§3-2 核外电子排布和元素周期律

对于单电子体系，其能量为 eVn

Z13.6E

2

2

即单电子体系中，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 … …

多电子体系中，电子不仅受到原子核的作用，而且受到其余电子的作用。故能量关系复杂。所以多电子体系中，能量不只由主量子数 n 决定。

（ 1 ） 原子轨道近似能级图

Pauling ，美国著名结构化学家，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。

其中除第一能级组只有一个能级外，其余各能级组均以 ns

开始，以 np 结束。

所有的原子轨道，共分成七个能级组

2-1 多电子原子的能级

鲍林近似能级图 （ portrayal of Pauling approximation energy level )

Pauling,L.C.(1901-1994)

讨论 :

1 、 n 值相同时 ,轨道能级则由 l 值决定 ,例 :E(4s)< E(4p)

< E(4d) < E(4f ). 这种现象叫能级分裂 . 2 、 l 值相同时 , 轨道能级只由 n 值决定 , 例 : E(1s) < E(2s) < E(3s) <E(4s )

3 、 n 和 l 都不同时出现更为复杂的情况 ,主量子数小的能 级可能高于主量子数大的能级 ,即所谓的能级交错 . 能级交错现象出现于第四能级组开始的各能级组中 , 例如第六能级组的 E(6s) ＜ E(4f ) ＜E(5d).

对鲍林能级图的重要说明对鲍林能级图的重要说明◆ 1939 年 , 鲍林 (Pauling L) 从大量光谱实验数据出发 , 通过理论计算得出多电子原子中轨道能量的高低顺序 , 即所谓的顺序图

◆鲍林能级图只适用于多电子原子 .即不适用于氢原子和类氢原子 , 氢原子和类氢原子不存在能级分裂和能级交错 .

◆ 鲍林能级图是指轨道被填充的顺序，并不总是能代表原子中电子的实际能级！

Mn原子 (Z=25)核外电子如何填充，填充后能量如何 ?

（ 2 ） 屏蔽效应（ Shielding effect ）★ 什么叫屏蔽作用？某一指定电子 ,受到其他电子（内层电子和同层其它电子）负电荷的排斥 , 这种球壳状负电荷像一个屏蔽罩 , 部分阻隔了核对该电子的吸引力 .

e -

e-

He

e -

He+

2-σ

假想 He

He+ 移走一个 e 需 8.716 10-18 J

+2 +2e -

He 移走一个 e 需 3.939 10-18 J

如果将球形屏蔽罩携带的负电荷视为集中于原子核上的点电荷 , 净效果则相当于核的真实正电荷 Z ( 原子序 ) 降至某一数 Z* ( 有效核电荷 ). 减少的数值叫屏蔽参数(σ ， shielding parameters).

Z* = Z – σ 为屏蔽常数

什么物理量表达屏蔽作用的大小？

eVn

Z13.6E

2

2

能量公式 考虑屏蔽作用应变成

eVn

)(Z13.6E

2

2eV,

n

Z13.6E

2

2*

屏蔽参数 σ 的大小可由 Slater 规则决定，其内容如下：

将原子中的电子分成如下几组：（ 1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)…

◆ 位于被屏蔽电子右边的各组， σ =0◆ 1s 轨道上的 2 个电子间 σ = 0.30， n>1 时， σ = 0.35◆ 被屏蔽电子为 ns 或 np 时， (n-1) 层对它 σ = 0.85 ，小于 (n-1)的 σ =1.00◆ 被屏蔽电子 nd 或 nf 时，左边各组 σ =1.00

同一层价电子受到的屏蔽作用相同吗？

◆ 2s 电子和 2p 电子同属价电子 ,但感受到的有效 核电荷却不同 .◆下面两种说法是等同的 ◎2s 电子比 2p 电子感受到较高的有效核电荷 , ◎2s 电子比 2p 电子受到较小的屏蔽 .

The effective nuclear charges of some elements in the second period (Z*)

B C N O F

Z( nuclear charges )

Z* (2 s )

Z* (2 p )

5

2.58

2.42

6

3.22

3.14

7

3.85

3.83

8

4.49

4.45

9

5.13

5.10

（ 3 ）钻穿效应 (penetration effect)

角量子数 l 不同的电子，受到的屏蔽作用的大小不同。其原因要归结到 l 不同的轨道径向分布的不同上。

指某一电子有能力进入原子内部空间，回避其他电子的屏蔽，增强了核对该电子的吸引作用 .

◆ 轨道的钻穿能力通常有如下顺序 :

n s > n p > n d > n f

亚层轨道能级按 E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf ) 顺序分裂 ;

◆ 如果能级分裂的程度很大 , 就可能导致与临近电子层中的亚层能级发生交 错 .

例如 , 4s 与 3d 亚层能级发生交错 .

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

原子序数 z

能量

2s1s

3s

4s3p

2p

4p

3d

4f

4d

（ 4 ） 科顿（ F. A. Cotton ) 轨道能级图 Cu E 4 s > E 3 d ，形成 Cu+ 时，先失去 4s 电子 ； K E 4 s < E 3 d ，先填充 4s 。 如何解释这种现象？ 科顿能级图讨论了原子轨道的能量与原子序数之间的关系。

Cotton energy level portray

2-2 核外电子排布的原则(1) 最低能量原理 (Aufbau principle)

电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道 , 占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道 .

电子填入轨道时遵循顺序图。

铬 (Z = 24)之前的原子严格遵守这一顺序 , 钒(Z = 23)之后的原子有时出现例外 .

(2) 泡利不相容原理 (Pauli exclusion principle)

同一原子中不能存在运动状态完全相同的电子 , 或者说同一原子中不能存在四个量子数完全相同的电子 .例如 , 一原子中电子 A 和电子 B 的三个量子数 n, l, m已相同 , ms就必须不同 .

quantum number

n l m ms

electric Aelectric B

22

11

00

+1/2-1/2

(3) 洪德规则 (Hund’s rule)

电子分布到等价轨道时 , 总是尽先以相同的自旋状态分占轨道 .即在 n 和 m 相同的轨道上 分布电子 , 将尽可得分布在 m 值不同的轨道上 , 且自旋相同 .

例如 Mn 原子 3d 轨道中的 5 个电子按下面列出的方式 (a)而不是按方式 (b)排布 .

(b) [Ar] 3d54s2

(a) [Ar] 3d54s2

3d 4s

未成对电子的存在与否 , 实际上可通过物质在磁场中的行为确定：

含有未成对电子的物质在外磁场中显示顺磁性(paramagnetism), 顺磁性是指物体受磁场吸引的性质；

不含未成对电子的物质在外磁场中显示反磁性(diamagnetism), 反磁性是指物体受磁场排斥的性质 .

根据 Hund’s rule, 下列三种排布中哪一种

是氮原子的实际电子组态 ?

2-3 原子的电子层结构和元素周期系

（ 1 ）原子的电子层结构

（ 2 ）元素周期系

◆ 根据鲍林能级顺序图，运用建造原理写出基态原子的电子组态 .

◆ 根据洪特规则的高对称原理，且角量子数 l 越大的亚层轨道处于全空、半满、全满时更稳定。即首先考虑f 亚层，再依次考虑 d 亚层、 p 亚层及 s 亚层。

Atom Energy level order Spectrum experimental order

Cr

Mo

Cu

Ag

Au

[Ar] 3 d 4 4 s 2

[Kr] 4 d 4 5 s 2

[Ar] 3 d 9 4 s 2

[Kr] 4 d 9 5 s 2

[Xe] 4 f 14 5 d 9 6 s 2

[Ar] 3 d 5 4 s 1

[Kr] 4 d 5 5 s 1

[Ar] 3 d 10 4 s 1

[Kr] 4 d 10 5 s 1

[Xe] 4 f 14 5 d 10 6 s 1

原子的电子层结构 (P 92-98 )

1 H Hydrogen 氢 1s1 * 2 He Helium 氦 1s2

3 Li Lithium 锂 1s2 2s1

4 Be Beryllium 铍 1s2 2s2

5 B Boron 硼 1s2 2s22p1

** 6 C Carbon 碳 1s2 2s22p2

7 N Nitrogen 氮 1s2 2s22p3

8 O Oxygen 氧 1s2 2s22p4

9 F Fluorine 氟 1s2 2s22p5

10 Ne Neon 氖 1s2 2s22p6

原子序数 电子轨道图

元素符号 英文名称

中文名称 电子结构式

11 Na Sodium 钠 1s2 2s22p63s1

12 Mg Magnesium 镁 1s2 2s22p63s2

13 Al Aluminium 铝 1s2 2s22p63s23p1

14 Si Silicon 硅 1s2 2s22p63s23p2

15 P Phosphorus 磷 1s2 2s22p63s23p3

16 Si Sulfur 硫 1s2 2s22p63s23p4

17 Cl Chlorine 氯 1s2 2s22p63s23p5

18 Ar Argon 氩 1s2 2s22p63s23p6

原子序数

元素符号 英文名称

中文名称 电子结构式

* [ Ar ] 原子实，表示 Ar 的电子结构式 电子结构式 1s2 2s2 2p6 3s2

3p6 。

原子实后面是价层电子，即在化学反应中可能发生变化的电子。 ** 虽先排 4s 后排 3d ， 但电子结构式中先写 电子结构式中先写 3d ，后写 后写 4s

** 21 Sc Scandium 钪 [Ar] 3d14s2

22 Ti Titanium 钛 [Ar] 3d24s2

23 V Vanadium 钒 [Ar] 3d34s2

24 Cr Chromium 铬 [Ar] 3d54s1

25 Mn Manganese 锰 [Ar] 3d54s2

26 Fe Iron 铁 [Ar] 3d64s2

27 Co Cobalt 钴 [Ar] 3d74s2

28 Ni Nickel 镍 [Ar] 3d84s2

* 19 K Potassium 钾 [Ar] 4s1

20 Ca Calcium 钙 [Ar] 4s2

元素周期表 元素周期表 ((The periodic table of The periodic table of elementselements ))

Mendeleev’s periodic law (1869)The elements if arranged according to their atomic weights, show a distinct pe riodicity of their properties.

复习一下量子数 , 电子层 , 电子亚层之间的关系是有益的！

每个电子层最多容纳的电子数 主量子数 n 1 2 3 4

电子层 K L M N

角量子数 l 0 1 2 3

电子亚层 s p d f

每个亚层中轨道数目

每个亚层最多 2 6 10 14

容纳电子数

1 3 5 7

2 8 18 2n2

你能联系起周期与顺序图之间的关系吗 ?

门捷列夫短式周期表

“ 长式”周期表——每个周期占一个横排。这种三角形周期表能直观地看到元素的周期发展，但不易考察纵列元素（从上到下）的相互关系，而且由于太长，招致排版和印刷的技术困难。

H He

Li Be B C N O F Ne

NaMg Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V CrMn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Zr Nb Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Te I Xe TcMoY Sb

Cs Ba Hf RnAtPoPbTlHgAuPt IrOs ReWTa La Ce Pr NdPmSm EuGd Tb Dy Er TmYb LuHo Bi

Fr Ra Ac Th Pa U Np PuAmCmBk Cf EsFm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs MtUun Uuu Uub

宝塔式或滴水钟式周期表。这种周期表的优点是能够十分清楚地看到元素周期系是如何由于核外电子能级的增多而螺旋性发展的，但它们的每个横列不是一个周期，纵列元素的相互关系也不容易看清。

H He

Li Be

B C N O F Ne

Na Mg

Al Si P S Cl Ar

K Ca

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr

Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

113 114 115 116 117 118

119 120

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

6s

4f

5d

6p

7s

5f

6d

7p

8s

Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub

维尔纳长式周期表

◆ 共七个周期 : 一个特短周期 (1); 二个短周期 (2,3); 二个长周期 (4,5); 一个特长周期 (6), 一个不完全周期 (7).

◆ 七个周期对应于顺序图中的七个能级组 .

◆ 除第一周期外 , 各周期均从 ns1 - ns2np6

a 元素的周期

H He1

第一周期： 2 种元素 , 价电子结构 1s1-2

BeLi B C N O F Ne2

第二周期： 8 种元素 , 价电子结构 2s1-22p1-6

(2) 元素周期系

MgNa Al Si P S Cl Ar3

第三周期 :8 种元素 , 价电子结构 3s1-23p1-6

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr4

Y Zr Nb Mo Tc Rh PdRu Ag CdSrRb In Sn Sb Te I Xe5

第五周期 :18 种元素 , 价电子结构 5s1-24d1-10 5p1-

6

(Pd例外 )

第四周期 :18 种元素 , 价电子结构 4s1-23d1-10 4p1-

6

第七周期：价电子结构 7s1-2 5f0-14 6d0-10 7p1-6

BaCs6s

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu4f

La Hf Ta W Re Ir PtOs Au Hg5d

Tl Pb Bi Po At Rn6p

第六周期 :32 种元素 , 价电子结构 6s1-24f0-145d0-106p1-6

RaFr7s

Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr5f

Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt UunUuuUub6d

7p

第八周期 8s 5g 6f 7d 8p

各亚层轨道数 1 9 7 5 3

各亚层电子数 2 18 14 10 6

第九周期 9s 6g 7f 8d 9p

各亚层轨道数 1 9 7 5 3

各亚层电子数 2 18 14 10 6

b b 元素的区和族元素的区和族 s 区元素 :IA --IIA，价层电子组态为 ns1-2 ， 属于活泼金属。

p 区元素 :IIIA、 IVA、 VA、 VIA、 VIIA、 VIIIA 族 价层电子组态为 ns2 np 1-6

右上方为非金属元素，左下方为金属元素 。

价电子与元素性质有密切关系。

d 区元素 :IIIB 、 IVB 、 VB、 VIB 、 VIIB 、VIII 族 .

价层电子组态一般为 :(n － 1)d 1-8 ns 2(哪些例外 )

为过渡元素，第 4,5,6 周期的过渡元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素。

d 区元素的族数 =(n－ 1)d 电子数 +ns电子数

ds区元素：Ⅰ B 、Ⅱ B 价层电子组态为 :( n － 1 ) d 10 ns 1-

2

ds区元素族数 = 价层电子中 ns电子数

f 区元素 :La系、 Ac系 价层电子组态为： (n-2)f0-14(n-1)d0-

2ns2

内过渡元素。

各主族、副族元素及价层电子组态

Groups (or families):

vertical columns in the periodic table.

§4 元素基本性质的周期性 主要讨论原子半径，电离能，电子亲合能和电负性随周期和族的变化。 3-1 原子半径 (atomic radius)

共价半径 ：同种元素的两个原子，用共价单键相连时，核间距的一半，为共价半径。

金属半径：金属晶体中，金属原子核间距的一半，为金属半径。

对于金属 Na r 共 = 154 pm ， r 金 = 188 pm

范德华半径： 在低温高压下，分子以范德华力结合成晶体 其原子核间距的一半定义为范德华半径。

r 范 > r 金 > r 共

（ 1） 原子半径在周期表中的变化 (a) 同周期原子半径的变化趋势

总趋势：随着原子序数的增大 ,原子半径自左至右减小.

如何解释？

d5 ， d10 ， f7 ， f14 半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时② 占主导地位，② 占主导地位，原子半径 r 增大。。

① 核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的趋势。 ② 核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大的趋势。

以 ① 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。以 ① 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。

这是一对矛盾， 以哪方面为主？

短周期的主族元素，以第 3 周期为例

MgNa Al Si P S Cl Ar

r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154

长周期的过渡元素，，以第 4 周期的第一过渡系列为例

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Sc -Ni ， 8 个元素， r 减少 29 pm

相邻元素平均减少幅度 4 pm 许。

Na -Cl ， 7 个元素， r 减少 55 pm 。 相邻元素平均减少 10pm ， Ar 为范德华半径，较大

r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125

（ b ）镧系收缩La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd

Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

r/pm 161 160 158 158 158 170 158

r/pm 169 165 164 164 163 162 185 162

将 15 镧系种元素，原子半径共减小 11 pm 这一事实，称为镧系收缩。

K Ca Sc Ti V Cr

r/pm 203 174 144 132 122 118

Rb Sr Y Zr Nb Mo

r/pm 216 191 162 145 134 130

Cs Ba La Hf Ta W

r/pm 235 198 169 144 134 130

◆ 内部效应 : 镧系中相邻元素的半径十分接近 , 用普通 的化学方法将很难分离 .◆ 外部效应 : 使第 5 、 6 两周期的同族过渡元素（如Zr-Hf, Nb-Ta ， Mo-W 等）性质极为相似，导 致在 自界共生，而且相互分离不易 .

元素 Y 的半径落到镧系中，成为稀土一员

(c) 同族中

同族中，从上到下有两种因素影响原子半径的变化趋势 ① 核电荷 Z 增加许多，对电子吸引力增大使 r 减小； ② 核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大。

主族元素 Li 123 pm

Na 154 pm

K 203 pm

Rb 216 pm

Cs 235 pm r r 增大增大

主族② 起主导作用。同族从上到下，原子半径增大。

副族元素 Ti V Cr

r/pm 132 122 118

Zr Nb Mo

145 134 130

Hf Ta W

144 134 130

第二过渡系列比第一过渡系列原子半径 r

增大 12－ 13 pm 。

第三过渡系列和第二过渡系列原子半径 r

相近或相等。这是镧系收缩的影响结果。

3-2 电离能 ( ionization energy)

1 基本概念 使一个气态原子失去一个电子变成气态正离子吸收的能量，常以符号 I 表示。

H ( g ) —— H+ ( g ) + e

H > 0 吸热

电离能的意义何在？

M (g) =M+ (g) + e- I 1

M+ (g) =M 2+ (g) + e- I 2

I1 < I 2 < I 3 < I 4

●●●

2 电离能的变化规律

同周期总趋势：自左至右增大同 族 总趋势： 主族自上至下减小，副族变化奇异

副族元素的电离能 第二过渡系列明显小于 第三过渡系列。原因是第二、三过渡系的半径相近，但第三过渡系列的核电荷数要比第二过渡系列大得多。

主族 主族 I1 / kJ∙mol － 1

Be 900

Mg 738

Ca 590

Sr 550

Ba 503 I 变小

Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

I1/ kJ∙mol - 1 658 650 653 717 759 758 737 746 906

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

I1/ kJ∙mol - 1 660 664 685 702 711 720 805 731 868

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

I1/ kJ∙mol - 1 654 761 770 760 840 880 870 890 1007

3 电离能与价态之间的关系

电离能逐级加大。

分析下列数据，探讨电离能与价态之间的关系。

I1 I2 I3 I4 I5 I6

Li 520 7289 11815

Be 900 1757 14849 21007

B 801 2427 3660 25026

C 1086 2353 4621 6223 37830 47277

N 1402 2856 4578 7475 9445 53266

电离能 kJ∙mol-1

1 概念 电子亲和能是指气态原子得到电子形成负离子时放出的能量 , 常以符号 E 表示 .

3-3 电子亲和能 ( electron affinity)

X(g) + e- == X- (g) E1 X- (g) + e- == X 2- (g) E2

O- (g) + e- == O2- (g) E2 = -780 kJ . mol-1 （吸热）

电子亲和能的意义何在？

◆ 电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变 化的一种量度 .

◆ 与电离能相反 , 电子亲和能表达原子得电子难易的程度 .

◆ 元素的电子亲和能越大 , 原子获取电子的能力越强 , 即非

金属性越强 .

2 第一电子亲合能在周期表中的变化 若原子的核电荷 Z 大，原子半径 r 小，核对电子引力大，结合电子后释放的能量多，于是电子亲合能 E 大。

卤素的电子亲合能变化规律，如何解释？

同主族

F 322

Cl 348.7

Br 324.5

I 295

E kJ∙mol －

1

O 元素比同族的 S 元素和 Se 元素的电子亲合能小。

N 原子电子亲合能为什么是负值？

同周期 B C N O F

E / kJ∙mol － 1 23 122 ( － 58 ) 141 322

从左向右，电子亲合能 E 增大，其中氮元素的 ( － 58 )

是计算值。

既然 F 的电子亲合能比 Cl 的电子亲合能小，为何 F2 反而比 Cl2 活泼呢 ?

首先看分子的离解能 1/2 F2 ( g ) —F ( g ) H1 = 154.8 kJ∙mol － 1

1/2 Cl2 ( g ) —Cl ( g ) H2 = 239.7 kJ∙mol － 1

再看电子亲合能 F ( g ) + e — F － ( g ) H3 = － 322 kJ∙mol － 1

Cl ( g ) + e — Cl － ( g ) H4 = － 348.7 kJ∙mol － 1

综合考虑分子的离解能，元素的电子亲合能，结果H5 < H6 ，即氟的反应比氯的相应反应释放的能量多。 所以， F2 比 Cl2 更活泼。

1/2 Cl2 ( g ) —— Cl ( g ) —— Cl － ( g )

H6 = H2 + H4

= 239.7 + ( － 348.7 ) = -109 （ kJ∙mol ）

1/2 F2 ( g ) —— F ( g ) —— F － ( g ) H5 = H1 + H3

H5 = 154.8 + ( － 322 ) = -167.2 （ kJ∙mol ）

3-4电负性 ( electronegativity)

电离能 I 和电子亲合能 E 只是从一个方面衡量原子的得失。

对于电子不是完全转移而是偏移，如何表示分子中原子拉电子的能力的大小？

1932 年， Pauling 提出了电负性的概念 电负性表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。并规定氟的电负性约为 4.0，其它元素与氟相比，得出相应数据 , 电负性常用 χ表示。

Li Be B C N O F χ 0.98 1.57 2.04 2.55 3.04 3.44 3.98

Cl 3.16 Br 2.96 I 2.66

同周期中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强。

同族中，自上而下，电负性变小，元 素的金属性增强。

◆元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子将电子对吸引向自身的能力 .

◆ F 的电负性最大 ,电负性大的元素集中在周期表的右上角 ; Cs(Fr)的电负性最小 ,电负性小的元素集中在周期表的左下角 .

◆如果原子吸引电子的趋势相对较强 , 元素在该化合物中显示电负性 (electronegative);如果原子吸引电子的趋势相对较弱 ,元素在该化合物中则显示电正性 (electropositive).

化合物 电负性元素 电正性元素 ClO2 O(3.44) Cl(3.16) HCl Cl(3.16) H(2.20)

◆电负性有不同的标度，因而会看到不同的数据表 .例如 Mulliken电负性标度， Pauling电负性标度 (以热化学为基础 ) 和 Allred-Rochow 电负性标度 .

一般认为 χ<2.0为金属， χ>2.0为非金属。 1934 年 Milliken ( 密立根 ) 提出了绝对电负性的概念。认为用电离能与电子亲合能之和的一半可计算出绝对的电负性数值。

χ = 1/2 ·( I + E )

但由于 E 的数据不足，此式在应用中有局限性。

1957 年， Allred － Rochow( 阿莱－罗周 ) ，以电子受到核的引力 F = Z*e2 / r2

为基础， 提出了电负性的计算公式 X =0.359Z* / r2 + 0.744

根据该公式计算的结果与 Pauling 数据相吻合

习 题 课一、填空题1.普朗克量子理论认为能量 ，一个电子 的能量必须等于 。2.微观粒子运动有时呈 性质，有时呈 ， 这种不同条件下分别表现为 性质，称为 。3.p电子云角度分布图比p 轨道角度分布函数图象要 一些，原因是 。4.近似能级图中， 4s＜ 3d是由于 4s电子 之故。

5.氢原子的基态 1s电子在距核 53pm附近 中出现的

最大，是因为距核更近的 虽大， 却小 因而 较小，距核更远时 虽大， 却小 因而 也较小之故。

6. 电子云的径向分布函数图的峰值数为 ，在多 电子原子中， n 相同， l 越小的电子钻到核附近的几 率越 ，受其它电子的 也就越小。7.s区原子的电子层结构特点为 ， p区原子的电子 层结构特点为 ， d区原子的电子层结构特点为 ， ds区原子的电子层结构特点为 ，希有气

体的电子层结构特点为 。8. 如果有第八周期，则其最终的未知希有气体的原子 以电子排布式表示的电子层结构为 ，

其原子序数为 。9. 某元素的原子序数为 24 ，则该元素原子中总共有 个电子，有 个电子层，有 能级，价电子结构 为 ，它位于 周期 族最高氧化态为 。

10. 某元素的原子序数为 114 ，则该元素原子中总共有 个电子，有 个电子层，有 能级，价电子结构

为 ，它位于 周期 族 区，最高氧化态为 .

1. 不连续， n 的整数倍； 2. 波动性，粒子性，不同状态，波粒二象性； 3. 瘦，│ Yl,m│2＜│ Yl,m │; 4. 钻穿效应大； 5. 球壳 , 几率 , 几率密度 , 球壳总体积 , 几率，球壳总体积 , 几率密度 , 几率 ;

6. n-l ，大 ，屏蔽效应 7. ns1-2, ns2np1-6, (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外 ), nd10ns1-2, ns2np6；

8. 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 ； 8s25g186f147d108p6, 168； 9. 24 ， 4 ， 13 ， 5d54s1, 四、Ⅵ B ， 6； 10.114 ， 7 ， 19 ， 7s27p2，七、Ⅳ A 、 p区， 4

二、是非练习题1. 电子在核外空间运动状态，不能用经典力学来描 述，需要用量子力学来描述 （ . ）2. 电子离核越近，其在核附近出现的几率越大 （ ）3. 一个电子的电子云图象表示了电子的几率密度， 而不是径向分布 （ .）4. 玻尔理论用量子化观点，考虑到微观粒子运动的 波粒二象性，成功地解释了氢原子光谱 （ ）5. 测不准原理认为：核外电子所处位置和其动量 的乘积约等于普朗克常数 （ ）6. 在任何条件下， p 电子的三种空间运动状态 (px,py,pz) 能量完全相同 （ ）

7. 氢原子核外的电子处在基态时，其几率密度分布 是球形对称的 （ .）8. 核外电子离核的平均距离越远，则此电子受其它 电子的屏蔽作用越小 （ ）9. 4s能级低于 3d，所以当电子已充满 3s和 3p后 ,再有

电子必然充填到能级低的 4s，然后在充填 3d,所以 当第四周期的金属原子失去电子成为正离子时先 失去 3d电子 （ ）10.能级交错现象是屏蔽效应和钻穿效应共同对核外 电子的能量产生影响的结果 （ . ）11.根据原子轨道的能级，人们将能量相近的轨道划 分为同一能级组，周期表中同一周期各元素的最 外层电子属于同一能级组 （ .）

12.根据原子轨道能级图，氟原子的 2p电子的能量比 铍的 2s电子能量高 （ ）13.周期表中各周期元素的数目等于相应能级组中 电子轨道所能容纳的电子总数 （ .）14.元素的电负性也可以用电离能和电子亲合能结合 来标度即 X=K（ IA+EA），因此电负性的量纲也应 是能量单位 （ ）15.氮的第一电离能比氧大，但其第二电离能则比 氧小 （ .）16.氟的电子亲合能大于氯的电子亲合能 （ ）17.同族各元素电子亲合能最大是第二周期元素（ ）18.在 n=5的能级中，电子总容量为 50

（ .）

三、选择题1.在下列的电子构型中，第一电离能最小的原子 可能为 （） a ns2np3 ; b. ns2np4 ; c ns2np5 ; d ns2np6

2.硼原子 B 外层电子（ n=2）的最稳定排布为 （）

a.(↑↓)(↑)()(); b (↑)(↑)(↑)(); c ()(↑)(↑)(↑); d ()(↑↓)()(↑)3.电子的钻穿本领及其他电子的屏蔽效应关系为（） a.钻穿本领越大，受其他电子的屏蔽效应越小 ; b 钻穿本领越大，受其他电子的屏蔽效应越大 ; c 两者无关系 ; d 前两者的关系都可能

4.当基态原子的第六电子层只有两个电子时，则 原子的第五电子层的电子数为 （） a 肯定为 8 个电子 ; b 肯定为 18个电子 ; c.肯定为 8-18个电子 ; d 肯定为 8-32个电子5.决定多电子原子的能量 E 的量子数 （） a 主量子数 ; b.n,l; c n,l,m; d l 6.n为主量子数，量子力学指出，原子的任何能级的 电子数的极限值为 （） a n2 ； b 2n； c 2n2+2 ； d.2n2 7.下列各组量子数中不合理的是 a n=2,l=1,m=0,ms=+1/2; b.n=2,l=2,m=-1,ms=+1/2;

c n=3,l=1,m=+1,ms=-1/2; d n=2,l=0,m=0,ms=-1/2

8.钠和钾的 1s能级相对高低为 （） a 钠的 1s高； b 钾的 1s高； c 两者一样高； d.无法比较9.在任一电子层中最多能有几个p 电子 （） a 2； b. 6； c 14； d 810.在下列原子中电离能最大的是 （） a B; b. O; c Al; d Si11.在下列原子中电子亲合能最大的是 （） a N； b O； c P； d.S12.多电子原子中，下列各电子具有如下量子数 其中能量最高的电子为 （） a （ 2 ， 1 ， 1 ， -1/2）； b （ 2 ， 1 ， 0 ， -1/2 ）；

c （ 3 ， 1 ， 1 ， -1/2）； d.（ 3 ， 2 ， -2， -1/2 ）

13.下列元素第二电离能最大的原子估计是 （） a.Na; b Mg; c Al; d Si14.将氢原子核外电子从基态激发到 3s、 3p和 3d 所需能量如何？ （） a 激发 3d需能量最多； b 激发 3s需能量最少； c 激发 3s、 3p和 3d需能量相同； d 不能确定15.某原子在其第三电子层上有 10个电子，其电子 构型为 （） a 3s23p63d5; b 3d10;c.3s23p63d2; d 3s23p64s2

16.n=4的电子层上只有 （） a s、 p ； b s、 p 、 d ； c d； d.s、 p 、 d 、f

17.有一元素的原子有5 个半充满 d 电子，该元素 （） a Fe; b.Cr; c Ti; d Co

18.电负性大的元素 （） a 电离能也比较大； b 电子亲合能也比较大；

c.前两种说法都正确； d 前两种说法都片面19.当卤素原子序数增加时，卤素将 （） a 更不易失去最外层电子； b 变得都不密实； c 更不易获得电子； d.更活泼20.在周期表中前五周期有一放射性元素为 （） a Cr; b Y; c. Tc; d Pd21.金属的化学活泼性随原子序数增加而增加，但 下列哪一族例外？ （） a AⅠ ； b AⅡ ； c. bⅠ ； d BⅢ22.原子序数为 46的原子的电子层结构为 （） a [Kr]4d85s2; b.[Kr]4d105s0;

c [Kr]4d95s1; d [Kr]4d105s1;