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第五章原子結(jié)構(gòu)和元素周期表 費曼 1918 1988 RichardFeynman美國理論物理學(xué)家1965年諾貝爾物理獎引自 費曼物理學(xué)講義 如果有一天人類遭遇滅頂之災(zāi) 我們的全部知識也將隨之被毀滅 假如我們還有時間給后人留一句話 那么這句話應(yīng)當(dāng)是 所有物質(zhì)由原子組成 原子是一種永遠運動的 遠距離相互吸引 近距離相互排斥的微小粒子 原子 原子結(jié)構(gòu) 原子序數(shù) 核電荷數(shù) z 質(zhì)子數(shù) 核外電子數(shù)質(zhì)量數(shù) A 質(zhì)子數(shù) 中子數(shù) N 質(zhì)子z個原子核原子 中子N A z 個核外電子z個 原子的古典理論 世界上任何東西都是由原子組成的 包括物質(zhì)和靈魂 原子是不可分割的 DemocritusBC460 370古希臘哲學(xué)家公元前440年 德謨克利特 Dalton原子論 1803 所有物質(zhì)是由原子組成的 原子不可再分 某一元素的所有原子都是相同的 但是與其它元素的原子不同 化合物是由不同元素的原子按一定比例形成的 化學(xué)反應(yīng)是原子的重排 但既沒有新原子的產(chǎn)生 也沒有原來原子的消失 Thomson電子荷質(zhì)比測定實驗 Rutherford原子行星模型 1911 電子在原子內(nèi)繞核旋轉(zhuǎn) 就象行星繞太陽運轉(zhuǎn)一樣 盧瑟福SirErnestRutherford1871 1937新西蘭裔英國化學(xué)家獲1908年Nobel化學(xué)獎 氫原子光譜實驗 連續(xù)光譜氫原子光譜 量子論的誕生 1900年12月14日 普朗克解釋了黑體輻射現(xiàn)象 并且引入量子化能量假說 輻射能的放出或吸收不是連續(xù)的 而是按照一個基本量或基本量的整數(shù)倍被物質(zhì)放出或吸收E h 普朗克MaxLudwigPlanck1858 1947德國物理學(xué)家1918年Nobel物理獎 Bohr氫原子模型 1913 尼爾斯 玻爾N Bohr1885 1962丹麥物理學(xué)家 Bohr氫原子模型要點 原子內(nèi)電子按能級分層排布于適合一定條件的軌道上 電子在穩(wěn)定軌道中旋轉(zhuǎn)時完全不放出能量 處于一種穩(wěn)定狀態(tài) 電子在不同軌道上旋轉(zhuǎn)時具有不同能量 各能級間能量是不連續(xù)的 即量子化的 電子在軌道間躍遷時才有能量的放出和吸收 放出的量子具有的頻率由軌道的能量差決定 氫原子光譜與氫原子能量 Bohr理論的優(yōu)點和局限 優(yōu)點 首先引入量子化的概念 解釋了氫原子光譜為不連續(xù)光譜 缺點 未能完全沖破經(jīng)典力學(xué)連續(xù)概念 只是勉強加進了一些人為的量子化條件和假定 只能解釋氫原子或類氫原子 He Li2 光譜 不能解釋多電子原子 核外電子數(shù)大于1的原子 分子或固體的光譜 即使是有兩個電子的He 其結(jié)果與實驗相去甚遠 亦不能解釋氫光譜的每條譜線實際上還可分裂為兩條譜線的現(xiàn)象 即精細結(jié)構(gòu)未考慮其運動的波動性 采用了宏觀軌道的概念 原子的量子力學(xué)模型 微觀粒子 電子 原子 分子微觀粒子的運動特征量子化波粒二象性光的波粒二象性既有波動性又有微粒性 光波粒二象性的數(shù)學(xué)表達 能量量子化 E nh n 1 2 P h 波動性E P 微粒性 deBroglie波粒二象性 德布羅意波 物質(zhì)波 電子具有波長 h m 德布羅意L deBroglie法國物理學(xué)家獲1929年Nobel物理獎 物質(zhì)波證明 電子的晶體衍射 C Davisson和L Germar當(dāng)電子通過晶體時 在屏幕上產(chǎn)生明暗交替的衍射環(huán) 這說明電子射線同X射線一樣有衍射現(xiàn)象 證明了德布羅意假設(shè)的正確性 亦證明了電子具有波動性 070410電子衍射實驗 鋁箔 a 石墨 b 感光屏幕 薄晶體片 衍射環(huán)紋 電子束 電子槍 電子具有波動性的實驗證明 Heisenberg測不準原理 1 具有波粒二象性的微觀粒子 不能同時測準其位置和速度 動量 如果微粒的運動位置測得愈準確 則相應(yīng)的速度愈不易測準 反之亦然 海森堡WernerCarlHeisenberg1902 1972德國物理學(xué)家獲1932年Nobel物理獎 Heisenberg測不準原理 2 式中 x表示位置測不準量 P表示動量測不準量 h為普朗克常數(shù) 6 626 10 34J s 為圓周率 m為質(zhì)量 v表示速度的測不準量 Schr dinger方程 薛定鄂ErwinSchr dinger1887 1961奧地利物理學(xué)家獲1933年Nobel物理獎 當(dāng)所有其它方法都行不通時 就用薛定鄂方程 羅素 派克RussellT Pack美國化學(xué)教育家April1978 薛定諤方程 薛定諤 Schr dinger 方程 E 體系的總能量V 勢能m 微粒的質(zhì)量 描述電子運動的波函數(shù) 也稱為原子軌道 原子軌跡或原子函 波函數(shù)和原子軌道 通過薛定諤方程求解而得 可以描述原子核外電子運動狀態(tài) 對x的二階偏導(dǎo)數(shù) 對y的二階偏導(dǎo)數(shù) 對z的二階偏導(dǎo)數(shù) 求解 1 必須在球極坐標系中求解 x y z r Rn r Yl m 0 r 0 緯度0 2 經(jīng)度 x rsin cos y rsin sin z rcos 求解 2 R r 只與電子離核半徑有關(guān) 稱為波函數(shù)的徑向部分Y 只與 兩個角度有關(guān) 故稱為波函數(shù)的角度部分在解R r 方程時 要引入一個參數(shù)n 在解 方程時要引入另一個參數(shù)l 在解 方程時還要引入一個參數(shù)m 主量子數(shù)n 1 2 3 4 7角量子數(shù)l 0 1 2 3 n 1 共可取n個數(shù)值 磁量子數(shù)m 0 1 2 l 共可取2l 1個數(shù)值 在量子力學(xué)中 三個量子數(shù)都有確定值的波函數(shù)稱為原子軌道 氫原子的基態(tài) 1 總能量2 波函數(shù)徑向部分 角度部分 概率密度和電子云 沒有物理意義 復(fù)數(shù)表達式為 a bi 2代表微粒在空間某點出現(xiàn)的概率密度 即單位體積中的概率電子云是 2的具體圖像 s電子云的界面圖 電子出現(xiàn)概率達到90 的等密度面 1s電子云 2 r圖 電子云的概念 假想將核外一個電子每個瞬間的運動狀態(tài) 進行攝影 并將這樣數(shù)百萬張照片重疊 得到如下的統(tǒng)計效果圖 形象地稱為電子云圖 電子云沒有明確的邊界 在離核很遠的地方 電子仍有出現(xiàn)的可能 但實際上在離核200 300pm以外的區(qū)域 電子出現(xiàn)的概率可以忽略不計 四個量子數(shù) 主量子數(shù)n 1 2 3 4 角量子數(shù)l 0 1 2 3 n 1 共n個取值 磁量子數(shù)m 0 1 2 l 共2l 1個取值 自旋量子數(shù)ms 主量子數(shù) n 取值1 2 3 4 n為正整數(shù) 自然數(shù) 能量量子化光譜學(xué)上用K L M N 表示意義表示原子軌道能量的高低 核外電子離核的遠近 或者說是電子所在的電子層數(shù) n 1表示第一層 K層 能量最低 離核最近 n的數(shù)值大 電子距離原子核遠 則具有較高的能量 主量子數(shù) n 角量子數(shù) l 用來描述同層中 n相同 不同形狀的原子軌道 亞層 取值受主量子數(shù)n的限制 對于確定的主量子數(shù)n 角量子數(shù)l可以為0 1 2 3 4 n 1 共n個取值 光譜學(xué)上依次用s p d f g 表示 意義角量子數(shù)l決定原子軌道的形狀n 4時 l 0表示s軌道 能量最低 形狀為球形 即4s軌道 l 1表示p軌道 形狀為啞鈴形 4p軌道 l 2表示d軌道 形狀為花瓣形 4d軌道 l 3表示f軌道 能量最高 形狀復(fù)雜 4f軌道 磁量子數(shù) m 取值受角量子數(shù)l的影響 對于給定的l m可取 0 1 2 3 l意義m決定原子軌道的空間取向若l 3 則m 0 1 2 3共7個值 每一種m的取值 對應(yīng)一種空間取向 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 但一般不影響能量 3種不同取向的2p軌道能量相同 能量相同的原子軌道稱為等價軌道或簡并軌道 原子軌道的空間取向 電子自旋的發(fā)現(xiàn) Stern Gerlach實驗電子自旋 電子自身存在的兩種不同的運動狀態(tài) 自旋量子數(shù) ms 電子在沿外磁場方向上的自旋角動量分量 可用Ms表示 Ms msh 2 ms稱為自旋量子數(shù) 取值只有兩個 和 電子的自旋方式只有兩種 通常用 和 順時針 逆時針表示 填充允許的量子數(shù) n 2l m 1ms 1 2n 2l 1m ms 1 2n 3l 0m ms 1 2n l 2m 0ms 1 2n 2l m 1ms 1 2n 4l m 0ms 1 2n 4l 2m ms 1 2 10 10 3100 1 2 不合理的量子數(shù) n 2 l 1 m 0n 2 l 2 m 1n 3 l 0 m 0n 3 l 1 m 1n 2 l 0 m 1n 2 l 3 m 2 合理l 1合理合理m 0或l 1l 0 1 m 0 1或n 3 填表 示例 1 對于n 3 m 2的電子來說 下列說法哪種正確 電子位于d軌道中電子位于p軌道中電子位于第二電子層中以上均不正確n 3 l 0 1 2m 2 l 2 示例 2 5d軌道中的電子的磁量子數(shù)m 可能為0 5之間的任何一個為0為 或 為3以上都不對 原子軌道的角度分布圖 用圖形表示Yl m的數(shù)值大小隨角度 的變化 s軌道p軌道 d軌道角度分布圖 070412電子云的角度分布圖 以 2作圖得到的圖像電子云的角度分布圖和相應(yīng)的原子軌道的角度分布圖是相似的 它們之間主要區(qū)別有兩點 1 因角度函數(shù)Y l 所以Y2值比Y值更小 電子云的角度分布圖比原子軌道角度分布圖 瘦 2 原子軌道角度分布圖有正 負之分 而電子云的角度分布圖因角度函數(shù)經(jīng)平方后無正 負之分 全為正值 多電子原子中的能級圖 能級交錯現(xiàn)象 鮑林近似能級圖 1 近似能級圖是按原子軌道的能量高低順序排列的 能量相近的劃為一組 成為能級組 共七個能級組 能級組的存在 是周期表中化學(xué)元素可劃分為各個周期及每個周期應(yīng)有元素數(shù)目的根本原因 對于4 5 6 7能級組 在一個能級中包含不同電子層的能級現(xiàn)象稱為能級交錯每個小圓圈代表一個原子軌道 同高度的圓圈代表簡并軌道 鮑林近似能級圖 2 l相同 n越大 能量越高n相同 l越大 能量越高同一主層中各亞層能級產(chǎn)生差別的現(xiàn)象叫做能級分裂n l都不同 比較能量使用 n 0 7l n 0 7l 越小 能量越低注意 Pauling能級圖不能完全反映出每種元素的原子軌道能級的相對高低 有例外不能用此圖來比較不同元素原子軌道能級的相對高低 核外電子排布 電子排布原理能量最低原理保里不相容原理洪特規(guī)則 能量最低原理 按照近似能級圖 核外電子總是盡先排布在能量最低的軌道上 當(dāng)能量最低的軌道排滿后 電子才依次排布在能量較高的軌道上 電子先填充能量低的軌道 后填充能量高的軌道 盡可能保持體系的能量最低 E1s E2s E3s E4sE3s E3p E3d 保里 Pauli 不相容原理 在一個原子中 不可能存在四個量子數(shù)完全相同的兩個電子 一個原子軌道最多只能容納兩個電子 而且這兩個電子的自旋方式必須相反 電子層的最大容量 2n2亞層的最大容量 4l 2 泡利WolfgangPauli1900 1958奧地利裔美國物理學(xué)家獲1945年Nobel物理獎 洪特經(jīng)驗規(guī)則 1925 電子在能量相同的軌道上分布時 總是盡可能以自旋相同的方向分占不同的軌道 洪特FriderichHermannHund1896 1997德國物理學(xué)家 洪特規(guī)則 電子分布到能量相同的等價 簡并 即n相同 軌道時 總是盡先以自旋相同 自旋平行 的方向 單獨占據(jù)能量相同的軌道 即總是以自旋相同的方式分占盡可能多的軌道 各軌道保持一致 則體系的能量低 洪特規(guī)則補充 p 128 作為Hund規(guī)則的特例 簡并軌道在全充滿 p6 d10 f14 半充滿 p3 d5 f7 和全空 p0 d0 f0 時是比較穩(wěn)定的 重要的特例 基態(tài)原子的電子排布 能級交錯現(xiàn)象 電子進入軌道的能級順序1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p電子由最低能量的1s軌道依次填入 每個軌道最多只能填入2個電子 元素電子填到最后能級組注意洪特規(guī)則特例主量子數(shù)相同的按角量子數(shù)大小順序書寫 1s22s22p63s23p63d54s1 主量子數(shù)整理 1s22s22p63s23p64s13d5 由洪特規(guī)則特例 1s22s22p63s23p64s23d4 能量最低排布 24Cr 核外電子排布表達方式 用量子數(shù)表示電子運動狀態(tài) 1 氮的價電子構(gòu)型為2s22p3 每個電子的運動狀態(tài)應(yīng)該為 2s2 2 0 0 2 0 0 2p3 2 1 1 2 1 0 2 1 1 2 鉻的價電子構(gòu)型為3d54s1 每個電子的運動狀態(tài)應(yīng)該為 3d5 3 2 0 3 2 1 3 2 1 3 2 2 3 2 2 4s1 4 0 0 排序 已知電子具有下列各套量子數(shù) 請排列它們的能量高低順序 1 3 2 1 1 2 2 2 1 1 1 2 3 2 1 0 1 2 4 3 1 1 1 2 5 3 1 0 1 2 6 2 0 0 1 2判斷依據(jù) 電子能量由所在軌道的n和l決定 1 5 4 2 3 6 示例 1 Ar中磁量子數(shù)m 1的電子有多少 A 1B 2C 4D 6E 018Ar 1s22s22p63s23p6Cl中有多少電子的量子數(shù)n 3和l 0 A 2B 4C 6D 8E 1017Cl 1s22s22p63s23p5 示例 2 以 1 為例 完成下列 2 至 6 題 1 Na z 11 1s22s22p63s1 2 1s22s22p63s23p3 3 Ca z 20 4 z 24 3d54s1 5 Ar 3d104s1 P z 15 Ar 1s22s22p63s23p64s2 Cr Cu z 29 判斷題 1 對于Sc來說 下列哪一個電子排布正確 1s22s22p63s23p64s21s22s22p63s23p64s23d11s22s22p63s23p63d11s22s22p63s23p64s3以上均不正確 判斷題 2 下列哪一個是Mn2 的電子排布 Ar 4s23d5 Kr 4s23d5 Ar 4s23d3 Ar 3d5 Kr 4s23d3 判斷題 3 哪一個原子或離子具有的未成對電子最多 a F b P c Cr d Ag e Mn4 F 1s22s22p5P 1s22s22p63s23p3Cr 1s22s22p63s23p63d54s1Ag Kr 4d104s1Mn4 1s22s22p63s23p63d3 Mn 3d54s2 綜合題 已知某元素在氪前 當(dāng)此元素的原子失去3個電子后 在它的角量子數(shù)為2的軌道內(nèi) 電子恰為半充滿 試推斷該元素為何元素 解答 氪 原子序數(shù)36 核外電子排布 Ar 3d104s24p6角量子數(shù)為2的軌道 l 2 n 3 d軌道最外層電子排布應(yīng)為 3dx4sy失去的3個電子可能包括 4s上的2個電子和3d上的1個電子失去電子的3d軌道內(nèi)電子恰為半充滿 中性元素的3d電子數(shù)為6則該元素核外電子排布 Ar 3d64s2原子序數(shù)為 26該元素為鐵 Fe 屏蔽效應(yīng) 因電子之間的相互排斥而使核對外層電子的吸引被減弱的作用稱為屏蔽效應(yīng) 或屏蔽作用 多電子原子中 電子運動的能量用 中心勢場模型 近似處理 每個電子都在核和其余電子所構(gòu)成的平均勢場中運動 其余電子對該選定的電子的排斥作用看作相當(dāng)于 個電子電荷是從原子中心產(chǎn)生的 相當(dāng)于核電荷數(shù)減少了 個z z z 有效核電荷 z 核電荷數(shù) 屏蔽常數(shù)屏蔽常數(shù)與其余電子的多少及它們所處軌道 以及選定電子所在軌道有關(guān) 屏蔽效應(yīng) 內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽作用較大 外層電子對較內(nèi)層電子近似看作不屏蔽 n越小 屏蔽作用越大K L M N 核外電子能級 考慮屏蔽效應(yīng) 有效核電荷Z 的計算 分組 按以下次序 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 每一小組右邊各組的電子對該組電子不產(chǎn)生屏蔽作用 在 ns np 同組中 每一個電子屏蔽同組電子為0 35 而1s組內(nèi)的電子相互屏蔽為0 30 內(nèi)層 n 1 層中每一個電子對外層 ns np 上電子屏蔽為0 85 n 2 內(nèi)層或更內(nèi)層中的每一個電子對外層 ns np 上電子屏蔽為1 00 當(dāng)被屏蔽電子是 nd 組或 nf 組電子時 同組電子屏蔽為0 35 左邊各組電子屏蔽為1 00 示例 1 26Fe1s22s22p63s23p63d64s24s電子 Z Z 26 2 1 00 8 1 00 14 0 85 1 0 35 3 753d電子 Z Z 26 18 1 00 5 0 35 6 253p電子 Z Z 26 2 1 00 8 0 85 7 0 35 14 753s電子 Z Z 26 2 1 00 8 0 85 7 0 35 14 752p電子 Z Z 26 2 0 85 7 0 35 21 852s電子 Z Z 26 2 0 85 7 0 35 21 851s電子 Z Z 26 1 0 30 25 70 示例 2 19K的電子排布是1s22s22p63s23p64s1而不是1s22s22p63s23p63d1 兼解釋能級交錯現(xiàn)象 解 4s Z 19 0 85 8 1 10 2 2E 2 22 42 13 6 4 114eV3d Z 19 18 1 1E 12 32 13 6 1 51eV能量越低越穩(wěn)定 p 125 示例 3 計算Ti原子中作用在4s和3d電子上的有效核電荷 解 Ti原子序數(shù)Z 22 其電子分布式為 1s22s22p63s23p63d24s2按近似計算規(guī)則 1 作用在4s電子上的屏蔽常數(shù)為 1 0 35 10 0 85 10 1 0 18 85所以 作用在4s電子上的有效核電荷為 Z 4s Z 22 18 85 3 15 2 作用在3d電子上的屏蔽常數(shù)為 1 0 35 18 1 0 18 35所以 作用在3d電子上的有效核電荷為 Z 3d Z 22 18 35 3 65 元素 宇宙間所有的化學(xué)變化 好似戲臺上扮演的戲劇 在化學(xué)變化的戲劇里 最主要的角色 當(dāng)然要推元素了 溫克勒德國化學(xué)家 元素是具有相同質(zhì)子數(shù)的一類單核粒子的總稱 元素周期律 尚古都螺旋圖邁爾六元素表 杜伯乃勒三音律紐蘭茲八音律 門捷列夫 1869 DmitriMendeleev1834 1907俄國化學(xué)家 元素周期表發(fā)明的意義 把看起來孤立的 雜亂無章的化學(xué)元素知識 納入到一個嚴整的自然體系之中元素之間的協(xié)調(diào)性和分類化合物知識的系統(tǒng)化從理論上選定和修正部分元素的原子量對未發(fā)現(xiàn)元素的預(yù)言 元素周期表 元素周期律 元素在周期表中的原子序數(shù)等于該元素原子的核電荷數(shù)或核外電子數(shù) 元素周期律隨著元素的原子序數(shù) 核電荷數(shù) 的依次遞增 最外層電子周期性地重復(fù)著相同排布 元素以及由它形成的單質(zhì)和化合物的性質(zhì)也呈現(xiàn)周期性的變化 周期 每一能級組對應(yīng)于一個周期每一周期開始 核外都出現(xiàn)新的電子層 元素原子的電子層數(shù)等于該元素所在的周期數(shù)族 原子的電子層結(jié)構(gòu)排布導(dǎo)致同一族各元素的外層電子構(gòu)型相同 性質(zhì)相似 元素周期表的結(jié)構(gòu) 橫向為7個周期 縱向為18列1 2列為IA和IIA主族元素 13 17列為IIIA VIIA主族元素 18列為零族元素3 10列為IIIB VIIIB副族元素 11 12列為IB IIB副族元素按價電子構(gòu)型的不同 周期表分為s p d ds和f五個區(qū)主族元素的族數(shù) 原子的最外層電子數(shù)目 主族元素的最高化合價數(shù) 周期的劃分和軌道能級組的關(guān)系 原子外層電子結(jié)構(gòu)和元素分區(qū) 1 s區(qū)最后一個電子填充在s能級上的元素元素周期表左側(cè) 包括IA IIA結(jié)構(gòu)特點 ns1 2化學(xué)性質(zhì) 易失電子成離子 活潑金屬p區(qū)最后一個電子填充在p能級上的元素元素周期表右側(cè) 包括IIIA VIIA VIII族結(jié)構(gòu)特點 ns2np1 6化學(xué)性質(zhì) 主族元素 原子外層電子結(jié)構(gòu)和元素分區(qū) 2 d區(qū)最后一個電子填充到d能級元素周期表中部 包括IIIB VIIIB結(jié)構(gòu)特點 n 1 d1 9ns1 2 Pd 4d10 化學(xué)性質(zhì) 過渡元素ds區(qū)最后一個電子填充到d能級但未達到d10元素周期表中部 包括IB IIB結(jié)構(gòu)特點 n 1 d10ns1 2化學(xué)性質(zhì) 過渡元素 原子外層電子結(jié)構(gòu)和元素分區(qū) 3 f區(qū)最后一個電子填充到f能級上的元素位于下部 包括鑭系元素和錒系元素結(jié)構(gòu)特點 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2化學(xué)性質(zhì) 內(nèi)過渡元素 有效核電荷Z 的周期性變化 1 元素原子序數(shù)增加時 原子的有效核電荷Z 呈現(xiàn)周期性的變化 同一周期 短周期 從左到右 Z 顯著增加 C Z 3 25N Z 3 90O Z 4 55F Z 5 20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 有效核電荷Z 的周期性變化 2 原子半徑 共價半徑同種元素的兩個原子以共價單鍵結(jié)合時 其核間距離的一半金屬半徑金屬單質(zhì)的晶體中 相鄰兩原子的核間距離的一半范德華半徑當(dāng)原子間沒有形成化學(xué)鍵而只靠分子間的作用力互相接近時 相鄰兩原子的核間距離的一半 原子半徑的周期性變化 主族元素 從左到右r減小從上到下r增大過渡元素 從左到右r緩慢減小 從上到下r略有增大四到五 增大五到六 基本沒有變化 鑭系收縮 元素原子半徑 鑭系收縮 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(shù)第三層上 對外層電子的屏蔽效應(yīng)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 鋯Zr鈮Nb鉬Mo鉿Hf鉭Ta鎢W 電離能 元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時失去一個電子成為一價氣態(tài)正離子所消耗的能量稱為該元素的第一電離能 H g H g e H 0吸熱這一過程相當(dāng)于1s態(tài)電子 自由電子電離能I 表示元素的原子失去電子 形成正離子的能力的大小 電離能越小 說明原子在氣態(tài)時越易失去電子 電離能的大小主要決定于原子的有效核電荷 原子半徑和原子的電子層結(jié)構(gòu) 第一電離能的周期性 1 1 同一周期自左至右 I基本上依次增大 反常 Be與B Mg與Al P與S Zn與Ga等電離能不僅與原子的核電荷有關(guān) 也與元素的電子層結(jié)構(gòu)有關(guān) 例 IBION 2s22p3 N 2s22p2 N半充滿 更穩(wěn)定O 2s22p4 O 2s22p3 O 半充滿 更穩(wěn)定 第一電離能的周期性 2 2 通常主族元素自上而下依次減小 即金屬性依次增大 3 同一周期過渡元素及內(nèi)過渡元素自左至右電離能變化不大 規(guī)律性也較差 4 副族元素電離能變化規(guī)律不規(guī)則 5 同一元素I1 I2 I3 第一電離能的周期性 3 第一電離能比較 D 4s24p4 B 3s23p3 同一主族 同一周期 A B C D C 4s24p3 A 2s22p3 3 同一周期 C B D A D 2s22p2 C 2s22p5 B 2s22p3 A 2s2 2 同一周期 D B A C D 4s24p6 C 4s24p4 B 4s24p5 A 4s24p3 1 電子親合能 1mol某元素的基態(tài)氣態(tài)原子 得到1mol電子 形成氣態(tài)負離子 M 時所放出的能量 叫該元素的第一電子親合能 用E1表示 同樣有E2 E3 E4 等 F g e F g H 322kJ mol 1則E1 H 322kJ mol 1電子親合能E 表示元素的原子得到電子 形成負離子的能力的大小 親合能越負 原子得到電子時放出的能量越多 越容易得到電子 非金屬原子的第一親合能總為負值 無法直接測定 電子親合能的周期性 1 同一周期 從左到右 Z 增大 r減小 最外層電子數(shù)依次增多 趨向于結(jié)合電子形成8電子結(jié)構(gòu) EA的負值增大 鹵素的EA呈現(xiàn)最大負值 特例 氮族元素ns2np3 半充滿 零族元素ns2np6 全充滿 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 EA N 為正值 是p區(qū)元素中除稀有氣體外唯一的正值 EA的最大負值不是F原子而是Cl原子 電子親合能的周期性 2 元素的電負性 電負性 表示一個元素的原子在分子中吸引電子的能力 電負性越大 原子在分子中吸引電子的能力越強電負性的標度有多種 常見的有Mulliken標度 M M 0 5 I EA Allred Rochow標度 A Pauling標度 P P 0 18 I EA 規(guī)定氟的電負性約為4 0 其它元素與氟相比 得出相應(yīng)數(shù)據(jù) 電負性周期律的形象表示 電負性的周期性 1 電負性標度不同 數(shù)據(jù)不同 但在周期系中變化規(guī)律是一致的 電負性可以綜合衡量各種元素的金屬性和非金屬性 同一周期從左到右電負性依次增大同一主族從上到下電負性依次變小金屬元素的電負性一般小于2 0 非金屬元素的電負性一般大于2 0 F元素 P為4 0 非金屬性最強 電負性的周期性 2 示例 電負性依次減小的是1 K Na Li2 O F N3 O N B4 As P N 1 K Na Li 2 F O N 3 O N B 4 As P N