人类认识原子结构的简单历史

人类认识原子结构的简单历史

原子结构

1787 年，道尔顿原子一切物质都是由不可见的、不可再分割的原子组成。1811 年，阿佛加德罗分子原子不能独立存在，相互结合在一起形成分子才能独立存在。十九世纪中期原子分子论原子不可再分。1897 年，汤姆逊发现电子提出原子结构模型原子是由带正电的连续体和在其内部运动的负电子构成的。1911 年，卢瑟福 α 散射 1 ）原子内绝大部分空间是空的； 2 ）原子内带正电的连续体实际上是一个很小的核； 3 ）原子内带负电的电子受核吸引绕核旋转。1913 年，玻尔原子模型

氢原子光谱

原子结构

光谱：光经折射后产生的一系列谱线。连续光谱：太阳光通过三棱镜折射后，可以形成红、橙、黄、绿、

青、蓝、紫等不同波长的谱线，连续不间断，这种光谱称为连续光谱。

能产生连续光谱的有：太阳光、白色固体（液体）、高压下气体

线状光谱：当原子被火焰、电弧、电火花或其他方法激发后产生的不连续的光谱，也较原子光谱。

每种原子都有自己的特征光谱，最简单的是氢原子光谱。光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波长，拍摄各种光谱图。

氢原子光谱

原子结构

稀薄的氢气在高电压下放电时发出的光经棱镜色散，在屏幕上所得到的就是氢原子的线状光谱

（从上到下）氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱

氢原子光谱

原子结构

氢原子在可见光区的光谱由四条谱线 ( 巴尔麦系 ) Hα Hβ Hγ Hδ

λ 656.3nm 486nm 434nm 410.3nm2 2

1 1( )2

R Cn

（ n>2, 正整数）， R— 里德堡常数 1.097×107m-1

氢原子在紫外区的光谱谱线 ( 拉曼系 )

2 2

1 1( )1

R Cn

（ n>1, 正整数）， R— 里德堡常数 1.097×107m-1

氢原子在红外区的光谱谱线 ( 帕邢系 )

2 2

1 1( )3

Rn

（ n>3, 正整数）， R— 里德堡常数 1.097×107m-1

原子结构

氢原子光谱谱线的频率公式

2

2 21

1 1( )R Cn n

（ n2>n1, 正整数）

由氢原子光谱可以说明，氢原子中电子所处的状态是不连续的，能量也不相同，利用卢瑟福的行星式原子模型无法解释

只有氢光谱 ( 以及类氢原子光谱 ) 有这种简单的数学关系。

类氢原子是指 He+ 、 Li2+ 等原子核外只有一个电子的离子。

氢原子光谱

普朗克量子论

原子结构

1900 年，普朗克量子假说

基本思想：物质对能量的吸收和释放是不连续的（量子化的）

微观世界能量的吸收和释放都是不连续的，这个不连续的最小的能量单位就是能量子（光量子、光子）。 E=hν E —— 光量子的能量 ν —— 光的频率 h —— 普朗克常数， 6.626×10-34J·S

原子结构

1913 年，玻尔假设1.定态规则：氢原子的核外电子在轨道上运行时具有一定的不变

的能量，这种状态被称为定态。能量最低的定态叫做基态；能量高于基态的定态叫做激发态。2.量子化条件玻尔假定，氢原子核外电子的轨道不是连续的，而是分立的，电子在这些轨道上绕核作圆周运动。这些轨道有一定的限制即在轨道上运行的电子具有一定的角动量（ L=mvr ，其中 m 电子质量，v 电子线速度， r 电子线性轨道的半径），只能按下式取值：

2

hP mvr n

（ n=1,2,3,4,5…… ）

由此计算出氢原子核外电子运动的轨道半径为 r=52.9n2pm

氢原子光谱

原子结构

1913 年，玻尔假设2.量子化条件由此计算出氢原子核外电子运动的轨道半径为： r=52.9n2pm

当 n=1 时， r=a0=52.9pm —— 玻尔半径电子能量： E=E 动 +E 势 4

18 12 2 2

0

1=-B ; 2.791 10 13.6

8

meE B J e eV

n h

当 n=1 时， r=52.9pm ， E=-13.6eV当 n=2 时， r=52. 9×22 pm ， E=-13.6/4eV当 n=3 时， r=52.9 ×32pm ， E=-13.6/9eV

n越大，电子离核越远，能量越高。量子化的能量状态称为能级。

氢原子光谱

原子结构

1913 年，玻尔假设2. 跃迁规则电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，激发态的电子会放出光子，返回基态或能量较低的激发态；光子的能量为跃迁前后两个能级的能量之差。△E=E 终 -E 始 =hν, ν= E/ h△

对巴尔麦系：设 E 终 =-13.6/22 eV, E 始 =-13.6/32 eV△E=13.6 eV(1/22 - 1/32)= hν

ν= 13.6 eV(1/22 - 1/32)/h=0.4567×1015S-1

λ=c/ν=2.998×108/0.4567×1015=0.6563×10-6m=656.3nm 为 Hα 谱线。同理可计算出 Hβ ， Hγ ， Hδ 的谱线频率。

Hα ——Hδ 就是电子由第 3 、 4 、 5 、 6 能级跃迁到第 2 能级时所产生的谱线。

氢原子光谱

原子结构

1913 年，玻尔假设氢原子光谱

玻尔理论的分析

原子结构

合理：核外电子处于定态时有确定的能量；原子光谱源自核外电子的能量变化。

成功：解释氢原子光谱和原子的发光现象。失败：原子模型。

弊端：理论基础仍然是经典力学。经典力学适应的是那些质量较大，速度远低于光速的物体，对电子、原子等微观粒子不再适用。

波粒二象性

原子结构

光的运动既具有粒子性又具有波动性。当光在传播时有干涉、衍射、偏振等波的性质，体现出光是频率很高的电磁波；当光与实物相互作用时，有发射、反射、吸收、光压光电效应的发生，表现出光的粒子性。

E=hν ; P=h/λ λ— 波长，表征波动性； E— 能量，表征粒子性； P— 动量。

波粒二象性德布罗意的预言

原子结构

1924 年，德国物理学家德布罗意P=h/λ

mv= h/λ; m— 微观粒子的质量 v—速度

如果实物粒子为电子： m=9.11×10-31kg, v=106m•s-1

电子波长 λ=h/mv=6.63×10-34Js/9.11×10-31kg•106ms-1

=0.728×10-9m=728pm

电子运动的波长恰好在 x 射线（ 10-3nm~10nm ）的波长范围内，可以用 x 射线衍射的实验方法得到电子的衍射图纹来证明电子具有波动性。


原子结构

1924 年，德国物理学家德布罗意P=h/λ


如果实物粒子为电子： m=9.11×10-31kg, v=106m•s-1

电子波长 λ=h/mv=6.63×10-34JS-1/9.11×10-31kg•106ms-1

=0.728×10-9m=728pm

电子运动的波长恰好在 x 射线（ 10-3nm~10nm ）的波长范围内，可以用 x 射线衍射的实验方法得到电子的衍射图纹来证明电子具有波动性。


原子结构

P=h/λ


对于宏观物体，枪弹： m=19g, v=103m•s-1

枪弹波长 λ=h/mv=3.48×10-23pm

枪弹的直径为 1010pm ，因此波长小到可以忽略不计。


原子结构

实物质量 m/kg 速度 v/(m.s-1) 波长 λ/pm

1V 电压加速的电子 9.1×10-31 5.9×105 1200

100V 电压加速的电子 9.1×10-31 5.9×106 120

1000V 电压加速的电子 9.1×10-31 1.9×107 37

10000V 电压加速的电子 9.1×10-31 5.9×107 12

He 原子（ 300K ） 6.6×10-27 1.4×103 72

Xe 原子（ 300K ） 2.3×10-25 2.4×102 12

垒球 2.0×10-1 30 1.1×10-22

枪弹 1.0×10-2 1.0×103 6.6×10-23

实物颗粒的质量、速度与波长的关系


原子结构

计算表明，宏观物体的波长太短，根本无法测量，也无法察觉，因此我们对宏观物体不必考察其波动性，而对高速运动着的质量很小的微观物体，如核外电子，就要考察其波动性。

电子的运动并不服从经典力学 (即牛顿力学 )规律，因为符合经典力学的质点运动时有确定的轨道，在任一瞬间有确定的坐标和动量。

波粒二象性测不准原理

原子结构

宏观物体： F=ma, S=vt, P=mv 某一时刻 t ，宏观物体的位置、动量同时可以确定。

设△ x 为确定物体位置的不确定量， △ P 为确定粒子动量的不确定量。则有： △x =0 ，△ P= 0 ， △ x• P=0△

微观粒子：由于其具有特殊的运动性质 ( 波粒二象性 ), 不能同时准确测定其位置和动量。


原子结构

测不准原理：如果位置测不准量为 x, 动量测不准量为 p, 则其数学表达式为 :

△x• P≥h/2△ π , x△ •m v ≥h/2△ π

1927 年 , 海森堡 (Heisthberg)

微观粒子不能同时准确测定其位置和动量。


原子结构

例 1 原子半径为 10-12 m, 所以核外电子最大测不准量为△ x = 10-1

2 m, 求速度测不准量 △ v. 已知电子的质量为 m = 9.11x10-31 Kg.

△v≥h/ x△ •2π=6.62×10-34/2×3.14×9.11 × 10-31 × 10-10 =1.157×106ms-1

电子的运动速度为 ×106ms-1 ，其不准确量与运动具有相同的数量级，所以此时速度是测不准的。


原子结构

例 2 　宏观物体，子弹质量为 m =0.01Kg, 若位置的测不准量△ x =10-4 m, v△ 为多少 ?

△v≥h/ x△ •2π=6.62×10-34/2×3.14×0.01 × 10-4 =1.054×10-28ms-1

很小，趋近于 0 ，可忽略不计

所以对宏观物质 , 测不准原理无意义，宏观物体的位置和速度是可以同时准确测定的。


原子结构

对于不能同时确定其位置与时间的事物，需要换一种描述方式，即用“几率”来描述。

某电子的位置虽然测不准 , 但可以知道它在某空间附近出现的机会的多少 , 即几率的大小可以确定 . 因而可以用统计的方法和观点 , 考察其运动行为 .

核外电子的运动状态波函数

原子结构

波函数是核外电子出现区域的函数。1926 年，奥地利物理学家薛定谔（ Schodinger)

薛定谔方程

一个二阶偏微分方程，它的自变量是核外电子的坐标 (直角坐标 x ， y ， z 或者球坐标 r，，，，，，，，，，，，，，，，

0)VE(h

m8zyx 2

2

2

2

2

2

2

2

Ψ— 电子波函数，表示振幅大小。m— 电子质量 9.11x10-31 Kgh— 普朗克常数 6.63×10-34JsE— 电子总能量 JV— 电子位能 J


原子结构

波函数是核外电子出现区域的函数。

适用于所有微观粒子。

0)VE(h

m8zyx 2

2

2

2

2

2

2

2

，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，=f(x,y,z) 或 fr ，，，振幅方程或波动方程。

波函数表示电子的运动状态，习惯称为原子轨道函数、原子轨道、原子轨函。


原子结构

波函数是核外电子出现区域的函数。1. 可用积分求出波函数的解，但无机化学不作要求2.符合方程的数学解很多，但从物理意义上不一定都合理；3. 合理解必须使，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，

4. 引进只能取某些整数值的三个参数： n,l,m( 量子数 ) 。量子数：1) 特定的，一系列的，量子化的。2) 量子数取值合理，波函数才有意义。3) 每一组确定的量子数，相应地确定了一个合理的解 (x,y,z)

核外电子的运动状态量子数

原子结构

为了得到电子运动状态合理的解，必须引用只能取某些整数值的三个参数，称它们为量子数。

１、主量子数 n

决定原子中电子运动的能量和离核平均距离的主要因素。取值：从 1开始的正整数。 n=1 、 2 、 3 、 4 、 5 、 6 、 7…..

符号： K 、 L 、 M 、 N 、 O 、 P 、 Q

能层、电子层

意义： a. 区分 ψ 离原子核的远近，数值越小离核越近；

b.描述 ψ 的能量， n越大，电子离核越远，能量越高 :E1<E2<E3

2

13.6=-E eVn


原子结构

2 、角量子数 l 确定原子轨道的形状，并在多电子原子中和主量子数一样决定电子的能级。取值：小于 n 的正整数。

n=1 、 2 、 3 、 4 、 5 、 6 、 7…..

意义： a. 不同的 l值表示不同形状的波函数；

b. 在多电子原子中，与 n 一起决定 ψ 的能量。

l =0 、 1 、 2 、 3 、 4 、 5 、 n-1…..符号： s 、 p 、 d 、 f 、 g 、 h 、

当 l=0 时，相当于 s轨道，原子轨道呈球形对称；当 l=1 时，相当于 p轨道，原子轨道呈哑铃形对称；当 l=2 时，相当于 d轨道，原子轨道呈双亚铃型对称；

能级


原子结构

例如：当 n=1 ， l=0 时，电子的运动状态为 1s 电子，当 n=2 ， l=0 时，电子的运动状态为 2s 电子，

2s1s

当 n=2 ， l=1 时，电子的运动状态为 2p 电子，


原子结构

3 、磁量子数 m

决定原子轨道在空间的取向，空间伸展方向。取值：从 -l 到 +l 的整数。

m=0,±1,±2,±3…,…l 。共有 2l+1 个值。当 l=0 时， m 可取 0 ： s轨道，无伸展方向，球状。


原子结构

3 、磁量子数 m

当 l=0 时， m 可取 0 ： s轨道，无伸展方向，球状。当 l=1 时， m 可取 -1,0,1 ： p轨道： px, 、 py 、 pz

xy

z

2Px

xy

z

2Py

xy

z

2Pz


原子结构

当 l=2 时， m 可取 -2,-1,0,1,2 ： d轨道： dxy 、 dyz 、 dxz 、 dx2-y2 、 dz2

3 、磁量子数 m当 l=0 时， m 可取 0 ： s轨道，无伸展方向，球状。

当 l=1 时， m 可取 -1,0,1 ： p轨道： px, 、 py 、 pz

意义：每一个 m值代表 ψ 在空间的一个伸展方向，即相当于一个原子轨道。


原子结构

4 、自旋磁量子数 ms

电子有自旋运动，自旋角动量 Ms 由自旋量子数 ms决定。取值： +1/2 、 -1/2

当同一轨道上的两个电子处于自旋方向相反时称为配对电子。

ms —— 表示电子自旋的两种方向（状态），通常用“↑”表示，如“↑↑”或“↓↓”表示自旋平行；“↑↓”表示自旋反平

行。


原子结构

小结： n—确定电子所在的主层和能量。l—确定原子轨道的形状，同时影响电子的能量。m—确定原子轨道的伸展方向。ms—确定一个电子的自旋状态。

一个原子轨道

{每种类型原子轨道的数目为 2l+1

每电子层的原子轨道的数目为 n2

每个原子轨道能容纳的电子数目为 2

每电子层的电子的数目为 2n2

n 、 l 相同， m 不同的轨道能量相同，能量相同的轨道称为简并轨道，简并轨道的数目称为简并度，即为： 2l+1.


原子结构

能层能级轨道可能空间运动状态数可能运动状态数一 (K) 1s 1s 1 2

二 (L) 2s 2s 1 2　　　　　 2p 2px,2py,2pz 3 6

三 (M) 3s 3s 1 2　　　　　 3p 3px,3py,3pz 3 6

　　　　　 3d 3dxy,3dyz,3dxz,

3dx2-y2,3dz2 　 5 10

四 (N) 4s 1 个轨道 1 2　　　　　 4p 3 个轨道 3 6　　　　　 4d 5 个轨道 5 10　　　　 4f 7 个轨道 7 14


原子结构

例：当主量子数 n=4 时，有几个能级？各个能级有几个轨道？最多可容纳多少电子？

解：决定轨道电子所处能级由两个量子数 n 和 l决定；决定一个原子轨道需要三个量子数 n 、 l 和 m ；在每一个轨道中可以有二个自旋方向相反的电子。∴当 n=4 时 ,l=0,1,2,3 即 s,p,d,f 四个能级；每一能级的空间运动状态数 (轨道数 2l+1) 分别为 1,3,5,7

总轨道数为 16 个，最多可容纳 32 个电子。


原子结构

例：下列各组量子数哪些是不合理，为什么？ (1)n=2,l=1,m=0 (2) n=2,l=2,m=-1 (3)n=3,l=0,m=-1 (4) n=3,l=2,m=-2

例：写出下列各组量子数缺少的量子数。(1)n=3,l=?,m=-2,ms=+1/2 (2)n=4, l=1, m=?, ms=?

核外电子的运动状态波函数的径向部分和角向部分

原子结构

对单电子的原子体系无论在什么地方都只受到惟一的向心力即原子核的作用，因此可用球形坐标来稳定电子位置。先把作为三维坐标 x ， y ， z 的函数的振幅，，，，，，，， r ，，，，，， f(x,y,z→f‘r,

其变换关系式为： x=r.sinθ.cosφ

y=r.sinθ.cosφ

Z=rcosθ

r

核外电子的运动状态波函数的径向部分和角向部分

原子结构

f(x,y,z→f‘r,

，，，，，，，分解成两个函数的乘积： f‘r,→=R(r)·Y(

R 只是离核距离 r 的函数 ,而 Y 只是方位角，，，，，

R——径向分布函数，Y——角度分布函数。

核外电子的运动状态波函数角度部分图示

原子结构

　　 Yl,m( ，，，，，，，，，，，，，，， ( ，，，，，，， Y 的绝对值，所有这些直线的端点联系起来的空间构成一曲面，曲面内根据 Y 的正负标记正号或负号。并称它为原子轨道的角度部分图。一般为了方便，原子轨道的角度分布图取其一个剖面表示。


原子结构

所有的 S轨道的角度分布图都是以原点为球心的球面，所不同的是半径不同，随着 n的增大，球面的半径增

大。

1) S 轨道的角度分布图：

41

),(Y s1

此式中不出现 θ，，即其角度分布与 θ,φ无关，换句话说，就是任意的 θ，都满足此关系式，所以，它的图系应是一个以原点（原子核）为球 1s的球面。


原子结构

2) P轨道的角度分布图： Y2pz (，,φ)= cosθ=A.cosθ

θ=00 , cos ， =1

θ=300, cos ， =

θ=600, cos ， =

θ=900, cos ， =0

43

23

21

此式中不出现，，说明其角度分布与无关，所以其图是两个相切的球面，其最大值在 Z轴。故表示为 P2pz 。对于 P2px,P2py 的角度分布图，均为相切双球面，其最大值分别在 X轴和 Y轴。事实上，所有 P轨道的角度分布图都是相切的双球面。


原子结构

z

x

y

pzY

Ys

z

x

y

Ypy Ypx

z

y

x

+ +

-+

+- -

z

y

x

-+

+

+

+

--

z

y

x

y

z

+

+- -

+

+

-

-

z

x

Ydz2

Yd 2x -y2 Y Y Ydxy

+

+--

z

y

x

d dyz xz


原子结构

注： 1. 原子轨道的角度分布图并不是电子运动的具体轨道，它只是反应了波函数在空间不同方向上的变化情况

2. Y( ，， lm ，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，，， n 无关。 s轨道都是球形的， p轨道都是哑铃形的，在角度分布图中常不写轨道前面的 n 。当 l相同时，角度分布图最大值取向与m有关，分别标在轨道符号右下脚，如： 2px， 3d， 4dxy……等。3.除了 S 轨道外，其他轨道的角度分布图均有正、负值。

核外电子的运动状态波函数径向部分图示

原子结构

R(r) 的值随 r 的变化而变化，将 R(r) 对 r作图可得径向分布图。其几何图形为曲线，可以理解为在任意方向上的波函数的相对数值随 r 的变化。

R(r) 受主量子数影响。

角量子数相同的 R(r) 图随主量子数 n 的增大而波数增多，如 1s(2p,3d) 只取正值， 2s(3p,4d) 从正值变到负值， 3s(4p,5d) 从正值到负值又到正值。

核外电子的运动状态概率密度

原子结构

电子与光子一样具有波力二象性 : 从光的波动性来说，光的强度与光波的振幅平方成正比；

从光的粒子性来说，光的强度与光子的密度成正比；

若把光的波动性与粒子性统一起来，则光子的密度与光波的振幅平方成正比。

核外电子的运动状态概率密度

原子结构

2 表示在原子核外空间某处单位体积内电子出现的概率。2dw d

d电子出现的概率dw微小体积

Ψ 不同，电子的空间运动状态，概率和概率密度分布也不相同。电子的概率密度分布是对电子核外空间出现的机会的统计结果 ——电子云

核外电子的运动状态电子运的角度分布图

原子结构

2( , ) ,Y 得到电子云的角度分布图。特点： 1.比原子轨道的角度分布图“瘦” 2. 无正负号

核外电子的运动状态电子云的径向部分图

原子结构

得到电子云的径向分布图。几率 =几率密度 × 体积

对 1s电子，在离核为 r ，厚度为 dr 的 “无限薄球壳”里

D值越大表明在这个球壳里电子出现的几率越大。

dr=1时， D(r) =4r2 ，R(r)2 ，

D(r)——电子云的径向分布函数，它是 r的函数。表示电子在核外空间出现的几率随 r 的变化情况。

2( )R r r

r dr电子出现的几率 =，，2 ，4r2dr

D（

r）

r

1s 轨道的径向分布图

52.9pm

核外电子的运动状态电子云的径向部分图

原子结构

得到电子云的径向分布图。2( )R r r几率 =几率密度 × 体积

在离核为 r ，厚度为 dr 的 “无限薄球壳”里电子出现的几率 D=4r2R

D值越大表明在这个球壳里电子出现的几率越大。

氢原子核外电子的 D函数图象

3s 3d 3p

2s 2p1s

原子核外电子排布屏蔽效应

原子结构

在多电子原子中，选定某个电子进行研究，可以把其余电子对选定电子的排斥力认为是它们屏蔽了或削弱了原子核对选定电子的吸引作用，称为屏蔽作用。其它电子的屏蔽作用对选定电子产生的效果叫做屏蔽效应。

Z-=Z* —“屏蔽常数”或将原有核电荷抵消的部分。Z*— 有效核电荷

中心势场模型


原子结构


斯莱特规则（由光谱数据，归纳出一套估算屏蔽常数的方法）：　　（ 1 ）先将电子按内外次序分组： ns,np 一组 nd 一组 nf 一组如： 1s; 2s,2p; 3s3p; 3d; 4s,4p; 4d; 4f; 5s,5p; 5d; 5f 。　　（ 2 ）外组电子对内组电子的屏蔽作用 =0　　（ 3 ）同一组， =0.35(但 1s ， =0.3)　　（ 4 ）对 ns,np ， (n-1) 组的 =0.85 ；更内的各组 =1　　（ 5 ）对 nd 、 nf 的内组电子 =1注：该方法用于 n 为 4 的轨道准确性较好， n 大于 4 后较差。　


原子结构


2

2*

2

2

6.13)(

6.13n

eVZ

n

eVZE

从能量公式中可知 E与 n 有关，但与 l 有关，因此角量子数也间接地与能量联系。

当 n 不同， l 相同时， n越大则能量越高， E1S<E2S<E3S<E4S

E2p<E3p<E4p

当 n 相同， l 不同时， l越大则能量越高， E3S<E3p<E3d


原子结构

例：求算基态钾原子的 4s 和 3d 电子的能量。

所以 E3d>E4s

解：根据斯莱特规则：19K 原子的 3d 电子组态为： 1s22s22p63s23p63d1所以 3d＝ 18×1.00 ＝ 18.00

E3d＝ - —————————————————＝ -1.51 eV

13.6×(19-18)2

32

19K 原子的 4s 电子组态为： 1s22s22p63s23p64s1所以 4s＝ 10×1.00+8×0.85 ＝ 16.80

E3d＝ - ——————————————— ＝ -4.11 eV

13.6×(19-16.8)2

42

这个结果表明， ns 电子的屏蔽效应较小，（ n-1 ） d 电子的屏蔽效应较大，屏蔽效应越大，电子的能量越高。

原子核外电子排布钻穿效应

原子结构

钻穿效应——外层电子钻到内部空间而靠近原子核的现象。钻穿效应越大，靠近核的机会越多，屏蔽其它电子的能力越大，被屏蔽越小，能量越低。

EnS<Enp<End <Enf

能级分裂——在多电子原子中， n 相同 l 不同引起的能级不同的现象。能级交错——在多电子原子中， l 影响 n 相近的轨道出现了能级的

错位，是 n值大 l值小的能量比 n值小 l值大的轨道能量高的现象。

E （ n+1 ） S< End n=3,4,5,6……E （ n+2 ） S< Enf n=4,5,6……

原子核外电子排布钻穿效应

原子结构

4s 电子具有比 3d电子较大的穿透内层电子而被核吸引的能力（钻穿效应）。

从图中看出 4s轨道 3d轨道钻得深，可以更好地回避其它电子的屏蔽，所以填充电子时先填充 4s 电子。注：一旦填充上 3d 电子后 3d 电子的能量又比 4s 能量低，如铜。

原子核外电子排布 Paling 能级图

原子结构

Pauling 在光谱实验的基础上，总结了能级、能级分裂和能级交错的规律，提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图。


原子结构

按这种方法 , 他将整个原子轨道划分成 7 个能级组 :第一组　第二组　第三组　第四组　　第五组　　第六组　　第七组1s; 　　　 2s 2p; 　　 3s 3p; 　 4s 3d 4p; 　 5s 4d 5p;　 6s 4f 5d 6p; 　 7s 5f 6d 7p特点 : (1) 能级能量由低到高 . (2) 组与组之间的能量差大 , 同组内各轨道之间能量差小 . 且 n 逐渐增大 , 这两种能量差随能级组的增大逐渐变小 . (3)第一能级组 , 只有 1s 一个轨道 , 其余均为两个以上 , 且以 ns 开始 , 以 np 结束 . (4) 能级组与元素的周期相对应 .


原子结构

随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子填入核外电子运动轨道的顺序。

又称构造原理。

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f 5g

6s 6p 6d

7s

¹¹ÔìÔ Àí

原子核外电子排布

原子结构

1. 能量最低原理基态原子核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。填充顺序：构造原理

2.泡利不相容原理基态多电子原子中不可能同时存在 4 个量子数完全相同的电子。或：在一个轨道里最多只能容纳 2 个电子，它们的自旋方向相反。

3.洪特规则基态多电子原子的电子总是首先自旋平行地、单独地填入简并轨道。

原子核外电子排布

原子结构

例如： 2p 能级有 3 个简并轨道，如果 2p 能级上有 3 个电子，它们将分别处于 2px 、 2py 和 2pz轨道，而且自旋平行，如氮原子。如果 2p 能级有 4 个电子，其中一个轨道将有 1 对自旋相反的电子，这对电子处于哪一个 2p轨道可认为没有差别。

而不是是

按洪特规则的基态电子构型N

1s

2s 2p

1s

2s 2p

Ô ×ÓÐòÊýÎª7

原子核外电子排布原子的电子构型

原子结构

轨道表示式：用小方框（或圆圈）表示一个原子轨道，方格下面注明能级，方格内上下箭头表示电子的自旋状态。

电子排布式：按照主量子数由小到大的顺序排列组态符号表示的能级组电子排布。

锂 Li 1s22s1

钙 Ca 1s22s22p63s23p64s2

锂 Li [He] 2s1

钙 Ca [Ar] 4s2

注意：当 3d轨道上填充电子后，由于它对 4s电子的屏蔽作用，使 4s电子的能量高于 3d电子，因此填写电子排布式时不要写为： [Sc] 1s22s22p63s23p64s23d1


原子结构

周期系中有约 20 个元素的基态电中性原子的电子组态（ electron configuration ，又叫构型或排布 ) 不符合构造原理，其中的常见元素是：元素按构造原理的组态实测组态　　　　(24Cr) 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d54s1

(29Cu) 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s1

(42Mo) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s2　　　　　　　　　　　　　　　　　 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1

(47Ag) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s2　　　　　　　　　　　　　　　　　 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1

(79Au) 1s2···4s24p64d104f145s25p65d96s1　　　　　　　　　　　　　　　　　 1s2···4s24p64d104f145s25p65d106s1


原子结构

例如 :

元素电中性原子正离子价电子组态　　　　的价电子组态（最外层电子数） Fe 3d64s2 Fe2+ 3d6 （ 14e ）　　　

　 Fe3+ 3d5 （ 13e ）　Cu 3d104s1 Cu+ 3d10 （ 18e ）　　

　　 Cu2+ 3d9 （ 17e ）

实验还表明，当电中性原子失去电子形成正离子时，总是首先失去最外层电子，因此，副族元素基态正离子的电子组态不符合构造原理。

原子结构与元素周期系元素性质呈现周期性的原因

原子结构

元素周期律—元素的性质随着核电核数的递增而呈现周期性的变化规律。

元素周期表—反映元素周期律的表。

随原子序数递增，元素周期性地从金属渐变成非金属 ,以稀有气体结束，又从金属渐变成非金属 ,以稀有气体结束，如此循环反复。

原子结构与元素周期系元素性质呈现周期性的原因

原子结构

114 116 118

1

2

3

4

5

6

7 钅钅钅钅喜波黑麦卢钅杜钅

镧系

锕系

钫镭

铌

钽

银

金

镉

汞

铟

铊

锡

铅

锑

铋

碲

钋砹氡

氙碘

镧铈镨钕钷钐铕钆铽镝钬铒铥镱镥

锕钍镤铀镎钚镅锔锫锎锿镄锘铹钔

铷

铯

锶

钡

钇锆

铪

钼

钨

锝

铼

钌铑钯

锇铱铂

氢

锂

氦

铍硼碳氮氧氟氖

钠镁铝硅磷硫氯氩

钾钙钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌镓锗砷硒溴氪

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

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

IB

IA

IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

VIII IIBIIIB IVB VB VIB VIIB

Rf Db Sg Bh Hs MtUun Uuu UubAc-Lr

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

H He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P ClS Ar

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

Rb

Cs

Fr

Sr

Ba

Ra

Y

LaLu-

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10

11 12 13 14 15 16 17 18

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

55 56

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71

72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

87 88

89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103

104 105 106 107 108 109 110 111 112

57

89103-

-71

原子结构与元素周期系元素周期表

原子结构

元素周期表：每一横行（一个能级组）为一周期，共七个周期。随核电荷数递增 , 电子每一次从填入 ns 能级开始到填满 np能级 , 称为建立一个周期，于是有：周期 : ns开始→ np 结束同周期元素的数目第一周期： 1s 2 第二周期： 2s ， 2p 8 第三周期： 3s ， 3p 8 第四周期： 4s ， 3d ， 4p 18 第五周期： 5s ， 4d ， 5p 18 第六周期： 6s ， 4f ， 5d ， 6p 32 第七周期： 7s ， 5f ， 5d ， ... ?

原子结构与元素周期系元素周期表

原子结构

元素周期表：每一纵行为一族，共 18 个纵行， 16 个族。

既包含长周期又包含短周期的族为主族（ A ）， 8 个；只包含短周期的为副族（ B ） ,8 个；稀有气体称为零族或Ⅷ A族

原子结构与元素周期系元素的分区

原子结构

1) s 区 : 最后的电子填在 ns 上 ,

包括 IA IIA , 属于活泼金属 , 为碱金属和碱土金属 ;

2) p 区 : 最后的电子填在 np 上 ,

包括 IIIA-VIIA 以及 0 族元素 , 为非金属和少数金属 ;

3) d 区 : 最后的电子填在 (n-1)d 上 ,

包括 IIIB-VIIB 以及 VIII族元素 , 为过渡金属 ;

4) ds 区 : (n-1)d全充满 , 最后的电子填在 ns 上 ,

包括 IB-IIB, 过渡金属 (d 和 ds 区金属合起来 , 为过渡金属 );

5) f 区 :

包括镧系和锕系元素 , 称为内过渡元素或内过渡系 .

镧系 : 57-74号元素 (La-Lu); 锕系 : 89-103号元素 (Ar-L

r) 。

原子结构与元素周期系原子结构与周期的关系

原子结构

1. 周期数 = 能级组数 = 能级组的最大主量子数 = 电子层数

2. 每周期元素的原子最外层电子数不超过 8 个，次外层电子数不超过 18 个

3. 每周期所包含的元素数目等于相应能级组内各原子轨道所能容纳的电子总数。

原子结构与元素周期系原子结构与族的关系

原子结构

主族 : s 区 + p 区 , (ns+np) 的电子数 = 族数 , (ns+np) 的电子数 = 8, 则为 0族元素 .

副族 : d 区 : [(n-1)d + ns] 的电子数 = 族数 = 最高氧化数 ; [(n-1)d + ns] 的电子数 >8, 则为 VIII族元素 . ds 区 : 全充满 , ns 中的电子数 = 族数 , f 区 : 内过渡元素 , , 镧系 :La-Lu, 锕系 :Ar-lr

元素周期性

原子结构

元素周期系诸元素在性质上是如何相互联系的。下面讨论的原子半径、离子半径、电离能、电子亲和能、电负性等概念被总称“原子参数”，广泛用于说明元素的性质。

元素周期性原子半径

原子结构

1. 概念原子的大小可以用“原子半径”来描述。原子半径的标度很多，各种不同的标度，原子半径的定义不同，差别可能很大。根据量子力学理论， 1965 年定义原子最外层原子轨道电荷密度（即 D函数）最大值所在球面为原子半径，用量子力学方法计算得出一套所谓“轨道半径”的理论原子半径。

我们通常是用实验方法测定原子形成各种分子或固体后的核间距，对于同种原子，测得的核间距除以 2 ，就得到该原子的半径，对于异种原子（设为 AB ），只要已知其中一种元素（如 A ）的原子半径，就可用核间距（如 A—B ）求取另一种元素（如 B ）的原子半径。


原子结构

1) 共价半径 : 同种元素的两个原子 , 以两个电子用共价单键相连时 , 核间距的一半 , 为共价半径 . 如 : H2 X2 等同核单键双原子分子 , 均可测得其共价半径 .

1. 概念


原子结构

1. 概念2) 金属半径 : 金属晶体中 , 金属原子被看为刚性球体 , 彼此相切 ,

其核间距的一半 , 为金属半径。


原子结构

1. 概念3) 范德华半径 : 单原子分子 (He, Ne 等 ), 原子间靠范德华力 , 即

分子间作用力结合 (未成键 ), 在低温高压下形成晶体 , 核间距的一半为范德华半径。


原子结构

2. 原子半径在周期表中的变化规律1) 同周期中 , 从左——向右，分两个方面看 :

① Z — 增大，对电子吸引力增大， r — 减小，② Z — 增大，电子增加，之间排斥力增大， r — 增大。

这是一对矛盾，以哪方面为主？以 ①为主。只有当 d5 、 d10 、 f7 、 f14 时，对称性较高的半充满和全充满时， ②占主导地位。短周期：叁 Na Mg Al Si P S Cl Ar r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154

从 Na —— Cl, 7 个元素， r 下降了 55 pm, 相邻元素之间，平均下降值为 55/6 = 9.16pm. (Ar 为范德华半径，所以比较大）


原子结构

2. 原子半径在周期表中的变化规律长周期：四 ( r/pm) K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 203 174 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125 126 122 121 114 114 169

从 Sc —— Ni, 8 个元素， r 下降了 29 pm, 相邻元素之间，平均下降值为 29/7 = 4.14pm. (Cu, Zn, Ga 为 d10 结构，对外层电子斥力大，对核的屏蔽作用强，所以 r 不但没减小，反而有所增加。同样， Kr 为范德华半径，所以比较大 ).

短周期：电子填加到外层轨道 , 对核的正电荷中和少 , Z* 增加的幅度大 , 所以 r 变小的幅度大 .

长周期： e 填加到 (n-1)层轨道 , 对核的正电荷中和多 , Z* 增加的幅度小 , 所以 r 变小的幅度小 .


原子结构

2. 原子半径在周期表中的变化规律

超长周期：内过渡系 , 镧系和锕系 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Fr Tm Yb Lu 169 165 164 164 163 162 185 162 161 160 158 158 158 170 158 4f76s2 4f146s2

15 种元素 , r共减小 11 pm, 电子填到内层 (n-2)f 轨道 , 屏蔽系数更大 , Z* 增加的幅度更小 , 所以 , r 减小的幅度更小 , 或 r 收缩的幅度很小 .

此种半径收缩很小的现象 , 称为镧系收缩 .


原子结构

2. 原子半径在周期表中的变化规律2) 同族中半径变化 , 自上而下 :

① Z — 增大，对电子吸引力增大， r — 减小，② e — 增多，电子层增加， r — 增大。

这是一对矛盾，以哪方面为主？以 ②为主

主族： Li 123pm Na 154pm K 203pm Rb 210pm Cs 235pm

副族： Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb Mo 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130

主族元素同族从上到下增大幅度大，副族增大幅度小。

元素周期性电离能

原子结构

1. 定义气态电中性基态原子失去一个电子转化为 +1价气态阳离子所需要的能量叫做第一电离能。

M(g) → M+(g)+e I1

从 +1价气态阳离子失去一个电子转化为气态 +2价阳离子所需要的能量叫做第二电离能。

M+(g) → M2+(g)+e I2

因为从原子中取走电子需要消耗能量，因此电离能为正值。并且 I1 最小，因为从正离子中电离出电子远远比从中性原子中电离出电子困难。 I1 I﹤ 2 ﹤ I3 ﹤ I4…..

单位： eV/ 原子； kJ/mol

意义：衡量原子失去电子倾向的大小，元素的 I1越小，表明气态原子越容易失去电子，即该元素的气态时的金属性越强。


原子结构

2. 电离能的周期性变化1) 同周期中 , 从左——向右， Z 增大， r减小 , 核对电子的

吸引增强 , 愈来愈不易失去电子 , 所以 I 增大 . 短周期 : 主族元素 Li Be B C N O F NeI1/kJ/mol 520 900 801 1086 1402 1314 1681 2081

B 硼 : 电子结构为 : [He]2s22p1 , 失去的一个电子 , 达到 2s2全充满的稳定结构 , 所以 , I1 比较小 .

N 氮 : 电子结构为 : [He] 2s22p3, 为半充满结构 , 比较稳定 , 不易失去其上的电子 , I1 突然增大 .

O 氧 : 电子结构为 : [He] 2s22p4, 失去的一个电子 , 即可达到半充满稳定结构 , 所以 I1 有所降低 .(反而小于氮的第一电离能 )

Ne 氖 : 电子结构为 : [He] 2s22p6, 为全充满结构 , 不易失去电子 , 所以 I1 在同族中最大 .


原子结构

2. 电离能的周期性变化长周期 :副族元素 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu ZnI1/kJ/mol 631 658 650 653 717 759 758 737 746 906

V钒 : 反常 . 因电子结构为 [Ar] 3d34s2, 无法解释 .Cr铬 : I1变小 . 因电子结构为 [Ar]3d54s1 , 容易失去的电子达到

的稳定结构 . 另一方面 , 半充满结构 , 对核屏蔽大 , 使 Z*减小 , r增大 , 核对 4s1 的作用小 , 也容易失去 , 所以电离能变小 .

Co 和 Ni: 因为电子结构分别为 [Ar]3d74s2 和 [Ar] 3d84s2 , 反常 .Zn: 因电子结构为 [Ar]3d104s2 , d 和 s 为全充满 , 不易失去电子 .

所以 I1比较大 . 可以看出 , Zn 的电离能比 Cu 的大 , 而实际上 , Zn 比 Cu 活泼 , 证明不能只用电离能来判断反应活性 . 实际要从得失电子能力两方面综合考虑 .


原子结构

2. 电离能的周期性变化

总趋势上看 , 长周期的电离能随 Z 的增加而增加 , 但有反常 .

　从同周期电离能 I 增加幅度来看 , 主族元素 > 副族元素 .

因为 : 主族元素的半径减小幅度大 , 即 Z*增加幅度大 , 对外层电子的引力增加幅度大 , 所以 I 的增加幅度也大 .　　副族元素的半径减小幅度小 , 即 Z*增加幅度小 , 对外层电子的引力增加幅度小 , 所以 I 的增加幅度也小 . 有时有反常现象 .

内过渡系的规律性差 .


原子结构

2. 电离能的周期性变化

总趋势上看 , 长周期的电离能随 Z 的增加而增加 , 但有反常 .

　从同周期电离能 I 增加幅度来看 , 主族元素 > 副族元素 .

因为 : 主族元素的半径减小幅度大 , 即 Z*增加幅度大 , 对外层电子的引力增加幅度大 , 所以 I 的增加幅度也大 .　　副族元素的半径减小幅度小 , 即 Z*增加幅度小 , 对外层电子的引力增加幅度小 , 所以 I 的增加幅度也小 . 有时有反常现象 .

内过渡系的规律性差 .

H

He

Li

Be

B

C

NO

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

PS

Cl

Ar

K

CaScTiVCr

MnFeCoNiCu

Zn

Ga

Ge

AsSe

Br

Kr

Rb

SrYZrNb

MoTcRuRh

PdAg

Cd

I n

Sn

SbTe

I

Xe

Cs

BaLa

Ce

PrNdPmSmEu

GdTbDyHoErTmYb

LuHf

TaWReOsI rPtAu

Hg

Tl

PbBi

PoAt

Rn

Fr

Ra

Ac

ThPa

U

3

7

11

15

19

23

H Be N Ne Al S K Ti Mn Ni Ga Se Rb Zr Tc Pd I n Te Cs Ce Pm Gd Ho Yb Ta Os Au Pb At Ra Pa

/eV

电离能


原子结构

3. 用途1 ）衡量元素的原子气态时失电子能力的强弱。2 ） I 是元素通常价态易存在的能量因素，可利用来说明元素的常

见价态。 I1 I2 I3 I4 I5 I6

Li 520 7289 11815Be 900 1757 14849 21007 B 801 2427 3660 25026 C 1086 2353 4621 6223 37830 47277 N 1402 2856 4578 7475 9445 53266


原子结构

3. 用途 I1 I2 I3 I4 I5 I6

Li 2s1 520 7289 11815Be 2s2 900 1757 14849 21007 B 2s22p1 801 2427 3660 25026 C 2s22p2 1086 2353 4621 6223 37830 47277 N 2s2 2p3 1402 2856 4578 7475 9445 53266

Li: I2/I1 = 14.02倍 , 增大 14倍 , 不易生成 +2价离子 , 所以 Li+ 容易形成Be: I2/I1 = 1.95倍 , I3/I2 = 8.45倍 , 所以 Be2+容易形成 .

B: I3/I2 = 1.38倍 , I4/I3 = 6.83倍 , 所以 B(III)容易形成 .

C: I4/I3 = 1.35倍 , I5/I4 = 6.08倍 , 所以 C(VI)容易形成 .

N: I4/I3 = 1.26倍 , I6/I5 = 5.67倍 , 所以 N(V)容易形成 .

元素周期性电子亲合能

原子结构

1. 概念 1mol 某元素的基态气态原子 , 得到 1mol 电子 , 形成负一价气态阴离子时所放出的能量 , 叫该元素的第一电子亲合能 . 同样有 E1, E2, E3, E4, ….等

B(g)+e→B-(g) E1

第一电子亲合能为负值，因为原子可以借得到一个电子形成稳定结构；第二… .. 电子亲合能为正值，因为其相当于一个电子附加到一个负离子上，负离子和电子之间存在着静电斥力，所以需要消耗能量而不是放出能量。


原子结构

2. 第一电子亲合能在周期表中的变化趋势主族元素的电子亲和能 /kJ·mol–1

H72.9Li Be B C N O F Ne59.8 – 23 122 – 0.07 141 322 –Na Mg Al Si P S Cl Ar52.9 – 44 120 74 200 349 –K Ca Ga Ge As Se Br Kr48.4 – 36 116 77 195 325 –Rb Sr In Sn Sb Te I Xe46.9 – 34 121 101 190 295 –Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn45.5 – 50 100 100 – – –


原子结构

2. 第一电子亲合能在周期表中的变化趋势同周期中 , 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大，则电离能 E 大 . ( 测得的数据不全 , 有些是计算出来的 ).


原子结构

2. 第一电子亲合能在周期表中的变化趋势因为 N 的电子结构为 [He]2s22p3 , 2p轨道半充满 , 比较稳定 , 不易得电子 , 如果得到电子 , 非但不释放能量 , 反而要吸收能量 , 所以 E 为负值。 F元素反常的原因 : 因为半径比较小 , 电子云密度大 , 排斥外来电子 , 不易与之结合 , 所以 E反而比较小 . 出于同种原因 , O元素比同族的 S元素和 Se元素的电子亲合能小 (第二周期元素的电子亲合能比第三周期元素的小 ) 。

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 ?(容易得电子 , 氧化能力强 )


原子结构

2. 第一电子亲合能在周期表中的变化趋势既然 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 ?(容易得电子 , 氧化能力强 )

这是分子活泼性的比较 , 而不是原子活泼性的比较首先看键能 : 1/2F2→F H△ 1=154.8kJ/mol 1/2Cl2→Cl H△ 2=239.7kJ/mol再看电子亲合能 : F(g)+e→F- H△ 3=-322kJ/mol Cl (g)+e →Cl- H△ 4=-348.7kJ/mol

综合考虑 : H5 < H6, , 即氟的反应比氯的相应反应释放的能量大 , 所以 , F2比 Cl2更容易得到电子 .

所以： 1/2F2→ F(g)+e→ F H△ 5= H△ 1 + H△ 3 =-167.2kJ/mol 1/2Cl2→ Cl (g)+e → Cl H△ 6= H△ 2 + H△ 4 =-109kJ/mol

元素周期性电负性

原子结构

1. Pauling 电负性1932 年 , Pauling

电负性 : 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力 .

规定 : 氟原子的电负性约为 4.0, 其它原子与氟相比 , 得出相应数据 .


原子结构

1. Pauling 电负性

H2.1Li Be B C N O F1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0Na Mg Al Si P S Cl0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At0.7 0.9 1.0-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2Fr Ra Ac-No0.7 0.9 1.1-1.3


原子结构

1. Pauling 电负性

周期性：同周期从左向右增大同族从上到下减小。

氟的电负性最大；铯（和钫）的电负性最小；氢的电负性为 2.1 ；非金属的电负性大多 >2.0 ；s 区金属电负性大多小于 1.2 ；而 d-,ds- 和 p- 区金属的电负性在 1.7左右。


原子结构

2. 密立根电负性1934 年 Milliken(密立根 )

用电离能和电子亲合能结合求绝对电负性：电负性为电离能与电子亲合能之和的一半。

XM= 1/2(I + E)

但由于 E 的数据不足 , 此式在应用中有局限性 .


原子结构

3. 阿莱 - 罗周电负性1957 年 , Allred-Rochow( 阿莱 - 罗周 )

将有效核电荷 Z* 引入 , 提出 : 核对电子的引力为 :

p=(0.359Z*/r2)+0.744,

F=Z*e2/r2


原子结构

4. 用途1 ）衡量元素的原子气态时的金属性强弱。2 ）判断元素形成化学键的类型

人类认识原子结构的简单历史

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