《基础化学》课件：No5第10章 原子结构和元素周期律2.ppt

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1、第十章原子结构和元素周期律第四节多电子原子的核外电子排布屏蔽效应(shieldingeffect)这种其他电子对指定电子的排斥作用归结为核电荷降低的作用。抵消的核电荷数称为屏蔽常数，用σ表示，剩余的核电荷称为有效核电荷，用Z*表示。Z*=Z–σ=Z–∑σi其中Z为原子的核电荷数，σi表示核外电子i对指定电子的屏蔽常数，对指定电子的屏蔽常数为原子中其他所有电子对它的屏蔽作用的总和。通常认为在距核较近区域出现几率较大的电子可较多的避免其他电子的屏蔽作用，因此在一般的计算中，常常忽略外层电子对内层电子的屏蔽作用，主要考虑指定电子的内层和同层电子对其的屏蔽作

2、用，其中尤以内层电子的屏蔽作用较强。屏蔽作用造成了主量子数n相同的原子轨道由于轨道角动量量子数l不同而发生能级分裂。当l相同时，EK

3、ns

4、4.75.05.45.76.06.16.46.77.07.17.47.7基态原子的核外电子排布能量最低原理基态时，电子在原子中所处的状态总是尽可能使整个体系的能量为最低，体系能量越低越稳定。多电子原子核外电子排布总是尽可能的先占据能量最低的允许轨道，然后按照原子轨道能级图的次序，依次填入能量较高的轨道。Pauli不相容原理1925年奥地利物理学家W.Pauli指出：在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两个电子，即为Pauli不相容原理。每个原子轨道上的电子只能以顺时针和逆时针两种方向做自旋运动(即s

5、=±1/2)，也就是说每个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。每个电子层中原子轨道的总数是n2个，因此各电子层中电子的最大容量是2n2个。Hund规则1925年德国物理学家F.Hund从大量光谱实验数据总结出一条规律：电子在能级相同的原子轨道(称为等价轨道或简并轨道)上分布时，总是尽可能以自旋方向相同的方式分占不同的轨道，使体系的能量最低。↑↑↑↑↑↑↓↑↑6C7N8OHund通过光谱实验还进一步得出了补充规则，称为Hund规则特例：等价轨道处于全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)或全空(p0、d0、f0)的状态是能量较

6、低的稳定状态。例如，24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，而不是1s22s22p63s23p63d94s2。内层已填充满至稀有气体元素电子层结构的部分用稀有气体元素符号加方括号表示，称为原子芯(atomickernel)。例如，25Mn的电子排布式可写成[Ar]3d54s2，原子芯[Ar]表示1s22s22p63s23p6第五节元素周期表与元素性质的周期性化学元素的性质随着核电荷数的递增呈现的周期性变化的规

7、律称为元素周期律，它是化学元素原子核外电子层结构周期性变化的外在反映，其表现形式通常汇总为元素周期表。元素性质的周期性原子半径(atomicradius)通常情况下，同一主族元素从上到下原子半径随该原子电子层数的增加而依次增大；同一周期从左到右随该原子核电荷数的增多，核对电子的引力增强，元素的原子半径逐渐减小。电离能(ionizationpotential)在一定的温度和压力下，使处于基态的气态原子失去电子所需的最低能量称为电离能(I/kJ·mol-1)。在多电子原子中，处于基态的气态原子失去一个电子变成+1价的气态阳离子，所表现的电离能称为元素的第

8、一电离能I1；由+1价的气态阳离子再失去一个电子变成+2价的气态阳离子，所表现的电离能称为元素的第二电离能I