导图社区 无机化学之原子结构与元素周期律
无机化学原子结构与元素周期律知识点，微光粒子运动特点，核外电子运动状态的描述，核外电子排布和元素周期律，元素基本性质。
这是一篇关于第五章.原子结构与元素周期律的思维导图，主要内容有微观粒子运动特点、核外电子运动状态的描述、核外电子排布和元素周期律。
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原子结构与元素周期律
微观粒子运动特点
波粒二象性
波长
不确定原理
微观粒子运动符合统计性规律
核外电子运动状态的描述
薛定谔方程
量子数
主量子数n
取值：正整数
描述原子中电子出现概率最大区域（原子轨道）离核的远近
氢原子和类氢原子的能量公式
角量子数l
取值：0,1,2，，，(n-1)
决定轨道的形状
球形(1)，哑铃型(2)，花瓣形(3)
角动量的大小
共同决定多电子原子的能量
磁量子数m
取值：
角动量M在z轴上的分量也是量子化的，该分量的大小由磁量子数m决定
磁量子数m:
决定了原子轨道在核外空间中的取向
自旋量子数ms
自旋角动量，电子自旋角动量沿外磁场方向的分量的大小，由自旋量子数决定
概率和概率密度
电子云图
径向分布图
概率峰的数目
节面的数目
核外电子排布和元素周期律
原子轨道能级图
屏蔽效应
内层电子抵消或中和了部分核电荷，使被讨论的电子受核的引力下降，能量升高，称为屏蔽效应
，σ为屏蔽常数
可以解释能级分裂
能级分裂即n相同l不同的原子轨道能量不相同
钻穿效应
概念：电子穿过内层轨道钻穿到核附近而使其能量降低
电子钻到离核较近的内层空间从而削弱了其他电子对其屏蔽效应的现象
各轨道钻穿能力：ns>np>nd>np
既能解释能级分裂现象，也能解释能级交错现象
能级交错：当n和l不同时，n大的轨道的能量反而比n小的轨道能量低，如4s<3d
原子轨道近似能级图
充分考虑了轨道的钻穿效应
科顿原子轨道能级图
可以解释失去电子的顺序
1-14号元素轨道能级E(4s)>E(3d); 15-20号元素轨道能级E(4s)<E(3d); 21号元素之后轨道能级E(4s)>E(3d);
根据斯莱特规则计算
斯莱特规则
半定量计算屏蔽常数
计算规则
外层电子，σ=0
1s同组σ=0.30，其他同组σ=0.35
对于(nsnp)组轨道，(n-1)层σ=0.85；(n-2)层σ=1.00
对于(nd)或(nf)组轨道，左侧各组轨道电子的σ=1.00
核外电子的排布
排布规则
能量最低原理
泡利不相容原理
洪特规则
洪特规则特例
核外电子排布
能级分裂：E(4s)<E(4p)<E(4d)<E(4f)
能级交错：E(4s)<E(3d)
元素周期表
周期
特短周期
第一周期，2种
短周期
第二周期和第三周期，8种元素
长周期
第四周期和第五周期，18种元素
超长周期
第六周期和第七周期，32种元素
每周期元素个数比上一周期多一个能级的
元素基本性质
原子半径
原子半径的概念
共价半径
同种元素两个原子形成共价单键时两原子核间距离的一半
金属半径
在金属晶体中，相切两个原子的核间距的一半
范德华半径
对于单原子分子，原子间只有范德华力，其在低温高压下形成晶体时相邻原子核间距的一半称为范德华半径
原子半径在周期或族中的变化规律
周期半径变化
影响因素
从左往右，随着核电荷数增加，原子核对外层电子的吸引力增大，原子半径减小
从左往右，随着核外电子数的增加，电子间的相互排斥增强，使得原子半径逐渐增大
从左到右随着核电荷数的增加，由于增加的电子不足以完全屏蔽增加的核电荷，使原子半径逐渐减小
但稀有气体例外，原子半径突然增大，主要是因为稀有气体原子半径为范德华半径
同一长周期中，随着核电荷数增加，有效核电荷数增加的比较缓慢，同一周期过渡元素由左往右原子半径减小幅度不大
原因：对于过渡元素来说，新增电子填入次外层的d轨道上，次外层电子对最外层电子的屏蔽作用比最外层中的电子间的屏蔽作用大得多
d10有较大的屏蔽作用，致使ds区元素的原子半径又略有增大
屏蔽作用越强，有效核电荷数就越小，半径就越大
在第六、第七周期中，当镧系元素或锕系元素的原子呈现f7和f14的结构时，也会出现原子半径增大的情况
族半径变化
在同一主族中，半径从上到下依次增大
原因：同一主族，从上到下虽然核电荷数的增加有使原子半径减小的作用，但原子的电子层数增多起更主要作用，所以从上到下原子半径增大
副族元素自上而下原子半径变化不明显
特别是第五、第六周期的元素，它们的原子半径非常接近，这主要是镧系收缩造成的结果
镧系收缩
概念：指镧系15种元素的原子半径总共只缩小9pm的现象
原因：内过渡元素——镧系元素新增加的电子填充到外数第三层，原子半径减小的程度就更小些
影响
镧系收缩的存在，使镧系后面的各过渡元素的原子半径都相应缩小，致使同一副族的第五、第六周期过渡元素的原子半径非常接近
实质是屏蔽效应的影响
造成某些元素如Zr与Hf、Nb与Ta、W与Mo等在性质上极为相似，难以分离
同时，镧系15种元素的原子半径接近，性质接近，难以分离
电离能
第一电离能概念：1mol基态的气态原子均失去一个电子形成+1价气态离子时，所需要的能量，第二电离能、第三电离能依次往下定义
大小比较
同种元素各电离能大小规律：
原子失去一个电子形成+1价离子后，有效核电荷数增加，半径减小，故原子核对电子的引力增大，所以再失去第二个电子、第三个电子更加困难
第一电离能的大小主要取决于原子核电荷、原子半径及原子的电子层结构
一般地，对于同一周期的元素： 随核电荷数增多，半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力增加，因此不易失去电子，电离能有增大的趋势
各周期中稀有气体的电离能最大，其重要原因是它们的原子最外层具有稳定的8电子构型
对同一族的元素： 电离能有逐渐减小的趋势
在同一主族中从上到下，一方面核电荷数增大，原子核对电子吸引力增大，导致元素的第一电离能增大；另一方面电子层数增加，原子半径增大，电子离原子核较远，原子核对外层电子引力减小，将导致元素的第一电离能减小。后者影响为主。
副族元素第二过渡系列元素明显小于第三过渡系列
原因：镧系收缩造成第二、第三过渡系列元素的原子半径接近，但第三过渡系列的核电荷数要比第二过渡系列元素的大得多
副族元素： 电离能变化幅度较小而且规律性差。因为新增的电子填入(n-1)d轨道，且ns与(n-1)d轨道能量比较接近，最外层基本相同。 一般来说，除第三副族外，副族元素从上而下金属性有逐渐减小的趋势。 过渡元素在电离时先失去ns轨道的电子，后失去(n-1)d轨道的电子
电子亲和能
概念：1mol基态的气态原子均获得一个电子成为-1价气态离子时所放出的能量称为元素的第一电子亲和能，E1表示
电子亲和能通常为电子亲和反应焓变的负值
一般来说，同一周期中，从左往右亲和能增大；同一族中，从上到下亲和能减小
一般来说，电子亲和能随着原子半径的减小而增大，因为半径减小，原子核对电子的引力增大
特殊：第二周期非金属元素电子亲和能小于第三周期元素电子亲和能，如O<S,F<Cl
原因：第二周期元素的原子半径过小，电子云密度过大，电子间的排斥力很强，以致于当原子结合一个电子形成一个负离子时放出的能量减小
元素的电负性
概念：原子在分子中吸引电子的能力，符号：
电负性越大，表明原子在分子中吸引电子的能力越强
大小
从左往右电负性递增
族
同一主族，从上往下，电负性递减
同副族元素的电负性没有明显的变化规律，而且第三过渡系列元素的电负性比第二过渡系列元素的大
一般来说，非金属元素>2.0；金属元素<2.0
但是，元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，有些金属元素大于2.0
