大学化学-原子结构课件.ppt

1、大学化学大学化学原子结构原子结构大学化学大学化学原子结构原子结构核外电子运动状态的描述核外电子运动状态的描述经典波（如水波）：经典波（如水波）：可用可用波动方程波动方程来准确描述其运动轨迹。来准确描述其运动轨迹。具有具有波粒二象性的电子波粒二象性的电子是否也有相应的波是否也有相应的波动方程呢动方程呢?1926年，奥地利物理学家薛定谔，提出了著名的年，奥地利物理学家薛定谔，提出了著名的薛定谔方程薛定谔方程0)(822222222VEhmzyx 描述微观粒子运动状态的方程式（描述微观粒子运动状态的方程式（二阶偏微分方程）二阶偏微分方程）势能势能，表示原子，表示原子核对电子的吸引核对电子的吸引总能量

2、总能量普郎克常数普郎克常数电子质量电子质量波函数波函数 原则上讲，原则上讲，只要找出体系势能（只要找出体系势能（V）的表达式，带入）的表达式，带入薛定谔方程，便可得到薛定谔方程，便可得到波函数（波函数（），即求出电子的运），即求出电子的运动状态。动状态。0)(822222222VEhmzyx 但是但是，解薛定谔方程并非易事，至今只能求解单电，解薛定谔方程并非易事，至今只能求解单电子体系（子体系（H,He+,Li2+）的薛定谔方程。在此，我们只）的薛定谔方程。在此，我们只用其结论。用其结论。波函数波函数、原子轨道、原子轨道就是薛定谔方程的解就是薛定谔方程的解。0)(822222222VEhmzy

3、x可见，可见，波函数就是描述核外电子运动状态的数学函数式。波函数就是描述核外电子运动状态的数学函数式。(x,y,z)量子力学中，要使所得量子力学中，要使所得的解有特定物理意义，的解有特定物理意义，中的中的n,l,m三个量子数必三个量子数必须符合一定条件须符合一定条件 n,l,m（x,y,z）1、波函数（、波函数（）原子轨道原子轨道 量子力学中，把原子体系的量子力学中，把原子体系的每一个波函数称为一条每一个波函数称为一条原子轨道原子轨道。如如n=2，l=0，m=0，波函数，波函数 2,0,0就称为就称为2s原子轨道原子轨道因而，波函数与原子轨道同义，常混用。因而，波函数与原子轨道同义，常混用。o

4、r：原子轨道是由三个量子数（原子轨道是由三个量子数（n，l，m）所确定的）所确定的一个波函数一个波函数 n,l,m（x,y,z）。）。解薛定谔方程可得到一个解薛定谔方程可得到一个波函数波函数，也就得到一条，也就得到一条原原子轨道子轨道。四个量子数四个量子数 【即即】三个量子数三个量子数(n,l,m)一定时一定时 就确定了一个波函就确定了一个波函数或一条原子轨道数或一条原子轨道 也就确定了也就确定了核外电子的一种空间运动核外电子的一种空间运动状态。状态。(1,0,0);(2,0,0);【但是但是】要使其合理，需要指定三个量子数要使其合理，需要指定三个量子数n，l，m；【后来后来】原子光谱的精细结

5、构表明原子光谱的精细结构表明核外电子除空间运核外电子除空间运动外，还有一种动外，还有一种“自旋运动自旋运动”，用自旋量子数，用自旋量子数ms表示。表示。n，l，m，mS称为四个量子数。称为四个量子数。1、主量子数主量子数 n 【意义意义】描述电子出现概率最大的区域离核的描述电子出现概率最大的区域离核的距距离离，是决定电子能量高低的，是决定电子能量高低的主要因素主要因素（但不是唯一（但不是唯一因素）因素）。n 越小，电子离核越近，能量越低。越小，电子离核越近，能量越低。n越大，电子离核越远，越大，电子离核越远，能量越高。能量越高。【n的取值及符号的取值及符号】1，2，3，4 n 正整数正整数光谱

6、学上用光谱学上用 K，L，M，N 表示表示分别称为第一、第二、第三分别称为第一、第二、第三.第第n 电子层电子层2、角量子数、角量子数 l研究发现，研究发现，n1，只有，只有1种原子轨道种原子轨道n2，有，有2种原子轨道；种原子轨道；n3，有，有3种原子轨道种原子轨道为了表示此现象，引入角量子数（为了表示此现象，引入角量子数（l）【l的取值及符号的取值及符号】受主量子数受主量子数 n 的限制；的限制；用用 s，p，d，f，g 表示表示。l:0，1，2，3，4 (n-1)，共，共 n 个取值。个取值。l=0：s 轨道，形状为球形，即轨道，形状为球形，即 3s 轨道；轨道；zxsl=1：p 轨道，

7、形状为哑铃形，轨道，形状为哑铃形，3p 轨道轨道;xyzzpl=2：d 轨道，形状为花瓣形，轨道，形状为花瓣形，3d 轨道轨道;xydxyz因此，在第三层上，有因此，在第三层上，有 3 种不同形状的轨道（亚层）种不同形状的轨道（亚层）当当n=3时时 l 可取可取0，1，2【l的意义的意义】（1）决定决定原子轨道（或电子云）的形状，即表示原子轨道（或电子云）的形状，即表示亚层亚层（2）决定电子空间运动的角动量决定电子空间运动的角动量（3）在多电子原子中与在多电子原子中与n共同决定电子能量的高低共同决定电子能量的高低【亚层亚层】同一层中同一层中(n 相同相同)不同形状的轨道不同形状的轨道第第n层有

8、多少个亚层？层有多少个亚层？有有n个个电子亚层电子亚层 如如n=4，l 可取可取0，1，2，3，分别表示，分别表示4s、4p、4d，4f 亚层；亚层；【因此因此】l 标志电子亚层标志电子亚层3、磁量子数、磁量子数 mn=2,l=1（2p亚层）亚层）,发现在空间有发现在空间有3种不同的取向种不同的取向n=3,l=2（3d亚层）亚层）,发现在空间有发现在空间有5种不同的取向种不同的取向为了表示此种现象，引入磁量子数（为了表示此种现象，引入磁量子数（m）【m的取值及符号的取值及符号】受角量子数受角量子数 l 的限制的限制 对于给定的对于给定的 l，m 可取可取 0，1，2，3，l，共（共（2 l+1

9、）个值。）个值。这些取值意味着？这些取值意味着？在角量子数为在角量子数为l的亚层有（的亚层有（2l+1）个取向，即）个取向，即有（有（2l+1）条取向不同的原子轨道。）条取向不同的原子轨道。s轨道：轨道：l=0,m=0,只有一种空间取向，所以只有一种空间取向，所以s轨道为球形。轨道为球形。zxsp轨道：轨道：l=1,m=0,+1,-1,在空间有三种取向。在空间有三种取向。xpxyzxyzypxyzzpd轨道：轨道：l=2,m=0,+1,-1,+2,-2,在空间有五种取向；在空间有五种取向；2d3zxyzyzd3xyzxzd3xyzxyd3xyz22d3yx xyzf轨道：轨道：l=3,m=0,

10、+1,-1,+2,-2,+3,-3，七个值，七个值在空间有七种取向；在空间有七种取向；f轨道为花瓣形。轨道为花瓣形。【m的物理意义的物理意义】描述描述原子轨道或电子云在空间的原子轨道或电子云在空间的伸展方向伸展方向。每一每一个个 m 的取值，对应一种空间取向。的取值，对应一种空间取向。xpxyzxyzypxyzzp m 的不同取值，意味着原子轨道的空间取向不同的不同取值，意味着原子轨道的空间取向不同，但一般不影响能量。，但一般不影响能量。【简并简并】把同一亚层（即把同一亚层（即l相同），伸展方向不同的原子轨相同），伸展方向不同的原子轨道称为道称为等价轨道等价轨道或或简并轨道简并轨道。l=1,m

11、=0,+1,-1,有有3种空间取向。种空间取向。Px，Py，Pz为为 3条条简并轨道简并轨道，或者说，或者说 p 轨道是轨道是 3 重简并的。重简并的。d轨道轨道 有有 5 种不同的空间取向，种不同的空间取向，d 轨道轨道是是 5 重简并的。重简并的。f 轨道有轨道有 7 种不同的空间取向，种不同的空间取向，f 轨道轨道是是 7重简并的。重简并的。【小结小结】量子数与电子云的关系量子数与电子云的关系 主量子数主量子数n：决定电子云的能量；决定电子云的能量；角量子数角量子数l：描述电子云的形状；描述电子云的形状；磁量子数磁量子数m：描述电子云的空间取向；描述电子云的空间取向；n,l,m 一定，原

12、子轨道也就确定一定，原子轨道也就确定4、自旋量子数自旋量子数 ms 用高分辨光谱仪研究原子光谱时发现：在无外磁场用高分辨光谱仪研究原子光谱时发现：在无外磁场作用时，每条谱线由作用时，每条谱线由两条十分接近两条十分接近的谱线组成。的谱线组成。为了解释这种现象，认为为了解释这种现象，认为电子有自旋运动电子有自旋运动，并提，并提出了自旋量子数，用出了自旋量子数，用ms表示。表示。因此，因此，电子既围绕原子核旋转电子既围绕原子核旋转运动，也自身旋转。运动，也自身旋转。m s 的取值只有两个：的取值只有两个：+1/2 和和 -1/2；即电子的自旋方式只有两种，通常用即电子的自旋方式只有两种，通常用 “”

13、和和 “”表示。表示。【注意注意】【1】指定三个量子数指定三个量子数n，l，m，就解出一个波函数就解出一个波函数（），得到一条），得到一条原子轨道，因此，可用原子轨道，因此，可用三个量子数三个量子数n，l，m描述一条描述一条原子轨道；原子轨道；3,0,0,3s轨道；轨道；3,1,13p轨道中的轨道中的一条一条 【2】描述一个描述一个电子的运动状态，需要电子的运动状态，需要四个量子数四个量子数，n，l，m，mS。（3,1,0,+1/2）表示在）表示在3p轨道上轨道上“正旋正旋”的一个电子的一个电子。【四个量子数总结四个量子数总结】解薛定谔方程可能得到多个解（解薛定谔方程可能得到多个解（），要使解

14、有意义，要使解有意义，还取决于还取决于n,l,m三个量子数。三个量子数。n（主量子数）（主量子数）决定电子的能量和离核的远近；决定电子的能量和离核的远近；l（角量子数）（角量子数）决定轨道的形状；决定轨道的形状；m（磁量子数）（磁量子数）决定轨道的空间伸展方向；决定轨道的空间伸展方向；因此，描述一个电子的运动状态需要因此，描述一个电子的运动状态需要n，l，m，ms四个量子数四个量子数为了描述电子的自旋，引入自旋量子数（为了描述电子的自旋，引入自旋量子数（ms）【1】主量子数主量子数 n n=1,2,3,;K,L,M,N,【2】角量子数角量子数ll=0,1,2n-1;s,p,d,f共共n个个【3

15、】磁量子数磁量子数 mm=+l,0,-l；共；共2l+1个个【4】自旋量子数自旋量子数 ms,21sm21sm概率密度、电子云概率密度、电子云 核外电子没有固定的运动轨迹，只能用核外电子没有固定的运动轨迹，只能用统计规律统计规律来描述其运动状态。来描述其运动状态。把电子在核外空间把电子在核外空间某一区域内某一区域内出现机会的多少出现机会的多少，称为，称为概率概率。电子在核外空间某处电子在核外空间某处单位体积内单位体积内出现的概率叫出现的概率叫概率密度概率密度。1、概率密度、概率密度 量子力学中，用波函数绝对值的平方量子力学中，用波函数绝对值的平方 表示表示电子电子出现的出现的概率密度概率密度。

16、因此，空间某点因此，空间某点(x,y,z)附近体积内电子出现的概率附近体积内电子出现的概率概率密度概率密度体积体积 2(,)dpx y zd2(,)dpx y zd22、电子云、电子云 化学上习惯用化学上习惯用小黑点分布的疏密小黑点分布的疏密来表示电子出来表示电子出现几率的大小。现几率的大小。可表示可表示电子出现的电子出现的概率密度，但不直观，较复杂。概率密度，但不直观，较复杂。2 这种形象化表示概率密度分布的图形称为这种形象化表示概率密度分布的图形称为电子云电子云，是电子行为具有是电子行为具有统计性统计性的一种的一种形象化形象化描述。描述。小黑点较密的地方，表示该点小黑点较密的地方，表示该点

17、 较大，单位体积内电子出现的机会较大，单位体积内电子出现的机会多，概率密度大。多，概率密度大。2 【需要注意的是需要注意的是】在研究原子中电子的运动时，在研究原子中电子的运动时，无法说明电子恰好在某一位置，无法说明电子恰好在某一位置，只能指出只能指出电子在空间电子在空间的的几率密度分布几率密度分布，即电子云分布。，即电子云分布。电子云的角度分布图电子云的角度分布图 电子云的角度分布图既电子云的角度分布图既Y2(,)对对,作图作图222n,l,mn,ll,m(r,)=R(r)Y(,)37几率密度和电子云几率密度和电子云【原子轨道和电子云角度分布图的比较原子轨道和电子云角度分布图的比较】分布图类似

18、，区别在于：分布图类似，区别在于：（1）电子云的角度分布图要电子云的角度分布图要“瘦瘦”些，些，Y(,)1，则，则Y2(,)更小更小。（2）原子轨道的角度分布图有正、负之分原子轨道的角度分布图有正、负之分（不是（不是指带正电或带负电）指带正电或带负电），而电子云的角度分布图全部为，而电子云的角度分布图全部为正，正，Y(,)平方后总为正值。平方后总为正值。核外电子排布和元素周期律核外电子排布和元素周期律电子在原子核外如何排列？有无规律可言？电子在原子核外如何排列？有无规律可言？光谱实验表明：光谱实验表明：基态原子核外电子的排布有基态原子核外电子的排布有严格规律，首先必须遵循严格规律，首先必须遵循

19、能量最低原理能量最低原理。为此，必须先知道各为此，必须先知道各原子轨道的能级顺序原子轨道的能级顺序，再，再讨论电子排布！讨论电子排布！单电子体系：单电子体系：eVnZ13.6E22n 相同的轨道，能量相同：相同的轨道，能量相同：E 4 s =E 4 p =E 4 d =E 4 fn 越大能量越高：越大能量越高：E 1 s E 2 s E 3 s E 4 s电子只受原子核的作用，能量关系简单。电子只受原子核的作用，能量关系简单。只由主量子只由主量子数数 n 决定决定多电子体系：多电子体系：电子不仅受原子核的作用，而且还受其余电电子不仅受原子核的作用，而且还受其余电子的作用，能量关系复杂。子的作用

20、，能量关系复杂。多电子体系中，多电子体系中，n和和l共同决定共同决定能量。能量。屏蔽效应屏蔽效应研究最外层的一个电子研究最外层的一个电子受到核的受到核的 的引力；的引力；同时受到内层两个电子的（同时受到内层两个电子的（-2）的排斥。）的排斥。实际上实际上受到的引力不是受到的引力不是+3，受到的斥力也不是，受到的斥力也不是-2，很复杂，很复杂。由于电子间相互排斥，使指定电子受到的核电荷减由于电子间相互排斥，使指定电子受到的核电荷减少的作用称为屏蔽效应少的作用称为屏蔽效应。看成一个整体，即被中和掉部分正电荷的原子核看成一个整体，即被中和掉部分正电荷的原子核 因而可认为最外层的一个电子处在因而可认为

21、最外层的一个电子处在单电子体系单电子体系中中，将问题简化。，将问题简化。此时的核电荷不是此时的核电荷不是Z，而，而变成了变成了Z*（有效核电荷）（有效核电荷）研究最外层的一个电子。研究最外层的一个电子。*ZZ 为屏蔽常数为屏蔽常数 原子轨道能级中常出现能级交错，如原子轨道能级中常出现能级交错，如3d不排在第不排在第三能级，而排在第四能级，三能级，而排在第四能级，E4sE3d，为什么？为什么？钻穿效应钻穿效应 4s的第一小的第一小峰钻到比峰钻到比3d离离核更近处，核更近处，能能量降低许多。量降低许多。故故E4sE3d，出现能级交错出现能级交错。3d 与与 4s轨道的径向分布轨道的径向分布图图核外

22、电子排布的规则核外电子排布的规则1、Pauli (保利保利)不相容原理不相容原理 同一原子中同一原子中没有运动状态完没有运动状态完没有四个量子数完全没有四个量子数完全相同相同全相同全相同的电子的电子。即同一原子中的两个电子。即同一原子中的两个电子。因此，因此，n电子层可容纳的电子数为电子层可容纳的电子数为2n2。于是于是每个原子轨道只能容纳两个自旋方向相反的电子。每个原子轨道只能容纳两个自旋方向相反的电子。2、能量最低原理、能量最低原理 在不违背保利不相容原理的条件下，电子的在不违背保利不相容原理的条件下，电子的排布总是排布总是优先占据能量最低的轨道优先占据能量最低的轨道，尽可能使，尽可能使体

23、系的能量最低。体系的能量最低。电电子子填填入入轨轨道道次次序序：近似能级组：近似能级组：(1 s)(2 s,2 p)(3 s,3 p)(4 s,3 d,4 p)(5 s,4 d,5 p)(6 s,4 f,5 d,6 p)能量最低原理能量最低原理3、Hunt (洪特洪特)规则规则 （1）能量相同的轨道上能量相同的轨道上（等价轨道，等价轨道，n、l相同，相同，m不不同）排布的电子尽可能同）排布的电子尽可能自旋平行、分占自旋平行、分占m不同不同的轨道。的轨道。Z=7,N：1s2 2s2 2p3如如p轨道上的轨道上的3个电子，分占个电子，分占px，py和和pz轨道，且自旋平行。轨道，且自旋平行。轨道全

24、空轨道全空 半充满半充满 全充满全充满 因为：因为：对称性高，体系稳定。对简并度高的对称性高，体系稳定。对简并度高的 d、f 轨轨道尤其明显。道尤其明显。(2)等价轨道全充满、半充满或全空时，最稳定。等价轨道全充满、半充满或全空时，最稳定。Z=7,N：24 Cr Z：22626511s 2s 2p 3s 3p 3d 4s29 Cu Z：226261011s 2s 2p 3s 3p 3d 4s1s2 2s2 2p31、鲍林近似能级图、鲍林近似能级图 Pauling ，美国著名的结构化学家，根据，美国著名的结构化学家，根据大量光谱实验数据和理论计算，提出了大量光谱实验数据和理论计算，提出了多电子原

25、多电子原子的原子轨道近似能级图子的原子轨道近似能级图。多电子原子的能级多电子原子的能级鲍林将所有的原子轨道，分成七个能级组鲍林将所有的原子轨道，分成七个能级组第一组第一组 1s第二组第二组 2s 2p第三组第三组 3s 3p第四组第四组 4s 3d 4p第五组第五组 5s 4d 5p第六组第六组 6s 4f 5d 6p第七组第七组 7s 5f 6d 7p (1)第一能级组只有第一能级组只有1s，其余，其余各能级组均以各能级组均以ns开始，开始，np结束。结束。(2)能级交错，并非按层排列。能级交错，并非按层排列。(3)鲍林鲍林近似能级图反映了近似能级图反映了多多电子原子电子原子的原子轨道能量高

26、低，的原子轨道能量高低，不适合单电子体系（如不适合单电子体系（如H）。）。(4)按此能级图填充电子与光谱实验一致，按此能级图填充电子与光谱实验一致，7个能级组对个能级组对应元素周期表的应元素周期表的7个周期。个周期。(1)l相同，相同，n越大，能级越高越大，能级越高，如，如E1sE2sE3s，E2pE3pE4p(2)n相同，相同，l越大，能级越高越大，能级越高，如，如EnsEnpEndEnf(3)n和和l均不同，可能出现能级交错均不同，可能出现能级交错。如。如E4sE3d，E5sE4d，E6sE4f r共共(3)范德华半径范德华半径 单原子分子单原子分子(He，Ne 等稀有气体等稀有气体)，原

27、子间靠范，原子间靠范德华力结合，因此无法得到共价半径。德华力结合，因此无法得到共价半径。低温高压低温高压下，稀有气体能形成分子晶体，原子下，稀有气体能形成分子晶体，原子核间距的一半定义为范德华半径。核间距的一半定义为范德华半径。卤素在极低温度下能形成双原子的分子晶体，卤素在极低温度下能形成双原子的分子晶体，相邻的相邻的不同分子中的两个卤素原子的核间距的一半不同分子中的两个卤素原子的核间距的一半，就是卤素原，就是卤素原子的范氏半径。子的范氏半径。范德华半径（非键合）范德华半径（非键合）金属半径（紧密堆积金属半径（紧密堆积）共价半径（轨道重叠）共价半径（轨道重叠）讨论原子半径的变化规律时，常采用讨

28、论原子半径的变化规律时，常采用共价半径共价半径。由此可见：由此可见：(4)原子半径的周期性原子半径的周期性同周期中，有哪些因素影响原子半径？同周期中，有哪些因素影响原子半径？(a)从左向右，核电荷数从左向右，核电荷数（Z），对电子吸引力，对电子吸引力 ，r (b)从左向右，核外电子数从左向右，核外电子数 ，电子之间排斥力，电子之间排斥力 ，r 这是一对矛盾，这是一对矛盾，以哪方面为主？以哪方面为主？以以(a)为主。为主。即同周期中从左向右，原子半径减小。即同周期中从左向右，原子半径减小。同族中，原子半径如何变化？同族中，原子半径如何变化？(a)从上到下，从上到下，Z ，对电子吸引力，对电子吸引

29、力 ，r (b)从上到下，从上到下，核外电子增多，增加一个电子层，核外电子增多，增加一个电子层，r 这一对矛盾中，这一对矛盾中，(b)起主导作用。起主导作用。同族中，从上到下，同族中，从上到下，原子半径一般逐渐增大。原子半径一般逐渐增大。主族元素主族元素 Li 123 pm Na 154 pm K 203 pm Rb 216 pm Cs 235 pm依次增大依次增大71主主族族元元素素【副族元素和主族元素的情况有所差异副族元素和主族元素的情况有所差异】副族元素副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb Mo 145 134 130 Hf Ta W 144 134 1

30、30 对于第五、第六周期的副族元素，它们的原子半对于第五、第六周期的副族元素，它们的原子半径非常接近（镧系收缩）径非常接近（镧系收缩）2、电离能（、电离能（I）的周期性）的周期性 1 mol 基态气态原子，失去最高能级的基态气态原子，失去最高能级的 1 mol电子电子，形成，形成 1 mol 气态正离子气态正离子(M+)所吸收的能量，叫所吸收的能量，叫这种元素的这种元素的第一电离能第一电离能 (用用 I1 表示表示)。M(g)M+(g)+e H =I1 1 mol 气态气态M+继续失去最高能级的继续失去最高能级的 1 mol 电子，形成电子，形成 1 mol 气态气态M2+所吸收的能量为所吸收

31、的能量为第二电离能第二电离能 I2 M+(g)M2+(g)+e H =I2 用类似的方法定义用类似的方法定义 I3，I4，In。【可见可见】电离能（电离能（I）表示）表示原子失去电子的能力原子失去电子的能力，I越大，越难失去电子；越大，越难失去电子；I越小，越易失去电子。越小，越易失去电子。失去电子形成正离子后，失去电子形成正离子后，半径半径 减小，核对电子减小，核对电子的引力增加，再失去电子变得困难。的引力增加，再失去电子变得困难。对一种元素而言：对一种元素而言：I1 I2 I3 I4 电离能逐级加大电离能逐级加大I1、I2、I3、I4之间的大小关系如何？之间的大小关系如何？(1)同周期中电

32、离能的变化规律同周期中电离能的变化规律 同周期，从左向右，同周期，从左向右，Z 增大，增大，r 减小减小。核对电子的吸核对电子的吸引增强引增强，愈来愈不易失去电子愈来愈不易失去电子，所以所以I1 逐渐逐渐增大增大。短周期主族元素短周期主族元素 I1/kJmol-1 Li Be B C N O F Ne 520 900 801 1086 1402 1314 1681 2081从左向右从左向右 I1 逐渐逐渐增大，增大，但有两处反常。但有两处反常。B Be？B：1s2 2s2 2p1，失去失去 2p 的一个电子，达到的一个电子，达到2s2 全满的全满的稳定结构。所以稳定结构。所以B容易失去最外层电

33、子，容易失去最外层电子，I1 小于小于 Be。O N？N：1s2 2s2 2p3，2p3 为半充满结构，比较稳定，不为半充满结构，比较稳定，不易失去电子。易失去电子。I1 增大明显。增大明显。O：1s2 2s2 2p4，失去失去 2p4 的一个电子，即达到的一个电子，即达到 2p3 半充满的稳定结构。所以半充满的稳定结构。所以 I1 有所降低。有所降低。长周期副族元素的长周期副族元素的 I1/kJmol-1？Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn631 658 650 653 717 759 758 737 746 906 总体上看，长周期副族元素的电离能总体上看，长周期副族

34、元素的电离能随随 Z 的增的增加而增加，但增加的幅度比主族元素小加而增加，但增加的幅度比主族元素小。(2)同族中电离能的变化同族中电离能的变化自上而下，自上而下，Z ，核对电子吸引力，核对电子吸引力 ，I 增大增大。自上而下电子层增加，自上而下电子层增加，r ，核对电子吸引力核对电子吸引力 ，I 减小减小。所以，同族中自上而下，元素的电离能减小。所以，同族中自上而下，元素的电离能减小。主要因素主要因素3、电子亲合能的周期性、电子亲合能的周期性 气态基态原子获得一个电子成为一价气态负离子气态基态原子获得一个电子成为一价气态负离子所放所放出的能量出的能量称为称为电子亲和能（电子亲和能（A或或E)。

35、O(g)+e-O-(g)A1=140.0 kJ.mol-1A越大？越大？越易得到电子，生成负离子倾向大，非金属性越强越易得到电子，生成负离子倾向大，非金属性越强【注注】放热为正放热为正 当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要斥力，因此要吸收能量吸收能量。O-(g)+e-O2-(g)A2=-844.2 kJ.mol-1 电子亲合能的正负号规定与焓的规定相反，即放热为电子亲合能的正负号规定与焓的规定相反，即放热为正，吸热为负。正，吸热为负。O-(g)+e-O2-(g)A2=？(1)同周期电子亲合能的变化规律同周期电子亲合能的变化规律:从

36、左到右，从左到右，Z增大，增大，r减小，最外层电子数依次增多减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成，趋向于结合电子形成 8 电子稳定结构，电子稳定结构，电子亲合能电子亲合能增大（易得到电子）增大（易得到电子）。卤素的卤素的电子亲和能最大电子亲和能最大，稀有气体的电子亲和能为最大负值。稀有气体的电子亲和能为最大负值。(2)同主族电子亲合能的变化：同主族电子亲合能的变化：从上到下，规律不明显，大部分的从上到下，规律不明显，大部分的 A变小变小。因为第二周期原子半径较小，电子间的排斥较大。因为第二周期原子半径较小，电子间的排斥较大。【特例特例】N的电子亲和能为负值的电子亲和能为负值，是，是

37、p 区中除稀有气区中除稀有气体外唯一的负值。体外唯一的负值。电子亲合能的最大值电子亲合能的最大值不出现在不出现在 F 原子原子而是而是 Cl 原子原子。4、元素的电负性（、元素的电负性（x）电离能电离能 I：表示原子失电子，形成正离子的能力表示原子失电子，形成正离子的能力电子亲合能电子亲合能 A：表示原子得到电子，形成负离子的能力；表示原子得到电子，形成负离子的能力；许多许多反应中，并非单纯的电子得失，而是电荷的部分转反应中，并非单纯的电子得失，而是电荷的部分转移，或者说是电子的偏移。移，或者说是电子的偏移。因此，因此，应该有一个参数，综合考虑应该有一个参数，综合考虑I和和A，可以表示分子，可

38、以表示分子中原子拉电子的能力。中原子拉电子的能力。1932年，年，Pauling 提出了电负性的概念提出了电负性的概念 分子内原子分子内原子吸引电子的能力。吸引电子的能力。(1)电负性的定义电负性的定义 电负性越大，吸引电子能力越强，非金属性越强。电负性越大，吸引电子能力越强，非金属性越强。86电负性变化电负性变化(2)变化规律变化规律同周期：从左到右电负性依次增大同周期：从左到右电负性依次增大同主族：从上到下电负性依次变小同主族：从上到下电负性依次变小 周期表中，右上角的周期表中，右上角的 F 元素电负性最大，左下元素电负性最大，左下角的角的 Cs 元素电负性最小。元素电负性最小。一般认为一般认为 X 2为非金属。为非金属。原子性质原子性质 从左到右从左到右 从上到下从上到下原子半径原子半径减小减小增大，第五、第六增大，第五、第六周期接近周期接近电离能电离能增大，全满半增大，全满半满结构稍大满结构稍大减小，过渡元素略减小，过渡元素略增，多处不规律增，多处不规律电子亲和能电子亲和能增大增大减小，但减小，但O和和F并非并非本族最大值，由于本族最大值，由于半径小，内层电子半径小，内层电子排斥力大所致排斥力大所致电负性电负性增大增大减小，副族不明显减小，副族不明显