原子結(jié)構(gòu)(核外電子,電子云,原理,鮑里不相容原理,洪特規(guī)則)

�。ǘ�）鮑里（Pauli）不相容原理

　　鮑里不相容原理的內(nèi)容是：在同一原子中沒有四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子，或者說在同一原子中沒有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子。例如，氦原子的1s軌道中有兩個(gè)電子，描述其中一個(gè)原子中沒有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的一組量子數(shù)（n，l，m，ms）為1，0，0，+1/2，另一個(gè)電子的一組量子數(shù)必然是1，0，0，-1/2，即兩個(gè)電子的其他狀態(tài)相同但自旋方向相反。根據(jù)鮑里不相容原理可以得出這樣的結(jié)論，在每一個(gè)原子軌道中，最多只能容納自旋方向相反的兩個(gè)電子。于是，不難推算出各電子層最多容納的電子數(shù)為2n2個(gè)。例如，n=2時(shí)，電子可以處于四個(gè)量子數(shù)不同組合的8種狀態(tài)，即n=2時(shí)，最多可容納8個(gè)電子，見下表。

　　在等價(jià)軌道中，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋方向相同，這就叫洪特規(guī)則。

　　洪特規(guī)則實(shí)際上是最低能量原理的補(bǔ)充。因?yàn)閮蓚�(gè)電子同占一個(gè)軌道時(shí)，電子間的排斥作用會使體系能量升高，只有分占等價(jià)軌道，才有利于降低體系的能量。例如，碳原子核外有6個(gè)電子，除了有2個(gè)電子分布在1s軌道，2個(gè)電子分布在2s軌道外，另外2個(gè)電子不是占1個(gè)2p軌道，而是以自旋相同的方向分占能量相同，但伸展方向不同的兩個(gè)2p軌道。碳原子核外6個(gè)電子的排布情況如下：

　　作為洪特規(guī)則的特例，等價(jià)軌道全充滿，半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的。全充滿、半充滿和全空的結(jié)構(gòu)分別表示如下：

　　用洪特規(guī)則可以解釋為什么Cr原子的外層電子排布為3d54s1而不是3d44s2，Cu原子的外層電子排布為3d104s1而不是3d94s2。

　　應(yīng)該指出，核外電子排布的原理是從大量事實(shí)中概括出來的一般規(guī)律，絕大多數(shù)原子核外電子的實(shí)際排布與這些原理是一致的。但是隨著原子序數(shù)的增大，核外電子排布變得復(fù)雜，用核外電子排布的原理不能滿意地解釋某些實(shí)驗(yàn)的事實(shí)。在學(xué)習(xí)中，我們首先應(yīng)該尊重事實(shí)，不要拿原理去適應(yīng)事實(shí)。也不能因?yàn)樵�理不完善而全盤否定原理�？茖W(xué)的任務(wù)是承認(rèn)矛盾，不斷地發(fā)展這些原理，使之更加趨于完善。

　　四、元素的電負(fù)性

　　元素的原子在分子中吸引電子的能力叫元素的電負(fù)性。元素的電負(fù)性愈大，表示該元素原子吸引電子的能力愈大，生成陰離子的傾向愈大。反之，吸引電子的能力愈小，生成陽離子的傾向愈大。表4-2列出了元素的電負(fù)性數(shù)值。元素的電負(fù)性是相對值，沒有單位。通常規(guī)定氟的電負(fù)性為4.0（或鋰為1.0），計(jì)算出其他元素的電負(fù)性數(shù)值。從表4-2可以看出，元素的電負(fù)性具有明顯的周期性。電負(fù)性的周期性變化和元素的金屬性、非金屬性的周期性變化是一致的。同一周期內(nèi)從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同一主族內(nèi)從上至下電負(fù)性減小。在副族中，電負(fù)性變化不規(guī)則。在所有元素中，氟的電負(fù)性（4.0）最大，非金屬性最強(qiáng)，鈁的電負(fù)性（0.7）最小，金屬性最強(qiáng)。一般金屬元素的電負(fù)性小于2.0，非金屬元素的電負(fù)性大于2.0，但兩者之間沒有嚴(yán)格的界限，不能把電負(fù)性2.0作為劃分金屬和非金屬的絕對標(biāo)準(zhǔn)。

表4－2　元素的電負(fù)性

　　素電負(fù)性的大小，不僅能說明元素的金屬性和非金屬性，而且對討論化學(xué)鍵的類型，元素的氧化數(shù)和分子的極性等都有密切關(guān)系。

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