第1章_元素周期系及其发展.ppt

共价半径（rc） 金属半径(rM) 范德华半径(rV) X射线衍射法测晶态非金属原子核间距 ： 1.1.2 离子半径 1.1.3电离能 （2）各级电离能的计算 3.电离能的应用 1.1.4 电子亲合能 1.1.5 电负性 卤化氢的键能和Δ值 分子 HF HCl HBr HI E(A-B) 563.7 431.9 366.1 298.5 1/2[E(A-A)+E(B-B)] 294.6 339.3 314.6 293.7 Δ 271.5 92.4 51.0 5.0 鲍林估算H-X键的离子百分数 H-X 键 H-F H-Cl H-Br H-I 键的离子百分数（计）% 60 19 11 4 键的离子百分数（实）% 45 17 12 5 HF的实验值与计算值相差较大，与液态的实际存在形式有关。 为了克服Pauling计算式的不足，1964年Hannay和Smyth又提出下面的计算键的离子性百分数的关系式 离子性%=16∣χA－χB∣＋3.5∣χA－χB∣2 电负性与化合物酸碱性的关系 氢氧化物可用一般的结构式R－OH表示 如果R的电负性大，该氢氧化物显酸性 若R的电负性小，氢氧化物主要表现出碱性 R的电负性适中，氢氧化物表现为两性 一般以R=1.7 为界， 当χ 1.7时，ROH表现为酸性 χ 1.7时，ROH表现为碱性 χ≈1.7时， ROH表现为两性 　χＮａ＝0.9 1.7 NaOH为碱性 χCａ＝1.0 1.7 Ca(OH)2为碱性 χSi＝1.8 1.7 Si(OH)4为弱酸性 χAl＝1.5≈1.7 Al(OH)3 为两性 χBe＝1.5≈1.7 Be(OH)2为两性 1.2.2 对角相似关系 1.3 单质及其主族元素化合物的性质及其周期性递变规律 1.3.2 主族元素化合物的周期性性质 1.4 元素的氧化数 1.5 周期反常现象 (Periodic Anomalies) 上述SiCl4是中心原子具有空轨道的例子，发生的是亲核水解反应。水分子中的氧原子上的孤对电子首先进攻中心原子Si的空d轨道，SiCl4作为电子对的接受体接受来自水分子的电子并生成一个配位中间体SiCl4(OH2)，其中心原子Si的杂化态由sp3变为sp3d，而后脱去一个HCl分子，变回sp3杂化态；然后再发生类似的亲核水解，逐步脱去氯原子生成Si(OH)4水解产物： 亲核水解产物的特征是中心原子直接与羟基氧原子成键。 这一过程首先需要中心原子有可提供使用的空轨道(在这里，Si的空轨道是 d 轨道，C无 d 轨道，不具备该条件)。水解过程还包括了构型转变sp3→sp3d →sp3→……→sp3)、键的生成与消去时发生的能量变化过程。 SiCl4＋4H2O＝H4SiO4＋4HCl △rGmθ＝－138.9 kJ·mol－1 NCl3是中心原子具有孤电子对的例子，发生的是亲电水解反应。首先由水分子上的氢进攻中心N原子上的孤对电子，生成Cl3N…H…OH，然后再发生键的断裂与消去的能量变化过程。 亲电水解产物的特征是产物的中心原子直接与氢 原子成键。 PCl3是中心原子既有空轨道(d轨道, 可以接受孤对电子进攻)又有孤电子对(可以接受质子的亲电进攻)，加上PCl3中配位数仅为3，远远未达到第三周期最大的配位数6这一数值，所以PCl3可以同时发生亲核水解和亲电水解反应： PCl3＋3H2O＝H3PO3＋3HCl PCl3的在第一步发生亲电水解后，不再具有孤对电子