原子結構和元素周期律作者:鈕因堯單位:上海交通大學第十章

原子結構和元素周期律AtomicStructureandPeriodicPropertiesofElements2原子結構和元素周期律第一節量子力學基礎及核外電子運動特性第二節氫原子結構的量子力學解釋第三節多電子原子的結構第四節元素周期表與元素性質的周期性第五節元素和人體健康3原子結構和元素周期律重點難點熟悉了解掌握四個量子數的取值和它們的物理意義，n、l、m三個量子數的組合規律；原子軌道、電子云的角度分布；基態原子核外電子排布遵守的三條規律（波利不相容原理，能量最低原理，洪德定則），元素性質的周期性變化規律。波函數ψ，概率密度|ψ|2，電子云；多電子原子的近似能級；原子的電子組態與元素周期表。氫原子的Bohr模型；電子的波粒二象性，不確定性原理；電子云的徑向分布；元素和人體健康。4原子結構和元素周期律量子力學基礎及核外電子運動特性第一節5原子結構和元素周期律（一）Rutherford的原子有核模型（nuclearmodel）基礎化學（第9版）一、氫光譜和氫原子的Bohr模型α粒子散射實驗第一節量子力學基礎及核外電子運動特性6原子結構和元素周期律（二）氫原子的線狀光譜（linespectrum）基礎化學（第9版）一、氫光譜和氫原子的Bohr模型氫原子在可見光區的光譜線白光散射時，觀察到可見光區的連續光譜，但氫原子受激發射所得光譜卻是不連續的線狀光譜，在可見光區有四條譜線。第一節量子力學基礎及核外電子運動特性7原子結構和元素周期律（三）氫光譜的波長規律基礎化學（第9版）一、氫光譜和氫原子的Bohr模型式中，λ是波長，n為正整數，且n2大于n1。第一節量子力學基礎及核外電子運動特性8原子結構和元素周期律（四）Bohr的氫原子結構模型基礎化學（第9版）一、氫光譜和氫原子的Bohr模型1.定態

電子沿固定軌道繞核運動，不吸收也不輻射能量，稱為定態。2.軌道運動角動量量子化

定態時，電子的軌道運動角

動量L必須等于h/2π的整數倍。軌道能量為n=1時，能量最低，為基態，其它能量較高的狀態都稱為激發態量子數n=1,2,3,…第一節量子力學基礎及核外電子運動特性9原子結構和元素周期律（四）Bohr的氫原子結構模型基礎化學（第9版）一、氫光譜和氫原子的Bohr模型3.Bohr頻率規則

原子可以由一種定態（能級E1）躍遷到另一種定態（能級E2）。躍遷所吸收或輻射光子的能量等于躍遷前后能級的能量差ΔE

=hν

=|E２

–E１|

普朗克常數h=6.626×10-34J·s，ν

是光子的頻率。

氫原子能級圖第一節量子力學基礎及核外電子運動特性10原子結構和元素周期律（四）Bohr的氫原子結構模型基礎化學（第9版）一、氫光譜和氫原子的Bohr模型Bohr運用量子化觀點，成功地解釋了氫原子的穩定性和不連續光譜。但未能沖破經典物理學的束縛，不能解釋多電子原子光譜，甚至不能說明氫原子光譜的精細結構。Bohr理論屬于舊量子論。電子等微觀粒子的運動不遵守經典物理學規律，必須用量子力學方法來描述。氫原子能級圖第一節量子力學基礎及核外電子運動特性11原子結構和元素周期律（一）波粒二象性（particle-waveduality）光子既有波動性又有粒子性基礎化學（第9版）二、電子的波粒二象性光作為電磁波，有波長λ或頻率ν，能量E=hν光子作為粒子，又有動量p=mc態的躍遷運用Einstein方程式E=mc2及ν=c/λ，得到λ=h/mc第一節量子力學基礎及核外電子運動特性12原子結構和元素周期律（二）deBroglie關系式（deBroglierelation）基礎化學（第9版）二、電子的波粒二象性法國物理學家deBroglie類比光的波粒二象性，指出微觀粒子如電子、原子等，都具有波動性，并導出了其關系式p為粒子的動量，m為質量，v為速度；λ為粒子波波長。微觀粒子的波動性和粒子性通過普朗克常數h聯系和統一起來。第一節量子力學基礎及核外電子運動特性13原子結構和元素周期律（三）

Davisson-Germer實驗基礎化學（第9版）二、電子的波粒二象性1927年，美國物理學家DavissonC和GermerL用電子束代替X射線，用鎳晶體薄層作為光柵進行衍射實驗，得到與X射線衍射類似的圖像，證實了電子的波動性。電子衍射圖第一節量子力學基礎及核外電子運動特性14原子結構和元素周期律（四）

電子波是概率波（probabilitywave）基礎化學（第9版）二、電子的波粒二象性電子波是統計的結果。讓電子穿越晶體，每次到達底片的位置是隨機的，多次重復以后，電子到達底片上某個位置的概率就顯現出來。例電子質量m=9.1×10-31kg，在1V電壓下的速度為5.9×105m·s-1，h=6.626×10-34J·s，電子波的波長是多少？解：

h=6.626×10-34kg·m2·s-1；根據deBroglie關系式第一節量子力學基礎及核外電子運動特性15原子結構和元素周期律（四）

電子波是概率波（probabilitywave）基礎化學（第9版）二、電子的波粒二象性例質量1.0×10-8kg的沙粒以1.0×10-2m·s-1速度運動，波長是多少？宏觀物體質量大，波長小，難以察覺，僅表現粒子性。而微觀粒子的deBroglie波長不可忽略。解：

h=6.626×10-34kg·m2·s-1；根據deBroglie關系式第一節量子力學基礎及核外電子運動特性16原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）三、不確定性原理（uncertaintyprinciple）Heisenberg指出，無法同時確定微觀粒子的位置和動量

Δx為粒子在x方向的位置誤差，Δpx為動量在x方向的誤差。由于h是極小的量，所以Δx越小，Δpx越大，反之亦然。

不確定性原理是粒子波動性的結果，意味著微觀粒子運動不存在運動軌跡。第一節量子力學基礎及核外電子運動特性17原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）三、不確定性原理（uncertaintyprinciple）例電子在原子核附近運動的速度約6×106m·s-1，原子半徑約10-10m。若速

度誤差為±1%，電子的位置誤差Δx有多大？即原子中電子的位置誤差比原子半徑大10倍，電子在原子中無精確的位置可言。解：Δv=6×106m·s-1×0.01=6×104m·s-1，h=6.626×10-34kg·m2·s-1；

根據不確定性原理：第一節量子力學基礎及核外電子運動特性第一節量子力學基礎及核外電子運動特性18原子結構和元素周期律氫原子結構的量子力學解釋第二節19原子結構和元素周期律（一）波函數ψ（wavefunction）基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義原子中的電子具有波動性，奧地利物理學家Schr?dinger導出Schr?dinger方程，方程的解是波函數ψ，用來描述電子的運動狀態。

每一個波函數ψ（方程的解）都有一個相應的常數E（微粒在這一運動狀態時的能量）與之對應，故都被稱為定態。第二節氫原子結構的量子力學解釋20原子結構和元素周期律（二）|ψ|2的意義基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義ψ本身物理意義并不明確，但|ψ|2卻有明確的物理意義。|ψ|2表示在原子核外空間某點處電子出現的概率密度（probabilitydensity）。

概率密度：在該點處微單位體積中電子出現的概率。第二節氫原子結構的量子力學解釋21原子結構和元素周期律（三）電子云（electroncloud）基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義圖形a是基態氫原子|ψ|2的立體圖，b是剖面圖。黑色深的地方概率密度大，淺的地方概率密度小。概率密度的幾何圖形俗稱電子云圖。基態氫原子的電子云ab第二節氫原子結構的量子力學解釋22原子結構和元素周期律（四）原子軌道（atomicorbital）基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義

在量子力學中，描述原子中單個電子運動狀態的波函數ψ稱作原子軌道。原子軌道僅僅是波函數的代名詞，絕無經典力學中的軌道含義。嚴格說原子軌道在空間無限擴展。一般把電子出現概率在99%的空間區域的界面作為原子軌道的大小。合理的波函數ψ必須滿足一些參數的設置條件，否則ψ將為零，|ψ|2也為零，即空間沒有電子出現。這些參數條件分別是n、l和m，稱為量子數（quantumnumber）。n、l和m這三個量子數的取值一定時，波函數ψn,l,m

就確定了。第二節氫原子結構的量子力學解釋23原子結構和元素周期律（五）主量子數（principalquantumnumber）基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義

符號n，可以取任意正整數值，即n=1，2，3，…

。它是決定電子能量的主要因素。

氫原子只有一個電子，能量只由n決定。多電子原子存在電子間排斥，能量還取決于ln

還決定電子離核的平均距離，n也稱為電子層（shell）。n

愈大，電子離核平均距離距離愈遠。電子層n1234···符號KLMN···第二節氫原子結構的量子力學解釋24原子結構和元素周期律（六）軌道角動量量子數（orbitalangularmomentumquantumnumber）基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義

符號l

，l決定原子軌道的形狀，它只能取小于n的正整數和零。l=0、1、2、3…(n-1)，共可取n個值。在多電子原子中l

還和n共同決定電子能量的高低。當n給定，l愈大，原子軌道能量越高。l稱為電子亞層（subshell或sublevel）。亞層符號spdf···l0123···第二節氫原子結構的量子力學解釋25原子結構和元素周期律（七）磁量子數（magneticquantumnumber）基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義符號m

，可以取–l到+l個值，即m=0、±1、±2，…，±lm決定原子軌道的空間取向。l亞層共有2l+1個不同空間伸展方向的原子軌道。

例如

l=1時，m=0、±1，p軌道有三種取向，或l亞層有3個p軌道。

相同能級的軌道能量相等，稱為簡并軌道或等價軌道（equivalentorbital）。第二節氫原子結構的量子力學解釋26原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義量子數組合和原子軌道數主量子數n軌道角動量量子數l磁量子數m波函數ψ同層軌道數（n2）容納電子數（2n2）100ψ1s12200ψ2s4810±1ψ2pz

ψ2pxψ2py第二節氫原子結構的量子力學解釋27原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）一、波函數及三個量子數的物理意義量子數組合和原子軌道數主量子數n軌道角動量量子數l磁量子數m波函數ψ同層軌道數（n2）容納電子數（2n2）300ψ3s91810±1ψ3pz

ψ3pxψ3py20±1±2ψ3dz2

ψ3dxzψ3dyzψ3dxyψ3dx2-y2第二節氫原子結構的量子力學解釋28原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）例

n=3的原子軌道可有哪些軌道角動量量子數和磁量子數？該電子層有多

少原子軌道？解：當n=3，l=0，1，2；當l=0，m=0；當l=1，m=-1，0，+1；當l=2，l=-2，-1，0，+1，+2；共有9個原子軌道。一、波函數及三個量子數的物理意義第二節氫原子結構的量子力學解釋29原子結構和元素周期律（一）徑向波函數（radialwavefunction）和角度波函數（angularwavefunction）基礎化學（第9版）二、原子軌道和電子云的角度分布波函數ψn,l,m(r,θ,φ)有三個自變量r、θ、φ，可表示為函數Rn,l

(r)和Yl,m(θ,φ)的積：ψn,l,m(r,θ,φ)=Rn,l(r)·Yl,m(θ,φ)

Rn,l(r)稱為徑向波函數，是空間某點離核距離r的函數，與n和l有關。

Yl,m(θ,φ)稱為角度波函數，它是方位角θ和φ的函數，與l和m有關，表達原子軌道在核外空間的取向。第二節氫原子結構的量子力學解釋30原子結構和元素周期律（二）角度分布圖基礎化學（第9版）二、原子軌道和電子云的角度分布氫原子的一些波函數軌道Rn,l(r)

Yl,m(θ,φ)能量/J1sA1e-Br-2.18×10-182sA2(2-Br)e-Br/22pz2px2pyA3re-Br/2cosθsinθcosφsinθsinφ第二節氫原子結構的量子力學解釋31原子結構和元素周期律（二）角度分布圖基礎化學（第9版）二、原子軌道和電子云的角度分布1.s軌道的角度波函數是常數

離原子核（原點）距離相同的點，函數值處處相等（a），這些點形成球面，球面所在球體就是s軌道圖形（b）。電子云的角度部分Y2

圖形也是球形（c）。abcs軌道和電子云的角度分布圖第二節氫原子結構的量子力學解釋32原子結構和元素周期律（二）角度分布圖基礎化學（第9版）二、原子軌道和電子云的角度分布2.p軌道的角度波函數的值隨θ和φ的改變而改變以pz為例，根據cosθ值，繪出雙波瓣圖形。每波瓣為一球體，沿z軸伸展。在xy平面上下，波函數值相反，平面上為零，此平面稱為節面。pz軌道的角度分布圖θ0°30°60°90°120°150°180°Ypz0.4890.4230.2440-0.244-0.423-0.489=cosθ

第二節氫原子結構的量子力學解釋33原子結構和元素周期律（二）角度分布圖基礎化學（第9版）二、原子軌道和電子云的角度分布2.p軌道的角度波函數的值隨θ和φ的改變而改變

右圖a是三個p軌道的角度分布圖，b是電子云的角度部分。電子云的角度分布圖比相應原子軌道的“瘦”；電子云圖形兩個波瓣不再有代數符號區別p軌道和電子云的角度分布圖ab第二節氫原子結構的量子力學解釋34原子結構和元素周期律（二）角度分布圖基礎化學（第9版）二、原子軌道和電子云的角度分布3.d軌道有兩個節面，橄欖形波瓣

dz2負波瓣呈環形，但和其它d軌道等價。dxy、dxz和dyz波瓣在坐標軸角平分線方向伸展，dx2-y2和dz2在坐標軸上伸展。共軸線的波瓣代數符號相同。電子云圖形相應比較“瘦”且沒有符號區別。d軌道和電子云的角度分布圖ab第二節氫原子結構的量子力學解釋35原子結構和元素周期律（一）R2n,l(r)圖基礎化學（第9版）三、徑向分布函數圖1.R21,0(r)對r作圖（右上）

與１s電子云的徑向分布圖（右下）對比。離核越近，1s電子出現的概率密度越大。氫原子R21,0(r)圖和1s電子云圖2.在原子核處概率密度將達最大值

電子可能出現在原子核上嗎？

注意：概率密度和概率的區別。概率=概率密度×體積第二節氫原子結構的量子力學解釋36原子結構和元素周期律（二）徑向分布函數（radialdistributionfunction）基礎化學（第9版）三、徑向分布函數圖1.徑向分布函數

D(r)=r2R2n,l

(r)反映電子在離核r處單位厚度球殼內出現的概率大小。球形薄殼夾層第二節氫原子結構的量子力學解釋37原子結構和元素周期律（三）徑向分布函數圖基礎化學（第9版）三、徑向分布函數圖在基態氫原子中，r＝a0（52.9pm）處電子出現的概率極大，a0為玻爾半徑。核附近概率密度R2n,l

(r)雖大，但r極小，球殼體積幾乎為零，概率也小得為零。徑向分布函數圖第二節氫原子結構的量子力學解釋38原子結構和元素周期律（三）徑向分布函數圖基礎化學（第9版）三、徑向分布函數圖有(n-l)個峰。n一定時，l越小，峰越多，電子在核附近的可能性越大（4s的第一個峰甚至比3d主峰離核更近）。外層電子也可在內層出現，反映電子的波動性。徑向分布函數圖第二節氫原子結構的量子力學解釋39原子結構和元素周期律多電子原子的結構第三節40原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）一、多電子原子的能級

在多電子原子中，每個電子都各有其繞核運動波函數ψi

，同樣取決于一組量子數n、l、m。各電子層中的軌道數與氫原子中各電子層軌道數相等。多電子原子的波函數的角度部分Y(θ,φ)和氫原子的相似，所以多電子原子各原子軌道角度分布圖與氫原子各原子軌道的角度分布圖相似。電子云的角度分布圖|Y|2也相似。

多電子原子的能量等于處于各能級的電子能量的總和。第三節多電子原子的結構41原子結構和元素周期律（一）屏蔽作用（screeningeffect）基礎化學（第9版）一、多電子原子的能級1.屏蔽常數

原子中電子i受其它電子排斥，抵消了部分核電荷的吸引，稱為對電子i的屏蔽。用屏蔽常數σ（screeningconstant）表示抵消掉的部分核電荷。2.有效核電荷能吸引電子i的核電荷是有效核電荷（effectivenuclearcharge）Z′，它是核電荷Z和屏蔽常數σ的差：Z′=Z-σ以Z′代替Z，近似計算電子i的能量第三節多電子原子的結構42原子結構和元素周期律（一）屏蔽作用（screeningeffect）基礎化學（第9版）一、多電子原子的能級2.有效核電荷

外層電子對內層電子屏蔽作用：σ=0；1s電子之間，σ=0.30；同層電子間，σ=0.35；

被屏蔽電子為ns或np

電子：（n-1）層電子，σ=0.85；更內層電子，σ=1.00；

被屏蔽電子為nd或nf電子：即使其同層s和p電子，σ=1.00。第三節多電子原子的結構43原子結構和元素周期律（一）屏蔽作用（screeningeffect）基礎化學（第9版）一、多電子原子的能級l相同，n不同時，n越大，電子層數越多，外層電子受到的內層電子的屏蔽作用越強，軌道能級愈高：E1s

＜E2s

＜E3s

＜…E2p

＜E3p

＜E4p

＜……n相同，l不同時，l愈小，D(r)的峰越多，電子鉆穿能力愈強，在核附近出現的可能性越大，能量就愈低：Ens

＜Enp

＜End＜Enf＜…第三節多電子原子的結構44原子結構和元素周期律（二）能級交錯基礎化學（第9版）一、多電子原子的能級1.能級交錯

n、l都不同，有時E4s＜E3d，有時E3d＜E4s，正好發生在20Ca和21Sc交界處，這一現象稱為能級交錯。2.Pauling的近似能級E1s

＜E2s

＜E2p＜E3s

＜E3p＜E4s＜E3d＜E4p＜…3.（n+0.7l）規則

徐光憲提出能級的估算方法，（n+0.7l）值愈大，

能級愈高。第三節多電子原子的結構45原子結構和元素周期律自旋角動量量子數（spinangularmomentumquantumnumber）基礎化學（第9版）二、電子的自旋符號s，取

和

兩個值，表示電子自旋的兩種相反方向，也可用箭頭符號↑和↓表示。兩個電子自旋方向相同稱為平行自旋，方向相反稱反平行自旋。原子軌道由n、l和m決定，電子運動狀態由n、l、m、s確定。第三節多電子原子的結構46原子結構和元素周期律（一）波利不相容原理（Pauliexclusionprinciple）基礎化學（第9版）三、原子的電子組態（electronicconfiguration）

同一原子中不可能有2個電子具有四個完全相同的量子數。如果兩個電子的n、l、m相同，s必然相反。即一個原子軌道中不存在自旋相同的兩個電子。

例如：Ca原子有兩個4s電子，運動狀態為（4,0,0,1/2）和（4,0,0,-1/2）。第三節多電子原子的結構47原子結構和元素周期律（二）能量最低原理又稱構造原理（building-upprinciple或Aufbauprinciple）基礎化學（第9版）三、原子的電子組態（electronicconfiguration）

基態原子核外電子排布的方式應盡可能使原子體系總能量最低。

例1：H：1s1；He：1s2；Li：1s22s1。

例2：19K：1s22s22p63s23p64s1（K、L、M電子層填充了18個電子以后，其后的電子不是填充3d軌道，而是占據4s軌道。按照Pauling的近似能級填充電子，可使體系總能量最低）

第三節多電子原子的結構48原子結構和元素周期律（三）洪德定則（Hund’srule）基礎化學（第9版）三、原子的電子組態（electronicconfiguration）

電子在能量相同的軌道（簡并軌道）上排布時，總是盡可能以自旋相同的方向，分占不同的軌道，因為這樣的排布方式總能量最低。例：7N：1s22s22p3，三個2p電子的運動狀態：（2,1,0,1/2）

；（2,1,1,1/2）

；（2,1,-1,1/2）用原子軌道方框圖表示：7N1s2s2p第三節多電子原子的結構49原子結構和元素周期律（四）洪德定則的補充規定基礎化學（第9版）三、原子的電子組態（electronicconfiguration）

簡并軌道全充滿、半充滿、或全空，是能量較低的穩定狀態。

例：

24Cr：1s22s22p63s23p63d54s129Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

不能寫做：24Cr：1s22s22p63s23p63d44s229Cu：1s22s22p63s23p63d94s2

第三節多電子原子的結構50原子結構和元素周期律（五）電子組態的書寫基礎化學（第9版）三、原子的電子組態（electronicconfiguration）1.原子的電子組態書寫20號元素以后基態原子的電子組態時要注意，雖然電子填充按近似能級順序進行，但電子組態必須按電子層排列。

例：

21Sc的電子組態為1s22s22p63s23p63d14s2填充電子時，先填4s，后填3d，但形成離子時，先失去4s電子，3d仍然是內層軌道。電離時Sc失去1個4s電子而不是3d電子。第三節多電子原子的結構51原子結構和元素周期律（五）電子組態的書寫基礎化學（第9版）三、原子的電子組態（electronicconfiguration）1.原子的電子組態把內層達稀有氣體電子層結構部分用稀有氣體的元素符號加方括號表示為原子芯(atomickernel)。

例：20Ca：1s22s22p63s23p64s2寫作[Ar]4s2

26Fe：[Ar]3d64s247Ag：[Kr]4d105s12.離子的電子組態仿照原子的電子組態方式書寫

例：26Fe３＋：[Ar]3d54s0

４s軌道先排，先失第三節多電子原子的結構52原子結構和元素周期律（五）電子組態的書寫基礎化學（第9版）三、原子的電子組態（electronicconfiguration）例按電子排布的規律，寫出22號元素鈦的基態電子組態。解：根據能量最低原理，將鈦的22個電子從能量最低的1s軌道排起，接著2s，2p，3s，3p，后4個電子應先填入4s軌道兩個，剩下的2個電子填入3d。鈦的基態電子排布式為：1s22s22p63s23p63d24s2

。第三節多電子原子的結構53原子結構和元素周期律（五）電子組態的書寫基礎化學（第9版）三、原子的電子組態（electronicconfiguration）3.價電子（valenceelectron）

化學反應中原子芯部分的電子結構不變化，改變的是價電子。價電子所處的電子層稱為價電子層（valenceshell）。

例：26Fe價層電子組態是3d64s2

47Ag的價層電子組態是4d105s1原子芯寫法的另一優點是指明了元素的價層電子結構。第三節多電子原子的結構54原子結構和元素周期律元素周期表與元素性質的周期性第四節55原子結構和元素周期律（一）能級組和元素周期基礎化學（第9版）一、原子的電子組態與元素周期表1.能級組

ns到np為第n能級組，(n-1)d或(n-2)f也屬于第n能級組。不同能級組能量差別大，同一能級組內各能級間能量差別小。能量與周期的關系第四節元素周期表與元素性質的周期性56原子結構和元素周期律（一）能級組和元素周期基礎化學（第9版）一、原子的電子組態與元素周期表2.元素周期（period）

能級組對應周期。第1周期僅1s能級。第n周期ns能級到np能級。元素的外層電子結構從ns1開始到np6結束。元素的數目與能級組最多能容納的電子數目一致。能量與周期的關系第四節元素周期表與元素性質的周期性57原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）例推測第7周期共有多少個元素？解：按電子排布的規律，第7周期從7s能級開始填充電子，然后依次是5f、6d、7p。7s能級有1個原子軌道，5f有7個、6d有5個、7p有3個，共有16個原

子軌道，最多能填滿32個電子。所以第7周期完成時共有32個元素。（一）能級組和元素周期一、原子的電子組態與元素周期表第四節元素周期表與元素性質的周期性58原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（二）價層電子組態與族一、原子的電子組態與元素周期表1.主族

周期表中共有IA~ⅧA8個主族，其中ⅧA族又稱0族。主族元素的價層電子組態：內層軌道是全充滿的，外層電子組態是ns1到ns2np6，外電子層同時又是價層。外層電子的總數等于族數。H和He特殊一些，H屬于IA族、He屬于0族，它們只有一個電子層，電子組態是1s1、1s2。周期表根據價層電子組態，把性質相似的元素歸為一族（group）。第四節元素周期表與元素性質的周期性59原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（二）價層電子組態與族一、原子的電子組態與元素周期表2.副族

IB~ⅧB8個副族。特征：(n-1)d或(n-2)f軌道填充電子，(n-2)f、(n-1)d和ns都是價層。第4、5周期各10個副族元素(n-1)d軌道被填充；ⅢB~ⅦB族，族數等于(n-1)d及ns電子數的總和；ⅧB族有三列元素，(n-1)d及ns電子數和為8~10；IB、ⅡB族，完成(n-1)d10結構；ns電子數等于族數。周期表根據價層電子組態，把性質相似的元素歸為一族（group）。第四節元素周期表與元素性質的周期性60原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（二）價層電子組態與族一、原子的電子組態與元素周期表2.副族

IB~ⅧB8個副族。特征：(n-1)d或(n-2)f軌道填充電子，(n-2)f、(n-1)d和ns都是價層。第6、7周期，ⅢB族是鑭系和錒系各15個元素，電子結構是(n-2)f軌道被填充并最終填滿，其(n-1)d軌道電子數為1或0。ⅣB族到ⅡB族元素的(n-2)f軌道全充滿，(n-1)d和ns軌道的電子結構與第4、5周期相應的副族元素類似。周期表根據價層電子組態，把性質相似的元素歸為一族（group）。第四節元素周期表與元素性質的周期性61原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（三）元素分區一、原子的電子組態與元素周期表1.s區

元素價層電子組態是ns1和ns2，IA和ⅡA族，活潑金屬，易形成+1或+2價離子。沒有可變的氧化值。但H不是金屬元素，在化合物中的氧化值是+1，在金屬氫化物中是-1。根據價電子組態，周期表分為5個區。2.p區

價層電子組態是ns2np1~6，ⅢA~ⅦA，0族元素，大部分是非金屬，0族是稀有氣體。元素多有可變的氧化值。但He的電子組態是1s2，屬稀有氣體。第四節元素周期表與元素性質的周期性62原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（三）元素分區一、原子的電子組態與元素周期表3.d區

價層電子組態為(n-1)d1~8ns2或(n-1)d9ns1或(n-1)d10ns0

，有例外。ⅢB~ⅦB，Ⅷ族元素，金屬，有多種氧化值。根據價電子組態，周期表分為5個區。4.ds區

價層電子組態為(n-1)d10ns1~2，IB和ⅡB族，它們都是金屬，一般有

可變氧化值。5.f區

價層電子組態(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，鑭系和錒系。最外層電子數、

次外層電子數大都相同，(n-2)層電子數目不同，每個系內元素化學性

質極相似。都是金屬，有可變氧化值。第四節元素周期表與元素性質的周期性63原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（四）過渡元素（transitionelement）和稀土元素一、原子的電子組態與元素周期表全部副族元素都稱為過渡元素。包括d區、ds區和f區的元素。其中鑭系和錒系元素稱為內過渡元素（innertransitionelement）。過渡元素原子的最外層電子數較少，除鈀以外都只有1~2個電子，所以它們都是金屬元素。它們的(n-1)d軌道未充滿或剛充滿，或f軌道也未充滿，所以在化合物中常有多種氧化值，性質與主族元素有較大的差別。

鑭系元素以及與之在化學性質上相近的鈧（Sc）和釔（Y）共17個元素總稱為稀土元素（rareearthelement）。第四節元素周期表與元素性質的周期性65原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（一）原子半徑二、元素性質的周期性變化規律1.共價半徑共價單鍵結合的兩原子核間距離的一半。2.金屬半徑金屬單質的晶體中相鄰兩個原子核間距離的一半。3.vanderWaals半徑單質分子晶體中，相鄰分子間兩個非鍵合原子核間距離的一半。第四節元素周期表與元素性質的周期性66原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（一）原子半徑二、元素性質的周期性變化規律同周期從左到右，主族元素電子層數不變，有效核電荷增加明顯，原子半徑明顯逐漸減少。過渡元素原子半徑先是緩慢縮小，然后略有增大；內過渡元素原子半徑幾乎不變。相鄰元素原子半徑減小的平均幅度是：非過渡元素>過渡元素>內過渡元素~10pm~5pm~1pm同一主族從上到下，由于內層電子的屏蔽效應，有效核電荷增加緩慢，而電子層數增加使得原子半徑增大。第四節元素周期表與元素性質的周期性67原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（一）原子半徑二、元素性質的周期性變化規律主族元素原子半徑模型第四節元素周期表與元素性質的周期性68原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（二）元素的電離能、電子親合勢和電負性二、元素性質的周期性變化規律第一電離能和電子親合勢

第一電離能（I1）是氣態的基態原子失去一個電子，變成氣態的正一價離子所需要的最低能量。同一周期從左到右，I1增加，同一主族從上到下，I1減小。

電子親合勢是氣態的基態原子結合一個電子形成負一價氣態離子所放出的能量。總的說來，鹵族元素的原子結合電子放出能量較多，金屬元素放出能量較少甚至吸收能量。說明鹵族原子易于結合電子，而金屬原子難于與電子結合成負離子。第四節元素周期表與元素性質的周期性69原子結構和元素周期律基礎化學（第9版）（二）元素的電離能、電子親合勢和電負性二、元素性質的周期性變化規律元素的電負性（electronegativity）

分子中的原子吸引成鍵電子的相對能力，用符號X表示。同一周期從左到右元素電負性遞增；同一主族中從上到下元素電負性遞減。副族元素電負性沒有明顯變化規律。金屬元素電負性一般小于