无机化学元素周期表.ppt

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1、原子序数及相关概念l1个个质子质子带一个单位带一个单位正正电荷电荷l中子不带电中子不带电l1个个电子电子带一个单位带一个单位负负电荷电荷原子序数及相关概念l质量数（质量数（A）=质子数（质子数（Z）+中子数（中子数（N）l核电荷数核电荷数=核内质子数核内质子数=原子核外电子数原子核外电子数l同位素：同位素：原子里具有原子里具有相同质子数相同质子数和和不同中不同中子数子数的的原子原子互称为同位素互称为同位素 同位素在周期表里占据同一位置。同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异 在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素的原子个数百分比(丰度)一般为定值。对元素周期律的研究

2、“三素组”l1829年，德国化学家德贝莱纳（Dobereiner，17801849），根据元素性质的相似性提出了“三素组”学说。他归纳出了5个“三素组”lLi Na K Ca Sr Ba P As Sb S Se Te Cl Br Il在每个“三素组”中，中间元素的相对原子质量约是其他两种元素相对原子质量的平均值，而且性质也介于其他两种元素之间。但是，在当时已经知道的54种元素中，他却只能把15种元素归入“三素组对元素周期律的研究 六元素表l1864年，德国人迈那耳（Meyer，18301895）发表了 六元素表。l在表中，他根据物理性质和相对原子质量递增的顺序把性质相似的元素六种、六种地进行

3、分族，排出一张元素分类表。这张表比以往任何一张元素分类表都高明，但有致命缺点，那就是只盲目按相对原子质量递增排列，而未空出应有的位置来。其次，它按物理性质排列，很难揭示元素内在联系，而且包括的元素并不多，还不到当时已知元素的一半。对元素周期律的研究“八音律”l1865年，英国皇家农业学会化学师纽兰兹(A.Y.Newlands，18371898)把当时已知的62种元素按相对原子质量由小到大的顺序排列，每当排列到第八种元素时就会出现性质跟第一个元素相似的情况，犹如八度音阶一样。l没有充分估计到当时的相对原子质量测定值可能有错误，而是机械地按相对原子质量由小到大顺序排列l没有考虑到还有未被发现的元素

4、，没有为这些元素留下空位，更未能揭示元素从量变到质变这一重要规律。门捷列夫的元素周期表（1869）门捷列夫的元素周期表现代元素周期表l维尔纳长式周期表阿尔弗雷德阿尔弗雷德维尔纳（维尔纳（Alfred Werner，1866-1919）法裔瑞士籍化学家法裔瑞士籍化学家发展了化合价理论发展了化合价理论配位化学奠基人，配位化学奠基人，1913年获诺年获诺贝尔化学奖贝尔化学奖现代元素周期表的特点l八主八副八与零l三短三长一不全l将同一能级的元素按原子序数从小到大排列成一个横行,即周期l把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，即族总结:周期（7个）族（16个）短周期长周期不完全周期

5、第一周期第二周期第六周期第三周期第五周期第四周期第七周期 2 种 8 种 8 种 18 种 18 种 32 种 26 种主族副族第VIII族0 族共 8个主族，包括短周期和长周期元素共 8个副族，只包括在长周期中包括第8、9、10 纵行稀有气体元素（1）周期号数等于电子层数。）周期号数等于电子层数。（2）各各周周期期元元素素的的数数目目等等于于相相应应能能级级组组中中原原子子轨轨道道所所能能容容纳的电子总数。纳的电子总数。（3）主族元素的族号数等于原子最外层电子数。）主族元素的族号数等于原子最外层电子数。（4）长长式式周周期期表表的的主主表表从从左左到到右右可可分分为为s区区，d区区，ds区区

6、，p区区4个区，有的教科书把个区，有的教科书把ds区归入区归入d区；副表区；副表(镧系和镧系和锕系锕系)是是f区元素区元素ds区区现代元素周期表的特点a、主族元素的族数=原子最外层的电子数 特点：次外层的电子数为8或18 b、副族元素：主族元素以外的其它元素 特点：8次外层的电子数 过渡元素 内过渡元素 第3周期前7个元素平均减小:r(Na)-r(Cl)/6=191 pm-99 pm/6=15.3 pm 第一过渡系10个元素平均减小:r(Sc)-r(Zn)/9=164 pm-137 pm/9=3.0 pm 镧系15个元素平均减小:r(La)-r(Lu)/14=188 pm-173pm/14=1

7、.1 pm 镧系收缩镧系收缩 镧系元素的原子半径和离子半径随着原子序数 的增加而逐渐减小的现象称为镧系收缩。镧系收缩的结果 B Zr和Hf B Nb和Ta B Mo和W 每对原子的原子半径和离子半径较接近，化学性质也十分相似，造成这三对元素在分离上十分困难。原子半径电离能电离能 I(ionization energy)E(g)=E+(g)+e-I 1E+(g)=E 2+(g)+e-I 2I 1 I 2 I 3 I 4 电离能涉及分级概念。基态气体原子失去最外层一个电子成为气态+1价离子所需的最小能量叫第一电离能,再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量则叫第二、第三 电离能。各级电离能符号分别

8、用I1、I2、I3 等表示,它们的数值关系为I1I2I3.这种关系不难理解,因为从正离子离出电子比从电中性原子离出电子难得多,而且离子电荷越高越困难。同族总趋势：同族总趋势：自上至下减小自上至下减小同周期总趋势：同周期总趋势：自左至右增大自左至右增大电子亲和能电子亲和能Y(electron affinity)X(g)+e-=X-(g)X-(g)+e-=X 2-(g)例如，O-(g)+e-=O2-(g)A2=-780 kJ.mol-1 电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变化的一种量度。与电离能相反，电子亲和能表达原子得电子难易的程度。元素的电子亲和能越大，原子获取电子的能力越强,即非金属

9、性越强。电子亲和能是指一个气态原子得到一个电子形成负离子时放出或吸收的能量,常以符号Y表示。像电离能一样,电子亲和能也有第一、第二、之分.元素第一电子亲和能的正值表示放出能量,负值表示吸收能量。原子结合电子的过程是放热还是吸热原子结合电子的过程是放热还是吸热?原子结合电子的过程中存在两种相反的静电作用力：价层原有 电子与外来那个电子之间的排斥力；原子核与外来电子之间的 吸引力。是放热还是吸热,决定于吸引力和排斥力哪一种起支 配作用。电子加进电中性原子时通常是吸引力起支配作用,发生放热过 程,第一电子亲和能通常为正值。电子加进阴离子时排斥力起支配作用,发生吸热过程,第二、第 三电子亲和能都为负值

10、。Question Question 电负性 1、分子中（元素间相互化合时），原子对电、分子中（元素间相互化合时），原子对电子吸引能力的大小，称为该元素的电负性。子吸引能力的大小，称为该元素的电负性。讨论：讨论：a、元素的非金属性越强，其电负性就越大，最大者为F=4.0 b、元素的金属性越强，其电负性就越小，最小者为Cs=0.7 2、电负性的三种标度、电负性的三种标度 a、鲍林电负性 b、密立根电负性 c、阿莱-罗周电负性 如果原子吸引电子的趋势相对较强,元素在该化合物中显示电负 性(electronegative);如果原子吸引电子的趋势相对较弱,元素在该 化合物中则显示电正性(electr

11、opositive).化合物 电负性元素 电正性元素 ClO2(Cl-O化合物)O(3.44)Cl(3.16)HCl Cl(3.16)H(2.20)电负性有不同的标度，因而会看到不同的数据表。例如 Mulliken 电负性标度，Pauling电负性标度(以热化学为基础)和 Allred-Rochow 电负性标度。电负性 (electronegativity)电负性变化的形象表示电负性变化的形象表示元素的金属性与非金属性l元素的金属性：原子失去电子成为阳离子的能力电离能l元素的非金属性：原子得到电子成为阴离子的能力电子亲和能l一般来说，金属电负性小于2，非金属的电负性大于2元素的金属性和非金属性

12、强弱的判断依据 元素元素金属性金属性 元素单质与酸反应的难易元素单质与酸反应的难易 （易易强）强）元素单质与水反应的难易元素单质与水反应的难易 （易易强）强）元素最高价氧化物的水化物（氢氧化物）元素最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性强弱的碱性强弱 （强强强）强）元素最高价氧化物的水化物元素最高价氧化物的水化物（含氧酸）（含氧酸）的酸性强弱的酸性强弱 （强强强强）元素单质与氢气反应的难易元素单质与氢气反应的难易 （易易强强）气态氢化物的稳定性气态氢化物的稳定性 （稳定稳定强强）元素元素非金属性非金属性同一周期元素金属性和非金属变化非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强，金属性逐渐减

13、弱非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强Li3锂锂Be4铍铍B5硼硼C6碳碳N7氮氮O8氧氧F9氟氟Ne10氖氖Na11钠钠Mg12镁镁Al13铝铝Si14硅硅P15磷磷S16硫硫Cl17氯氯Ar18氩氩同一主族元素金属性和非金属变化Na11钠钠Li3锂锂K19钾钾Rb37铷铷Cs55铯铯F9氟氟Cl17氯氯Br35溴溴I53碘碘At85砹砹金金 属属 性性 逐逐 渐渐 增增 强强金金属属性性逐逐渐渐增增强强，非非金金属属性性逐逐渐渐减减弱弱金金属属性性逐逐渐渐减减弱弱，非非金金属属性性逐逐渐渐增增强强元素的金属性和非金属性递变小结HLiBeBCNOFNaMgAlSi

14、PSClKCaGaGeAsSeBrRbSrInSnSbTeICsBaTlPbBiPoAt非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强金金属属性性逐逐渐渐增增强强非非金金属属性性逐逐渐渐增增强强元素的氧化值元素的氧化值表示化合物中各个原子所带的电荷数。（1 1）在单质中元素的氧化值为零。在单质中元素的氧化值为零。（2 2）氧在化合物中的氧化值一般为氧在化合物中的氧化值一般为2 2，仅在，仅在OFOF2 2中为中为+2+2；在过氧化物（如在过氧化物（如H H2 2O O2 2、NaNa2 2O O2 2等）中为等）中为1 1；在超氧化物；在超氧化物（如（如KOKO2 2）中为）中为

15、1/21/2。（3 3）氢在化合物中的氧化值一般为氢在化合物中的氧化值一般为+1+1。仅在与活泼金属生。仅在与活泼金属生成的离子型氢化物（如成的离子型氢化物（如NaHNaH、CaHCaH2 2)中为中为-1-1。（4 4）碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值分别为碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值分别为+1+1和和+2+2；氟的氧化值总是；氟的氧化值总是-1-1。（5 5）在任何化合物分子中各元素氧化值的代数和等于零；在任何化合物分子中各元素氧化值的代数和等于零；在多原子离子中各元素氧化值的代数和等于该离子所带电在多原子离子中各元素氧化值的代数和等于该离子所带电荷数。荷数。元素的氧化值s、p区元

16、素，由于次外层已经达到饱和，因此区元素，由于次外层已经达到饱和，因此最外层电子就是价电子。从最外层电子就是价电子。从A到到A，最外，最外层电子结构从层电子结构从ns1到到ns2np5，价电子数目从，价电子数目从1到到7，因此最高氧化态值从，因此最高氧化态值从+1到到+7。p区元素的最区元素的最低氧化态为使其形成低氧化态为使其形成ns2np6构型所获得电子。构型所获得电子。对于对于d区元素，除最外层电子是价电子，未饱区元素，除最外层电子是价电子，未饱和的次外层和的次外层d电子也是价电子，因此也必须考电子也是价电子，因此也必须考虑。虑。主族元素的化合价族IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA主

17、要化合价气态氢化物的通式最高价氧化物的通式+1+2+3+4-4+5-3+6-2+7-1RH4RH3H2RHRR2OROR2O3RO2R2O5RO3R2O7d区元素可能的最高区元素可能的最高/低氧化值低氧化值列列/族号族号3（IIIB）4（IVB）5（VB）6（VIB）7（VIIB）价电子构型价电子构型(n-1)d1ns2(n-1)d2ns2(n-1)d3ns2(n-1)d5ns1(n-1)d5ns2最高氧化态最高氧化态+3+4+5+6+7最低氧化态最低氧化态 4 3列列/族号族号8（VIII）9（VIII）10（VIII）11（IB）12（IIB）价电子构型价电子构型(n-1)d6ns2(n-

18、1)d7ns2(n-1)d8ns2(n-1)d10ns1(n-1)d10ns2最高氧化态最高氧化态+8+6+4+3+2最低氧化态最低氧化态-2-2（-1）精品课件精品课件！精品课件精品课件！元素周期表元素周期表原子半径增大原子半径增大原子半径增大原子半径增大电离能减小电离能减小电离能减小电离能减小电子亲和能减小电子亲和能减小电子亲和能减小电子亲和能减小电负性减小电负性减小电负性减小电负性减小元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性原子半径减小原子半径减小原子半径减小原子半径减小电离能增加电离能增加电离能增加电离能增加电子亲和能增加电子亲和能增加电子亲和能增加电子亲和能增加电负性增加电负性增加电负性增加电负性增加