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内容提要 核外电子运动状态的描述 元素周期性 多电子原子轨道能级 主族:凡是最后一个电子填入ns或np轨道的都是 主族元素,其最外层电子的总数等于其族数。 主族:同周期从左至右,电负性逐渐增大。 同族从上至下 , 电负性逐渐减小。 副族:电负性值较接近,变化规律不明显。 一般而言。电负性2.0为金属(Pt系,Au除外); 电负性2.0为非金属(Si除外);电负性差值越大,键的极性越大 例如: H—S C—CI H—N Si—CI H—O 电负性差值 0.4 0.5 0.9 1.2 1.4 键的极性增大 决定电离能大小的主要因素: ?有效核电荷; ?原子半径; ?电子层结构. 电离能大小的规律: 与原子的核电荷数、原子半径有关 在同一周期中,自左向右,电子层数相同,核电荷数增加,半径减小,电离能随之增大。在同一主族中,从上到下,电子层数增加,半径增大,电离能也随之减小。 (2) 与电子的构型有关 半充满、全充满的轨道具有较稳定的结构, 因此具有较大的电离能。 元素的第一电离能越小,越易失去电子, 该元素的金属性也越强 思考1:N(2s 22p3)的第一电离能偏大,而B (2s 22p1)的第一电离能偏小?为什么? 答:N原子的特征电子构型为p轨道半充满,较稳定(不易电离),B 原子失去一个2p电子后变成2s22p0的稳定结构。 电离能变化 规律: ?主族元素: 同周期,从左到右, I1增大; 同族, 从上到下, I1减小. ?过渡元素: I1变化不大. 总趋势:从左到右, I1略有增加 . (3) 电子亲和能 ( Electron Affinity ) 元素的一个基态的气态原子得到电子生成-1价气态负离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲和能 Eea Cl(g) + e- → Cl-(g) Eea = 349 kJ·mol-1 O(g) + e- → O-(g) Eea = 141 kJ·mol-1 X + e- X- 元素的-1价气态负离子得到电子生成-2价气态负离子时所“放出”的能量称为该元素的第二电子亲和能 Eae,2 O- (g) + e-→ O2-(g) Eea,2 = -780 kJ·mol-1 第二亲和能,一般为负值(即此过程为吸 收能量),因为负离子在得到电子需要吸收 能量来克服电子之间的排斥力。 X- + e- X 2- ?有效核电荷; ?原子半径; ?电子层结构. 决定电子亲和能大小的主要因素: 一般来说,原子半径越小,电子亲和能越大 增大 减小 电子亲和能变化规律 (4 ) 电负性(electronegativity) 元素的电负性是指原子在分子中对成键电子 吸引力相对大小的量度 电负性的计算: ① 鲍林(pauling)法: χA,χB : 元素A与B的电负性 DA-B、DA-A、DB-B : 分子AB, A2 、B2 的键能 ② Muliken法: IM 、EM : 分别为元素M的电子亲和能和电离能 计算公式: 原子吸引电子的趋势较强, 则在化合物中显示电负性,反之显电正性。 §1.3 多电子原子的电子结构 1. 多电子原子轨道的能量 多电子原子的波动方程无法精确求解, 只能求近似解。 多电子原子中,电子不仅受原子核的作用, 还要受其它电子的作用,因此各原子轨道能量 的大小(能级的高低)不仅与主量子数n 有关, 还与角动量量子数 l 有关。 轨道:与氢原子类似,其电子运动状态 可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s… 能量:与氢原子不同, 能量不仅与n有关, 也与l有关; 在外加场的作用下, 还 与m有关。 鲍林近似能级图 1、轨道能量与n和l都有关 Pauling,L.C.(1901-1994) 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(Many-electron atoms)波函数能量, 即所谓的Pauling近似能级顺序图。 多电子原子轨道能级 1.Pauling近似能级图 8.4.1 多电子原子轨道能级 近似能级图的特征 1、l相同的能级,n越大,能级越高; 2、n相同的能级,随l增大能量升高,“能级分裂”; 3、n 、l均不同,会出现能级“交错现象”。能级交错现象出现于第四能级组开始的各能级组中, 返回 屏蔽效应: Z’ = Z - σ 核外其它电子的电子云
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