頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(3)主族元素原子半徑變化示意圖第七十一頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

(4)其它族元素的原子半徑變化趨勢第七十二頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

(5)鑭系元素原子半徑變化特點

鑭系元素從左到右，原子半徑減小幅度更小，這是由于新增加的電子填入外數第三層上，對外層電子的屏蔽效應更大，外層電子所受到的Z*增加的影響更小。鑭系元素從鑭到鐿整個系列的原子半徑減小不明顯的現象稱為鑭系收縮。第七十三頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四三、電離能

基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一電離能，用I

1表示。

由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第二電離能，用I

2表示。依此類推。通常I1<I

2<I

3…E+(g)E

2+(g)+e-I

2E(g)

E+(g)+e-I

1(1)電離能的概念返回第七十四頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(2)電離能周期性變化示意圖三、電離能第七十五頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

N、P、As、Sb、Be、Mg電離能較大——半滿，全滿。同一主族：從上到下，最外層電子數相同；Z*增加不多，r增大為主要因素，核對外層電子引力依次減弱，電子易失去，I依次變小。

同一周期：主族元素從ⅠA到鹵素，Z*增大，r減小，I增大。其中ⅠA的I1最小，稀有氣體的I1最大；長周期中部(過渡元素)，電子依次加到次外層，Z*增加不多，r減小緩慢，I略有增加。三、電離能(3)小結第七十六頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四四、電子親和能

元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時獲得一個電子成為一價氣態(tài)負離子所放出的能量稱為第一電子親和能(Y1)。而氣態(tài)-1價離子再獲得電子變成-2價時，要克服負電荷之間的排斥力，因此要吸收能量，所吸收的能量稱為第二電子親和能(Y2)，依此類推。電子親和能的單位也為kJ.mol-1。O

(g)

+e-O-(g)Y1

=-141kJ.mol-1O-(g)

+e-

O2-(g)A2

=+780kJ.mol-1例如

(1)電子親和能概念返回第七十七頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四(2)電子親和能的周期性變化規(guī)律示意圖：四、電子親和能第七十八頁，共八十九頁，編輯于2023年，星期四

同一周期：從左到右，Z*增大，r減小，最外層電子數依次增多，趨向于結合電子形成8電子結構，A的負值增大。鹵素的A呈現最大負值，ⅡA為正值，稀有氣體的A為最大正值。同一主族：從上到下，規(guī)律不很明顯，大部分的A負值變小。特例：A(N)為正值，是p區(qū)元素中除稀有氣體外唯一的正值。A的最大負值不出現在F原子而是Cl原子。四、電子親和能