无机及分析化学第1章.ppt

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,授课教师,郭小峰,化学与分子科学学院 化西112(交作业处),ggxxff123,18971609131,张华山,化学与分子科学学院 化西109,hshzhang,18986075097,基本定义,对原来,无机化学,和,分析化学,课程的基本理论、基本知识进行,优化组合,、,有机结合,而成的一门独立的新课程。,课程内容,无机及分析化学,无机化学,化学分析,仪器分析,原子与分子,结构,理论,化学,反应,理论：,酸碱,、,沉淀,、,配位,、,氧化还原,元素化合物结构与,性质,：,主族与副族元素,原子：元素周期律,分子：化学键理论,分析概论：,任务、作用、分类与有效数字,滴定分析：,酸碱,、,络合,、,氧化还原,、,沉淀,重量分析：,基于称量操作的分析化学方法,光度分析：,基于,光吸收测量,的分析化学方法,光学方法,电学方法：电位、库仑、伏安,色谱方法：气相、液相、毛细管电泳,原子光谱：发射、吸收、荧光、质谱,分子光谱：紫外、红外、核磁共振,min,0,20,40,60,80,100,mAU,0,200,400,600,800,1000,1200,1400,1600,min,0,20,40,60,80,100,mAU,0,200,400,600,800,1000,四川,min,0,20,40,60,80,100,mAU,0,200,400,600,800,1000,广东,江西,中药指纹图谱技术,血样：新鲜的毛细血管全血,血样量：1微升（最少）,测量时间：5秒,基本原理：葡萄氧化酶电化学生物传感器,电源：可更换的3.0V锂电池,尺寸:3.12X2.25X.85,药理药效分析,美国强生稳豪血糖仪,微镜下的美丽细胞,成纤维细胞的微管,染色体(蓝色)及微管,小鼠小脑组织样本,小鼠内耳的组织,荧光成像技术,第 1 章 原子结构与周期律,1.1 核外电子的运动状态,1.2 原子核外电子的排布和元素周期系,1.3 元素某些性质与原子结构的关系,物质是由,原子,和,分子,组成的！,原子,原子,原子核,核外电子,质子,中子,带单位正电，相对质量1，,质子数决定元素种类,不带电，相对质量1；中子数影响元素的相对原子质量,（=质子数+中子数）,带单位负电，相对质量1/1836；,最外层电子数决定元素的化学性质、,元素的最高正价和最低负价,核电荷数质子数核外电子数,核外电子绕核运动，如何运动？,核外电子如何排列？,卢瑟福原子模型,（1911）,道尔顿原子模型,（1803）,汤姆生原子模型,（1904）,玻尔原子模型,电子云模型,（1913）,（1927-1935）,第1节 核外电子的运动状态,色彩带状图案-,连续,光谱,1,.1.3 氢原子光谱,太阳光,氢光谱是不连续的，即,线状光谱,。,氢原子光谱,在,可见光区,，得到四条明显的,谱线,，,H,，,H,，,H,，,H,，其波长分别为,656.3,，,486.1,，,434.0,，,410.2,nm。,1885年，,巴尔麦,研究发现，谱线的波长服从如下公式：,R,(里得堡常数)1.09737310,7,m,-1,；,n2,正整数,。,后来，在,紫外、红外区,也发现了氢光谱的若干谱线，1913年,里得堡,提出了适用所有氢光谱的通式：,R,：里得堡常数，1.09737310,7,m,-1,；,n,1,和n,2,为,正整数,，且n,2,n,1,。,【由此可见，H光谱具有如下特征】,(1)不连续光谱，即,线状光谱,；,(2)其,波长,（或频率）具,有一定的规律,；,重要,1,.1.4 波尔理论,为了解释氢光谱，玻尔在,普朗克的量子论,和,爱因斯坦的光子学说,基础之上，,于1913年初，提出了著名的玻尔原子理论（,三点假设,）。,1、定态假设,原子中，电子不能任意运动，只能在,确定半径和能量的特定轨道,上运动；,电子在这样的轨道上运动时，不辐射电磁波，处于一种,稳定状态,；,类比：,卫星在固定,轨道,上运行,2、跃迁假设,电子从一个定态跃迁到另一定态，会放出或吸收辐射能，辐射能的频率满足如下关系：,E,：,轨道能量,h,：,Planck,常数,（,6.626210,-34,Js）,类比：,卫星,变轨,过程，消耗燃料,3、角动量量子化假设,电子只能在,特定的轨道,上运动，这些轨道上电子的,角动量,M必须是h/2,的,整数倍,上。,r：轨道半径,类比：,地球同步轨道，卫星高度35786公里,优点：,成功地解释了氢光谱,（线状光谱以及谱线位置的规律）;,不足：,不能解释多电子原子的光谱,，甚至,不能解释氢光谱的精细结构,根源：,Bohr虽然引进了经典物力学中没有的,量子化概念,，但它的,基础仍然是经典力学，,仍然把电子完全当作,普通粒子,，只考虑了其,粒子性,。,4、玻尔,理论的优点及不足,电子：什么样的特殊粒子？,1,.1.5,微观粒子的波粒二象性,普通粒子：,固定,的运动轨迹,经典力学描述,爱因斯坦的光子学说，认为光具有波动性和粒子性。,波动性,表现为：,光的,衍射,、,干涉,等,粒子性,表现为：,光电效应,因此，,光具有波粒二象性,。,对于光的本质研究，人们长期以来注重其波动性而忽略其粒子性；,于是，,在光的波粒二象性启发下，大胆预言,电子等微观粒子,也具有,波粒二象性,。,1924 年，L.de Broglie (1892-1987)指出:,与其相反，对于实物粒子的研究，人们过分重视其粒子性，而忽略了其波动性。,电子衍射实验,（1927年，戴维森和革尔麦）证实了得布罗意的预言。,电子枪发射的高速电子流通过薄晶体片，经,晶格的狭缝,射到感光荧屏，得到,明暗相间,的环纹，,类似于,光波,的,衍射环纹,。,说明：,电子具有波动性,de Broglie 将 Einstein 的质能方程（E=m c,2,）,和光子的能量公式（E=h,）联立：,用,P,表示动量，则,P,=mc，故有公式,P,是表示,粒子性,的物理量,是表示,波动性,的物理量,此公式将二者完美地结合起来！,【例】,利用德布罗意关系式计算,（1）质量为9.1,10,-31,kg，速度为6.0,10,6,m/s的电子，其波长为多少？,（2）质量为1.0,10,-2,kg，速度为1.0,10,3,m/s的子弹，其波长为多少？,【说明什么？】,粒子越小，波长越大，即波粒二象性越明显,。反之，宏观物体质量大，波长很小，波动性不明显，通常情况下可忽略，可用经典力学讨论其运动规律。而,微观粒子则需要用量子力学来处理,。,1,.1.6,海,森保的测不准原理,对宏观物体（如飞机），根据经典力学可以准确地指出它在某一瞬间的速度和位置。,那么，对具有波粒二象性的电子，能否也像经典力学确定宏观物体运动状态一样，同时用,位置、速度,来准确描述其运动状态呢？,1927年，德国物理学家海森堡指出：,具有波粒二象性的微观粒子，,不可能同时准确测定其速度和位置。,h：普朗克常数（6.626,10,-3 4,Js），,x 表示,位置的测不准量；,P 表示,动量的测不准量。,【表明】,若运动微粒的位置测得越准确，其速度测得就越不准确，反之亦然。,测不准原理到底说明什么呢？,核外电子不可能沿着一条玻尔理论所指的固定轨道运动。,因此，核外电子的运动规律，只能用,统计的方法,，指出它在核外某处出现的可能性，即,概率,的大小。,测不准原理是不是意味着微观粒子的运动规律,“不可知”呢？,【请判断】,此观点极为错误。测不准原理反映了微观粒子,具有波动性,，表明微观粒子的运动,不服从,宏观物体运动规律所总结出来的经典力学而已。,【总之】,电子是微观粒子，有特征：,量子化,、,波粒二象性,、,测不准位置与速度,。,因此，不能用经典力学或旧量子论来解释原子结构规律，而要用近代量子力学理论,薛定谔方程描述,。,重要,1926年，奥地利物理学家薛定谔，提出了描述,微观粒子运动状态的方程式,（二阶偏微分方程），称为,薛定谔方程,E是总能量；V是势能，表示原子核对电子的吸引能；m是电子的质量，h是,普郎克常数，,是,波函数,。,1,.1.7,核外电子运动状态的近代描述,重点,难点,波函数（,）,是薛定谔方程的解,。,1、波函数（,）,是三维空间坐标（,x,y,z,）的函数，,同时由3个量子数n，,l,，m所规定,，一般写成,n,l,m,（,x,y,z,）的形式。,一、原子轨道、波函数,【的物理意义】,描述核外电子空间运动状态的数学函数式。,需要注意的是：,要使所得的解有特定的物理意义，,中的n,l,m三个量子数必须符合一定的条件。,因此，,一个波函数就代表电子的一种运动状态,。,重要,2、,原子轨道,量子力学中，把原子体系的,每一个波函数称为一条原子轨道,。,or：,原子轨道指一组由三个量子数（n，,l,，m）所确定的一个,波函数,n,l,m,（,x,y,z,）,。,如n=2，,l,=0，m=0时所描述的波函数,2,0,0,称为2s原子轨道,因而，,波函数,与,原子轨道,同义,，常混用。,波函数,n,l,m,（,x,y,z,）,的,球坐标,表达形式,x=r sin,cos,y=y sin,sin,z=,r,cos,=0180,(z),=0360,(xy),掌握,r,的含义（与x,y,z轴的关系）,波函数（原子轨道）的理解,n,l,m,(r,)=,R,n,l,(r),Y,l,m,(,),径向部分，叫,径向波函数,，只随电子离核的距离(r)变化，决定,位置,角度部分，叫,角度波函数,，它随角度(,)变化，决定,形状,原子轨道的角度分布图像,形状,角度分布图像,0.472,+,-,y,z,15,原子轨道的,角度分布,Y,l,m,(,),形状与取向,s轨道,球形,p轨道,纺锤形,d轨道,花瓣形,二、概率密度、电子云,核外电子无固定的运动轨迹，只能用统计的规律来描述其运动状态。,把电子在核外空间某一区域内出现机会的多少，称为,概率,。,把电子在核外空间,某处,单位体积内,出现的概率叫,概率密度,。,1、概率密度,量子力学中，用波函数绝对值的平方（,2,）,表示,电子出现的,概率密度,。,因此，在空间某点(x,y,z)附近体积内,电子出现的概率,概率密度,体积,电子出现的概率密度,电子出现的概率,体积,电子云,【原子轨道和电子云角度分布图的比较】,电子云,的角度分布图要“,瘦,”些，Y(,)1，则Y,2,(,)更小；,原子轨道的角度分布图有正、负之分,（不是指带正电或带负电）,，而电子云的角度分布图全部为正，Y(,)平方后总为正值。,原子轨道的角度分布：,Y(,),电子云的角度分布：,Y,2,(,),原子轨道和电子云，,形状类似、取向相同,；,s轨道和p轨道的,Y,图像和,Y,2,图像,电子云的,径向分布,反映了电子在,三维空间,中出现的,概率密度,随,半径（r）,变化的情况,，,即原子轨道到原子核的距离。,2、原子轨道的,径向分布,与原子核的距离,1s,电子云图,2s,电子云的径向分布中峰值的个数符合,(n-,l,),规律,2p,3p,波函数：,概率密度的平方根,概率,蓝色越深，电子出现的,概率密度,越大,3、电子云的轮廓图（综合形状与位置）,电子云的轮廓图（立体图）,2p,z,2p,x,2p,y,3p,z,1s 2s 3s,解薛定谔方程得出一个波函数,，也得到一条,原子轨道；,三、四个量子数（重点）,【即】,当三个量子数(n,l,m)一定时，就确定了一个波函数,或一条原子轨道，也就确定了,核外电子的一种空间运动状态。,【但是】,要使其解,合理（符合实验结果）,，需要指定三个量子数n，,l,，m为一定值：,(1,0,0);(2,0,0);,【,后来】,原子光谱的精细结构表明,核外电子除空间运动之外还有一种“,自旋运动,”，用自旋量子数m,s,表示。,n，l，m，m,S,称为四个量子数,1、主量子数 n,【意义】,描述电子出现,概率最大的区域,离核的,距离（即第几层电子层）,，是决定电子能量高低的,主要因素,。,【n的取值及符号】,1，2，3，4 n 正整数,光谱学上用,K，L，M，N 表示,分别称为第一、第二、第三.,等,第,n电子层,轨道,n 越小，电子离核越近，能量越低；,n 越大，电子离核越远，能量越高；,因此，主量子数（n）的大小反映电子能量的高低，是决定电子能量的,主要因素，,但不是唯一因素。,2、角量子数,l,【意义】,决定电子空间运动的角动量;,决定,原子轨道（或电子云）的,形状,，即,l,表示,亚层,在多电子原子中与n共同决定电子能量的高低;,亚层：,同层中(n 相同)不同形状的轨道称为,亚层,，也叫分层,。,【,l,的取值及符号】,受主量子数 n 的限制；,用,s，p，d，f，,g ,表示。,l,:,0，1，2，3，,4 (,n-1,),，共 n,个取值。,球形,纺锤形,花瓣形,复杂形,l,=0 表示 s 轨道，形状为球形，即 3s 轨道；,z,x,s,l,=1表示 p 轨道，形状为哑铃形，3p 轨道;,l,=2 表示 d 轨道，形状为花瓣形，3d 轨道;,在第三层上，共有 3 种不同形状的轨道（亚层）。,当n=3时,l,值可有0，1，2；表示第三电子层有三个亚层，,第n层有多少个亚层？（每个电子层的亚层数是有限制的）,有,n,个,电子亚层，分别为0,1,2,n-1；,如n=4，,l,可取0，1，2，3，分别表示4s、4p、4d，4f,亚层；,【因此】,l,标志电子亚层,3、磁量子数,m,【,m,的物理意义】,同一亚层（,l,相同）的几条轨道对原子核的取向不同。,磁量子数m用来描述,原子轨道或电子云在空间的,伸展方向,。,每一个 m 的取值，对应一种空间取向。,m=0,m=1,【取值及符号】,磁量子数,m 的 取值受角量子数,l,的限制；,对于给定的,l,，m 可取：0，,1，2，3，,l,，,共 2,l,+1 个值。,这些取值意味着？,在角量子数为,l,的亚层有2,l,+1个取向，而每一个取向相当于一条“原子轨道”。,s轨道：,l,=0,m=0,因此，只有一种空间取向，所以s轨道为球形。,z,x,s,p轨道：,l,=1,m=0,+1,-1,在空间有三种取向；,d轨道：,l,=2,m=0,+2,+1,-1,-2,在空间有五种取向；,4、,自旋量子数 m,s,用高分辨率光谱仪研究原子光谱时发现：在无外磁场作用时每条谱线实际上由,两条十分接近,的谱线组成。,为了解释这种现象提出了,电子有自旋运动,的假设，并提出了自旋量子数，用m,s,表示。,因此，,电子既围绕原子核旋转运动，也自身旋转。,m,s,的取值只有两个：,+1/2 和 -1/2；,即电子的自旋方式只有两种，通常用 “,”和 “”表示。,【注意】,指定三个量子数n，,l,，m，,就解出一个波函数,，得到一条,原子轨道，因此，可用,三个量子数n，,l,，m描述一条,原子轨道,；,3,0,0,3s,轨道；,3,1,1,3p,轨道中的,一条,描述,一个,电子的运动状态,，需要,四个量子数,n，,l,，m，m,S,；,（3,1,0,+1/2,）表示在3p,轨道上,“正旋”,的一个电子。,【四个量子数总结】,解薛定谔方程可能得到多个解（,）,，要使解有意义，还取决于n,l,m三个量子数。,第2节 核外电子排布和元素周期律,电子在核外如何排列？有无规律可言？,光谱实验表明：,基态,原子核外电子的排布有严格规律，首先必须遵循,能量最低原理,。,为此，必须先知道各,原子轨道的能级顺序,，再讨论电子排布！,单电子体系：,单电子,体系，电子只受到原子核的作用，轨道(或轨道上的电子)的能量，,只,由,主量子数 n,决定,。,n 相同的轨道，能量相同：,E,4 s,=E,4 p,=E,4 d,=E,4 f,n 越大能量越高；,E,1 s,E,2 s,E,3 s,E,4 s,氢原子中单电子的轨道能级图,多电子体系：,电子不仅受原子核的作用，而且还受其余电子的作用。故能量关系复杂。,多电子,体系中，能量不仅仅由主量子数（n）决定，而是由,主量子数n,和,角量子数,l,共同决定。,1、鲍林（Pauling）近似能级图,Pauling ，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,多电子原子的原子轨道近似能级图,。,一、多电子原子的能级（重点讲解）,水能级,电子能级,鲍林将所有的原子轨道，分成七个能级组（,重点,）,第一组 1s,第二组 2s 2p,第三组 3s 3p,第四组 4s,3d,4p,第五组 5s,4d,5p,第六组 6s,4f,5d,6p,第七组,7s,5f,6d 7p,第一能级组只有一个能级，其余各能级组均以,ns,开始，以,np,结束。,能级交错，并非按层排列；并且较低d,f轨道优先排在高s轨道后面；每一能级组中每一电子层只交错一个能级。,鲍林,近似能级图反映了,多电子原子,的原子轨道能量的高低；不适用于,单电子体系,（如氢原子）。,按此能级图填充电子与光谱实验一致，故可按此顺序填充,电子。7个能级组对应元素周期表的7个周期,l,相同时，n越大，能级越高,，如E,1s,E,2s,E,3s,，E,2p,E,3p,E,4p,n相同时，,l,越大，能级越高,，如E,ns,E,np,E,nd,E,nf,；,n和,l,均不同时，可能出现能级交错,。如E,4s,E,3d,，E,5s,E,4d,，E,6s,E,4f,E,5d,，,不同原子轨道能级之间的比较符合以下规律：,2、,徐光宪的电子能级分组法,E=,n,+0.7,l,，,整数相同的为一能级组；,1s,1.0,2s 2p,2.0 2.7,3s 3p,3.0 3.7,4s 3d 4p,4.0 4.4 4.7,5s 4d 5p,5.0 5.4 5.7,6s 4f 5d 6p,6.0 6.1 6.4 6.7,7s 5f 6d 7p,7.0 7.1 7.4 7.7,一,二,三,四,五,六,七,二、屏蔽效应和钻穿效应,为什么原子轨道的能级之间存在差异呢？为什么在原子轨道能级中出现能级交错，如3d不排在第三能级，而排在第四能级，,E,4s,E,3d,？,研究外层的一个电子。,受到核的 的引力；,同时又受到内层两个电子的（-2）的排斥。,实际上,受到的引力不是+3，受到的斥力也不是-2，很复杂。,看成一个整体，即被中和掉部分正电的原子核，中和后的核电荷,变成了有效核电荷 Z,*,于是外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。,在多电子原子中，核外电子不仅受到原子核的吸引，而且还受到电子间的相互排斥;,1、屏蔽效应,由于电子间的相互排斥而使指定电子受到的,核电荷减少,的作用称为屏蔽效应。,屏蔽效应越大，会如何？,有效核电荷越少，受核吸引减少，能量升高,2、有效核电荷 Z,*,为屏蔽常数,3、,(屏蔽常数)的计算,Slater（斯莱特）规则,(1),分组：,将原子中的电子分成如下几组（,定位,）,(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p),(2),外组,电子,：位于被研究电子右边的各组电子，对被研究电子的0。,外层,电子无屏蔽,(3),同组,电子,：1s轨道0.30，其余各组电子之间的0.35。,(4),内组,电子(1),：,被研究电子为ns或np时，,主量子数,为,(n-1)层,各电子对它的0.85，(n-2)及更小的各电子的1.00。,(5),内组,电子(2),：,被屏蔽电子为nd或nf时，位于它左边各组电子对它的1.00。,例：,Cu中其它电子对4s电子的,。,29,Cu:(1s),2,(2s),2,(2p),6,(3s),2,(3p),6,(3d),10,(4s),1,(1s),2,(2s2p),8,(3s3p),8,(3d),10,4s,=1 2 +1 8 +0.85 8 +0.85 10,外层电子,无,同层电子,无,n-1 层电子有,n-2及以下层电子：有,1S,2S2p,3S3p,3d,25.3,解,:若 K 最后一个电子排布在 4s 轨道上：,若 K 最后一个电子排布在 3d 轨道上：,计算结果表明,，,作用在 4s 电子上的有效核电荷数,比作用在 3d 电子上的大,，,所以钾原子最后一个电子排布在 4s 轨道上.,例：,基态,K,的电子层结构是,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,4s,1,，,而,不是 1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,1,，,试利用有效核电荷说明之。,【屏蔽效应定性规律】,内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，同层间较小；,外层对内层不考虑屏蔽作用。,值越大，屏蔽效应越大，有效核电荷越少，电子能量越高,。,4、钻穿效应,【钻穿效应】,由于外层电子钻到内部空间靠近原子核，回避其余电子对它的屏蔽作用，受到,核的吸引力增强,，从而使该电子的,能量降低,，这种现象称为钻穿效应。,【钻穿效应可以解释能级,交错】,4s的第一小峰钻到比3d,离核更近处，,能量降低许多。故,E,4s,r,共,【因为】,金属晶体中金属的电子云重叠较少，而共价键中电子云重叠大。,范德华半径,单原子分子(He，Ne 等稀有气体)，原子间靠范德华力（即分子间作用力）结合，因此无法得到共价半径。,低温高压,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。,卤素在极低温度下能形成双原子的分子晶体，,相邻的不同分子中的两个卤素原子的核间距的一半,，就是卤素原子的范氏半径。,范德华半径（非键合）,金属半径（紧密堆积）,共价半径（轨道重叠）,讨论原子半径的变化规律时，常采用,共价半径,。,适用金属元素,固体中测定两个最邻,近原子,的核间,距一半,金属半径r,M,(,metallic radius,),适用非金属元素,测定单质分子中两个相邻,原子的,核间距,一半,共价半径r,c,(,covalent radius,),原子半径的周期性,同周期变化规律,从左向右，原子序数增加，有两个因素影响 r 的变化,核电荷数（Z）,，对电子吸引力,，,r,。,核外电子数,，电子之间排斥力,，,r,。,这是一对矛盾，以哪方面为主？,以,为主。,即同周期中从左向右，原子半径减小。,解 释:,电子层数不变的情况下,有效核电荷的增大导致核,对外层电子的引力增大,同族变化规律,同族从上到下，有两种因素影响 r 的变化:,Z,，对电子吸引力,，,r,；,核外电子增多，增加一个,电子层,，,r,。,在这一对矛盾中，,起主导作用。,同族中，从上到下，原子半径一般逐渐增大。,主族元素,Li 123 pm,Na 154 pm,K 203 pm,Rb 216 pm,Cs 235 pm,依次增大,增加电子层数,增加电子数，多为同层电子,牢记,2、电离能（,I,）的周期性,1 mol,基态,气态,原子,，失去最高能级的 1 mol电子，形成 1 mol,气态正离子(M,+,)所吸收的能量，叫这种元素的,第一电离能 (用 I,1,表示，ionization energy),。,M(g)M,+,(g)+e I,1,1 mol,气态离子（M,+,）继续失去最高能级的 1 mol 电子，形成 1 mol 气态离子(M,2+,)所吸收的能量为,第二电离能 I,2,M,+,(g)M,2+,(g)+e I,2,用类似的方法定义 I,3,，I,4,，I,n,。,【可见】,电离能（I）表示,原子失去电子的能力,，,I 越大，越难失去电子；I 越小，越易失去电子。,失去电子形成正离子后，半径 减小，核对电子的引力增加，再失去电子变得困难。所以对一种元素而言：I,1,I,2,I,3,I,4,电离能逐级加大,I,1,、I,2,、I,3,、I,4,之间的大小关系如何？,电离能的一般变化规律：,（1）失去一个电子后易形成稳定电子结构的原子的电离能小，这里的稳定结构为全满、全空或半空；,（2）稳定电子结构的原子或离子的电离能大；,(1)同周期中 I 的变化规律,同周期，从左向右，Z 增大，r,减小。核对电子的吸引增强，愈来愈不易失去电子，所以,I,1,逐渐,增大,。,短周期主族元素 I,1,/kJmol,-1,Li Be B C N O F Ne,520 900 801 1086 1402 1314 1681 2081,从左向右 I,1,逐渐,增大，但有两处反常。,B Be？,B：1s,2,2s,2,2p,1,，失去 2p 的一个电子，达到2s,2,全充满的稳定结构。所以B容易失去最外层电子，I,1,小于 Be。,O N？,N：1s,2,2s,2,2p,3,，2p,3,为半充满结构，比较稳定，不易失去电子。I,1,增大明显。,O：1s,2,2s,2,2p,4,，失去 2p,4,的一个电子，即达到 2p,3,半充满的稳定结构。所以 I,1,有所降低。,Ne：,1s,2,2s,2,2p,6,，为全充满结构，不易失去电子，所以其电离能在同周期中最大。,(2)同族中 I 的变化,自上而下，有互相矛盾的两种因素影响 I 的变化。,Z 增大，核对电子吸引力增大。I ,增大；,电子层增加，r 增大，电子离核远，核对电子吸引力减小。I 减小。,这对矛盾中，以 为主导。,所以，同族中自上而下，元素的电离能减小。,同族总趋势：,自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致,同周期总趋势：,自左至右增大,与原子半径减小的趋势一致,电离能的变化趋势图,3、电子亲合能的周期性,气态的,基态,原子,获得一个电子成为一价气态负离子所,放出的能量,称为,电子亲和能（electron affinity,A或E),。,O,(g),+e,-,O,-,(g),A,1,=,140.0 kJ,.,mol,-1,A,1,越大？,越易得电子，生成负离子的倾向大，非金属性越强,【注】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斥力，因此要吸收能量。,O,-,(g),+e,-,O,2-,(g),A,2,=-,844.2 kJ,.,mol,-1,【可见】,电子亲合能（A）表示,原子得到电子的能力,，,A越大，越容易得到电子；A越小，越难得到电子。,(1)同周期电子亲合能的变化规律:,从左到右，Z增大，r减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成 8 电子稳定结构，,电子亲合能增大(易得到电子）,。,卤素的A最大，A,2,为负值，稀有气体的A为最大负值。,(2)同主族电子亲合能的变化：,从上到下，规律不明显，大部分的,A变小,。,因为第二周期原子半径较小，电子间的斥力较大。,电子亲合能的最大值,不出现在 F 原子,而是 Cl 原子,。,4、元素的电负性,x,电离能 I：,表示原子失电子，形成正离子的能力；,电子亲合能 A：,表示原子得到电子，形成负离子的能力；,许多反应中，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。,因此，,应该有一个参数，综合考虑I和A，可以表示分子中原子拉电子的能力大小。,1932年，Pauling 提出了电负性的概念,电负性：分子内原子,吸引电子的能力。,(1)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。,Li Be B C N O F,X 0.98 1.57 2.04 2.15 3.04 3.44 3.98,Cl 3.16 Br 2.96 I 2.66,规定氟的电负性为 4.0，其它元素与氟相比，得出相应数据。,(2)变化规律,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；,周期表中，右上角的 F 元素电负性最大，左下角的 Cs 元素电负性最小,一般认为X 2.0为非金属。,原子性质 从左到右 从上到下,原子半径,减小,增大，第五、第六周期接近,电离能,增大，全满半满结构稍大,减小，过渡元素略增，多处布规律,电子亲和能,增大,减小，但O和F并非本族最大值，由于半径小，内层电子排斥力大所致,电负性,增大,减小，副族不明显,原子的结构,原子的组成,核外电子的运动状态,氢光谱的特征及波尔理论三假设,波函数、原子轨道、电子云的概念,电子在空间出现的概率分布,波函数的角度分布与径向分布,核外电子运动状态的量子力学描述,核外电子排布规律,原子轨道能级组,单电子原子,多电子原子,鲍林原子轨道能级组,屏蔽效应Slater规则,钻穿效应解释能级交错与能级分裂,核外电子排布规则：Pauli不相容原理、能量最低原理、Hunt规则,核外电子排布式：全排与简排、填充与失去,元素周期表和元素周期律,鲍林原子轨道能级组与元素周期表：周期、族、区,元素周期律（核电荷数、核外电子数、稳定的电子结构）,原子半径：共价半径、金属半径、范德华半径,电离能,电子亲和能,电负性,第一章 作业,p44,：,4，5，7，9、10、12、19,