第九章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律了解粒子運(yùn)動(dòng)的特點(diǎn)，熟悉原子軌道的概念-資料下載頁(yè)
2025-08-26 14:58本頁(yè)面
【導(dǎo)讀】原子軌道及微觀狀態(tài)，記熟s、p、d原子軌道的角度分布圖。理解屏蔽效應(yīng)，會(huì)用Sommarfeld規(guī)則排布多電子原子核外電子。熟悉原子結(jié)構(gòu)同有效核電荷、原子半徑、電離能、電。子親和能及電負(fù)性變化的周期性間的關(guān)系。與周期系的關(guān)系。這種構(gòu)成物質(zhì)之原的。最小實(shí)物微粒稱之為原子?；瘜W(xué)變化中能保持其本性的、既不能創(chuàng)造也不能毀滅的、看不見和不可分割的最小微粒，每種元素原子的最基本特征是具有不同的質(zhì)量。1898：鐳原子放射出α粒子后變成氡原子，徹底否定原子不可分割的觀念。區(qū)內(nèi)得到四條不連續(xù)的譜線。1890年，從堿金屬元素的原子光譜中也發(fā)現(xiàn)了與上式類似的關(guān)系。他他認(rèn)認(rèn)為為這這。波動(dòng)性的假設(shè)很快得到證實(shí)。衍射實(shí)驗(yàn)所證實(shí)。于是戴維遜和革末將電子束通過晶。y、z換成極坐標(biāo)r、θ、φ表示，電子云是電子在核外空間各處出現(xiàn)幾率密度大小的形象化描述。電子云常用小黑點(diǎn)的疏密程度表示。
【正文】 一電子層、同亞層電子之間 的屏蔽作用較弱（ S值較小，除 1s外其余均為 ）。 內(nèi)層電子對(duì)外層電子 的屏蔽作用較強(qiáng)（ S值較大， S≥ ).且電子愈在內(nèi)層，其屏蔽作用愈強(qiáng)（ S值愈大）。 此外，經(jīng)驗(yàn)表明，半充滿、全充滿能級(jí)上電子的屏蔽作用也較強(qiáng)?；谏鲜鲈?，有效核電荷將隨著電子的填充和電子層的周期性出現(xiàn)，而出現(xiàn)周期性變化。 同周期的主族元素中，隨其電子增加在外層而有效電荷增加顯著。在同一周期的副族元素中，則隨著其電子增加在次外層而有效電荷增加不多（鄰近元素間相差約 ）。鑭系和錒系元素的有效核電荷則因電子增加在次次外層而增加極少。 由此可以理解：同一周期主族元素的性質(zhì)變化比較明顯，而副族和鑭系、錒系元素的 15 性質(zhì)變化就不太明顯。 同一主族或副族中，由上至下，由于電荷增加較多，有效核電荷也增加較大。元素性質(zhì)的改變也較顯著。 一、原子半徑變化的周期性 1. 原子半徑 原子半徑：如果將原子視為球體，原子的核間距即為原子球 體的半徑之和，該原子球體的半徑稱為原子半徑 共價(jià)半徑：同種元素的兩個(gè)原子，形成共價(jià)單鍵的兩原子核間距離的一半。 金屬半 徑：在金屬單質(zhì)晶體中，兩個(gè)相鄰金屬原子核間距離的一半。 范德華半徑：在分子晶體中（如稀有氣體），相鄰分子核間距離的一半。 同種元素的金屬半徑要比共價(jià)半徑大 10－ 15％，范德華半徑更大。 半徑大小與 n， z*因素有關(guān)。 變化的規(guī)律 ： ：原子的電子層數(shù)基本不變，從左倒右，主族元素的半徑因有效電荷顯著地增加而明顯地減小（鄰近元素相差約 10pm），副族元素的原子半徑則因有效核電荷增加不多而減小不明顯（鄰近元素間相差小于 5pm）。 16 ：由上至下，原子半徑則因電子 層數(shù)增加而增加。但是副族元素中，原子半徑增加規(guī)律僅體現(xiàn)在 III B 族和每一副族的前兩種元素上，從Ⅳ B 族開始，每組后兩中副族元素的原子半徑近似相等，這是由于鑭系收縮造成的。 ：隨原子序數(shù)增加，原子半徑累計(jì)有所減小的現(xiàn)象。鑭系收縮可以抵消增加一個(gè)電子層的影響，從而使 III B 族及其后每族的后兩種副族元素的半徑相近，性質(zhì)相似。 二、元素的基本性質(zhì) 一個(gè)基態(tài)氣體原子失去一個(gè)電子成為帶一個(gè)單位正電荷的氣態(tài)陽(yáng)離子所需的能量。一般說來： I1 ＜ I2 ＜ I3 17 基態(tài)氣態(tài)原 子 e → +1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子 I1 +1 價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子 e → +2 價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子 I2 +2 價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子 e → +3 價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子 I3 通常用第一電離能衡量原子失電子難易。 I 越小，原子越易失去電子，金屬性越強(qiáng) 在主族元素中，同一周期從左到右，總的趨勢(shì)是第一電離能逐漸增大。這是由于同一周期從左到右，元素的有效核電荷增加，原子半徑減小，對(duì)電子吸引力增大的緣故。在同一主族中，從上到下隨著原子半徑的增大，外層 電子離核越來越遠(yuǎn)，故第一電離能減小。 在副族元素中，由于最后的電子是填入內(nèi)層，屏蔽效應(yīng)大，抵消了核電荷增加所產(chǎn)生的影響，另外他們的半徑也都相近，因此它們的第一電離能變化不大。 2. 電子親合能（ EA） 氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子成為帶一個(gè)單位負(fù)電荷的氣態(tài)陰離子時(shí)，所放出的能量該元素的第一電子親合能。 電子親合能正負(fù)號(hào)的規(guī)定與焓的正負(fù)號(hào)規(guī)定相反，即放熱為正，吸熱為負(fù)。 電子親合能越大，表示該元素的原子越容易獲得電子。 變化規(guī)律 ：與電離能的變化規(guī)律基本上相同，即同一周期從左到右總趨勢(shì) 是逐漸增加，同主族從上到下總趨勢(shì)是減小。但都有例外。例如，同一主族元素中，電子親合能最大的不是第二周期元素而是第三周期元素。這是因?yàn)榈氐诙芷谠卦影霃教貏e小，電子間斥力很強(qiáng)，以致加合一個(gè)電子時(shí)，釋放的能量減小。而第三周期元素的原子半徑較大，電子間斥力顯著減小，因而加合電子時(shí)，釋放的能量相應(yīng)增大。 3. 元素的電負(fù)性（ X ） 所謂的電負(fù)性是指分子內(nèi)原子吸引電子的能力。元素的電負(fù)性大，原子在分子內(nèi)吸引 18 電子能力強(qiáng)。 1934年密立根提出用電離能和電子親合能之和來標(biāo)度電負(fù)性 x： x=(I+E) 式中： I 為電離能， E 為電子親合能， 。 因目前電子親合能的數(shù)據(jù)有限且不太準(zhǔn)確，故限制了該法的應(yīng)用。 鮑林電負(fù)性標(biāo)度：根據(jù)鍵的離解能的數(shù)據(jù)計(jì)算得到，提出電負(fù)性與鍵的離解能關(guān)系式為： D(AB)=[D(AA)D(BB)]1/2+(xBxA)2 式中： D(AB) ， D(AA) 和 D(BB)分別表示化學(xué)鍵 AB， AA和 BB的離解能， xB和 xA分別表示元素 B和 A的電負(fù)性。并規(guī)定 F元素的電負(fù)性為 ，由此 可求出其它元素的電負(fù)性。 變化規(guī)律： 與電離能、電子親合能相同，即同一周期從左到右，電負(fù)性遞增，同一主族從上到下，電負(fù)性遞減。副族元素電負(fù)性變化規(guī)律不明顯。 根據(jù) X 值大小，可以衡量金屬性和非金屬性的相對(duì)強(qiáng)弱。一般來說，元素電負(fù)性在 2。0 以上為非金屬元素，而在 2。 0 以下為金屬元素。但不能把電負(fù)性 作為劃分金屬和非金屬的絕對(duì)界限。 同一元素所處氧化態(tài)不同，電負(fù)性也不同。如： Fe(Ⅱ ) 和 Fe(Ⅲ )的電負(fù)性分別為 。
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