【正文】 8）。大部分元素有可變氧化數(shù)。 元素離子的外層電子構(gòu)型： A、寫出 29Cu的電子分布式和價層電子構(gòu)型，所屬周期、區(qū)、族及其離子的外層電子構(gòu)型？ 解： 29Cu： 1s22s22p63s23p63d104s1， 價層電子構(gòu)型為 29Cu： 3d104s1，故屬第四周期， ds區(qū)，IB，其常見離子有 Cu+、 Cu2+。 29Cu+： 3s23p63d10（ 18構(gòu)型）， 29Cu2+： 3s23p63d9（ 9～ 17構(gòu)型）。 B、寫出 34Se的電子分布式及價層電子構(gòu)型？ 解： 34Se的近似能級順序為 1s22s22p63s23p64s23d104p4， ?其屬第四周期， VIA族， p區(qū)，電子構(gòu)型為 34Se： 1s22s22p63s23p63d104s24p4， 價層電子分布為 34Se： 4s24p4。 例 ： 40 價電子，價電子構(gòu)型， 主族元素的價電子構(gòu)型為 nsnp，副族元素的價電子構(gòu)型為 (n1)dns 物質(zhì)的磁性與物質(zhì)中的未成對電子數(shù)有關(guān)，如果物質(zhì)中有未成對電子，物質(zhì)表現(xiàn)出磁性 50 失去電子的順序要注意。 原子失去電子生成離子，原子總是首先失去能量高的電子，但是要注意到，在原子的基態(tài)時，原子核外電子的能量高低順序與電子填充時的原子軌道的能量高低順序不同，基態(tài)的原子其核外電子的能量不存在能級交錯的現(xiàn)象，主量子數(shù)大的原子軌道中的電子能量高。也即是說原作總是首先失去最外層電子。 徐光憲先生總結(jié)出：在失去電子時，（ n+)之大的電子能量高，先失去。 二、原子核外電子的分布和元素周期系 十九世紀前半葉，化學迅速發(fā)展，使得單質(zhì)、化合物的數(shù)目急劇增加?；瘜W家為探索其內(nèi)在聯(lián)系，提出了各式各樣元素分類法，如：德國化學家德伯頓納的“三素組”元素分類法，英國化學家紐蘭茲（ Newlands）的“八音律”元素分類法等。直到 1869年俄國化學家門捷列夫（ MendeleevD）首先成功地指出“按照原子量大小排列起來的元素，在性質(zhì)上呈現(xiàn)明顯的周期性”?，F(xiàn)代人演繹為“ 元素的許多性質(zhì)隨著原子量的遞增呈現(xiàn)出周期性的變化 ?！边@就是 元素周期律 ， 當時，已經(jīng)發(fā)現(xiàn)了 63種元素，根據(jù)周期律，他把所有的元素分類排列， 在論文中提供了化學史上第一張元素周期表。同年，德國化學家邁耶（ Meyer L）也發(fā)表了類似結(jié)果：元素性質(zhì)是原子量的周期函數(shù)，并在論文中提供了一張原子體積隨原子量變化的曲線圖。 門捷列夫的元素周期表不是機械地按當時已知元素的原子量大小順序排列，它還考慮到元素的性質(zhì)和修正前人測錯原子量等。還根據(jù)左鄰右舍的性質(zhì)對待發(fā)現(xiàn)的元素性質(zhì)作預言，在周期表中留下空位，后來證實他的預言具有較高的準確性。門捷列夫的成績在于他能將龐雜的元素知識聯(lián)系綜合起來，提高到一個新的理論高度，從而有力地推動化學科學的迅猛發(fā)展。但由于門捷列夫所處時代的限制，使他還不可能認識到元素周期表的內(nèi)在本質(zhì)規(guī)律。 二十世 發(fā)現(xiàn)了電子和質(zhì)子、中子， 摩斯萊 (Moseley)的研究成果告訴我們，周期表中元素排列順序是以核電荷為依據(jù)，而不是原子量。元素排列的順序稱原子序數(shù)，即等于核電核數(shù)，也等于原子中的電子數(shù)。 直到二十世紀 30年代量子力學弄清了核外電子的分布后，人們才最終認識到 元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期律的根本原因是核外電子分布的周期性變化引起的 。 門捷列夫 高明之處 為： 1 根據(jù)分子量排列 2 估計當時測定的原子量可能有錯誤 3 在排列過程中讓出空位，意識到可能有未發(fā)現(xiàn)的元素。 門捷列夫發(fā)現(xiàn)是科學發(fā)展的必然結(jié)果。 牛頓說過：我是站在巨人肩膀上的。 在 1901年的第一次 Nobel Prize評選過程中，門捷列夫僅僅因一票之差未得到 Nobel Prize，獲得者是：范特荷夫（物理化學家）。 現(xiàn)代元素周期表 現(xiàn)在的元素周期表，共有 109種元素，橫向可以分為七個周期，縱向分為八個主族、八個副族，根據(jù)外層電子構(gòu)型的特點，還可以分為五個區(qū)。 （一）周期 周期是根據(jù)電子層數(shù)來劃分的。每一橫行為一個周期，隨著元素原子序數(shù)的遞增，核外電子數(shù)也逐漸遞增，電子層數(shù)越來越多。電子排滿一層，開始排下一層時，就是一個新的周期的開始。 ∴ 周期數(shù)＝原子的電子層數(shù)。 周期中元素數(shù)目＝相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù) 第一周期： 1s 2種元素 第二周期： 2s、 2p 8種元素 第三周期： 3s、 3p 8種元素 第四周期： 4s、 3d、 4p 18種元素 第五周期： 5s、 4d、 5p 18種元素 第六周期： 6s、 5d、 4f、 6p 32種元素 第七周期： 7s、 6d、 5f、 7p（應有 32種元素，實際為 23種） （二）族 族是根據(jù)外層電子構(gòu)型來劃分的。外層電子構(gòu)型相同或相近、化學性質(zhì)相似的元素劃為一族，排在同一列中。 主族：最后一個電子填入 s、 p 軌道的元素 （ A） 副族：最后一個電子填入 d、 f 軌道的元素 （ B）（過渡元素） 共分為 8個主族（ Ⅰ A－ Ⅶ A， 0族）， 8個副族（ Ⅲ B－Ⅷ ， Ⅰ B、 Ⅱ B）。 族數(shù)＝外層電子數(shù) 主族：最外層電子數(shù)； 副族：最外層＋次外層 d軌道電子數(shù) ★ 但 Ⅰ B、 Ⅱ B、 Ⅷ 例外： Ⅰ B、 Ⅱ B： 2110)1( ?? nsdnⅧ ： 286)1( nsdn ??三、區(qū) 除了按周期和族劃分外，還可以根據(jù)元素外層電子構(gòu)型的 特征把周期表分為五個區(qū)（ 169。 電子層結(jié)構(gòu)與元素的分區(qū) ） s 區(qū)： 21 nsns 、 （ Ⅰ A、 Ⅱ A） p 區(qū)： 612 ?npns （ Ⅲ A— Ⅷ A、 0族） d 區(qū)： 281)1( nsdn ?? （ Ⅲ B－ Ⅷ ） ds 區(qū)： 2110)1( ?? nsdn （ Ⅰ B、 Ⅱ B） f 區(qū)： 2140)2( nsfn ?? （鑭系、錒系元素） 原子的價層電子構(gòu)型直接影響著元素的性質(zhì)。當原子失去電子形成離子時，不論是主族元素還是副族元素，均先失去的是最外層電子，因此往往會引起電子層數(shù)的減少；但在書寫離子的電子分布式時，則應按照主量子數(shù)大小的順序進行。 按近似能級最后填入的電子 區(qū) 族 特征 價層電子構(gòu)型 s電子 s IA 、 IIA 最后填入最外層 ns1～ 2 p電子 p IIIA～ 0 元素性質(zhì)變化大 ns2np1～ 6 d電子 d IIIB～ VIII 最后填入次外層 (n1)d1～8ns1～ 2 d10電子 ds IB、 IIB 元素性質(zhì)變化小 (n1)d10ns1～2 f電子 f 鑭系、錒系 最后填入次三層元素性質(zhì)相似 (n2)f1～ 14ns2 例：（ 1） 29號元素： 電子分布式： 29Cu： ? ? 110 43 sdAr 第四周期、 Ⅰ B族、 ds區(qū)； 22Ti： ? ? 22 43 sdAr 第四周期、 Ⅳ B族、 d區(qū)。 反過來，已知元素在周期表中的位置，也應該能夠?qū)懗鏊碾娮臃植际?，確定是什么元素。 （ 2）已知某元素在第四周期、 Ⅶ A族，指出是什么元素。 n＝ 4，最外層電子數(shù)＝ 7，外層電子構(gòu)型： 5244 ps∴ 電子分布式： ? ? 5210 443 psdAr →35號 Br 元素的性質(zhì)決定于核外電子的分布。在周期表中，元素核外電子的分布呈周期性變化，所以元素的許多性質(zhì)：原子半徑、電離能、電負性等也呈現(xiàn)周期性變化。 167。 元素性質(zhì)的周期性變化與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系 一、原子半徑 因為電子在核外空間出現(xiàn)的幾率沒有明確的界線，所以實際上原子不存在固定的半徑。通常說的半徑是指原子在形成化學鍵或者相互接觸時，最接近的兩個原子核之間的距離的一半。根據(jù)原子間相互作用力的不同，原子半徑可以分為三類： 共價半徑（ rc， covalent） ：兩個相同原子形成共價鍵時，其核間距的一半稱為原子的共價半徑。如果沒有特別指明，通常指的是形成共價單鍵時的半徑。如， Cl2分子中， ClCl分子的核間距的一半（ 99pm)為 Cl原子的共價半徑。 （非金屬元素） 金屬半徑（ rm,metallic） ：金屬單質(zhì)的晶體中，兩個相鄰金屬原子核間距的一半，稱為該金屬原子的金屬半徑。如，金屬銅中兩個相鄰銅原子核間距的一半（ 128pm）為銅的半徑。（金屬元素） 原子半徑概念示意圖 （ r1為金屬半徑， r2為共價半徑， r3為 Van der Waals半徑） 范氏半徑（ rV） ： 稀有氣體在凝聚態(tài)時，原子之間不是靠化學鍵結(jié)合而是靠微弱的分子間作用力（范德華力）結(jié)合在一起，取固相中相鄰原子核間距的一半作為原子半徑稱為范德華半徑。非金屬的原子范德華半徑約等于它們的負離子半徑。 如，氖（ Ne)的范德華半徑為 160pm。（稀有氣體元素） 影響原子半徑大小的因素主要有兩個：核電荷數(shù)和電子層數(shù)。 變化規(guī)律： 同周期中：在短周期（一、二、三周期）中，從左到右，隨原子序數(shù)增大，核電荷數(shù)增多，核對外層電子吸引力增強，原子半徑逐漸減小； 數(shù)量級： 長周期（四、五、六、七）中：主族元素原子半徑的變化趨勢與短周期相同，而副族元素原子半徑從左到右減小趨勢較弱，因為副族元素的最后一個電子是填入次外層d軌道，這樣就抵消了一部分核對外層 s電子的吸引力（ 屏蔽作用 ），所以有效核電荷數(shù)隨原子序數(shù)增加而增加的趨勢減緩，因而原子半徑的減小趨勢也比較弱。從 Ⅷ 族開始，隨著屏蔽作用的增強，原子半徑甚至出現(xiàn)了增大的趨勢。 同族中：從上到下，雖然核電荷數(shù)逐漸增大，對外層電子吸引力增強，但電子層數(shù)也逐漸增多。層數(shù)越多，外層電子受核的吸引力越小，所以半徑是逐漸增大的。主族的變化趨勢較明顯，副族較弱一些。而第五、第六周期同一副族中兩個元素的原子半徑非常接近，這是因為在第六周期的第 Ⅲ B族和第 Ⅳ B之間還有一個鑭系元素的存在，一共有 14種，鑭系元素的最后一個電子填充在 4 f軌道上，隨原子序數(shù)的增大，原子半徑略有減小，跟在它后面的其他副族元素的半徑也相應減小，變得跟上一周期中同族的原子半徑非常接近，這一現(xiàn)象叫“ 鑭系收縮 ”。 Zr Nb Mo Hf Ta W pm 145 134 130 144 134 130 原子半徑的大小與原子得失電子的能力有密切關(guān)系。一般來說，原子半徑越大，核對外層電子的吸引力越弱，原子越容易失去電子，而得電子越困難；原子半徑越小，核對外層電子吸引力越強，原子越容易得到電子，而失電子越困難。（但稀有氣體元素是個例外，它們本身具有非常穩(wěn)定的電子結(jié)構(gòu)，所以既不容易得電子，也不易失電子。） 二、電離能 (ionization energy) 使處于基態(tài)的氣態(tài)原子或離子失去一個電子所需要的最小能量。 ??? ?? ? ))( geg M （基態(tài)原子 第一電離能（ I1） ??? ? ?? ? 2 )()( geg MM 第二電離能（ I2） 原子半徑在周期表中的變化趨勢 元素電離能越小，說明元素的原子或離子越容易失去電子；越大，說明元素的原子或離子越難失去電子。 電離能的大小，主要取決于原子半徑和電子層結(jié)構(gòu)。 電離能的變化規(guī)律 同一主族中：從上到下，電子層數(shù)越來越多，半徑越來越大，核對外層電子吸引力越來越小，所以電離能逐漸減小。 副族元素的電離能變化幅度較小，而且不規(guī)則，這是由于它們新增電子填入（ n1） d軌道，以及 ns與 (n1)d軌道能量相近的緣故。副族元素除 Ⅲ B族外，其它副族元素從上到下金屬性有逐漸減小的趨向。第六周期由于增加鑭系 14個核電荷而使第三過渡系元素的電離能比相應同副族增大 。 同一周期 元素 從左到右，隨核電荷數(shù)升高，原子半徑減小，核對外層電子吸引力增大，所以電離能逐漸增大。 增大的幅度隨周期數(shù)的增大而減小。第二、三周期元素從左到右電離能變化有兩個轉(zhuǎn)折。 B和 Al最后一個電子是填在鉆穿能力較小的 p軌道上，軌道能量升高，所以它們的電離能低于Be和 Mg； O和 S最后一個電子是加在已有一個 p電子的 p軌道上，由于 p軌道成對電子間的排斥作用使它們的電離能減小。一般來說，具有 p3， d5 ， f7 等半滿電子構(gòu)型的元素電離能較大，即比前、后元素的電離能都要大。這可用洪特規(guī)則加以解釋。稀有氣體原子外層電子構(gòu)型 ns2np6 和堿土金屬外層電子型 ns2以及具有 (n1)d10ns2 構(gòu)型的 Ⅱ B族元素，都屬于軌道全充滿構(gòu)型，它們的電離能較大。同一周期過渡元素，由左向右電離能增大的幅