第二节核外电子的排布和元素周期律课件.ppt

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1、一、屏蔽效应和钻穿效应（一）屏蔽效应1.屏蔽效应 多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用看作部分地抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸引，即其他电子起到了部分地屏蔽核电荷对某电子的吸引力，而该电子只受到“有效核电荷”Z*的作用。,Z*=Z-：屏蔽常数，,3,换个角度考虑:将研究电子之外的原子其余部分,均视为原子核,则将复杂的多原子体系简化为单电子体系:说明:相当于内层电子抵消或中和掉部分正电荷,使被讨论的电子受核的吸引下降,离核更远,能量更高,即为内层电子对外层电子的屏蔽作用.屏蔽效应越大,受屏蔽的电子的能量越高,是电子远离核的作用.,不同电子所受的屏蔽作用不同.其大小与角量子数 l 有关:l

2、 大的电子,受屏蔽大,能量高;l 小的电子,受屏蔽小,能量升高的幅度小.对于运动状态不同的电子,或 n 相同,l不 同的原子轨道,有:,2.屏蔽常数的计算(Slater)规则：(1)分组：按以下次序(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),(5d),(5f)(2)每一小组右边各组的电子对该组电子不产生屏蔽作用。,(3)在(ns,np)同组中，每一个电子屏蔽同 组电子为0.35，而1s组内的电子相互屏蔽 0.30。(4)内层(n-1)层中每一个电子对外层(ns,np）上电子屏蔽为0.85。(5)更内层的(n-2)层中每一个电子对外层(

3、ns,np)上电子屏蔽为1.00。,(6)当被屏蔽电子是(nd)组或(nf)组电子 时，同组电子屏蔽为0.35，左边各组电子 屏为1.00。在计算某原子中某个电子的值时，可将有关 屏蔽电子对该电子的值相加而得。例：计算铝原子中其它电子对一个3P电子的 值，其Z*=？解：按斯来特规则分组（1S）2（2S，2P）8（3S，3P）3,=0.352+0.85 8+1.00 2=9.50 Z*=Z=139.50=3.5 思考题：1、分别计算Sc的一个3S电子和一个3d电子的 值？2、试比较钾原子的最后一个电子填充在3d轨道和4S轨道上的能量。,（二）钻穿效应 1.钻穿效应 n 相同，l 不同的轨道，由于

4、电子云径向分布不同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量，这种由于s，p，d，f 轨道径向分布不同而引起的能量效应。（penetrating effect)。,意义:电子钻入内部,靠近核的作用(使自身 能量下降)可以从径向分布函数图加以解释:,可以看出:l 大的，钻穿效应小,远离核,能量升高。l 大的,屏蔽效应大,远离核,能量升高。相反:l 小的，钻穿效应大,靠近核,能量下降。l小的,屏蔽效应小,靠近核,能量下降.亦即:n 相同,l小的电子,在离核近处,有小的,几率峰出现,相当于电子靠近核,受核作用强,同时回避了内层电子的屏蔽作用,自身能量下降.这种效应称

5、为钻穿效应。可以用钻穿效应解释能级分裂,即同一 能级组(n 相同),l 大的电子能量高,l 小的电子可以钻入内部,自身能量降低,产生能级分裂。总之,屏蔽效应使电子的能量上升,钻穿效应使电子能降低。,入内部,自身能量降低,产生能级分裂。总之,屏蔽效应使电子的能量上升,钻穿效应使电子能降低。对于多电子原子体系,能量高低由什么因素决定?由 n 和 l 同时决定:l 相同,n 大的能量高,即 E2s E3s E4s,因为依次受屏蔽作用增大,Z*依次下降,所以能量依次升高。,n 相同,l 大的能量高,E3s E3p E3d,因为依次受屏蔽作用增大,自身钻穿作用依次减小,均使能量升高。n 和 l 均不同,

6、则 n+0.7l 大的,能量高(北大徐光宪先生提出的).如:4s 3d4+0.7 X 0=4 3+0.7 X 2=4.4,所以,E3d E4s 此种现象在 21 号元素 Sc 的左右发生,称为能级交错(外层轨道的能量反而比内层轨道能量低的现象)可用径向分布图解释:,2.能级交错：钻穿越深的电子对其他电子的屏蔽越大，使不同轨道上的电子能级发生变化，ns电子能量变的更低，nd,nf 电子能量变的更高。从而引起能级上的交错。二、原子的价电子层结构,ns12(n-1)d19ns12 ns2np16,(n-1)d10ns12,价层价电子所在的亚层价层电子构型指价层的电子分布式,（1）基态原子的价层电子构

7、型,基态原子外层电子填充顺序：ns(n-2)f(n-1)d np 价电子电离顺序：np ns(n-1)d(n-2)f,（2）简单基态阳离子的电子分布,例 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 或 Ar 3d64s2 Fe2+1s22s22p63s23p63d6 或 Ar 3d6,原子实原子中除去最高能级组以外 的原子实体,经验规律,三、元素周期律与核外电子排布的关系,S,d,ds,p,f,最后一个电子一般填入次外层d亚层,1、分区,最后一个电子一般填入次外层d亚层,最后一个电子填入s亚层,S,d,ds,p,f,区,最后一个电子填入外层p亚层,最后一个电子一般填入外数第三层 f

8、亚层,区,根据最后一个电子填入的亚层确定,族,根据区和最外层、次外层电子数确定,2、元素的周期 周期数=能级组数,所以共有7个周期,元素周期表,例 20Ca,写出电子排布式 1s22s22p63s23p64s2,Ca 为第四周期、A族元素,例 24Cr,写出电子排布式 1s22s22p63s23p63d54s1,Cr 为第四周期、B族元素,例 47Ag,写出电子排布式 Kr4d105s1,Ag 为第五周期、B族元素,例 已知某副族元素A原子，最后一个电子 填入3d轨道，族号3。,电子排布式 1s22s22p63s23p63d14s2,四、元素基本性质的周期性 1 原子半径,d=198pmr(C

9、l)=99pm,d=154pmr(C)=77pm,d=256pmr(Cu)=128pm,d=320pmr(Ne)=160pm,变化规律,非金属为共价半径、金属为金属半径、稀有气体为范德华半径,1、原子半径（1）共价半径（2）金属半径（3）范德瓦尔半径2、原子半径的变化规律（1）同一主族元素原子半径变化规律：同一主族元素，自上而下，由于主量子数的增 大，原子半径增大。(2)同一副族元素，自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近。(3)同一周期元素原子半径的变化规律,（3）由于La系收缩，使第三过渡系元素电 离能大于第二过渡系对应元素的电离 能。3、电离能 第一电离能：基态的气体原子失

10、去最外层的第一 个电子 成为+1价离子所需的能量。A(g)A+(g)+e I1 第二电离能：由体+1价离子再失去一个电 子成为+2价离子所需的能量。I 1 I2 I3 I4,关于电离能：(1)电离能越小，说明原子在气态时越易失 去电子，金属性越强。(2)元素的电离势随Z的变化而呈现周期性 的变化。同一周期自左至右，I 基本上依次增大。反常：Be与B，Mg与 Al，P与S，Zn与 Ga，As 与Se,Cd与 In，Hg 与Tl,因为：电离能不仅与原子的核电荷有关，也与元素的电子层结构有关。例：I B Ibe B(2s2 2p1)B+(2s22p0)B+具有较稳定的结构。Be(2s2)Be+(2s

11、1)Be(2s2)全充满，稳定(3)同一周期过渡元素及内过渡元素自左至右电离能变化不大，规律性也较差。,(4)主族元素自上而下电离能应减少,但Sc系收缩使Iga Ial;La系收缩使ITl Iin,IPb Isn,通常主族元素金属性自上而下依次增大.(5)副族元素电离能变化规律不规则.4、电子亲合能（electron affinity)元素的一个气态原子在基态得到一个电子形成基态、气态负离子所释放的能量。(符号Eea)用焓变的负值(-H)表示。,说明：（1）元素的第一电子亲合能是放热的，第二、第三电子亲合能是吸热的。问题：常见的氧化物和硫化物都是以-2价存在的，为什么？（2）第一电子亲合能最大

12、的是F，不是Cl。原因：（3）电子亲合能数值越大，该原子生成气态,负离子的倾向性越大。同一周期，自左至右，第一电子亲合能逐渐增大（IIA、VA有特殊）。（4）元素具有较高的电离能，也倾向于具 有较高的电子亲合能。（5）第二周期元素的电子亲合能比第三 周期的小，是由于第二周期原子半径 小、轨道数目少、电子间排斥力大等 因素。,5、电负性 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。以最活泼非金属元素原子p(F)=4.0为基础，计算其它元素原子的电负性值。电负性越大,元素原子吸引电子能力越强,即元素原子越易得到电子,越难失出电子;电负性越小,元素原子吸引电子能力越弱,即元素原子越难得到电子,越易失出

13、电 子。,电负性,说明：1.鲍林电负性是一个相对值,无单位;2.现已有多套电负性数据,应尽可能采用 同一套数据。,4.03.53.02.52.01.51.00.5,p,原子序数,H,Li,F,Na,Br,Cl,K,I,Rb,At,Cs,五、元素的金属性和非金属性,金属性在化学反应中失出电子的特性非金属性在化学反应中流入电子的特性,变化规律,同一周期,从左大右,元素原子的电负性增大,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。,同一主族,直上而下,元素原子的电负性减小,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。,BB,同一副族,直上而下,元素原子的 电负性减小,金属性增强;BB,同一副族,直上而下,元

14、素原子的 电负性增大,金属性减弱。,小结,六、金属元素和金属材料 结构Ni:1s22s22p63s23p63d84s2Cu:1s22s22p63s23p63d94s2,半径Ni：0.1246nmCu：0.1278nm,溶液,固溶体Solid solution,（1）定义,Solvent 溶剂,Solute溶质,一个（或几个）组元的原子（化合物）溶入另一个组元的晶格中，而仍保持另一组元的晶格类型的固态晶体。,固溶体,溶质和溶剂原子占据一个共同的晶体点阵，点阵类型和溶剂的点阵类型相同。,有一定的成分范围,具有比较明显的金属性质,（2）基本 特征,solid solubility,结合键主要是金属键

15、,（3）分类,A、置换型固溶体由溶质原子代替一部分溶剂原子而占据着溶剂晶格某些结点位置所组成。,结构Ni:1s22s22p63s23p63d84s2Cu:1s22s22p63s23p63d94s2,半径Ni：0.1246nmCu：0.1278nm,MgO的结构中Mg2+离子被Fe2+离子所取代。,条件：1.半径相近 2.电荷数相同,Ca2+能取代Mg2+吗？Li+能取代Mg2+吗？,铁固熔体,晶格结构的空隙越大，越有利于形成固溶体。,形成填隙型固溶体的次序？片沸石、CaF2、TiO2、MgO,为什么高温下碳易于填入铁晶格的空隙？,在热力学处于平衡状态的固溶体中，溶质原子的分布宏观上是均匀的。,

16、C、无序固溶体各组元原子的分布是随机的。,D、有序固溶体组元原子在晶体点阵中不是随机分布的，而是出现某种倾向性排列，如异类原子互相吸引形成有规则的排列结构。,Ordering固溶体的有序化,铁铬、铁铜、铁镍,有限固溶体固溶度小于100%。,F、无限固溶体（又称连续固溶体）是由两个（或多个）晶体结构相同的组元形成的，任一组元的成分范围均为0100%。,铜锌、铜锡,无限置换固溶体中两组元素原子置换,固溶强化 溶质原子的溶入，使固溶体的强度、硬度升高。,（4）应用,59,精品课件！,60,精品课件！,本节重点一、多电子原子的能级 二、核外电子的排布三、原子的电子层结构和元素周期系四、元素性质的周期性,