第一章原子结构cantbemodified.ppt

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1、无机及分析化学 （第三版）,武汉大学无机及分析化学编写组 编著 武汉大学出版社,授课教师 肖正辉,第一篇 无机化学部分,绪论 化学是自然科学的一门重要学科。研究范围很广，包括若干 学术分支，而且各分支之间的学习内容互相交叉渗透。当代，人们不可以避开化学的众多基础知识，去单独地进行某一门专业化学的研究。 为了便于系统地学习和掌握各门专业化学的理论知识，人们在大学化学中，设立了基础化学。目的是让同学们在深入学习各自的专科化学之前，先奠定一些必备的化学基础知识。,四大基础化学：,无机化学 有机化学 物理化学 分析化学（结构化学）,一、无机化学研究的对象,无机化学是化学领域中发展最早的一个分支。从广义

2、上说，可以引用莫勒（Moeller）定义： “除去碳氢化合物和其大多数衍生物外，无机化学是对所有元素和它的化合物的性质、反应进行实验研究和理论解释。” 但对于简单的含碳化合物，如：二氧化碳、碳酸盐、氰化物等，还是属于无机化学研究的对象。可见，专科无机化学研究的领域 是多么地广泛。,二、基础无机化学学习的内容 （包括普通化学、工程化学等）,物理化学部分（化学热力学、化学动力学） 结构化学部分（原子结构、分子结构） 化学反应部分（酸碱、沉淀、配位和氧化还原反应） 元素及其化合物的性质（简介） 本教材删略了物理化学部分的两章，其中本课程涉及到的必备知识，我们将在适当的时候给与补充。,三、如何学习无机

3、化学,注重基础知识的学习和掌握 课堂抓住重难点，课后系统学习该掌握的内容 注意大学和中学学习方法的差异 ,第一章 原子结构与元素周期律,本章学习要点： 原子核外电子运动何有特征？ 多电子原子中核外电子有什么分布规律？ 如何理解元素周期律？,1-1 量子概念的提出 及波尔的氢原子模型,一、物质结构的概念和发展史 物质结构 ：本课程主要讨论原子结构和分子结构 1、波义尔（英）的“元素”概念（1661年 怀疑派化学家） 2、拉瓦锡（法）的化学革命 （1777年 燃烧概念； 1778- 1780年 化学纲要） 3、道尔顿（英）的原子论 （1803年引入化学元素原子量概念； 1808年 化学哲学新体系

4、4、阿佛加德罗（意）的分子论 （1811年） 5、门捷列夫（俄）的元素周期律（1869元素属性和原子量）,二、十九世纪末物理学的三大发现 （ 牛顿创立经典力学体系； 迈尔、焦耳、波尔兹曼等发现能量守恒和转化定律，以及热力学和统计力学理论体系； 法拉第、麦克斯维尔等创立经典电磁学理论体系；统称当时物理学三大支柱） 1、X射线的发现 1895年12月28日，伦琴（德）一种新的射线初步报告 2、放射性的发现 1896年，贝克勒尔（法），贝克勒尔射线 3、电子的发现 1897年4月30日，J.J.汤姆逊（英），公布 “电子” 的发现； 1911年，他的学生，卢瑟福，提出了“原子有核行星模型。”,三、经

5、典物理学的三大危机 1、黑体辐射 当加热黑色物体 (black body)时，能发射各种波长的电磁波，如果认为该波是带电粒子做机械运动发出的，其能量应由振幅来决定，在频率维，应该是连续变化的。其实不然。 2、光电效应 1902年，勒纳德（德）用各种频率的光照射钠汞合金，发现只有频率高于一定下限的光，才能放逐出电子。而且，被逐出的电子的运动速度只同光的频率有关，而同光的强度无关。 3、氢原子光谱 如果将装有高纯、低压氢气的放电管所发出的光，通过棱镜分光，在屏幕上可见光区内得到不连续的红（656.3nm）、绿蓝（486.1nm）紫（434.0nm）（410.2nm）等特征谱线。,光和连续光谱(m)

6、,红 橙 黄 绿 青 蓝 紫,氢原子光谱,四、量子概念的提出与发展 1、普朗克（Planck）提出能量子假说 1900年12月24日（量子诞生日），普朗克（德）向德国物理学会宣读关于正常光谱能量分布定律的理论之论文。提出一个划时代的、革命性的大胆假设：“物体在发射和吸收辐射时，能量不是连续的变化的，而是以一定数量值的整数，跳跃式地变化的。”也就是说，在辐射的发射和吸收过程中，能量不是无限可分的，而是有一个最小的单元。该不可分的最小单元 ，普朗克称之为 “能量子”或“量子”。用“” 表示之。 = h（普朗克常数 h = 6.62610-34 Js ；为辐射频率） 辐射的总能量为： E = n =

7、 n h（ n 为正整数， ） 普朗克提出的量子概念是近代物理学中最重要的概念之一。他第一次把能量不连续的思想引入物理学，指出光能与频率关系，使物理学遇到的许多疑难问题迎刃而解。 在量子力学引导下，微观粒子学迅速发展为 20 世纪物理学的主流。 但在当时，普朗克的量子概念却遇到了百般的冷遇和抵触 （1911 1914 1915）,2、爱因斯坦（德）提出光量子假说 正当普朗克的量子论受到百般冷遇时，爱因斯坦是第一个支持、贯彻并努加以发展量子概念的人。 1905年3月，在关于光的产生和转化的推测性观点一文中，他提出了“光量子” （后被路易斯命名为“光子”）的假说。他认为： “一束光是由具有粒子特征

8、的光子所组成的，每一个光子的能量与光的频率成正比。” 光子的能量为： = mc2 = h 动量为： p = mc = h/c = h/ 在金属晶体中，电子受到整个晶体场的束缚，光子撞击激发出电子，需要克服电子受电场束缚的最小能量（脱出功），只有当光的频率大于一定值，光子的运动能量 h 时，才能激发出电子，剩余的能量则转化为电子的运动能量，反应为场外运动速度。到此，爱因斯坦运用普朗克的量子理论，成功地解释了新的光电效应。 1909年，爱因斯坦进一步提出：“理论物理学发展的下一阶段，将会出现关于光的新理论。该理论将会把光的波动性与光的微粒学说统一起来。” 这就是著名的“光的波粒二象性！”,3、里德

9、堡常数 1885年，巴尔末（Balmer瑞士）研究氢原子光谱，得经验公式：,1913年，里德堡（Rydberg 瑞典 ) 提出了概括氢原子光谱中各谱线间普遍联系的经验公式：,n1 n2 （皆为正整数）,Balmer线系,五、玻尔（Bohr）的氢原子模型 玻尔（18851962），丹麦物理学家，20世 纪世界一流科学家。原子结构理论之父。 出生于哥本哈根教授家庭，1911年博士毕业 在曼彻斯特跟随卢瑟福从事原子结构研究，对 “原子有核行星模型”评价：“这个模型可以把原子 的化学性质和放射性截然区分开来。”他把卢瑟福 的模型、巴尔末里德堡的经验公式以及普朗克 爱因斯坦的量子论结合起来进行综合研究，

10、 于1913年，正式提出玻尔氢原子模型： 1、定态轨道概念 原子核外电子只能在有确定半径和能量的若干圆形的特定轨道上绕核运动“定态轨道”，此时电子处于稳定状态“定态” ，电子在定态轨道运动时，既不吸收也不辐射能量。,2、轨道能级的概念 电子在不同的定态轨道上运动时，其运动能量不同。离核越远的 电子，运动能量越大。轨道的这些不同的能量状态称为“能级”。 其中，电子处于自己能量最低的状态，叫“基态”。 3、原子线状光谱的产生 当原子受到电弧、火花、光电等外界能量激发时，其核外电子获得能量，电子就会从基态跃迁到与其能量相应的“激发态”。即能量相对较高的状态。激发态很不稳定，电子会自发地从激发态返回基

11、态或较低的能级，同时以辐射光的形式释放出多余的能量。其能量的大小取决于基态（或过渡态）与激发态的能量差（E）。 E = E2 - E1 = h 原子核外各定态轨道之间的能量之差是不连续的，只是一个个确定的数值。因此，激发态原子辐射的光也只能是单频率的一条条线状的谱线。,关于玻尔理论的讨论 玻尔的原子结构理论，突破了经典物理学理论的束缚，它是通 向物质结构新理论的重要台阶，是量子理论发展的一个里程碑。 1、玻尔理论的成功之处 解释了 H 及 He+、Li2+、Be3+ 的原子光谱； 说明了原子的稳定性； 对其他发光现象（如射线的形成）也能解释； 计算氢原子的电离能。 2、玻尔理论的不足之处 1、

12、玻尔理论违背了经典的物理学理论； 2、玻尔理论又没有从根本上抛弃经典的物理学理论。 因此，玻尔的原子结构理论并不是一个统一、完整的理论体系。 它是经典科学理论和现代量子力学理论的“混合物”。,1-2 原子核外电子的运动状态,一、微观粒子的波粒二象性 1、德布罗意（ Lonis De Brogile ） 波长 1924年，他在博士论文关于量子理论的研究中，提出一个大胆假设：“包括电子在内的一切实物粒子，只要能在空间自由运动，都具有波动性” 。粒子运动能量（E）和动量（p）与相应的波长和频率之间有如下关系：,v：物体运动速度；即为De Brogile波长,2、电子束的衍射现象 1927年初，戴维逊

13、（Davissson美）和革末（Germer） 应用 Ni晶体进行电子衍射实验，即让一束电子穿过 镍箔后，投射到感光荧屏上，得到了一系列明暗交 替的同心圆图案。类似于光的衍射环，证实电子具 有与光相似的波动性。 1927年5月，G.P汤姆逊（英）使电子束分别穿过10-8 m 厚的 铜、银、锡等金属箔，都产生了类似的衍射现象。 3、微观粒子波动性的讨论 （1）、 微观粒子的波动性，仅仅是统计学意义上的概念，它绝不是通常意义上的波动，如：水波、声波等！单个电子的 运动行为人类尚未可知。 （2）、承认“波粒二象性”不代表人类就真的掌握了光的本质。,二、量子力学的创立 1、海森伯（W.Heisenbe

14、rg） 创立矩阵力学 1925年7月，关于一些运动学和力学关系的量子论的重新解释、关于量子力学。 2、薛定谔（Schrdinger) 创立波动力学 1926年，16月连续发表4篇论文，题目同为作为本征值问题 的量子化研究，他接受量子论思想和波粒二象性的概念， 将光学方程和力学方程进行类比，总结出了用以描述微观 粒子（电子）运动特征的力学方程式薛定谔方程式。, 波函数,E体系的总能量,V体系的势能,h普朗克常数,m微粒的质量,x、y、z微粒的空间坐标,三、海森伯提出测不准原理 海森伯，大数学家玻恩的学生，物理学家、哲学 家、社会活动家。20世纪著名的创新思想家。 1927年到哥本哈根大学，同保利

15、、狄拉克等一大 批著名学者一起跟随玻尔研究原子结构。 海森堡指出：对微观粒子，不能同时准确测出它在某一瞬间的运动 速率（或动量）和位置。海森堡的测不准原理 1927年3月，关于量子论的运动学和力学的直觉内容一文，提出 “测不准关系”： X * P = h E * t = h,电子的运动遵循海森堡的测不准原理，即它的某个坐标被确定的愈准确，则相应的动量的确定愈不准确，反之亦然。,四、核外电子运动状态的近代描述（难点） 1、波函数和原子轨道,求解薛定谔方程,就是求得波函数 的数学表达式和相对能量 E ; 解得的 不是具体的数值, 而是包括三个常数(n, l, m)和 三个变量(r,)的函数式n,l

16、 m (r,)，在三维可画图 ; 有合理解的函数式叫做 波函数 (Wave functions),波函数 = 薛定谔方程的合理解 = 原子轨道,波函数(x,y,z)是描述原子核外电子运动状态的数学函数式，由于电子运动具有统计学意义上的“波动性”，所以才称之为“波函数”。又由于它是人们在寻求“原子轨道”的过程中演化出来的，所以人们习惯把波函数称作为原子轨道。但它不是原子核外电子运行的轨道。它就类似于（x-a）2 +（y-b）2 +（z-c）2 - r2 = 0 这样的数学函数式。,2、波函数的径向分布和角度分布 由于电子是在以原子核为中心的球形范围内运动的，为了求 解薛定谔方程之方便，人们将直角

17、坐标系(x,y,z)转化为球面坐标 系（r, ），并进行变量分离。 ( x, y, z ) = (r, ) = R( r ) * Y(, ),x = r sin cos,y = r sin sin,z = r cos,r =,径向波函数,角度波函数,决定曲面的几何图形,决定曲面的大小,Y(, )：,R( r )：,将波函数的角度分布 Y(,)部分随(,)的变 化作图，所得图 原子轨道的角度分布图，而图形 的空间范围（大小），则由波函数的径向分布 R( r ) 决定。如各电子层的 S 轨道：,a0=52.9pmBoar半径,再如各电子层的 P 轨道：,在XOZ平面作Y(pZ)的平面图。 再绕OZ

18、轴旋转360,注意 ：“+”“-” 不是表示正负电荷，而 是表示Y值的正负。,虽然已知的元素有一百多种，对应的原 子轨道也是五十多个，但是，其归属的 波函数的角度分布 Y(,) 所画出 的图形外貌，人类目前已知的却只有四 类。即：s、 p、 d、 f 。,（f 轨道目前还难以绘出）,见教材14页（图1-6、1-7）,( x,y,z )在 三 维空间所绘出的图形，没有明确的物理意义。 为了赋予波函数一定的物理意义，人们又一次参照了光的波粒二象性！, ,3、概率密度（ ）和电子云,如,光的粒子学说光的强度 I ,光的波动学说光的强度 I ,振幅平方,概率密度：电子在原子核外空间某处单位微体积内出现

19、的概率。,光子密度,2,概率：电子在原子核外空间某微体积内出现的次数。,现在再对 2 作图，如下：,见教材 16 页（图19）,电子云： 电子在原子核外空间出现的概率密度（ ） 的形象化描述。在中学常用小黑点的疏密来 表示各点概率密度的大小（如图a）。,1s的-r关系曲线与电子云图,1s电子云界面图,电子云的界面图： 取某一个等概率密度的曲面作为界面，使该界面内能包括核外电子运动出现概率的 90% 或 95% ，用这个界面来表示电子云的形状，叫做电子云的界面图（图b）。,4、电子云的角度分布与径向分布 (1)、电子云的角度分布图 （ | Y | 2 ） 对| Y | 2作图，即可得电子云的角度

20、分布图，电子云的角度分 布图类似于波函数的角度分布图 （p 16 图19 )。但有两点区别：,原子轨道的角度分布有“+”、“-” ，而电子云的角度分布图均为正值。,电子云角度分布图比原子轨道的要“瘦”些， |Y|2 |Y|1。,(2)、电子云的径向分布,1s 的电子云径向分布,dp = D（r）dr,（p 1 图1),五、四个量子数的概念（重点） 1、主量子数（n） （1）、 n 可取值：1 2 3 4 5 6 7 电子层符号： K L M N O P Q （2）、 n 物理意义： A、电子层； B、电子运动范围离核远近； C、主要决定核外电子运动的能量。 主量子数是决定电子离核的平均距离和能

21、级高低的主要参数。 值越小，该电子层离核越近，能级越低；离核越远，能量越高。,2、角（副）量子数（ l ） （）、 l 可取值： （） 轨道亚层符号： （ l ） （）、每个电子层 l 可取值的个数：,（）、l 的物理意义： ：决定原子轨道的图形外貌； ：部分决定原子轨道的能量。 同一电子层，l 值越小，该电子亚层能级越低。例如： ,、磁量子数（） （）、 可取值：、 、 、 l （）、每个亚层内， 可取值的个数： l ,（）、 的物理意义： ：决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向； ：在没有外加磁场下，同一亚层内的各原子轨道能量 相等 等价轨道 (简并轨道) ； ：在有外加强磁场存在下，简并

22、轨道能量发生分裂。,、自旋量子数(ms),描述电子绕自轴旋转的状态。 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为。 ms 取值+1/2和-1/2，分别用和表示电子 自旋运动的方向。,电子具有两种微观状态大小相同、符号相反的磁矩,（）、 ms 的可取值：+1/2 、-1/2（不受其他量子数限制） （）、 ms 物理意义：每个原子轨道最多可以容纳两个自旋 方向相反的两个电子。,、四个量子数的取值要点 （）、不连续、量子化； （）、相互制约： l ； l ； /。 课堂练习： 、四个量子数中，决定原子轨道能量的是哪几个？ 答：决定原子轨道能量的是 n 、 l ；主要决定能量的是 n 。 2、下列波函数合理

23、的是： （3, 3, 1） （4,-2, 1） （4, 2, 0） （3, 2,-2） （-3,1, 1） （4,-2,-3） （2, 1, 0， / ） （2, 2,-2，-2） （3, 0,-1, -/ ） （2, 1, 0， 0）,6、原子核外电子运动的可能状态数,作业：P44 思考 第 4、5、6 、7题（不交）；习题 第 8 题（交）,P20 表 12,1-3 原子核外电子的排布 (重点) 和元素周期系,一、多电子原子的能级 、原子轨道能级（）主要由 n 决定 当 l 相同时， n 越大， 越大 、原子轨道能级（）次要由 l 决定 当 n 相同时， l 越大， 越大 、当 n 和 l

24、 都不相同时，主要由n 决定，但有“能级交错” A、Ens E(n-1) d 如： E4s E3d ； E5s E4d ； B、Ens E(n-2) f 如： E6s E4 f； E7s E5 f ； C、Enp E (n-1) 如： E5p E4 f ； E6p E5 f 。,、鲍林 （Pauling） 的原子轨道近似能级图,（ P22图 114）,仅代表核外电子填充顺序,、柯顿 Cotton 原子轨道能级图,A、原子轨道的能量随原子序数增大而降低； B、不同 l 的原子轨道，其能量降低的趋势不同，从而出现“能级交错”的现象； C、原子序数很大时，轨道能量下降的趋势逐渐接近，能级交错现象消失

25、； D、能级交错只在关键的一段； E、反映出主量子数相同的氢原子轨道能量的简并性。,（ P24 图 115）,6、屏蔽效应和钻穿效应 A、屏蔽效应：原子核对某电子的吸引力由于其它电子的排斥作用 而被削弱的现象。主要表现在内层电子对外层电子 的屏蔽。可以帮助理解柯顿原子轨道能级图。 屏蔽常数与有效核电荷数（ z* = z- ）：（自学了解） B、钻穿效应：外层电子渗入原子内层空间而接近原子核的现象。 屏蔽效应是其他电子对所述电子的屏蔽作用；而钻穿效应是某 所述电子回避其它电子的屏蔽作用。屏蔽效应和屏蔽效应可以 帮助理解能级交错现象。,二、核外电子的排布 1、泡利（Pauli）不相容原理 在同一原

26、子中不可能存在四个量子数完全相同的电子。 意即：每个轨道至多能容纳两个自旋方向相反的电子。 2、能量最低原理 多电子原子处于基态时， 核外电子的排布，在不违反泡利原理 的前提下，优先占据能量较低的轨道，使整个原子系统能量最低。 3、洪特（Hund）规则 A、在 n、l 相同（m不同）的等价轨道上分布电子时，将尽可能占据m 值 不同的轨道，且自旋平行。如：7N：1s2 2s2 2p3 B、等价轨道在电子全充满、半充满、和全空时的状态比较稳定。 如: 26Fe:1s22s22p63s23p63d64s2； 24Fe2+:1s22s22p63s23p63d54s1 47Ag： 1s2 2s2 2p6

27、 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1,4、原子核外电子分布式 ,25Mn,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2,用该元素前一周期希有气体的元素符号作为原子实 （指原子中除去最高能级组以外的原子实体）代替相应的电子分布部分；,47Ag 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p64d105s1Kr363d10 4s2,注意：能级交错只在关键的一小段，当“交错”两轨道的相对内层轨道充填电子后，“能级交错”就会消除。如:CaAr4s2而：21Sc Ar3d1 4s2,、价电子构型 常参与成键、形成化合价的外层或次外层电子,作业：P44 思考

28、 第 9、10、 11 （不交）；习题 第 13题（交）,上述讨论的电子排布原理是概括大量事实后总结的一般规律。因此，虽然绝大多数原子的核外电子排布符合上述规律，但某些副族元素、特别是第六、七周期中的某些元素，实验结果与上述规律不符，有待人们进一步地研究、发展。,三、原子的电子层结构与元素周期系 1、周期 元素的周期不是按电子层n来划分的，而是按鲍林的能级分组来划分的。,2、族 元素的价电子构型类别，决定该元素在周期表中所处的族数。 3、元素的分区 根据元素的价电子构型特征，将周期表中的所有元素分为五个区： （1）、 s 区： （A、A） ns1-2 （2）、 p 区： （AA） np1-6

29、（3）、 d 区： （BB） nd1-8ns2 （4）、 ds区： （B、B） nd10 ns1-2 （5）、 f 区： 镧系和锕系元素,作业：P44 思考 第 9、10、11、12 （不交）；习题 第 13题（交）,1- 4 元素某些性质与 原子结构的关系,元素原子的电子层结构呈周期性的变化规律，决定了元素的某 些重要性质（如：原子半径、电离能、电子亲和能以及电负性等） 也呈周期性的变化规律。,一、原子半径 1、原子半径分类,A、自由原子半径：电子云的径向分布函数D(r) 的最大值；基态氢原子的D(r)最大值在 r=52.9pm处，因此氢的自由原子半径就 为52.9pm. B、共价半径： 测

30、定单质分子中两个相邻原子的核间距一半；,C、范德华半径：在分子晶体中，不同分子的相邻两原子核 间距的一半。,同一元素的范德华半径较共价半径大。,D、金属半径：金属固体中，测 两个最近原子的 核间距一半。,2、原子半径变化的周期性,主族元素：自左向右，随核电荷的增加，原子半径逐渐减小。,d区过渡元素：自左向右，随核电荷的增加，原子半径略有减小； 从IB族元素起，原子半径反而有所增大。,f 区过渡，自左向右，随核电荷的增加，原子半径减小的平均幅度更小。,次外层(n-1)d 轨道已经充满，显著地抵消核电荷对外层ns 电子的引力。,A、 同周期,主族元素：自上而下，原子半径显著增大。,副族元素：自上而

31、下，原子半径也增大，但幅度较小。,原子半径越大，核对外层电子的引力越弱， 原子就越易失去电子； 原子半径越小，核对外层电子的引力越强， 原子就越易得到电子。,难失去电子的原子，不一定就容易得到电子。 例如：稀有气体原子得、失电子都不容易。,注意：,B、同族,(单位为：ppm),原子结构相对大小示意图,二、电离能,电离能（I）：气态原子失去电子变为气态阳离子，克服 核电荷对电子的吸引力而消耗的能量。,一般 I1 I2 I3 ，在没有特别指明的情下， 通常所讲的电离能指的都是第一电离能。,元素原子的电离能越小，越容易去电子； 元素原子的电离能越大，越难失去电子。,Be、Mg、N、P、As的电离能出

32、现反常，它们的电离 能比其前后元素的大。,7N He 2s22p3 15P Ne3s23p3,12Mg Ne3s2 4Be He2s2,同主族元素：自上而下，原子半径增大，电荷数亦增 大，原子半径增大，占主导地位，原子核对外层电子 的吸引力减弱，电离能逐渐减少。 副族元素：自上而下，原子半径略有增大，而五六两 周期元素原子半径又非常接近，此时荷电荷数增加成 为影响电离能的主要因素，其电离能变化没有较好的 规律。,1、同族,原子中电子处于半充满或全充满状态，结构较稳定。,主族元素：自左向右，原子半径减小，核对外层电 子的吸引力增加，电离能逐渐增大。 副族元素：自左向右，原子半径减少的幅度较小，

33、电离能变化的总趋势是增大的，但变化 不规则。,2、同周期, 电离能越小越容易失电子，但电离能越大并非 越易 得电子，如惰性元素。, 电离能大小只能衡量气态原子失去电子变为气态离 子难易程度，不能衡量金属在溶液中发生化学反应 形成阳离子倾向。,注意：,电子亲合能（Y）：,基态的气态原子获得1个电子成为 负一价离子时，所放出的能量。,通常所说的电子亲合能指的是第一电子亲合能。,第二电子亲合能为正值？,三、电子亲和能,同族元素，自上向下，原子半径增大，核对电子 吸引力 减少，电子亲合能的代数值增大。,具有较高电离能的元素，其电子亲合能代数值较低。,IIA族元素最外层s轨道全充满，电子亲合能为正值。,

34、希有气体具有稳定结构，电子亲合能也为正值。,电子亲和能的大小变化的周期性规律,四、电负性（）,电负性：用来表示原子得失电子能力的物理量。,金属元素的 一般小于2.0，非金属元素的一般大于2.0。（相对值）,同周期主族元素自左向右， 逐渐增大。,同主族元素自上而下， 逐渐减小。,过渡性元素变化不明显。,A.L.Allred 和E.G.Rochew认为表示原子与电子间的吸引力。,同一元素不同氧化值， 不同，氧化态越高， 越大。,的大小应与 成正比， z*有效核电荷数。,元素的电子亲和能和电离能都只从一个方面反映原子得失电子的能量，但有些元素（如：C、H）在形成化合物时，很难从上述某一个方面考虑电子

35、得失的因素，而必须将两者统一起来加以考虑，电负性的概念由此而生。,电负性变化的形象表示,例 判断 (2、1、0) (2、2、-1) (3、0 、 -1)的合理性.,例 某元素有6个电子处于n=3 ,l = 2 轨道上，推测原子序数,例 一个原子中，量子数n=3，l =2，m=1时允许最多的电子数是多少？, (2、1、0) n=2 l=1 m=0, (2、2、-1) n=2 l=2 m=-1, (3、0、-1) n=3 l=0 m=-1,解：,合理,不合理,不合理,例 在某一周期（其稀有气体原子最外层构型为4S24P6）中有A、B、C、D四种元素，已知它们最外电子数分别为2，2，1，7，A、C次外层电子数为8，B、D次外层电子为18，A、B、C、D各是何元素？,解：,各位同学：大家好 此备课笔记仅为初稿！ 皆因你们全院新生首次合班上课，人数多、课时少。为提高教学效果，同时增加教学信息量，特仓促制作了此很不完善的多媒体“课件”。实在是拿不出手。应许多同学的要求，才很是惭愧地将它拷给大家。 为此，恳请大家在观看时，能够以一个审判者的身份，仔细检查。如发现有：错字、别字、多字、漏字、表述不当、语法差池、逻辑混乱、特别是概念不清等等！等等。一定要给予指正！ 指正方式可以任选。最好发到我的电子邮箱里！ （ Zhenghui_Xiao 126 . Com） 谢谢大家，拜托啦！,