【第一讲】原子结构与元素周期系第二部分课件.ppt

1第二部分 核外电子的排布和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系核外电子层结构的原则核外电子层结构的原则多电子原子的能级多电子原子的能级2多电子原子的能级多电子原子的能级科顿原子轨道能级图科顿原子轨道能级图钻穿效应钻穿效应屏蔽效应屏蔽效应鲍林（鲍林（L.Pauling）的近似能级图）的近似能级图多多电电子子原原子子的的能能级级3多电子原子近似能级图的特点：多电子原子近似能级图的特点：v近似能近似能级图是按原子是按原子轨道的能量高低道的能量高低而不是按原子而不是按原子轨道离道离核的核的远近近顺序序排列排列起来。把能量相近的能起来。把能量相近的能级划划为一一组，称，称为能能级v 1s 1s 第一能第一能级组 2s2p 2s2p 第二能第二能级组 3s3p 3s3p 第三能第三能级组 4s3d4p 4s3d4p 第四能第四能级组 5s4d5p 5s4d5p 第五能第五能级组 6s4f5d6p 6s4f5d6p 第六能第六能级组 7s5f6d7p 7s5f6d7p 第七能第七能级组 在能在能级图中可以看到：相中可以看到：相邻的两个能的两个能级组之之间的能量的能量差差较大，而在同一能大，而在同一能级组中各能中各能级的能量差的能量差较小。小。4多电子原子近似能级图的特点：多电子原子近似能级图的特点：1.1.在能级图中在能级图中:所谓所谓等价轨道等价轨道是指其能量相同、是指其能量相同、成键能力相同，只是空间取向不同的轨道。成键能力相同，只是空间取向不同的轨道。2.2.角量子数角量子数l相同的能级，其能量由主量子数相同的能级，其能量由主量子数n n决定，决定，n n越大，能量越高。越大，能量越高。3.3.主量子数主量子数n n相同，角量子数相同，角量子数 l 不同的能级，不同的能级，其能量随其能量随 l 的增大而升高。的增大而升高。4.4.主量子数主量子数n n和角量子数和角量子数 l 同时变化时，从图同时变化时，从图中可知，能级的能量变化情况是比较复杂中可知，能级的能量变化情况是比较复杂的。的。5屏蔽效应 在多电子原子中，每个电子不仅受到原子核对在多电子原子中，每个电子不仅受到原子核对它的吸引力，而且还要受到其它电子的斥力。我它的吸引力，而且还要受到其它电子的斥力。我们把这种内层电子的排斥作用考虑为对核电荷的们把这种内层电子的排斥作用考虑为对核电荷的抵消或屏蔽，相当于使核的有效核电荷数抵消或屏蔽，相当于使核的有效核电荷数Z*减少。减少。由于其它由于其它电子子对某一某一电子的排斥作用而抵消子的排斥作用而抵消了一部分核了一部分核电荷，从而使有效核荷，从而使有效核电荷降低，削弱荷降低，削弱了核了核电荷荷对该电子的吸引，子的吸引，这种作用称种作用称为屏蔽作屏蔽作用用和和屏蔽效应屏蔽效应。Z*=Z E=6屏蔽效应与Slater规则v为了了计算屏蔽参数，斯莱脱算屏蔽参数，斯莱脱Slater提出提出规则可近似可近似计算。算。vSlater规则如下：如下：将原子中的将原子中的电子分成如下几子分成如下几组：(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)(5s,5p)7屏蔽效应与Slater规则(a)(a)位于被屏蔽电子右边的各组，对被屏蔽电位于被屏蔽电子右边的各组，对被屏蔽电子的子的0 0，可以近似地认为，可以近似地认为，外层电子对外层电子对内层电子没有屏蔽作用内层电子没有屏蔽作用。(b)(b)1s 1s轨道轨道上的上的2 2个电子之间的个电子之间的 0.30/e 其其它它主量子数相同主量子数相同的各分层电子之间的的各分层电子之间的0.35/e0.35/e(c)(c)被屏蔽的电子为被屏蔽的电子为nsns或或npnp时，则主量子数为时，则主量子数为（n n1 1）的各电子对它们的的各电子对它们的0.85/e，而，而小于小于（n n2 2）的各电子对它们的的各电子对它们的1.00/e(d)(d)被屏蔽的电子为被屏蔽的电子为ndnd或或nfnf时，时，同组电子同组电子屏蔽为屏蔽为0.35/e，位于它位于它左边各组左边各组电子对它的屏蔽常电子对它的屏蔽常数数1.00/e。例3：19K的电子排布是1s2，2s2 2p6,3s2 3p6,4s1而不是1s2，2s2 2p6,3s2 3p6,3d1？(1s2)(2s2 2p6)(3s2 3p6)(4s1)Z=19 (0.858+1.0 10)=2.2E=(2.22/42)13.6=4.114eV(1s2)(2s2 2p6)(3s2 3p6)(3d1)Z=19 (18 1)=1E=(12/32)13.6=1.51eV例4：试应用Slater计算方法求算氧原子的第一电离能解：氧离子结构为1s2,2s2 2p3,氧原子结构为1s2,2s2 2p4，氧原子的电离能(I)O=O+e I=E(O+)-E(O)=E(2s2 2p3)-E(2s2 2p4)10钻穿效应 在原子中，对于同一主层的电子，因在原子中，对于同一主层的电子，因s s电子比电子比p p、d d、f f电子在离核较近处出现的概率要多，表明电子在离核较近处出现的概率要多，表明s s电子有电子有渗入内部空间而靠近核的本领，这种外层电子钻到渗入内部空间而靠近核的本领，这种外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，称为内层空间而靠近原子核的现象，称为钻穿作用钻穿作用。由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象，称为的现象，称为钻穿效应钻穿效应。11科顿原子轨道能级图 12第二部分 核外电子的排布和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系核外电子层结构的原则核外电子层结构的原则多电子原子的能级多电子原子的能级13核外电子层结构的原则核外电子层结构的原则洪特洪特(Hund)规则规则泡利泡利(Pauli)不相容原理不相容原理能量最低原理能量最低原理核核外外电电子子层层结结构构的的原原则则14能量最低原理v多电子原子在基态时，多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨分布到能量最低的轨道，这称为道，这称为能量最低能量最低原理原理v电子先填最外子先填最外层的的ns，后，后填次外填次外层的的(n-1)d，甚至，甚至填入倒数第三填入倒数第三层的的(n-2)f的的规律叫做律叫做“能能级交交错”。v请注意：能注意：能级交交错现象是象是电子随核子随核电荷荷递增填充增填充电子次序上的子次序上的交交错,并不意味着先填并不意味着先填能能级的能量一定比后的能量一定比后填能填能级的能量低。的能量低。15泡利（Pauli）不相容原理 一个一个电子的四个量子数子的四个量子数为（3 3、2 2、0 0、-1/2-1/2）另一个另一个电子的四个量子数子的四个量子数为（3 3、2 2、0 0、+1/2+1/2）从保里原理可从保里原理可获得以下几个重要得以下几个重要结论：a)每一种运每一种运动状状态的的电子只能有一个。子只能有一个。b)由于每一个原子由于每一个原子轨道包括两种运道包括两种运动状状态，所以每一个原，所以每一个原子子轨道中最多只能容道中最多只能容纳两个自旋不同的两个自旋不同的电子。子。c)因因为s、p、d、f各分各分层中原子中原子轨道数道数为1、3、5、7 所以所以各分各分层中相中相应最多只能容最多只能容纳2、6、10、14个个电子。子。d)每个每个电子子层原子原子轨道的道的总数数为n 个，因此，各个，因此，各电子子层中中电子的最大容量子的最大容量为2n个。个。16洪特洪特(Hund)规则v洪特洪特规则基基态多多电子原子中同一能子原子中同一能级的的轨道能量相等，称道能量相等，称为简并并轨道道；基；基态多多电子原子的子原子的电子子总是首先是首先自旋平行自旋平行地、地、单独地独地填入填入简并并轨道。道。17作为洪特规则的特例，等价轨道：作为洪特规则的特例，等价轨道：全充满全充满 p p6 6、d d1010、f f1414 半充满半充满 p p3 3、d d5 5、f f7 7 全全 空空 p p0 0、d d0 0、f f0 0 的结构状态比较稳定的结构状态比较稳定洪特洪特(Hund)规则例：例：1919号号 K 1sK 1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 64s4s1 1 原子实结构式为原子实结构式为 Ar4sAr4s1 1 24 24号号 Cr Ar3dCr Ar3d5 54s4s1 118第二部分 核外电子的排布和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系原子的电子层结构和元素周期系核外电子层结构的原则核外电子层结构的原则多电子原子的能级多电子原子的能级19原子的电子层结构原子的电子层结构和元素周期系和元素周期系原子的电子层结构与族的关系原子的电子层结构与族的关系原子的电子层结构与周期的关系原子的电子层结构与周期的关系原子的电子层结构与元素的分区原子的电子层结构与元素的分区原子的电子层原子的电子层 原原子子的的电电子子层层结结构构和和元元素素周周期期系系元素周期系的发展前景元素周期系的发展前景核外电子的排布（原子的电子层结构）核外电子的排布（原子的电子层结构）1 H Hydrogen 氢氢 1s1 *2 He Helium氦氦 1s2 3 Li Lithium 锂锂 1s2 2s1 4 Be Beryllium 铍铍 1s2 2s2 5 B Boron 硼硼 1s2 2s22p1*6 CCarbon碳碳 1s2 2s22p2 7 NNitrogen氮氮 1s2 2s22p3 8 OOxygen氧氧 1s2 2s22p4 9 FFluorine氟氟 1s2 2s22p5 10 NeNeon氖氖 1s2 2s22p6原子原子序数序数电子轨道图电子轨道图元素元素符号符号 英文名称英文名称中文中文名称名称电子结构式电子结构式 11 Na Sodium 钠钠 1s2 2s22p63s1 12 Mg Magnesium 镁镁 1s2 2s22p63s2 13 Al Aluminium 铝铝 1s2 2s22p63s23p1 14 Si Silicon 硅硅 1s2 2s22p63s23p2 15 P Phosphorus 磷磷 1s2 2s22p63s23p3 16 Si Sulfur 硫硫 1s2 2s22p63s23p4 17 Cl Chlorine 氯氯 1s2 2s22p63s23p5 18 Ar Argon 氩氩 1s2 2s22p63s23p6原子原子序数序数元素元素符号符号英文名称英文名称中文中文名称名称电子结构式电子结构式 *Ar 原子实，表示原子实，表示 Ar 的的电子结构式电子结构式电子结构式电子结构式 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 。原子实后面是价层电子，即在化学反应中可能发生变化的电子。原子实后面是价层电子，即在化学反应中可能发生变化的电子。*虽先排虽先排 4s 后排后排 3d，但但电子结构式中先写电子结构式中先写电子结构式中先写电子结构式中先写 3d，后写后写后写后写 4s *21 Sc Scandium 钪钪 Ar 3d14s2 22 Ti Titanium 钛钛 Ar 3d24s2 23 V Vanadium 钒钒 Ar 3d34s2 24 Cr Chromium 铬铬 Ar 3d54s1 25 Mn Manganese 锰锰 Ar 3d54s2 26 Fe Iron 铁铁 Ar 3d64s2 27 Co Cobalt 钴钴 Ar 3d74s2 28 Ni Nickel 镍镍 Ar 3d84s2 *19 K Potassium 钾钾 Ar 4s1 20 Ca Calcium 钙钙 Ar 4s2 23原子的电子层 注意几个例外注意几个例外 :2424号号Cr 3dCr 3d5 54s4s1 1 29 29号号Cu 3dCu 3d10104s4s1 1 4141号号Nb 4dNb 4d4 45s5s1 1 42 42号号Mo 4dMo 4d5 55s5s1 1 4343号号Tc 4dTc 4d5 55s5s2 2 44 44号号Ru 4dRu 4d7 75s5s1 1 4545号号Rh 4dRh 4d8 85s5s1 1 46 46号号Pd 4dPd 4d10 10 241、元素的周期元素的周期 周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组，对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。所以共有七个周期。HHe1 第一周期：第一周期：2 种元素种元素 第一能级组：第一能级组：2 个电子个电子 1 个能级个能级 1s 1 个轨道个轨道 BeLiBCNOFNe2 第二周期：第二周期：8 种元素种元素 第二能级组：第二能级组：8 个电子个电子 2 个能级个能级 2s 2p 4 个轨道个轨道 元素周期系元素周期系MgNaAlSiPSCl Ar3 第三周期：第三周期：8 种元素种元素 第三能级组：第三能级组：8 个电子个电子 2 个能级个能级 3s 3p 4 个轨道个轨道 K Ca ScTiVCr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr4YZr Nb Mo TcRh PdRuAg CdSrRbIn Sn Sb TeIXe5 第五周期：第五周期：18 种元素种元素 第五能级组：第五能级组：18 个电子个电子 3 个能级个能级 5s 4d 5p 9 个轨道个轨道 第四周期：第四周期：18 种元素种元素 第四能级组：第四能级组：18 个电子个电子 3 个能级个能级 4s 3d 4p 9 个轨道个轨道 第七周期：第七周期：32 种元素种元素 第七能级组：第七能级组：32 个电子个电子 4 个能级个能级 7s 5f 6d 7p 16 个轨道个轨道 BaCs6sCe Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu4fLa Hf Ta W ReIrPtOsAu Hg5dTl Pb Bi Po At Rn6p 第六周期：第六周期：32 种元素种元素 第六能级组：第六能级组：32 个电子个电子 4 个能级个能级 6s 4f 5d 6p 16 个轨道个轨道 RaFr7sTh PaU Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr5fAc Rf Db Sg Bh Hs Mt UunUuuUub6d7p27原子的电子层结构与元素的分区 28 元素的区和族元素的区和族 s 区元素区元素 包括包括 IA 族，族，IIA族，价层电子组态为族，价层电子组态为 n s 1 2，属于活泼金属。属于活泼金属。p 区元素区元素 包括包括 IIIA 族，族，IVA 族，族，VA 族，族，VIA 族，族，VIIA 族，族，0 族族（VIIIA族族），价层电子组态为），价层电子组态为 ns 2 np 1 6，右，右上方为非金属元素，左下方为金属元素上方为非金属元素，左下方为金属元素。s 区和区和 p 区元素的族数，等于价层电子中区元素的族数，等于价层电子中 s 电子数与电子数与 p 电子数之和。若和数为电子数之和。若和数为 8，则为，则为 0 族元素，也称为族元素，也称为 VIII A 族。族。价层电子是指排在稀有气体原子实后面的电子，在化学反应价层电子是指排在稀有气体原子实后面的电子，在化学反应中能发生变化的基本是价层电子。如：中能发生变化的基本是价层电子。如：K Ar4s1显示显示显示显示 d 区元素区元素 包括包括 III B 族，族，IV B 族，族，V B 族，族，VI B 族，族，VII B 族，族，VIII 族族。价层电子组态一般为。价层电子组态一般为 (n1)d 1 8 ns 2，为，为过渡金属。过渡金属。(n1)d 中的电子由不充满向充满过渡。第中的电子由不充满向充满过渡。第 4，5，6 周期的过渡元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素。周期的过渡元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素。d 区元素的族数，等于价层电子中区元素的族数，等于价层电子中(n1)d 的电子数与的电子数与 ns 的的电子数之和；若和数大于或等于电子数之和；若和数大于或等于 8，则为，则为 VIII 族元素族元素。ds 区元素价层电子组态为区元素价层电子组态为 (n1)d 10 ns 1 2。有时将有时将 d 区和区和 ds 区定义为过渡金属区定义为过渡金属。ds 区元素的族数，等于价层电子中区元素的族数，等于价层电子中 ns 的电子数的电子数。f 区元素价层电子组态为区元素价层电子组态为 (n2)f 0 14(n1)d 0 2 ns 2，包括镧系和锕系元素，称为内过渡元素。包括镧系和锕系元素，称为内过渡元素。(n2)f 中的电子由不中的电子由不充满向充满过渡。有时认为充满向充满过渡。有时认为 f 区元素属于区元素属于 III B 族族。显示显示显示显示30原子的电子层结构与周期的关系 v各周期元素的数目相应能级组中原子各周期元素的数目相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数轨道所能容纳的电子总数2 2、8 8、8 8、1818、1818、3232vp p区从左上到右下的对角线为区从左上到右下的对角线为B B、Si Si、AsAs、TeTe、AtAt，在此诸元素的右上方位是非金，在此诸元素的右上方位是非金属，左下方位金属，对角线上及附近的属，左下方位金属，对角线上及附近的元素是准金属，有些具有半导体的性质，元素是准金属，有些具有半导体的性质，周期表中约周期表中约4/54/5的元素是金属。的元素是金属。31原子的电子层结构与族的关系 v主族元素的族数（包括主族元素的族数（包括dsds区）该元素原子的区）该元素原子的最外层电子数该族元素的最高化合价（除氧、最外层电子数该族元素的最高化合价（除氧、氟外）氟外）v副族元素的族数副族元素的族数=最高能级组中的电子总数最高能级组中的电子总数 或或 副族数（副族数（s+ds+d）电子数）电子数1010 32副族元素的氧化态均能呈现多种33元元素素周周期期系系的的发发展展前前景景34第三部分第三部分 元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性元素的电负性元素的电负性电离能电离能原子半径原子半径电子亲合势电子亲合势35原子半径原子半径 严严格格地地讲讲，由由于于电电子子云云没没有有边边界界，原原子子半半径径也也就就无无一一定定数数。但但人人总总会会有有办办法法的的。迄迄今今所所有有的的原子半径都是在结合状态下测定的。原子半径都是在结合状态下测定的。适用金属元素适用金属元素 固体中测定两个最邻固体中测定两个最邻 近原子近原子 的核间的核间 距一半距一半金属半径金属半径(metallic radius)适用非金属元素适用非金属元素 测定单质分子中两个相邻测定单质分子中两个相邻 原子的原子的 核间距核间距 一半一半共价半径共价半径(covalent radius)363 31 1 原子半径原子半径 A.A.共共价价半半径径同同种种元元素素的的两两个个原原子子共共价价单单键键连连接接时，核间距的一半。时，核间距的一半。一般一般 单键半径单键半径 双键半径双键半径 叁键半径叁键半径B.B.金金属属半半径径紧紧密密堆堆积积的的金金属属晶晶体体中中以以金金属属键键结结合的同种原子核间距离的一半。合的同种原子核间距离的一半。同一原子的金属半径要大于共价半径同一原子的金属半径要大于共价半径 101015%15%。C.C.范范德德华华半半径径非非键键和和原原子子之之间间只只靠靠分分子子间间的的作作用力互相接近时，两原子的核间距的一半。用力互相接近时，两原子的核间距的一半。一般范德华半径最大（非键合），共价半径最小一般范德华半径最大（非键合），共价半径最小（轨道重叠），金属半径位中间（紧密堆积（轨道重叠），金属半径位中间（紧密堆积）37原子半径在周期表中的变化v同周期中同周期中从左向右，在原子序数增加的从左向右，在原子序数增加的过程中，程中，有两个因素在影响原子半径的有两个因素在影响原子半径的变化化 核核电荷数荷数 Z 增大，增大，对电子吸引力增大，使子吸引力增大，使得原子半径得原子半径 r 有减小的有减小的趋势。核外核外电子数增加，子数增加，电子之子之间排斥力增大，排斥力增大，使得原子半径使得原子半径 r 有增大的有增大的趋势。v这是一是一对矛盾，矛盾，以哪方面以哪方面为主？主？v以以以以 为为主。即同周期中从左向右原子半径减小。主。即同周期中从左向右原子半径减小。主。即同周期中从左向右原子半径减小。主。即同周期中从左向右原子半径减小。v只有当只有当 d5，d10，f7，f14 半充半充满和全充和全充满时，层中中电子的子的对称性称性较高，高，这时 占主占主占主占主导导地位，地位，地位，地位，原子半原子半径径 r 增大增大。38 短周期的主族元素，以第短周期的主族元素，以第 3 周期为例周期为例MgNaAlSiPSClAr r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154 长周期的过渡元素长周期的过渡元素，以第以第 4 周期的第一过渡系列为例周期的第一过渡系列为例ScTiVCrMnFeCoNiCuZn Sc Ni，8 个元素，个元素，r 减少了减少了 29 pm。相邻元素之间，。相邻元素之间，平均减少幅度平均减少幅度 4 pm 许。许。Na Cl，7 个元素，个元素，r 减少了减少了 55 pm。相邻元素之间，。相邻元素之间，平均减少幅度平均减少幅度 10 pm 许。许。Ar 为范德华半径，为范德华半径，所以比较大。所以比较大。r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125 39 短周期短周期短周期短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，有效核电荷少，有效核电荷 Z*增加得多。所以增加得多。所以 r 减小的幅度大。减小的幅度大。长周期长周期长周期长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中和多，和多，Z*增加得少，所以增加得少，所以 r 减小的幅度小。减小的幅度小。短周期主族元素原子半径平均减少幅度短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm，长周期的过，长周期的过渡元素平均减少幅度渡元素平均减少幅度 4 pm。造成这种不同的原因是什么？。造成这种不同的原因是什么？Cu，Zn 为为 d10 结构，电子斥力大，结构，电子斥力大，所以所以 r 不但没减小，不但没减小，反而有所增加。反而有所增加。ScTiVCrMnFeCoNiCuZn r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125 试设想超长周期的内过渡元素，会是怎样的情况。试设想超长周期的内过渡元素，会是怎样的情况。40 （b）镧系收缩）镧系收缩LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu 15 种元素，种元素，r 共减小共减小 11 pm。电子填到内层。电子填到内层 (n2)f 轨道，轨道，屏蔽系数更大，屏蔽系数更大，Z*增加的幅度更小。所以增加的幅度更小。所以 r 减小的幅度很小。减小的幅度很小。r/pm 161 160 158 158 158 170 158 r/pm 169 165 164 164 163 162 185 162 Eu 4f7 6s2，f 轨道半充满，轨道半充满，Yb 4f14 6s2，f 轨道全充满，电轨道全充满，电子斥力的影响占主导地位，原子半径变大。子斥力的影响占主导地位，原子半径变大。将将 15 镧系种元素，原子半径共减小镧系种元素，原子半径共减小 11 pm 这一事实，称为这一事实，称为镧系收缩。镧系收缩。41 K Ca Sc Ti V Crr/pm 203 174 144 132 122 118 Rb Sr Y Zr Nb Mor/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta Wr/pm 235 198 169 144 134 130 镧系收缩造成的影响镧系收缩造成的影响 对于镧系元素自身的影响，使对于镧系元素自身的影响，使 15 种镧系元素的半径相似，种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。性质相近，分离困难。对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。径相近，性质相近，分离困难。423-1 3-1 原子半径在周期中的变化原子半径在周期中的变化 1.1.在短周期中，从左往右随着核电荷数的增在短周期中，从左往右随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引作用也相应加，原子核对外层电子的吸引作用也相应地增强，使原子半径逐渐缩小。地增强，使原子半径逐渐缩小。2.2.在长周期中，自左向右原子半径缩小程度在长周期中，自左向右原子半径缩小程度不大。不大。43 同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势 核电荷核电荷 Z 增加许多，对电子吸引力增大，增加许多，对电子吸引力增大，使使 r 减小；减小；核外电子增多，增加一个电子层，使核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大。增大。主族元素主族元素 Li 123 pm Na 154 pm K 203 pm Rb 216 pm Cs 235 pmr r 增大增大增大增大 在这一对矛盾中，在这一对矛盾中，起主导作用。同族中，从上到下，原起主导作用。同族中，从上到下，原子半径增大。子半径增大。(c)同族中元素原子半径变化趋势同族中元素原子半径变化趋势44副族元素副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb Mo 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130 第二过渡系列比第一第二过渡系列比第一过渡系列原子半径过渡系列原子半径 r 增增大大 1213 pm。第三过渡系列和第二第三过渡系列和第二过渡系列原子半径过渡系列原子半径 r 相近相近或相等。这是镧系收缩的或相等。这是镧系收缩的影响结果。影响结果。45原子半径在族中变化 v 在同一主族中，从上到下，随着核电在同一主族中，从上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，荷数增加，元素原子的电子层数增多，原子半径增大。原子半径增大。v 副族元素的元素半径变化不明显，特副族元素的元素半径变化不明显，特别是第五、六周期的元素的原子半径别是第五、六周期的元素的原子半径非常相近。这主要是由于镧系收缩所非常相近。这主要是由于镧系收缩所造成的结果。造成的结果。46离子半径 v 在离子晶体中，正负离子间的吸引作用和排在离子晶体中，正负离子间的吸引作用和排斥作用达平衡时，使正、负离子间保持着一定斥作用达平衡时，使正、负离子间保持着一定的平衡距离，这个距离叫核间距，结晶学上常的平衡距离，这个距离叫核间距，结晶学上常以符号以符号d d表示。表示。离子半径大致有如下的变化规律：离子半径大致有如下的变化规律：1.1.在周期表各主族元素中，由于自上而下电子在周期表各主族元素中，由于自上而下电子层依次增多，所以具有相同电荷数的同族离层依次增多，所以具有相同电荷数的同族离子的半径依次增大。子的半径依次增大。例如例如 LiLi+NaNa+KK+RbRb+CsCs+F FClClBrBrIMgMg2+2+AlAl3+3+3.3.若同一元素能形成几种不同电荷的正离子时，则若同一元素能形成几种不同电荷的正离子时，则高价离子的半径小于低价离子的半径。高价离子的半径小于低价离子的半径。例如例如 r rFeFe3+3+(60 pm)(60 pm)r rFeFe2+2+(75 pm)(75 pm)4.4.负离子的半径较大，正离子的半径较小。负离子的半径较大，正离子的半径较小。5.5.周期表中处于相邻族的左上方和右上方斜对角线周期表中处于相邻族的左上方和右上方斜对角线上的正离子半径近似相等。上的正离子半径近似相等。例如例如 Li Li(60pm)(60pm)MgMg2 2(65 pm)(65 pm)Sc Sc3 3(81pm)(81pm)ZrZr4 4(80pm)(80pm)Na Na+(95pm)(95pm)CaCa2+2+(99pm)(99pm)离子半径离子半径483 32 2 电离能电离能 v定义：从气态的基态原子中移去一个电子定义：从气态的基态原子中移去一个电子所需的最低能量，用焓的改变量来表示所需的最低能量，用焓的改变量来表示 从气态的一价正离子中移去一个电子的焓从气态的一价正离子中移去一个电子的焓的改变量的改变量 元素的第一电离势越小，表示它越容易失元素的第一电离势越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。去电子，即该元素的金属性越强。4950电离能影响因素电离能影响因素 v原子核电荷原子核电荷（同一周期）即电子层数相同，（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离势越大。越大、越不易失去电子，电离势越大。v原子半径原子半径（同族元素）原子半径越大、原（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离势越小。电离势越小。v电子层结构电子层结构稳定的稳定的8 8电子结构（同周期末电子结构（同周期末层）电离势最大。层）电离势最大。51 3 电离能与价态之间的关系电离能与价态之间的关系 首先要明确，失去电子形成正离子后，首先要明确，失去电子形成正离子后，有效核电荷数有效核电荷数 Z*增增加，半径加，半径 r 减小，故核对电子引力大，再失去电子更加不易。所减小，故核对电子引力大，再失去电子更加不易。所以对于一种元素而言有以对于一种元素而言有 I1 I2 I3 I4 结论结论 电离能逐级加大。电离能逐级加大。分析下列数据，探讨电离能与价态之间的关系。分析下列数据，探讨电离能与价态之间的关系。I1 I2 I3 I4 I5 I6 Li 520 7289 11815 Be 900 1757 14849 21007 B 801 2427 3660 25026 C 1086 2353 4621 6223 37830 47277 N 1402 2856 4578 7475 9445 53266 电离能电离能 kJmol-1 I1 I2 I3 I4 I5 I6 Li 520 7289 11815 Be 900 1757 14849 21007 B 801 2427 3660 25026 C 1086 2353 4621 6223 37830 47277 N 1402 2856 4578 7475 9445 53266 电离能电离能 kJmol-1 Li =14.02 倍，扩大倍，扩大 14 倍。倍。I2 过大，不易生成过大，不易生成 +2 价离子，所以锂经常以价离子，所以锂经常以+1 价态存在，形成价态存在，形成 Li+。Be =1.95 倍，倍，=8.45 倍。倍。I3 过大，不易生成过大，不易生成 +3 价离子，所以铍经常以价离子，所以铍经常以+2 价态存在，形成价态存在，形成 Be2+。I1 I2 I3 I4 I5 I6 B 801 2427 3660 25026 C 1086 2353 4621 6223 37830 47277 N 1402 2856 4578 7475 9445 53266 电离能电离能 kJmol-1 B =1.38 倍，倍，=6.83 倍。倍。I4 过大，所以过大，所以 B(IV)不易形成，不易形成，B(III)是常见价态。是常见价态。C =1.35 倍，倍，=6.08 倍。倍。I5 过大，所以过大，所以 C(V)不易形成，不易形成，C(IV)是常见价态。是常见价态。N =1.26 倍，倍，=5.67 倍。倍。I6 过大，所以过大，所以 N(VI)不易形成，不易形成，N(V)是常见价态。是常见价态。54变化规律变化规律 同一主族元素，从上向下，随着原子同一主族元素，从上向下，随着原子半径的增大，元素的第一电离势依次减半径的增大，元素的第一电离势依次减小。小。在同一周期中元素的第一电离势从左在同一周期中元素的第一电离势从左到右总趋势上依次增大，金属性减弱。到右总趋势上依次增大，金属性减弱。553 33 3 电子亲合势电子亲合势 1.1.电子亲合能电子亲合能 电子亲合能电子亲合能(Y)(Y)是指气态的基态原子获得一是指气态的基态原子获得一个电子成为一价负离子所放出的能量：个电子成为一价负离子所放出的能量：具有最大电子亲合能为具有最大电子亲合能为ClCl原子原子 ，卤素的，卤素的电子亲合能最大电子亲合能最大 ，和卤素相邻的氧族元素，和卤素相邻的氧族元素，电子亲合能也较大电子亲合能也较大 。金（。金（AuAu）对具有最）对具有最高的电子亲合能值高的电子亲合能值 56在周期、族中的变化规律在周期、族中的变化规律 电子亲合能随原子半径的减少而增大。因为半径电子亲合能随原子半径的减少而增大。因为半径减小，原子核对电子的引力增大。在周期中是按减小，原子核对电子的引力增大。在周期中是按由左向右的方向增大，在族中是按由上向下的方由左向右的方向增大，在族中是按由上向下的方向减少。向减少。反常现象反常现象是由于第二周期的氧、氟原子半径很小，是由于第二周期的氧、氟原子半径很小，电子云密集程度很大，电子间排斥力很强，以致电子云密集程度很大，电子间排斥力很强，以致当原子结合一个电子形成负离子时，由于电子间当原子结合一个电子形成负离子时，由于电子间的相互排斥作用致使放出的能量减少。而第三周的相互排斥作用致使放出的能量减少。而第三周期的硫、氯原子半径较大，并且有空的期的硫、氯原子半径较大，并且有空的d d 轨道可以轨道可以容纳电子，电子间的相互作用显著就减小，因而容纳电子，电子间的相互作用显著就减小，因而当原子结合电子形成负离子时放出的能量当原子结合电子形成负离子时放出的能量最大最大。573 34 4 元素的电负性元素的电负性 L LPaulingPauling定义电负性为定义电负性为“在一个分在一个分子中，一个原子将电子吸引到它自身子中，一个原子将电子吸引到它自身的能力的能力”。58 在同一周期中，从左到右电负性递增，在同一周期中，从左到右电负性递增，元素的非金属性逐渐增强；在同一主族元素的非金属性逐渐增强；在同一主族中，从上到下电负性递减，元素的非金中，从上到下电负性递减，元素的非金属性减弱属性减弱 右上方氟的电负性最大，非金属性最强，右上方氟的电负性最大，非金属性最强，左下方铯的电负性最小，金属性最强。左下方铯的电负性最小，金属性最强。591962年年N.Bartlett发现强氧化剂发现强氧化剂PtF6可以氧化可以氧化O2、形成盐、形成盐(O2)+（PtF6），而，而 Xe的电离能的电离能和和O2的电离能（的电离能（1.18 M Jmol-1）非常接近。）非常接近。据此，他将据此，他将Xe和和PtF6一起进行反应，得到第一起进行反应，得到第一个稀有气体化合物，接着还合成了一个稀有气体化合物，接着还合成了XeF2和和XeF4等，开辟了稀有气体化合物的新领域。等，开辟了稀有气体化合物的新领域。现在，许多包含现在，许多包含XeF、XeO、XeN和和XeC键的什合物已制得。氪的电离能比氙键的什合物已制得。氪的电离能比氙略高一点略高一点 60若将若将Xe和和F、O比较，比较，Xe电负性较电负性较低，可以形成氧化物和氟化物，低，可以形成氧化物和氟化物，Xe和和C的电负性相近，在合适的条件的电负性相近，在合适的条件下可以形成共价键下可以形成共价键 61新包含新包含XeXeC C共价键的化合物共价键的化合物 FF5 5C C6 6XeNCMeXeNCMe+(C(C6 6F F5 5)2 2BFBF2 2MeCNMeCN正离子的结构正离子的结构 62KrF，KrFSb2F11和和C