σ4s=1.0×10+0.85×8=16.8 E4s=-13.6×(19-16.8)2/42=-4.11(eV) σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(19-18)2/32=-1.51(eV) 第19个电子进入4s轨道1s22s22p63s23p64s1 例3：Ca的第20号电子应进入哪个轨道？
解：σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(20-18)2/32=-6.044(eV)
σ4s=1.0×10+0.85×8+0.35=17.15 E4s=-13.6×(20-17.15)2/42=-6.904(eV) Ca的第20号电子应进入4s轨道1s22s22p63s23p64s2
例4： Sc1s22s22p63s23p63d14s2成为+1价离子时，应先失哪个电子？ 解：σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(21-18)2/32=-13.6(eV)
σ4s=1.0×10+0.85×9+0.35=18 E4s=-13.6×(21-18)2/42=-7.65(eV) E4s>E3d 应先失4s电子
例5：T:1s22s22p63s23p63d24s2成为+1价离子时，应先失哪个电子？
σ3d=0.35+18=18.35 E3d=-13.6×(22-18.55)2/32=-20.13(eV)
σ4s=1.0×10+0.85×10+0.35=18.85 E4s=-13.6×(22-18.85)2/42=-8.434(eV) E4s>E3d 应先失4s电子 2钻穿效应：
由于角量子数l不同，电子的径向分布几率不同，电子钻到核附近的几率密度不同，因而能量不同的现象，称钻穿效应。
主量子数n相同，角量子数l越小，D(r)的峰(极值)越多，第一个小峰钻到核附近的几率密度越大，σ越小，钻穿效应越大，能量越低。例：D(r)对r作图(见第4节)，所以E3S>E3p>E3d 3徐光宪规则：
n+0.71L越大，能量越高。整数位为能级组序数，能级组对应于周期。与电子层不同。见24页，图1-10 计算n+0.71L 作业：4题、5题。 5-2 原子核外电子排布 1原子核外电子排布三原理：
(1)保里不相容原理：每个原子轨道最多容纳两个电子，且自旋又相反； (2)最低能量原理：原子中的电子尽可能排布到能量低的原子轨道上；
(3)洪特规则原理：能量相同轨道上排布电子，尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。
例如
6
特例，等价
轨道全充满、全空，半充满为稳定状态。P3d5f7:p6d10f14
练习：解释K、Ca、Cr、Cu、Mo、Pd、Ag、Au等原子的电子排布。 5-3 元素周期表
元素所在周期数与最外层电子主量子数相同；
各周期元素数目等于相应能级组原子轨道能容纳的电子数。 周期 元素数目 原子轨道 一为特短 2 s 二三短 8 s.p 四五长 18 s.p.d 六特长 32 s.p.d.f. 七未完 23 2族：相同价电子结构的原子的元素排成一列，称一族。 (1)主族族序数=最外层电子数=最高氧化数 (2)副组：ⅢB~ⅦB =(n-1)d+ns电子数(3~7) ⅠB.ⅡB=NS[(n-1)d10存在]电子数 Ⅷ （n-1）d+ns电子数8、9、10。 3 区(1)s区 ⅠA(s1).ⅡA(S2)
(2)p区 ⅢA~ⅧAs2p1~s2p6 (3)d区 ⅢB~Ⅷ (n-1)d1~10ns0~2 (4)ds区 ⅠB.ⅡB (n-1)d10ns1~2
(5)f区 镧。锕系 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 作业：熟练元素周期表。6、7题
§1-6 元素性质的周期性变化规律
6-1 原子半径，主要三种：
共价半径：同种元素双原子分子核间距的一半；H2.O2.Cl2?? 金属半径：金属晶体中两原子核间距的一半；Cu.Ag
范德华半径：稀有气体等但原子分子晶体中，两原子核间距的一半。这种半径因无化学键而偏大。 原子半径变化规律：
1 同周期左?右，原子半径递减#稀有气体例外#
主族明显，副族变化小；ⅠB.ⅡB族稍大；镧系变化更小，但导致其后zr145pm Hf144pm
2同族由上?下，原子半径递增(个别例外，如Zr与Hf) 6-2 电离能(I)
元素一个基态的气态原子失去一个电子，成为正一价气态离子所需要的能量，称第一电离能I1，依次有I2.I3??。 1 I的影响因素：
(1)原子的电荷越高，电离能越高；
7
(2)原子的半径越大，电离能越低；
(3)稳定的电子层结构#全充满、半充满#电离能越高。 2 I的变化规律： (1)同一元素I1< I2 (2)同周期元素随原子序数递增而递增，但有特殊（全满Be.Mg半满N.P） (3)同族由上而下，半径↑I↓，I1最大的是He最小的是Cs 3 电离能的应用： (1)衡量原子或离子失电子难易程度，I越小，越易失电子； (2)判断元素氧化态：若In+1>>In，氧化态为n，P36表1-6 (3)是电子层结构的实验左证“I突然改变很大，是另一电子层开始。 6-3 电子亲合能(势)： 某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负一价气态离子，所放出能量，称该元素第一电子亲合能Y1??（有用E表示）。依次有Y2?? 需要说明问题： (1)Y=-ΔH第一电子亲合能Y1为正值，数值越大，越易获得电子； (2)第二电子亲合能Y2为负值，X-(g)+e-?X2-吸热。 (3)每一电子亲合能最大的不是第二周期而是第三周期元素，如YCL>YF，YS>YO因为第二周期原子半径小，价电子密度大，价电子间排斥力强，便加合一个电子，放出能量减小。 作业：8、9、10。 6-4 电负性： 原子对成键电子的吸引能力的量度。 设：XAXB为A.B元素电负性，εAA.εAB.εBB为键能 公式为：XA—XB=0.102—[εAB—(εAAεBB)1/2]1/2 规定：XF=3.98，可通过公式来求氟化物另一元素电负性： 如：HF中通过公式可得XH=2.2 电负性变化规律： (1) 同周期左?右X↑ (2) 同族上?下X↓主族明显，副族次之 电负性最大F，最小CS小于2为金属，大于2为非金属。 本章小结 一个规则：斯莱特规则 两个效应：屏蔽效应，钻穿效应 三个原理：能量最低，保里不相容，洪特规则 四个量子数：n、l、l、ms 8 五个分区：s、p、d、ds、f 六对概念：波函数 几率密度 角度分布 能级组 电离能 价层电子数 原子轨道 电子云 径向分布 周期 电子亲合能 元素的族序数 七个周期 八个主族(含0族)，八个副族(含Ⅷ族) 9 第二章 化学键与分子及晶体结构 教学目标： 1学会价键理论基本原理，熟练掌握共价键的饱和性和方向性； 2掌握用电子配对法分析F2.O2.N2等分子成键类型； 3熟练掌握杂化轨道理论三原则及sp.sp2.sp3.sp3d.sp3d2等杂化轨道类型及实例； 4学会用价电子对互斥理论确定AXm形分子的构型； 5掌握分子轨道理论概念及应用，尤其是分子轨道形成的四原则； 6学会区别分子晶体、离子晶体、金属晶体、原子晶体的特征和性质； 重点：价键理论、杂化轨道理论、电子对互斥理论、分子轨道理论及应用； 难点：分子轨道理论 教学方法：讲授为主，讨论，练习为辅。 教学内容 §2-1 共价键与分子结构 1-1 价键理论(Vb法) 1价键理论的基本原理 (1)一对自旋相反的单电子互相接近时，将自发地组成电子对，获得一定的稳定化能。所形成的电子对键叫共价键。 (2)共价键具有饱和性：一个原子有几个单电子，便可和几个自旋相反的单电子配对，形成共价键。 (3)共价键具有方向性：尽可能沿着原子轨道最大重叠方向成键。 2 σ键和π键 例1：N2分子结构，N1s22s22px12py12pz1，当两个N原子互相接近时，若pz与pz轨道“头碰头”重叠，形成的键叫σ键；因为pxpypz互相垂直，则px-—px..py—py只能“肩并肩”重叠，形成π键重叠程度、键能均小于σ键。所以N2分子由一个σ键和两个π键结合而成。 举例：P51(1)h(1s1) H2 H—H(σ);(2)He 1s2无单电子，不能形成He2 (3)F2的形成：F 2s22px22py2pz1所以可形成F—F σ键 (4)O2的形成O2 2s22px22py1pz1 所以可形成O==O一个σ一个π键; 顺磁性，为什么？ (5)N2的形成N 2s22px12py1pz1所以可形成N==N一个σ二个π键; 异核共价分子（6）HF:H1s1和F的2Pz1形成σ键，生成H—F分子。 (7)H2O 2个H1s1和O的2py12pz1形成2个σ键，生成H2O。键角是104.5°不是90°为什么？ 10
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