【正文】 原子中，軌道能量不僅與主量子數(shù) n有 關(guān)，還與角量子數(shù) l有關(guān)。 l =0 時(shí)， E1S＜ E2S＜ E3S等。例如， n=2, E2S＜ E2P。 ? 當(dāng)主量子數(shù)和角量子數(shù)都不同時(shí)，有時(shí)出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。 能級(jí)交錯(cuò)的原因 ： 隨原子序數(shù)增加，原子核對(duì) 電子的引力都增強(qiáng)，各電子亞層的能級(jí)都有下降 . ?能量最低原理 在不違背泡利原理的條件下，核外電子分布將盡可能優(yōu)先占據(jù)能級(jí)較低的軌道，使 系統(tǒng)能量處于最低。 1 近似能級(jí)圖 ⑴ 近似能級(jí)圖 *l相同 時(shí)，軌道能級(jí)隨 n而增。 如： E1sE2sE3s； 如： E3sE3pE3d； *n、 l皆不同 時(shí)，出現(xiàn)“ 能級(jí)交錯(cuò) ” 現(xiàn)象如： E4sE3d E6sE4fE5dE6p 二. 核外電子分布和核外電子分布式 1．核外電子分布的三個(gè)原理 根據(jù)光譜數(shù)據(jù)，找出多電子原子中電子的分布遵 循三個(gè)原理： 泡利 (Pauli)不相容原理、最低能量原 理以及洪特 (Hund)規(guī)則 。 由泡利原理可知，在每一個(gè)原子軌道（ n, l, m 相同的軌道）中最多允許容納兩個(gè)自旋反平行的 電子。 例 1 碳 原子 (1s22s22p2)的兩個(gè) p電子在三個(gè)能量相同的 2p軌道上如何分布？ I II III 共有以下三種排列方法： 兩個(gè)電子在 p軌道上的分布 此外 ，電子處于全滿 (s2,p6,d10,f14)、半滿(s1p3,d5,f7)、全空 (s0,p0,d0,f0)時(shí)系統(tǒng)較穩(wěn)定。 例如 ，鈦 (Ti)原子有 22個(gè)電子，按上述三個(gè)原理和近似能級(jí)順序，電子的分布情況應(yīng)為 22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2 但在書寫電子分布式時(shí) ,要將 3d軌道放在 4s前面 ， 即鈦原子的電子分布式 正確的寫法 為 22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 第四周期 ， 有兩個(gè)未成對(duì)電子 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期 ， 有幾個(gè)未成對(duì)電子 ？ 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 第四周期 ， 有幾個(gè)未成對(duì)電子 25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 第四周期 ， 有幾個(gè)未成對(duì)電子 (2) 外層電子分布式 化學(xué)反應(yīng)只涉及外層電子的得失，只需寫出外層電子分布式即可。 ? 副族元素 價(jià)電子構(gòu)型為 ns電子 +(n1)d電子 Ti的價(jià)電子構(gòu)型： 3d24s2； Mn的價(jià)電子構(gòu)型： 3d54s2； Cu的價(jià)電子構(gòu)型： 3d104s1。 (3)離子的外層電子分布式 原子失去電子而成為正離子時(shí)， 首先失去最外層的電子，其先后順序一般為 np， ns， (n1)d， (n2)f，例如， Mn2+的外層電子構(gòu)型是 3s23p63d5 不是 3s23p63d34s2或 3d34s2，也不能只寫成 3d5。 原子成為負(fù)離子時(shí)，原子所得的電子總是分布在它的最外電子層上。 寫出所給元素的電子分布 (按能級(jí) )狀況： 22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 50Sn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 2 2 6 2 6 3d 2 2 3d 6 課堂練習(xí)： 1． 原子結(jié)構(gòu)與元素周期律 將核外電子分布與周期表對(duì)照能清楚的看出元素的周期性與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系，揭示周期律的實(shí)質(zhì)。 s 區(qū) ns1 ～ ns2 p 區(qū) ns2np1 ～ ns2np6 d 區(qū) (n1)d1ns2 ～ (n1)d8ns2 ds 區(qū) (n1)d10ns1 ～ (n1)d10ns2 f 區(qū) (n2)f1ns2 ～ (n2)f14ns2 三、原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的周期性 原子的外層電子構(gòu)型呈現(xiàn)明顯地周期性變化，導(dǎo)致元素的性質(zhì)也表現(xiàn)出周期性的變化規(guī)律。 ?主族元素 : 族號(hào)數(shù)＝最外層電子數(shù) 。 ⑶ 元素在周期表中的分區(qū) s 區(qū) —— ns12—————ⅠA 、 ⅡA p 區(qū) —— ns2np16——ⅢA —ⅦA 、 0 d 區(qū) —（ n1） d18ns2—ⅢB —ⅦB 、 Ⅷ ds 區(qū) —（ n1） d10ns12——ⅠB 、 ⅡB f 區(qū) —（ n2） f114ns2——鑭系、錒系 (n2)f114ns2 f 區(qū)元素 1s2 ns 2np16 P區(qū)元素 ns 12 s區(qū)元素 (n1)d18ns2 d區(qū)元素 (n1)d10 ns12 ds 區(qū) 元素 2. 元素的氧化值 ? 同周期的主族元素 最高氧化值＝族序數(shù) ?d 區(qū)元素 最高氧化值＝ ns電子 +(n1)d電子 (不超過 8)。 ⅠB 族 Cu、 Ag、 Au最高氧化值分別為 +2.+1,+3。 注意： 副族元素大都具有可變的氧化值。 IA 元素的氧化值 +1 IIA 變價(jià)元素中，下劃線的較穩(wěn)定 IIIA IVA VA VIA VIIA +2 +3 4 +4 3 +1 +3 +5 2 +4 +6 1 +1 +5 +7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB +3 +2 +4 +3 +5 +3 +6 +2 +7 +2 +3 +8 +1 +2 +3 +2 +3 +1 +4 +2 +5 +3 +6 +4 3 .電離能 ① 金屬性與非金屬性 金屬元素易失電子變成正離子， 可用金屬性表征原子失去電子的能力， 元素的原子愈容易失去電子，它的金屬性就愈強(qiáng)； 非金屬元素易得電子變成負(fù)離子， 可用非金屬性表征原子得電子的能力， 原子獲得電子的能力愈強(qiáng)，它的非金屬性就愈強(qiáng)。 氣態(tài)一價(jià)陽離子再失去一個(gè)電子成為氣態(tài)二價(jià)陽離子所需的能量稱為 第二電離能 . 以此類推。 思考 1： 第一電離能與原子半徑之間的關(guān)系如何？ 答：原子半徑 r大時(shí)，電子離核遠(yuǎn)，受核的引力小，較易電離，從而電離能較小。 *電離能 I :氣態(tài)基態(tài)原子失電子所需之能量。 規(guī)律 ：主族： 左 → 右 ，增大； 但有一些波動(dòng)。 副族：規(guī)律不明顯。 電負(fù)性數(shù)值越大，原子在分子中吸引電子的能力越強(qiáng)；電負(fù)性值越小，原子在分子中吸引電子的能力越弱。各元素的電負(fù)性的數(shù)值見下圖 . 原子吸引電子的趨勢(shì)較強(qiáng) , 則在化合物中顯示電負(fù)性 ,反之顯電正性。以χ(F)= 為基準(zhǔn)計(jì)算其它元素的電負(fù)性。 ? 金屬元素 (除釕、銠、鈀、鋨、銥、鉑以及金外 ) 的電負(fù)性數(shù)值小于 ， ? 非金屬元素 (除 Si外 )則大于 一般以 。 ③ 范德華半徑 —單原子分子晶體中， 相鄰原子核間距之半。 同 族：半徑變化緩慢?？偟那闆r是： 左 → 右 ，非金屬性 增強(qiáng) ； 上 → 下 ， 主族 ,金屬性 增強(qiáng) ； 副族 ,金屬性 減弱 (ⅢB 族例外 ) 規(guī)律 ： 小結(jié)： ① 多電子原子的能級(jí)由 n、 l 決定 ， 并隨著 n、 l 值的增加而升高 。 ② 多電子原子核外電子分布遵從泡利原理 、 最低能量原理 、 洪特規(guī)則 。 ④ 原子結(jié)構(gòu)的周期性變化導(dǎo)致元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化 。 化學(xué)鍵與分子間相互作用力 一 .化學(xué)鍵 (chemical bonding) 分子或晶體中原子 (或離子 )之間強(qiáng)烈的作用力叫做 化學(xué)鍵 。 組成化學(xué)鍵的兩個(gè)原子間 電負(fù)性 差 大于 時(shí)，一 般生成 離子鍵 ， 小于 時(shí)一般生成 共價(jià)鍵 。 (Ionic bond) (1)定義 由正、負(fù)離子間的靜電引力形成的化學(xué)鍵 叫做 離子鍵 。 (3) 離子鍵的特征 ① 離子鍵有極性； ② 離子鍵無飽和性、方向性。