一、屏蔽效應和鉆穿效應（一）屏蔽效應1.屏蔽效應多電子原子中，其他電子對指定電子的排斥作用看作部分地抵消（或削弱）核電荷對該電子的吸引，

即其他電子起到了部分地屏蔽核電荷對某電子的吸引力，而該電子只受到“有效核電荷”Z*的作用。

1一、屏蔽效應和鉆穿效應1

Z*=Z-：屏蔽常數，2Z*=Z-：屏蔽常換個角度考慮:將研究電子之外的原子其余部分,均視為原子核,則將復雜的多原子體系簡化為單電子體系:說明:相當于內層電子抵消或中和掉部分正電荷,使被討論的電子受核的吸引下降,離核更遠,能量更高,即為內層電子對外層電子的屏蔽作用.屏蔽效應越大,受屏蔽的電子的能量越高,是電子遠離核的作用.

3換個角度考慮:將研究電子之外的原子其余部分,均視為原子核※不同電子所受的屏蔽作用不同.其大小與角量子數l有關:※l大的電子,受屏蔽大,能量高;※l小的電子,受屏蔽小,能量升高的幅度小.※

對于運動狀態不同的電子,或n相同,l不同的原子軌道,有:

4※不同電子所受的屏蔽作用不同.其大小與角量子數l有關:2.屏蔽常數的計算(Slater)規則：(1)分組：按以下次序(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),(5d),(5f)(2)每一小組右邊各組的電子對該組電子不產生屏蔽作用。

52.屏蔽常數的計算(Slater)規則：5(3)在(ns,np)同組中，每一個電子屏蔽同組電子為0.35，而1s組內的電子相互屏蔽0.30。(4)內層(n-1)層中每一個電子對外層(ns,np）上電子屏蔽為0.85。(5)更內層的(n-2)層中每一個電子對外層(ns,np)上電子屏蔽為1.00。6(3)在(ns,np)同組中，每一個電子屏蔽同6(6)當被屏蔽電子是(nd)組或(nf)組電子時，同組電子屏蔽為0.35，左邊各組電子屏為1.00。在計算某原子中某個電子的值時，可將有關屏蔽電子對該電子的值相加而得。例：計算鋁原子中其它電子對一個3P電子的值，其Z*=？解：按斯來特規則分組（1S）2（2S，2P）8（3S，3P）37(6)當被屏蔽電子是(nd)組或(nf)組電子7

=0.35×2+0.85×8+1.00×2=9.50Z*=Z–=13–9.50=3.5

思考題：1、分別計算Sc的一個3S電子和一個3d電子的值？2、試比較鉀原子的最后一個電子填充在3d軌道和4S軌道上的能量。8=0.35×2+0.85×8+1.00（二）鉆穿效應

1.鉆穿效應n相同，l不同的軌道，由于電子云徑向分布不同，電子穿過內層到達核附近以回避其他電子屏蔽的能力不同，而使電子具有不同的能量，這種由于s，p，d，f軌道徑向分布不同而引起的能量效應。（penetratingeffect)。9（二）鉆穿效應9

意義:電子鉆入內部,靠近核的作用(使自身能量下降)可以從徑向分布函數圖加以解釋:

10意義:電子鉆入內部,靠近核的作用(使自身10可以看出:l大的，鉆穿效應小,遠離核,能量升高。l大的,屏蔽效應大,遠離核,能量升高。相反:l小的，鉆穿效應大,靠近核,能量下降。l小的,屏蔽效應小,靠近核,能量下降.亦即:n相同,l小的電子,在離核近處,有小的

11可以看出:11

幾率峰出現,相當于電子靠近核,受核作用強,同時回避了內層電子的屏蔽作用,自身能量下降.這種效應稱為鉆穿效應?？梢杂勉@穿效應解釋能級分裂,即同一能級組(n相同),l大的電子能量高,l小的電子可以鉆入內部,自身能量降低,產生能級分裂?？傊?屏蔽效應使電子的能量上升,鉆穿效應使電子能降低。12幾率峰出現,相當于電子靠近核,受核作用強,同時回避入內部,自身能量降低,產生能級分裂?？傊?屏蔽效應使電子的能量上升,鉆穿效應使電子能降低。

※對于多電子原子體系,能量高低由什么因素決定?

由n和l同時決定:

※l相同,n大的能量高,即E2s<E3s<E4s,因為依次受屏蔽作用增大,Z*依次下降,所以能量依次升高。

13入內部,自身能量降低,產生能級分裂?？傊?屏蔽效應※n相同,l大的能量高,E3s<E3p<E3d,因為依次受屏蔽作用增大,自身鉆穿作用依次減小,均使能量升高?！鵱和l均不同,則n+0.7l大的,能量高(北大徐光憲先生提出的).如:4s3d

4+0.7X0=43+0.7X2=4.414※n相同,l大的能量高,E3s<E3p<

所以,E3d>E4s此種現象在21號元素Sc的左右發生,稱為能級交錯(外層軌道的能量反而比內層軌道能量低的現象)可用徑向分布圖解釋:

15

所以,E3d>E4s此種現象在21號元素

2.能級交錯：鉆穿越深的電子對其他電子的屏蔽越大，使不同軌道上的電子能級發生變化，ns電子能量變的更低，nd,nf電子能量變的更高。從而引起能級上的交錯。二、原子的價電子層結構

162.能級交錯：16ns1~2(n-1)d1~9ns1~2ns2np1~6(n-1)d10ns1~2價層——價電子所在的亞層價層電子構型——指價層的電子分布式（1）基態原子的價層電子構型17ns1~2(n-1)d1~9ns1~2

基態原子外層電子填充順序：

→ns→(n-2)f→(n-1)d→np價電子電離順序：→np→ns→(n-1)d→(n-2)f

（2）簡單基態陽離子的電子分布例

26Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2Fe2+1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6原子實——原子中除去最高能級組以外的原子實體經驗規律18基態原子外層電子填充順序：（2）簡單基態陽離子的電子分

三、元素周期律與核外電子排布的關系Sddspfns1~2(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2ns2np1~6(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2最后一個電子一般填入次外層d亞層1、分區最后一個電子一般填入次外層d亞層最后一個電子填入s亞層19三、元素周期律與核外電子排布的關系Sddspfns1~2Sddspf區最后一個電子填入外層p亞層最后一個電子一般填入外數第三層f亞層20Sddspf區最后一個電子填入外層p亞層最后一個電子一般填入

區根據最后一個電子填入的亞層確定21區根據最后一個電子填入的亞層確定21

族根據區和最外層、次外層電子數確定22族根據區和最外層、次外層電子數確定222、元素的周期

周期數=能級組數,所以共有7個周期

232、元素的周期周期數=能級組數,所

元素周期表元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的分布例

20Ca寫出電子排布式1s22s22p63s23p64s2周期數＝電子層數四周期最后一個電子填入s亞層s區元素族號＝最外層電子數＝2ⅡACa為第四周期、ⅡA族元素24元素周期表元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的分布例

24Cr寫出電子排布式1s22s22p63s23p63d54s1周期數＝電子層數四周期最后一個電子填入次外層d亞層d區元素族號＝(最外層+次外層d)電子數＝(1+5)=6ⅥBCr為第四周期、ⅥB族元素25元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的分布例47Ag寫出電子排布式[Kr]4d105s1周期數＝電子層數五周期最后一個電子填入次外層d亞層，而d電子數為10ds區元素族號＝最外層電子數＝1ⅠBAg為第五周期、ⅠB族元素26元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的分布例已知某副族元素A原子，最后一個電子填入3d軌道，族號＝3。電子排布式1s22s22p63s23p63d14s2周期數＝電子層數=4最后一個電子填入次外層d亞層，為d區元素，最外層電子數＝2族號＝(最外層+次外層)電子數＝3則d電子數=3-2=127元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的四、元素基本性質的周期性

1原子半徑共價半徑——兩個相同原子形成共價鍵時，其核間距離的一半。

定義d=198pmr(Cl)=99pmd=154pmr(C)=77pm28四、元素基本性質的周期性共價半徑——兩個相同原子形成共價鍵金屬半徑——金屬單質晶體中，兩個相鄰金屬原子核間距離的一半。

定義d=256pmr(Cu)=128pm29金屬半徑——金屬單質晶體中，兩個相鄰定義d=256pm29范德華半徑——分子晶體中，兩個相鄰分子核間距離的一半。

定義d=320pmr(Ne)=160pm30范德華半徑——分子晶體中，兩個相鄰定義d=320pm30變化規律非金屬為共價半徑、金屬為金屬半徑、稀有氣體為范德華半徑31變化規律非金屬為共價半徑、金屬為金屬半徑、稀有氣體為范德華半1、原子半徑（1）共價半徑（2）金屬半徑（3）范德瓦爾半徑2、原子半徑的變化規律（1）同一主族元素原子半徑變化規律：同一主族元素，自上而下，由于主量子數的增大，原子半徑增大。(2)同一副族元素，自上而下變化幅度小，第五、六周期元素原子半徑非常接近。(3)同一周期元素原子半徑的變化規律321、原子半徑32（3）由于La系收縮，使第三過渡系元素電離能大于第二過渡系對應元素的電離能。3、電離能第一電離能：基態的氣體原子失去最外層的第一個電子成為+1價離子所需的能量。A(g)→A+(g)+eI1第二電離能：由體+1價離子再失去一個電子成為+2價離子所需的能量。I1<I2<I3<I4

33（3）由于La系收縮，使第三過渡系元素電33關于電離能：(1)電離能越小，說明原子在氣態時越易失去電子，金屬性越強。(2)元素的電離勢隨Z的變化而呈現周期性的變化。同一周期自左至右，I基本上依次增大。反常：Be與B，Mg與Al，P與S，Zn與Ga，As與Se,Cd與In，Hg與Tl34關于電離能：34

因為：電離能不僅與原子的核電荷有關，也與元素的電子層結構有關。例：IB<IbeB(2s22p1)

B+(2s22p0)B+具有較穩定的結構。Be(2s2)

Be+(2s1)Be(2s2)

全充滿，穩定(3)

同一周期過渡元素及內過渡元素自左至右電離能變化不大，規律性也較差。35因為：電離能不僅與原子的核電荷有關，35(4)主族元素自上而下電離能應減少,但Sc系收縮使Iga>Ial;La系收縮使ITl>Iin,

IPb>Isn,通常主族元素金屬性自上而下依次增大.(5)副族元素電離能變化規律不規則.4、電子親合能（electronaffinity)元素的一個氣態原子在基態得到一個電子形成基態、氣態負離子所釋放的能量。(符號Eea)用焓變的負值(-H)表示。36(4)主族元素自上而下電離能應減少,但Sc系收縮使Iga說明：（1）元素的第一電子親合能是放熱的，第二、第三電子親合能是吸熱的。問題：常見的氧化物和硫化物都是以-2價存在的，為什么？（2）第一電子親合能最大的是F，不是Cl。原因：（3）電子親合能數值越大，該原子生成氣態37說明：37負離子的傾向性越大。同一周期，自左至右，第一電子親合能逐漸增大（IIA、VA有特殊）。（4）元素具有較高的電離能，也傾向于具有較高的電子親合能。（5）第二周期元素的電子親合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半徑小、軌道數目少、電子間排斥力大等因素。38負離子的傾向性越大。同一周期，自左至38

5、電負性

※表示一個元素的原子在分子中吸引電子的能力。

※以最活潑非金屬元素原子χp(F)=4.0為基礎，計算其它元素原子的電負性值。

※電負性越大,元素原子吸引電子能力越強,

即元素原子越易得到電子,越難失出電子;電負性越小,元素原子吸引電子能力越弱,即元素原子越難得到電子,越易失出電子。395、電負性39電負性說明：1.鮑林電負性是一個相對值,無單位;2.現已有多套電負性數據,應盡可能采用同一套數據。40電負性說明：1.鮑林電負性是一個相對值,無單位;404.03.53.02.52.01.51.00.5χp原子序數HLiFNaBrClKIRbAtCs

同一周期，從左到右,電負性逐漸增大。

同一主族，從上到下,電負性逐漸減小。同一副族，從上到下,

ⅢB~ⅤB電負性逐漸減小，ⅥB~ⅡB電負性逐漸增大。414.0χp原子序數HLiFNaBrClKIRbAtCs同一五、元素的金屬性和非金屬性金屬性—在化學反應中失出電子的特性非金屬性—在化學反應中流入電子的特性判斷金屬性：電負性、電離能元素的電負性越小或電離能越小，金屬性越強。非金屬性：電負性、電子親合能元素的電負性越大或電子親合能越小，非金屬性越強。42五、元素的金屬性和非金屬性金屬性—在化學反應中失出電子的特性

變化規律同一周期,從左大右,元素原子的電負性增大,元素的金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強。同一主族,直上而下,元素原子的電負性減小,元素的金屬性逐漸增強,非金屬性逐漸減弱。ⅢB～ⅤB,同一副族,直上而下,元素原子的電負性減小,金屬性增強;ⅣB～ⅡB,同一副族,直上而下,元素原子的電負性增大,金屬性減弱。43變化規律同一周期,從左大右,元素原子的電負性增大,

小結44小結44六、金屬元素和金屬材料結構Ni:1s22s22p63s23p63d84s2Cu:1s22s22p63s23p63d94s2半徑Ni：0.1246nmCu：0.1278nm

45六、金屬元素和金屬材料半徑45溶液固溶體Solidsolution（1）定義46溶液固溶體（1）定義46Solvent溶劑Solute溶質

一個（或幾個）組元的原子（化合物）溶入另一個組元的晶格中，而仍保持另一組元的晶格類型的固態晶體。固溶體47Solvent溶劑Solute溶質一個（或幾個）①溶質和溶劑原子占據一個共同的晶體點陣，點陣類型和溶劑的點陣類型相同。

②有一定的成分范圍③具有比較明顯的金屬性質（2）基本特征solidsolubility結合鍵主要是金屬鍵48①溶質和溶劑原子占據一個共同的晶體點陣，點陣類型和溶劑的點按溶質原子在點陣中的位置混合物合金固熔體合金金屬化合物合金（3）分類按各組元原子分布的規律性

取代固熔體合金間隙固熔體合金按固溶度FinitesolidsolutionInfinitesolidsolution

49按溶質原子在點陣中的位置混合物合金金屬化合物合金（3）分類按A、置換型固溶體——由溶質原子代替一部分溶劑原子而占據著溶劑晶格某些結點位置所組成。50A、置換型固溶體——由溶質原子代替一部分溶劑原子而占據著溶劑結構Ni:1s22s22p63s23p63d84s2Cu:1s22s22p63s23p63d94s2半徑Ni：0.1246nmCu：0.1278nm

51結構半徑51MgO的結構中Mg2+離子被Fe2+離子所取代。條件：1.半徑相近 2.電荷數相同Ca2+能取代Mg2+嗎？Li+能取代Mg2+嗎？鐵固熔體52MgO的結構中Mg2+離子被Fe2+離子所取代。條件：1.晶格結構的空隙越大，越有利于形成固溶體。形成填隙型固溶體的次序？片沸石、CaF2、TiO2、MgO

為什么高溫下碳易于填入鐵晶格的空隙？53晶格結構的空隙越大，越有利于形成固溶體。形成填隙型固溶體的次在熱力學處于平衡狀態的固溶體中，溶質原子的分布宏觀上是均勻的。C、無序固溶體——各組元原子的分布是隨機的。54在熱力學處于C、無序固溶體——各組元原子的分布是隨機的。54D、有序固溶體——組元原子在晶體點陣中不是隨機分布的，而是出現某種傾向性排列，如異類原子互相吸引形成有規則的排列結構。Ordering固溶體的有序化55D、有序固溶體——組元原子在晶體點陣中不是隨機分布的，而是出鐵—鉻、鐵—銅、鐵—鎳有限固溶體——固溶度小于100%。F、無限固溶體（又稱連續固溶體）——是由兩個（或多個）晶體結構相同的組元形成的，任一組元的成分范圍均為0～100%。銅—鋅、銅—錫56鐵—鉻、鐵—銅、鐵—鎳有限固溶體——固溶度小于100%。F、無限置換固溶體中兩組元素原子置換

57無限置換固溶體中兩組元素原子置換57

固溶強化溶質原子的溶入，使固溶體的強度、硬度升高。（4）應用碳原子溶入-Fe

硅原子溶入-Fe

58固溶強化（4）應用碳原子溶入-Fe硅原精品課件！59精品課件！59精品課件！60精品課件！60

本節重點一、多電子原子的能級二、核外電子的排布三、原子的電子層結構和元素周期系四、元素性質的周期性61本一、屏蔽效應和鉆穿效應（一）屏蔽效應1.屏蔽效應多電子原子中，其他電子對指定電子的排斥作用看作部分地抵消（或削弱）核電荷對該電子的吸引，

即其他電子起到了部分地屏蔽核電荷對某電子的吸引力，而該電子只受到“有效核電荷”Z*的作用。

62一、屏蔽效應和鉆穿效應1

Z*=Z-：屏蔽常數，63Z*=Z-：屏蔽常換個角度考慮:將研究電子之外的原子其余部分,均視為原子核,則將復雜的多原子體系簡化為單電子體系:說明:相當于內層電子抵消或中和掉部分正電荷,使被討論的電子受核的吸引下降,離核更遠,能量更高,即為內層電子對外層電子的屏蔽作用.屏蔽效應越大,受屏蔽的電子的能量越高,是電子遠離核的作用.

64換個角度考慮:將研究電子之外的原子其余部分,均視為原子核※不同電子所受的屏蔽作用不同.其大小與角量子數l有關:※l大的電子,受屏蔽大,能量高;※l小的電子,受屏蔽小,能量升高的幅度小.※

對于運動狀態不同的電子,或n相同,l不同的原子軌道,有:

65※不同電子所受的屏蔽作用不同.其大小與角量子數l有關:2.屏蔽常數的計算(Slater)規則：(1)分組：按以下次序(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),(5d),(5f)(2)每一小組右邊各組的電子對該組電子不產生屏蔽作用。

662.屏蔽常數的計算(Slater)規則：5(3)在(ns,np)同組中，每一個電子屏蔽同組電子為0.35，而1s組內的電子相互屏蔽0.30。(4)內層(n-1)層中每一個電子對外層(ns,np）上電子屏蔽為0.85。(5)更內層的(n-2)層中每一個電子對外層(ns,np)上電子屏蔽為1.00。67(3)在(ns,np)同組中，每一個電子屏蔽同6(6)當被屏蔽電子是(nd)組或(nf)組電子時，同組電子屏蔽為0.35，左邊各組電子屏為1.00。在計算某原子中某個電子的值時，可將有關屏蔽電子對該電子的值相加而得。例：計算鋁原子中其它電子對一個3P電子的值，其Z*=？解：按斯來特規則分組（1S）2（2S，2P）8（3S，3P）368(6)當被屏蔽電子是(nd)組或(nf)組電子7

=0.35×2+0.85×8+1.00×2=9.50Z*=Z–=13–9.50=3.5

思考題：1、分別計算Sc的一個3S電子和一個3d電子的值？2、試比較鉀原子的最后一個電子填充在3d軌道和4S軌道上的能量。69=0.35×2+0.85×8+1.00（二）鉆穿效應

1.鉆穿效應n相同，l不同的軌道，由于電子云徑向分布不同，電子穿過內層到達核附近以回避其他電子屏蔽的能力不同，而使電子具有不同的能量，這種由于s，p，d，f軌道徑向分布不同而引起的能量效應。（penetratingeffect)。70（二）鉆穿效應9

意義:電子鉆入內部,靠近核的作用(使自身能量下降)可以從徑向分布函數圖加以解釋:

71意義:電子鉆入內部,靠近核的作用(使自身10可以看出:l大的，鉆穿效應小,遠離核,能量升高。l大的,屏蔽效應大,遠離核,能量升高。相反:l小的，鉆穿效應大,靠近核,能量下降。l小的,屏蔽效應小,靠近核,能量下降.亦即:n相同,l小的電子,在離核近處,有小的

72可以看出:11

幾率峰出現,相當于電子靠近核,受核作用強,同時回避了內層電子的屏蔽作用,自身能量下降.這種效應稱為鉆穿效應?？梢杂勉@穿效應解釋能級分裂,即同一能級組(n相同),l大的電子能量高,l小的電子可以鉆入內部,自身能量降低,產生能級分裂?？傊?屏蔽效應使電子的能量上升,鉆穿效應使電子能降低。73幾率峰出現,相當于電子靠近核,受核作用強,同時回避入內部,自身能量降低,產生能級分裂?？傊?屏蔽效應使電子的能量上升,鉆穿效應使電子能降低。

※對于多電子原子體系,能量高低由什么因素決定?

由n和l同時決定:

※l相同,n大的能量高,即E2s<E3s<E4s,因為依次受屏蔽作用增大,Z*依次下降,所以能量依次升高。

74入內部,自身能量降低,產生能級分裂?？傊?屏蔽效應※n相同,l大的能量高,E3s<E3p<E3d,因為依次受屏蔽作用增大,自身鉆穿作用依次減小,均使能量升高。※n和l均不同,則n+0.7l大的,能量高(北大徐光憲先生提出的).如:4s3d

4+0.7X0=43+0.7X2=4.475※n相同,l大的能量高,E3s<E3p<

所以,E3d>E4s此種現象在21號元素Sc的左右發生,稱為能級交錯(外層軌道的能量反而比內層軌道能量低的現象)可用徑向分布圖解釋:

76

所以,E3d>E4s此種現象在21號元素

2.能級交錯：鉆穿越深的電子對其他電子的屏蔽越大，使不同軌道上的電子能級發生變化，ns電子能量變的更低，nd,nf電子能量變的更高。從而引起能級上的交錯。二、原子的價電子層結構

772.能級交錯：16ns1~2(n-1)d1~9ns1~2ns2np1~6(n-1)d10ns1~2價層——價電子所在的亞層價層電子構型——指價層的電子分布式（1）基態原子的價層電子構型78ns1~2(n-1)d1~9ns1~2

基態原子外層電子填充順序：

→ns→(n-2)f→(n-1)d→np價電子電離順序：→np→ns→(n-1)d→(n-2)f

（2）簡單基態陽離子的電子分布例

26Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2Fe2+1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6原子實——原子中除去最高能級組以外的原子實體經驗規律79基態原子外層電子填充順序：（2）簡單基態陽離子的電子分

三、元素周期律與核外電子排布的關系Sddspfns1~2(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2ns2np1~6(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2最后一個電子一般填入次外層d亞層1、分區最后一個電子一般填入次外層d亞層最后一個電子填入s亞層80三、元素周期律與核外電子排布的關系Sddspfns1~2Sddspf區最后一個電子填入外層p亞層最后一個電子一般填入外數第三層f亞層81Sddspf區最后一個電子填入外層p亞層最后一個電子一般填入

區根據最后一個電子填入的亞層確定82區根據最后一個電子填入的亞層確定21

族根據區和最外層、次外層電子數確定83族根據區和最外層、次外層電子數確定222、元素的周期

周期數=能級組數,所以共有7個周期

842、元素的周期周期數=能級組數,所

元素周期表元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的分布例

20Ca寫出電子排布式1s22s22p63s23p64s2周期數＝電子層數四周期最后一個電子填入s亞層s區元素族號＝最外層電子數＝2ⅡACa為第四周期、ⅡA族元素85元素周期表元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的分布例

24Cr寫出電子排布式1s22s22p63s23p63d54s1周期數＝電子層數四周期最后一個電子填入次外層d亞層d區元素族號＝(最外層+次外層d)電子數＝(1+5)=6ⅥBCr為第四周期、ⅥB族元素86元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的分布例47Ag寫出電子排布式[Kr]4d105s1周期數＝電子層數五周期最后一個電子填入次外層d亞層，而d電子數為10ds區元素族號＝最外層電子數＝1ⅠBAg為第五周期、ⅠB族元素87元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的分布例已知某副族元素A原子，最后一個電子填入3d軌道，族號＝3。電子排布式1s22s22p63s23p63d14s2周期數＝電子層數=4最后一個電子填入次外層d亞層，為d區元素，最外層電子數＝2族號＝(最外層+次外層)電子數＝3則d電子數=3-2=188元素在周期表的位置(周期、區、族)取決于該元素原子核外電子的四、元素基本性質的周期性

1原子半徑共價半徑——兩個相同原子形成共價鍵時，其核間距離的一半。

定義d=198pmr(Cl)=99pmd=154pmr(C)=77pm89四、元素基本性質的周期性共價半徑——兩個相同原子形成共價鍵金屬半徑——金屬單質晶體中，兩個相鄰金屬原子核間距離的一半。

定義d=256pmr(Cu)=128pm90金屬半徑——金屬單質晶體中，兩個相鄰定義d=256pm29范德華半徑——分子晶體中，兩個相鄰分子核間距離的一半。

定義d=320pmr(Ne)=160pm91范德華半徑——分子晶體中，兩個相鄰定義d=320pm30變化規律非金屬為共價半徑、金屬為金屬半徑、稀有氣體為范德華半徑92變化規律非金屬為共價半徑、金屬為金屬半徑、稀有氣體為范德華半1、原子半徑（1）共價半徑（2）金屬半徑（3）范德瓦爾半徑2、原子半徑的變化規律（1）同一主族元素原子半徑變化規律：同一主族元素，自上而下，由于主量子數的增大，原子半徑增大。(2)同一副族元素，自上而下變化幅度小，第五、六周期元素原子半徑非常接近。(3)同一周期元素原子半徑的變化規律931、原子半徑32（3）由于La系收縮，使第三過渡系元素電離能大于第二過渡系對應元素的電離能。3、電離能第一電離能：基態的氣體原子失去最外層的第一個電子成為+1價離子所需的能量。A(g)→A+(g)+eI1第二電離能：由體+1價離子再失去一個電子成為+2價離子所需的能量。I1<I2<I3<I4

94（3）由于La系收縮，使第三過渡系元素電33關于電離能：(1)電離能越小，說明原子在氣態時越易失去電子，金屬性越強。(2)元素的電離勢隨Z的變化而呈現周期性的變化。同一周期自左至右，I基本上依次增大。反常：Be與B，Mg與Al，P與S，Zn與Ga，As與Se,Cd與In，Hg與Tl95關于電離能：34

因為：電離能不僅與原子的核電荷有關，也與元素的電子層結構有關。例：IB<IbeB(2s22p1)

B+(2s22p0)B+具有較穩定的結構。Be(2s2)

Be+(2s1)Be(2s2)

全充滿，穩定(3)

同一周期過渡元素及內過渡元素自左至右電離能變化不大，規律性也較差。96因為：電離能不僅與原子的核電荷有關，35(4)主族元素自上而下電離能應減少,但Sc系收縮使Iga>Ial;La系收縮使ITl>Iin,

IPb>Isn,通常主族元素金屬性自上而下依次增大.(5)副族元素電離能變化規律不規則.4、電子親合能（electronaffinity)元素的一個氣態原子在基態得到一個電子形成基態、氣態負離子所釋放的能量。(符號Eea)用焓變的負值(-H)表示。97(4)主族元素自上而下電離能應減少,但Sc系收縮使Iga說明：（1）元素的第一電子親合能是放熱的，第二、第三電子親合能是吸熱的。問題：常見的氧化物和硫化物都是以-2價存在的，為什么？（2）第一電子親合能最大的是F，不是Cl。原因：（3）電子親合能數值越大，該原子生成氣態98說明：37負離子的傾向性越大。同一周期，自左至右，第一電子親合能逐漸增大（IIA、VA有特殊）。（4）元素具有較高的電離能，也傾向于具有較高的電子親合能。（5）第二周期元素的電子親合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半徑小、軌道數目少、電子間排斥力大等因素。99負離子的傾向性越大。同一周期，自左至38

5、電負性

※表示一個元素的原子在分子中吸引電子的能力。

※以最活潑非金屬元素原子χp(F)=4.0為基礎，計算其它元素原子的電負性值。

※電負性越大,元素原子吸引電子能力越強,

即元素原子越易得到電子,越難失出電子;電負性越小,元素原子吸引電子能力越弱,即元素原子越難得到電子,越易失出電子。1005、電負性39電負性說明：1.鮑林電負性是一個相對值,無單位;2.現已有多套電負性數據,應盡可能采用同一套數據。101電負性說明：1.鮑林電負性是一個相對值,無單位;404.03.53.02.52.01.51.00.5χp原子序數HLiFNaBrClKIRbAtCs

同一周期，從左到右,電負性逐漸增大。

同一主族，從上到下,電負性逐漸減小。同一副族，從上到下,

ⅢB~ⅤB電負性逐漸減小，ⅥB~ⅡB電負性逐漸增大。1024.0χp原子序數HLiFNaBrClKIRbAtCs同一五、元素的金屬性和非金屬性金屬性—在化學反應中失出電子的特性非金屬性—在化學反應中流入電子的特性判斷金屬性：電負性、電離能元素的電負性越小或電離能越小，金屬性越強。非金屬性：電負性、電子親合能元素的電負性越大或電子親合能越小，非金屬性越強。103五、元素的金屬性和非金屬性金屬性—在化學反應中失出電子的特性

變化規律同一周期,從左大右,元素原子的電負性增大,元素的金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強。同一主族,直上而下,元素原子的電負性減小,元素的金屬性逐漸增強,非金屬性逐漸減弱。ⅢB～ⅤB,同一副族,直上而下,元素原子的電負性減小,金屬性增強;ⅣB～ⅡB,同一副族,