2、 Cotton原子轨道能级图（见课本P240）概括了理论和实验的结果，定性的表明了原子序数改变时，原子轨道能量的相对变化。由此图可以看出不同于Pauling近似能级图的点：
⑴反映出主量子数相同的氢原子轨道的兼并性。也就是对原子序数为1的氢原子来说，其主量子数相同的各轨道全处于同一能级点上。 ⑵反映出原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。 ⑶反映出随着原子序数的增大，原子轨道能级下降幅度不同，因此曲线产生了交错现象。 3、屏蔽效应：一个电子对另一个电子产生电荷屏蔽，使核电荷度该电子的吸引力减弱，即由核外电子云抵消了一些核电荷的作用。?是核电荷减少数，称为屏蔽常数，相当于被抵消的正电荷数。
4、钻穿效应：在多电子原子中每个电子既被其他电子所屏蔽，也对其余电子起屏蔽作用，在原子核附近出现概率较大的电子，可更多的避免其余电子的屏蔽，受到核的较强的吸引而更靠近核，这种进入原子内部空间的作用叫做钻穿效应。就其实质而言，电子运动具有波动性，电子可在原子区域的任何位置出现，也就是说，最外层电子有时也会出现在离核很近处，只是概率较小而已。
5、主量子数相同时，角量子数越小的电子，钻穿效应越明显，能级也越低。 6、基态原子核外电子排布规则：
⑴能量最低原理：电子在原子轨道中的排布，要尽可能使整个原子系统能量最低。 ⑵Pauli不相容原理：同一原子轨道最多容纳两个自选方式相反的电子，或者说同一原子中不可能存在一组四个量子数完全相同的电子。 ⑶Hund规则：在相同n或相同l的轨道上分布的电子，将尽可能分占m值不同的轨道且
自旋平行。S层最多容纳2个电子，p层最多容纳6个电子，d层最多容纳10个电子，f层最多容纳14个电子，g层最多容纳18个电子… ⑷全满半满最稳定。
8、 原子核外电子排布：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p…
出现d轨道时，电子按照ns,?n?1?d,np 的顺序在原子轨道上排布，若d轨道和f轨道均已出现，电子按照ns,?n?2?f,?n?1?d,np的顺序在院子轨道上排布。 第五节：元素周期表 1、 能级与周期的关系： 周期 一 二 三 四 五 六 特点 特短周期 短周期 短周期 长周期 长周期 特长周期 能级组 1 2 3 4 5 6 对应的能级 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 634f5d6p 原子轨道数 1 4 4 9 9 16 元素种类数 2 8 8 18 18 32 七 不完全周期 7 7s5f6d7p 16 应有32 2、 元素的族：同族元素价电子数目相同。主族元素的价电子全部排布于最外层的ns,np轨道，尽管同族元素电子层数从上到下逐渐增加，但价电子排布完全相同。主族序数等于价电子总数。除氦元素外稀有气体元素最外层电子排布均为nsnp，呈现稳定结构，称为零族元素，也称为第八主族。前五个副族价电子数目对应族序数，而第一第二副族是根据ns轨道上是有1个或2个电子来划分的，第8,9,10列元素被称为第八族，价电子排布一般为?n?1?d3、 元素的分区：
6?1026ns0?2
1
S区元素：包括第一，第二主族，最后一个电子填充在s轨道上，价电子排布为ns(第
一主族）或ns(第二主族)，属于活泼金属。
P区元素：包括第三主族到第七主族及零族，最后一个电子填充在p轨道上，价电子排布为nsnp21?62 (第三主族)，nsnp(第四主族)，nsnp(第五主族)，nsnp(第六
526222324主族)，nsnp(第七主族)，nsnp(零族)
d区元素：包括第三副族到第七副族，最后一个电子填充在?n?1?d轨道上吧，价电子排
布为?n?1?dns(钪，钇)，?n?1?dns(第四副族)，?n?1?dns(第五副族，铌为
12223224d45s1)，?n?1?d5ns1(第六副族，钨为5d46s2)，?n?1?d5ns2(第七副族)，铁为
3d64s2，钴为3d74s2，镍为3d84s2，钌为4d75s1，铑为4d85s1，钯为4d10，锇
为5d6s，铱为5d6s，铂为5d6s(第八族所有元素的价电子数等于列序数，可以为8,9,10)。一般而言，它们的区别主要在次外层的d轨道上，由于d轨道未充满电子（钯除外），他们可以不同程度的参与化学键的形成。
ds区元素：包括第一，第二副族。它们院子次外层为充满电子的d轨道，最外层s层上
有1～2个电子。电子层结构为?n?1?dns(第一副族)，?n?1?dns(第二副族)。
101102627291ds区元素族数对应s轨道上电子数。
f区元素：包括镧系元素和婀系元素，最后一个电子填充在f轨道上，价电子排布为
?n?2?f0?14?n?1?d0?2ns2
第六节：元素性质的周期性
1、 原子半径：原子半径可以分为金属半径，共价半径和Van der Waals半径。金属单质晶
体中，两个最近邻金属原子核的一半，称为金属原子的金属半径。同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距的一半称为该原子的共价单键半径。在分子晶体中，分子间以Van der Waals力结合，两个原子核间距离的一半就是Van der Waals半径。除金属为金属半径(配位数为12)，稀有气体为 Van der Waals半径，其余皆为共价半径。 2、 原子半径变化规律：
⑴同一周期，随着原子序数的增加原子半径逐渐减小，但长周期中部（d区）各元素的原子半径随电荷增加减小减慢。第一，第二副族元素（ds区）原子半径略有增大，此后又逐渐减小。
同一周期中原子半径的大小受两个因素制约：一是随着核电荷数增加，原子核对核外层电子的吸引力增强，使原子半径逐渐减小；二是随着核外电子数的增加，电子间斥力增强，使原子半径变大。因为增加的电子不足以完全屏蔽所增加的核电荷，所以从左到右，有效核电荷数逐渐增大，原子半径减小。
在长周期中从左到右电子逐一填入?n?1?d亚层，对核的屏蔽作用较大，有效核电荷数增加较少，核对外层电子的吸引力增加不多，因此原子半径减少缓慢。而到了长周期后半部，即第一，第二副族元素，由于d电子构型，屏蔽效应显著，所以原子半径又略有增大。
镧系，锕系元素中，从左到右，原子半径也是逐渐减小，只是减小幅度更小。这是由于新增加的电子填入?n?2?f亚层上，f电子对外层电子屏蔽效应更大，外层电子感受到的有效核电荷数增加更小，因此原子半径减小缓慢。镧系元素从镧到镥原子半径减小更缓慢的事实称为镧系收缩。镧系收缩的结果使镧系以后的该周期元素原子半径与上一周期对应元素的原子半径非常接近。导致Zr和Hf；Nb和Ta，Mo和W等在性质上极为相似，分离困难。
⑵同一主族中，从上到下，外层电子构型相同，电子层增加因素占主导地位，所以原子半径逐渐增大 。副族元素原子半径，从第四周期过渡到第五周期是增大的，但第五周期和第六周期同一族中过渡元素的原子半径比较接近。
3、 电离能：基态气体原子失去一个电子成为带一个正电荷的气态离子所需要的能量称为第
一电离能，用I1表示。由+1价气态正离子失去电子成为+2价气态正离子所需要的能量叫做第二电离能，用I2表示。以此类推还有第三电离能，第四电离能等等。随着原子逐步失去电子所形成离子正电荷数越来越多，失去电子变得越来越困难。因此同一元素原子各级电离能逐渐增大。
10
4、 电离能大小反映原子失去电子的难易。电离能越小，原子失去电子越容易，金属性越强；
反之，电离能越大，原子失去电子越难，金属性越强。电离能的大小主要取决于有效核电荷，原子半径和原子电子层结构。
同一周期中，从碱金属到卤素，原子有效电荷数逐个增加，原子半径逐个减小，原最
外层上电子数逐个增多，电离能逐个增大。第一主族I1最小，稀有气体I1最大，处于峰顶。长周期中部元素，即过渡元素，由于电子加到次外层，有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，电离能仅略有增加。。N,P,As和Be，Mg等的电离能较大，均比它们后面元素的电力能大是因为它们的原子结构分别是半满和全满状态，比较稳定，失去电子相对较难，因此电离能也就越大。
同一族从上到下，最外层电子数相同，有效核电荷增加不多，原子半径增大成为主要因素，致使核对外层电子引力依次减弱，电子逐渐易于失去，电离能依次减小。 5、 电子亲和能：元素气态原子在基态时获得一个电子成为-1价气态负离子所放出的能量称
为电子亲和能。用A表示
6、 电子亲和能的大小反映了原子的到电子的难易。非金属原子的第一电子亲和能总是负
值，而金属的电子亲和能一般为较小负值或正值。稀有气体的弟子亲和能均为正值。电子亲和能的大小也取决于有效核电荷，原子半径和原子电子层结构。
7、 同一周期，从左到右，原子的有效电荷增大，原子半径逐渐减小，同时由于最外层电子
数增加，趋向于结合电子形成8电子稳定结构。元素的电子亲和能负值在增大。卤素的
电子亲和能呈现最大负值。碱土金属由于半径大又具有ns电子层结构难以结合电子，电子亲和能为正值；稀有气体元素具有8电子稳定结构，更难以结合电子，因此电子亲和能为最大正值。
同一主族，从上到下规律不如周期变化那么明显，大部分呈现电子亲和能负值变小的趋势，部分呈相反趋势。比较特殊的是N原子的电子亲和能为正值，是P区元素除稀有气体的唯一正值，只是由于具有半满的p亚层稳定电子层结构，加之原子半径小，电子间排斥力大得电子困难。另外，值得注意的是，电子亲和能的最大负值不是出现在F原子，而是Cl原子。这可能由于F原子半径小，进入的电子会受到原有电子较强的排斥，用于克服电子排斥所消耗的能量相对更多。
8、 电负性：元素原子在化合物中吸引电子的能力。电负性不是一个孤立原子的性质，而是
在周围原子的影响下分子中原子的性质。Puling把氢的电负性指定为2.2，在此基础上，从相关分子键能数据出发，与氢的电负性对比，得到其他元素电负性数值。因此，各元
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(完整版)大学无机化学知识点总结
