大学化学基础：原子结构课件.ppt

1、(-)(电子（周围）中子质子原子核（中）原子原子结构原子结构2.1 2.1 经典核模型的建立经典核模型的建立1879 Crockes 英 发现阴极射线（电子流）1897Thomson 英 测电子的核质比Millikan 测电子质量1911 卢瑟福 粒子散射实验提出原子有核模型2.2 2.2 氢原子光谱与玻尔氢原子模型氢原子光谱与玻尔氢原子模型一、微观粒子能量量子化规律的发现（旧量子论）一、微观粒子能量量子化规律的发现（旧量子论）Planck的量子假说（1900）：物质吸收或发射的能量是不连续的，只能 是某一能量最小单位的倍数。这种能量的最 小单位称为能量子，或量子量子，即能量是量子 化的。每一

2、个量子的能量与相应电磁波（光波）的 频率成正比：hh=6.62610-34 J.s-1 Planck常数Einstein的光量子假说（的光量子假说（1905）当光束和物质相互作用时，其能量不是连续分布的，而是集中在一些称为光子（photon)(或光量子）的粒子上。光子的能量正比于光的频率 hh:Planck常数 Einstein 主要由于光电效应方面的工作而在1921年获诺贝尔物理奖a).连续光谱(continuous spectrum)太阳光b).线状光谱(原子光谱)(line spectrum)原子光谱是不连续的，是线状的氢原子可见光谱二、二、氢原子的光谱氢原子的光谱Balmer 公式（可

3、见光区谱线）)121(22nRHRydberg 公式（可见光区以外谱线）)11(2221nnRH=1/：波数 n:大于2的正整数RH=1.0973731534107 m-1 Rydberg 常数n1,n2:正整数 且 n2 n1 3.Bohr 的原子结构模型的原子结构模型(1913)(1)原子核外的电子只能在符合 一定条件的、特定的(有确 定的半径和能量）轨道上运 动。电子在这些轨道上运动时处于稳定状态，即不吸收能量也不释放能量。这些轨道称为 定态轨道定态轨道)(6.13)(1018.2222218evnZJnZEnZ:原子的核电荷数氢原子 Z=1(2)电子运动的轨道离核越远，能量越高。当 电

4、子处在能量最低的状态时，称为基基 态态。当原子从外界获得能量时，电子可由离核 较近的轨道跃迁到离核较远的能量较高的 轨道上，这种状态称为激发态激发态。(3)当电子由一个高能量的轨道向低能量的轨 道跃迁时，可以光辐射的方式发射其能量。所发射的光量子的能量大小决定于两个轨 道之间的能量差 12hEEEE2:高能量轨道的能量E1:低能量轨道的能量：辐射光的频率 波尔的原子结构模型成功地解释了氢原子的光谱，但无法解释多电子原子的光谱，也无法解释氢原子光谱的精细结构)11(1018.2121222181212nnhczhcEEEEchhv2.3 2.3 微观粒子的运动属性微观粒子的运动属性一一.波粒二象

5、性波粒二象性1、光的波粒二象性、光的波粒二象性光的波动性：光在传播时体现。如干涉、衍射光的粒子性：光与实物相互作用时体现。如辐射、吸收、光电效应P=h/爱因斯坦通过普朗克常数普朗克常数(h)把光的波波粒粒二象性统一起来，揭示光的本质能量能量动量动量频率频率波长波长E=hv粒子性粒子性波动性波动性hpchmchEmcE22,P:体现粒子性 ：体现波动性 2、实物粒子的波粒二象性、实物粒子的波粒二象性德布罗意假设和物质波德布罗意假设和物质波:1924 年，年仅32岁的法国理论物理学家De Broglie 在光的波-粒二象性的启发下，大胆假设：所有的实物的微观粒子，如电子、原子、所有的实物的微观粒子

6、，如电子、原子、分子等和光子一样，也具有波粒二象性。分子等和光子一样，也具有波粒二象性。mvh：波长 m:粒子的质量v:粒子运动的速度德布罗意波（物质波）德布罗意波（物质波）1927，美国美国 C.Davisson and L.Germar“几率波几率波”电子衍射电子衍射当电子通过晶体时，在屏幕上产生明暗交替的衍射环。这说明电子射线同X射线一样有衍射现象，证明了德布罗意假设的正确性，亦证明了电子具电子具有波动性有波动性二、二、测不准原理（测不准原理（uncertainty principle)1927年，德国科学家海森伯格（Heisenberg）经过严格的推导证明：测不准原理测不准原理x:粒子

7、所在位置的不确定度p:粒子动量（速度）的不确定度mhxhPx44或例：电子的质量 m=9.110-31 kg,若 x=10-11 m 则：sm108.54 1-6mxhv结论：结论：微观粒子的空间位置和运动速率是不能被同时准确确定的。核外电子运动的轨道是不复存在，不确定不确定的。例例:对于 m=10 克的子弹，它的位置可精确到x 0.01 cm,其速度测不准情况为：23341004.0101014.3410 6.621291027.5sm 对宏观物体可同时测定位置与速度xmh4宏观物体：m很大mhx4（小）x和可以很小，不为人觉察三、三、统计性规律统计性规律单个电子衍射（长时间）明暗相间的环纹

8、，说明电子的位置无法确定如何描述一个电子的运动情况？统计性的方法：电子在某些地方出现的机会多 （亮）电子在某些地方出现的机会少 （暗）l微观粒子的运动使用统计规律描述，即概率描述概率描述 具有波动性的电子在空间的几率分布与波的强度有关，电子在空间某区域出现的几率大，即意味着该处电子的波的强度大（衍射强度大），因此，实物微观粒子的波是一种几率波几率波。所以找一个函数能描述电子出现几率的大小所以找一个函数能描述电子出现几率的大小.近代量子力学的基础近代量子力学的基础波函数：描述波的运动状态的数学函数例：两端固定的琴弦振动所形成的驻波的波 函数 2sin)(xAx x(x)：波长小结：小结：（1）物

9、质的微观粒子具有波-粒二重性（2）微观粒子的能量是量子化的（3）微观粒子在空间的运动用波函数描述，在某处波的强度与粒子在该处出现的几 率有关。2.4 2.4 氢原子的量子力学模型氢原子的量子力学模型 一、一、原子轨道、波函数及四个量子数原子轨道、波函数及四个量子数 描述宏观物体运动方程:F=ma 1、描述微观粒子运动的波动方程式、描述微观粒子运动的波动方程式 -薛定谔（薛定谔（Schrodinger）方程）方程(1926)：波函数 x、y、z：空间三维坐标方向m:微观粒子（电子)的质量E：微观粒子（电子)的总能量 （动能+势能）V:微观粒子（电子)的势能当m,V已知，薛定谔方程的解为：解得的每

10、一个波函数都有一定的能量 E和其对应。每个解都要受到三个常数n，l，m的规定。n，l，m称为量子数（quantum number）。2 代表几率密度（即在单位体积空间的几率），因此在全部空间的几率密度之和应等于1 -归一化条件。1 2d-量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，称波函数，即原子轨道包含三个常量和三个变量，一般形式为：),(ml,n,zyxn,l,m为常量 x,y,z为变量波函数的意义：（1）每一个可以描述原子核外电子运动状态（2）俗称原子轨道，它不是一个有形的轨道，而是一个区域。有正负号之分（3）有固定的能量E与之相对应。单电子体系原子的能量)(6.1322evnZEn

11、只有当粒子的能量E取某些特殊的值时，薛定谔方程才能求得满足上述条件的解；微观粒子的能量是微观粒子的能量是量子化量子化的的 微观粒子能够允许具有的能量称为能级能级 微观粒子的能量是不连续的2、四个量子数、四个量子数n、l、m、ms),(ml,n,zyx中的n、l、m 以及以及ms，这四个量子数可以描述一个电子的状态(1)主量子数(n)(Principle quantum number)意义：决定电子离核的远近远近。即电子层数。n 越大，电子与原子核的平均距离越远。决定电子能量高低的主要因素取值：n只能取正整数，n=1,2,3,单电子原子中电子的能量只取决于n值 (eV)6.13 22nZEZ:原

12、子序数n 越大，则E越高1）n 值越大，电子运动轨道离核越远，能量越高(当电子与核相距无限远，即电子与核无相互引力作用时，电子的能量定为零值）2）在一个原子内，具有相同主量子数的电子几乎在同样的空间内运动，可以看作是构成一“层”，称为电子层。n=1，2，3，的电子层也称为K,L,M,N,O,P,Q,层。注意：注意：主量子数n1234567电子层一二三四五六七符号KLMNOPQ主量子数与电子层的对应关系主量子数与电子层的对应关系v n值越小，电子离核越近，能量越低v n值越大，电子离核越远，能量越高(2)轨道角动量量子数(l)(Orbital angular momentum quantum n

13、umber)意义：意义：决定了电子云在空间角度的分布的情况，即与电子云的形状电子云的形状有关。l 的取值为：l=0,1,2,3,，（n-1)共n个取值 l 的值常用英文小写字母代替：l:0 1 2 3 4代号：s p d f g 决定电子能量高低的次要因素注意：注意：多电子原子轨道的能量与n，l有关，（但氢原子或单电子离子原子轨道的能量仅与n有关）能级由n，l共同定义，一组（n，l）对应于一个能级（氢原子的能级由n定义）；能量相同的轨道称为简并轨道 角量子数 01234亚层符号spdfg轨道形状球形哑铃型花瓣型角量子数与电子亚层、轨道形状的对应关系角量子数与电子亚层、轨道形状的对应关系 在多电

14、子原子中，当n值相同，而 l 值不同时，电子的能量也稍有不同，（l 值越小，E越小）可以看作是形成了“亚层”。亚层的符号：1s n=1,l=0 2s,2p n=2,l=0,1 3s,3p,3d n=3,l=0,1,2 4s,4p,4d,4f n=4,l=0,1,2,3试比较其能量大小 E2sE2p E3sE3pE3dE4sE4pE4d95%的区域）的区域）电子云等密度面图电子云的角度分布电子云的角度分布:角度波函数的平方|Yl，m（，）|2随角度变量（，）的变化情况从角度侧面反映几率密度分布的方向性表示电子在核外空间不同角度出现的几率密度的大小特点：特点：原子轨道角度分布图有正、负之分，而电子

15、云角度分布图全部为正值，这是由于|Y|平方后，总是正值。电子云角度分布图比原子轨道角度分布图“瘦”些，这是因为|Y|值小于1，因此|Y|2一定小于|Y|表示任何角度方向上R（r）随r的变化情况 3.径向分布图 4.径向分布函数图 假若考虑电子出现在半径为r，厚度为dr的薄球壳的几率 rdr几率=几率密度 体积因此这个球壳内电子出现的几率=2 4r2dr 单位厚度的球壳夹层的几率(D(r)表示）D(r)=2 4r2dr/dr反映电子几率在任意角度随反映电子几率在任意角度随r的变化情况的变化情况=2 4r2 离核近（r小），2 大，4r2 小离核近（r大），2 小，4r2 小讨论：有极值，在a0处

16、最大52.9 氢原子电子云径向分布函数图 径向分布函数图特点：不同状态的径向分布函数图有（nl）峰数 3s轨道，n=3，l=0，即有三个极大值，Dr曲线上有三个峰 n相同，l 不同，极大值峰数目不同，但l越小，最小峰离核越近，主峰（最大峰）离核越远 l 相同，n越大，主峰离核越远 电子分层排布，说明“波尔理论”一定的合理性电子云的空间分布图对核外电子运动的量子力学描述小结：对核外电子运动的量子力学描述小结：原子中核外电子的运动具有波-粒二象性。描述其运动状态的波函数服从Schrodinger 方程。核外电子运动没有确定的运动轨道，但有 与波函数相对应的、确定的空间几率分布 核外电子的运动状态由

17、4个量子数决定：主量子数主量子数 n 决定了电子与核的平均距离，取值为：1，2，3，角动量量子数角动量量子数 l 决定了电子运动在空间 的角度分布（即电子云的形状），取值 为：0，1，2，（n-1)磁量子数 m 反映了原子轨道在空间的不 同取向，取值为：m=0,1，2，l。自旋角动量量子数自旋角动量量子数 mS 反映了电子的两种 不同的自旋运动状态，取值为+1/2 或-1/2 核外电子的能量是量子化的。单电子原子 中电子的能量仅由n决定，多电子原子中 电子的能量由n、l 二者决定2.5 2.5 多电子原子结构多电子原子结构 氢原子中，核电荷数Z=1，核外只有一个电子，仅受到核吸引，能量仅与n有

18、关：(eV)6.13 22nZEn多电子原子中每个电子除了受到核吸引外，还要受到其它电子的排斥+3Li21一、屏蔽效应与钻穿效应 1.屏蔽效应 核电荷为Z的多电子原子中，电子既受核的吸引，又受其余(Z1)个电子的排斥，即其它电子对某电子i的排斥力相当于降低了原子核对该电子i的吸引。我们把电子之间的排斥相当于部分抵消了核对电子的吸引作用称为屏蔽效应(screening effect)所以若考虑其余电子对该电子i的排斥，则该电子i的能量公式可以表示为：22nZREi令Z=Z，则:22)(nZREiR=2.17991018 J 结论：屏蔽效应，使电子i的能量升高 Z:有效核电荷(effective

19、nuclear charge):屏蔽常数(screening constant)Z=Z反映了其余电子对所选电子之间的排斥作用被其他电子屏蔽后的核电荷屏蔽效应影响影响的因素：的因素：内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，外层电子对较内层电子近似看作不屏蔽。n越小，屏蔽作用越大 K L M N n越大，被屏蔽程度()越大，z*越小，势能越高 K L M N n相同，l越大，被屏蔽作用()越大，能量越高能级分裂 EnsEnpEnd np nd nf能量：Enf End Enp Ens 3d 4sD(r)r当n,l不相同时：E3d E4s 3.多电子原子轨道能级 一般规律:1)n不同，l 相同：E1sE2

20、sE3s 原因:a)n越大，电子云的径向分布图的主峰离核越远，轨道能量越高 b)n越大，已填入的相对于n的内层轨道上的电子数就越多，受到的屏蔽效应越大，有效核电荷越小，所以轨道能量也越高 2.n相同，相同，l不同不同：EnsEnpEnd思考：比较思考：比较Li2+中中E3d E4sE2S E2p=能级组IIIIIIIVVVI原子轨道1s2s 2p3s 3p4s 3d 4p5s 4d 5p6s 4f 5d 6p同一能级组内能级间的间隔较小，组与组之间的能量间隔较大。组内电子数2881818324.能级组和近似能级图能级组和近似能级图 能级组:由于 n,l 决定能量，徐光宪把（n+0.7l）的第一

21、位数字相同的能级并为一个能级组称为第几能级组。1so2so2pooo3so3pooo4so4pooo3dooooo5so5pooo4dooooo6so6pooo5dooooo4fooooooo能量1(1s)2(2s 2p)3(3s 3p)4(4s 3d 4p)5(5s 4d 5p)6(6s 4f 5d 6p)能级组7so7pooo6dooooo5fooooooo7(7s 5f 6d 7p)鲍林近似能级图 近似能级图是按原子轨道的能量高低顺序排列的，能量相近的划为一组，成为能级组，共七个能级组。对于4、5、6、7能级组，在一个能级中包含不同电子层的能级现象称为能级交错 每个小圆圈代表一个原子轨道

22、，同高度的圆圈代表简并轨道 l相同，n越大，能量越高 n相同，l越大，能量越高 同一主层中各亚层能级产生差别的现象叫做能级分裂 n、l都不同，比较能量使用(n+0.7l)二、二、多电子原子核外电子排布多电子原子核外电子排布(1)能量最低原理：能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总是 尽可能地先占据能量最低的轨道。(2)泡利不相容原理（泡利不相容原理（Pauli exclusion principle)：在同一原子中不可能有两个电子的四 个量子数完全相同。(每一种量子态的电子只能有一个，即 在同一原子轨道上最多只能容纳自旋方向 相反的两个电子）。核外电子排布的一般规则核外电子排布的一般规则

23、 各电子层中电子的最大容量是2n2个。核外电子可能的轨道核外电子可能的轨道 n 1 2 3 电子层符号 K L M l 0 0 1 0 1 2 电子亚层符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d m 0 0 0 0 0 0 1 1 1 2电子层轨道数 1 4 9可容纳电子数 2 8 18(3)洪特规则洪特规则(Hunds rule)：电子在能量相同的轨道上排布时，总 是尽可能地以自旋相同的方式分占不同的 轨道，因为这样的排布方式总能量最低。例：C原子的电子排布1s2s2pC(1s22s22p2)洪特规则的特例:等价轨道（简并轨道）中全充满 （p6或d10或f 14）半充满 （p3或d 5或f 7

24、）全空 （p0或d 0或f 0）对称性高，能量低，状态比较稳定基态原子的电子排布 多电子原子中电子进入轨道的能级顺序是1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6dns(n-1)d(n-2)f 26Fe Ar3d64s2 Ar3d64s0 Ar3d54s0 Ar3d44s2 Ar3d34s2 Fe2+Fe3+21号元素号元素1s22s22p63s23p64s23d1(全空时，先填全空时，先填 s,钻穿效应钻穿效应)1s22s22p63s23p63d14s2(填充后，由于填充后，由于d 的屏蔽，使得的屏蔽，使得 s 轨道能量升高轨道能量升高)Sc Ar 3d14s2失去

25、电子时，先失去失去电子时，先失去4s2 电子，然后失去电子，然后失去3d1电子。电子。40号元素号元素1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2(全空时，先填s,penetrate)1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2(填充后，由于d的屏蔽，s)Zr Kr 4d25s2 例例2.6 元素周期表和核外电子结构元素周期表和核外电子结构元素的性质随着核电荷的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做周期律 一、一、周期与核外电子构型周期与核外电子构型(1)每一个能级组对应于周期表中的一个周期周期表中共有七行，分别为第、二、三、四、五、六、七周期。各周期所包含的

26、元素的数目顺次为2、8、8、18、18、32。前三个周期为短周期，第四周期以后称为长周期 a)周期数周期数=电子层数电子层数=能级组中最高的能级组中最高的主量子数主量子数b)元素数目相应能级组中原子轨道元素数目相应能级组中原子轨道的的最大电子容量最大电子容量周期的划分和轨道能级组的关系周期周期数数原子原子序数序数元素元素数目数目最高能级组最高能级组最大电最大电子容量子容量11221s第一能级组2231082s,2p第二能级组83111883s,3p第三能级组841936184s,3d,4p第四能级组1853754185s,4d,5p第五能级组1865586326s,4f,5d,6p第六能级组3

27、2787109(未完)237s,5f,6d,7p第七能级组32二、二、族与核外电子构型族与核外电子构型 25Mn1s22s22p63s23p63d54S2 第四周期凡包含长、短周期元素的各列，称为主族。从IA到VIIA再加0族共8个主族原子的电子层结构相似的元素落在同一列，称为族 仅包含有长周期元素的各列，称为副族从IB到VIIB和族共8个副族1）凡是最后一个电子填入ns或np轨道的都是主族元素，其价电子的总数等于其族数。例：元素 S,原子序数16 核外电子排布：1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 价电子为 3s2 3p4 或写作 Ne 3s2 3p4最高可能氧化数最高可能氧化数=最外层电

28、子数最外层电子数 2)凡最后一个电子填入(n-1)d或(n-2)f轨道上的 元素都属于副族（过渡元素）。BB族元素，价电子(最外层和次外层 电子)总数等于其族数；B和B族元素，最外层电子数等于族数例：Mn ,原子序数25，核外电子排布：1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d5 或写成：1s2,2s22p6,3s23p63d5,4s2 Ar4s23d5 B族族 Cd,原子序数48，电子构型：1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d10 Kr5s24d10B族 3)族：它处于周期表的中间，共有三个纵行,最后1个电子填在(n1)d亚层上,它们外围电子的构型是:(n1)d

29、610s0，1，2 三、特征电子组态(周期表分区)s区元素：价层电子组态 ns12，IA和IIA族 p区元素：价层电子组态为ns2npl6，IIIA至VIIA族和0族d区元素：价层电子组态为(n1)d19ns12，IIIB至VIIB族和第族 ds区元素：价层电子组态为(n1)d10nsl2，IB和IIB f区元素：价层电子组态为(n2)f114(n1)d01ns2，镧系和锕系 s区 最后一个电子填充在s能级上的元素 位于元素周期表左侧，包括A,A 结构特点：ns12 化学性质：易失电子成离子，为活泼金属 d区 最后一个电子填充在d能级上的元素 位于元素周期表中部，包括BB,族 结构特点：(n-

30、1)d19ns12 Pd:4d10 化学性质：过渡元素，都有多种氧化数变价 ds 区 最后一个电子填充到d能级上且达到d10状态的元素 位于元素周期表的中部，包括B,B 结构特点：(n-1)d10ns12 化学性质：过渡元素 p区 最后一个电子填充到p能级上的元素 位于表的下部，包括BB和0族 结构特点：ns2npl6 化学性质：易得电子成离子，为活泼非金属按最后一个电子填充的轨道类型，周期表可分为下述区域（主族）（主族）（副族）（过渡元素）例：已知某元素在周期表中位于第五周期，A族，试写出基态原子的电子排布式、元素名称、符号、原子序数解：在周期表中位于第五周期，则为第五能级组：5s 4d 5

31、p；A族，则最外层价电子总数为6故：5s2 4d 5p410得到其电子排布式为：Kr 4d105s2 5p4元素名称:碲、Te、52 2.7 元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性(一)原子和离子半径原子和离子半径原子半径原子半径(Atomic radius)：相邻同种原子的平均核间距的1/2。根据原子间的作用力，一般可分为三种共价半径共价半径(covalent radius)：同种元素的两个原子以共价键 连接时，它们核间距离的1/2称为该原子的共价半径（如H2、O2)范德华半径范德华半径(van der waals Radius)：当同种元素的两 个原子只靠范德华力（分子间作用力）相互 吸

32、引时，其核间距的1/2 称为范德华半径（如 He,Ar)。金属半径金属半径(metallic radius)：在金属晶格中相邻金属原子核间距离的一半称为原子的金属半径原子半径和离子半径原子半径和离子半径减小缓慢，减小缓慢，IBIIB略有增大，略有增大，IVA后逐渐减小后逐渐减小 Z*增大不多，增大不多，IBIIB屏蔽效应大屏蔽效应大z*减小减小IVA后后z*增加增加原子半径变化规律原子半径r主要决定于原子的有效核电荷数z*和电子层数n 同一元素 r(负离子)r(原子)r(正离子)同一周期 短周期中 长周期中逐渐减小逐渐减小 Z*增加增加 短周期短周期：自左至右，原子半径逐渐减小，变化幅度较大长

33、周期过渡元素长周期过渡元素：自左至右，原子半径逐渐减小，变化幅度较小，r=5pm,原子半径变化规律 同一族 同A族中 同B族中依次增大电层增加变化不明显特别是第五和第六周期的元素、原子半径非常接近，以致于它们的性质非常相似，在自然界中常常共生在一起，难以分离。（1）同一主族元素原子半径变化规律：同一主族元素，自上而下，由于主量子数的增大，原子半径增大。(2)同一副族元素，自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近。(二二)电离能电离能电离能电离能：一个基态的气态原子失去1个电子而成为+1价气态离子所需的能量，称为该元素的第一电离能(I1)。从+1价气态离子再失去一个电子成为+2 价气

34、态离子所需的能量称为该元素的第二电 离能(I2),以此类推。Cu(g)Cu+e-I1=785 kJ.mol-1 Cu+(g)Cu2+e-I2=1955 kJ.mol-1l电离能I大小反映了原子失去电子的难易l元素的电离能I是元素金属活泼性的一种衡量尺度元素的金属性是元素的原子失去电子成正离子的性质电离能电离能 I主要决定于原子的有效荷电荷数z*，原子半径r和原子的电子层结构 I主要变化规律 同一元素I1 I2I3 同一族 A族：B族：变化不规律 同一周期z*增加不多，增加不多，r依次增大，依次增大，I依依次减小，金属性依次增强次减小，金属性依次增强I总趋势增大，金属性减弱，但有起伏总趋势增大，

35、金属性减弱，但有起伏 Z*增大，增大，r减小，引力增大减小，引力增大电离能随原子序数增加的变化 半充满、全充满的轨道具有较稳定的结构，因此具有较大的电离能。元素的第一电离能越小，越易失去电子，元素的第一电离能越小，越易失去电子，该元素的金属性也越强该元素的金属性也越强Be,N 等等(三三)电子亲和能电子亲和能(Electron Affinity)元素的一个基态的气态原子得到电子生成-1价气态负离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲和能电子亲和能 A(Eea)Cl(g)+e-Cl-(g)A1=349 kJmol-1O(g)+e-O-(g)A1=141 kJmol-1 )()(XEXEEeaX+

36、e-X-元素的-1价气态负离子得到电子生成-2价气态负离子时所“放出”的能量称为该元素的第二电子亲和能电子亲和能 Eae，2O-(g)+e-O2-(g)A,2=-780 kJmol-1 第二亲和能，一般为负值(即此过程为吸收能量），因为负离子在得到电子需要吸收能量来克服电子之间的排斥力。X-+e-X 2-)()(22,XEXEEeal元素的电子亲和能A增大,则易获得e,非金属性增强。元素非金属性：元素的原子得到电子变成负离子的性质电子亲和能数据不全Cl(g)+e=Cl-(g)Ho=-349 kJ/molA1=-Ho=349 kJ/mol增增减减电子亲合能电子亲合能：电子亲和能 总变化趋势 同一

37、周期 同一族 例外A增大非金属性增强非金属性减弱A减小N O FA小小P S ClA大大a)一般来说，原子半径越小，电子亲和能越大 元素的电子亲和能越大，原子得到电子元素的电子亲和能越大，原子得到电子变成负离子的倾向越大，非金属性也越强。变成负离子的倾向越大，非金属性也越强。b)元素具有较高的电离能，也倾向于具有较高的电子亲合能。c）第二周期元素的电子亲合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半径小、加入电子后负电荷密集，电子和电子间的排斥作用急剧增大，原子结合电子的过程是放热还是吸热原子结合电子的过程是放热还是吸热?原子结合电子的过程中存在两种相反的静电作用力原子结合电子的过程中存在两种相反的

38、静电作用力:价层原有价层原有 电子与外来那个电子之间的排斥力电子与外来那个电子之间的排斥力;原子核与外来电子之间的原子核与外来电子之间的 吸引力吸引力.是放热还是吸热是放热还是吸热,决定于吸引力和排斥力哪一种起支配决定于吸引力和排斥力哪一种起支配 作用作用.电子加进电中性原子时通常是吸引力起支配作用电子加进电中性原子时通常是吸引力起支配作用,发生放热过发生放热过 程程,第一电子亲和能通常为正值第一电子亲和能通常为正值.电子加进阴离子时排斥力起支配作用电子加进阴离子时排斥力起支配作用,发生吸热过程发生吸热过程,第二、第第二、第 三电子亲和能都为负值三电子亲和能都为负值.Question Ques

39、tion(四)电负性(electronegativity)元素的电负性是指原子在分子中在分子中对成键电子吸引力相对相对大小的量度电负性的计算：电负性的计算：鲍林(pauling)法：5.96)(2ABBAABABDDDA,B :元素元素A与与B的电负性的电负性DA-B、DA-A、DB-B:分子分子AB,A2、B2 的键能的键能 例：已知H2、Br2、HBr的键能分别为436、193、366 kJ.mol-1,H的电负性为2.1，则由下式 5.96193436366)-(2HBr可得：Br=3.0(2.96)规定：规定：F=4.0(3.98),Li=1.0 原子在分子中吸引成键电子的能力 电负性

40、的数据计算方法不同，数值并不相同，但在电负性系列中元素的相对位置大致相同。应用时使用同一类数据进行比较 密立根求值公式 元素电负性大小可以衡量元素的金属性和非金属性的强弱 元素的电负性数值越大，原子在分子中吸引电子能力越强，非金属性也越强AI 121增增减减电负性数据电负性数据电负性的变化规律 一般地 同一周期中 同一A族中 同一B族中 变化规律不明显金属非金属0.20.2A增大增大非金属性增强非金属性增强非金属性减弱非金属性减弱减小减小某元素的电负性不是一个固定不变的值，它与元素的氧化态有关，氧化态越高，电负性值越大。Fe2+Fe3+电负性值:最大为F;最小为Cs电负性电负性(electro

41、negativity)总结总结 如果原子如果原子吸引吸引电子电子的趋势相对较强的趋势相对较强,元素在该化合物中显示电负元素在该化合物中显示电负 性性(electronegative););如果原子如果原子吸引吸引电子电子的趋势相对较弱的趋势相对较弱,元素在该元素在该 化合物中则显示电正性化合物中则显示电正性(electropositive).).元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子将电子对吸引向元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子将电子对吸引向 自身的能力自身的能力.F F的电负性最大的电负性最大,电负性大的元素集中在周期表的右上角电负性大的元素集中在周期表的右上角;Cs(Fr);Cs

42、(Fr)的电负性最小的电负性最小,电负性小的元素集中在周期表的左下角电负性小的元素集中在周期表的左下角.化合物化合物 电负性元素电负性元素 电正性元素电正性元素 ClO2(Cl-O化合物化合物)O(3.44)Cl(3.16)HCl Cl(3.16)H(2.20)电负性有不同的标度，因而会看到不同的数据表电负性有不同的标度，因而会看到不同的数据表.例如例如 Mulliken 电负性标度，电负性标度，Pauling电负性标度电负性标度(以热化学为基础以热化学为基础)和和 Allred-Rochow 电负性标度电负性标度.电负性概念不能与电离能和电子亲和能概念用混电负性概念不能与电离能和电子亲和能概

43、念用混!引用数据要注意引用数据要注意!与电离能和电子亲和能不同与电离能和电子亲和能不同,电负性在化学上有多种定义电负性在化学上有多种定义,每个定义都有相每个定义都有相 应的一套数据应的一套数据.讨论同一个问题时讨论同一个问题时,引用的引用的 数据要注意数据要注意,本教材采用本教材采用 Pauling 的数据的数据.电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元素电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元素(非金属非金属性强的元素性强的元素),),电负性小的元素通常是那些电离能小的元素电负性小的元素通常是那些电离能小的元素(金金属性强的元素属性强的元素).).电负性与电离能和电子亲和能之间的确存在电负性与电离能和电子亲和能之间的确存在某种联系某种联系,但并不意味着可以混用但并不意味着可以混用!电离能和电子亲和能用来讨论电离能和电子亲和能用来讨论离子化合物离子化合物形成过程中形成过程中的能量关系的能量关系,例如热化学循环例如热化学循环;电负性概念则用于讨论电负性概念则用于讨论共价化合物共价化合物的性质的性质,例如对共价例如对共价键极性的讨论键极性的讨论.