主题十一：元素的性质与分子的结构.docVIP

主題十一：元素的性質與分子的結構 元素的性質 一、原子半徑 1. 軌域只用來描述電子出現的機率空間，故無法真正測得氣態原子的實際半徑。一般是以測量其分子間的核距離為其原子半徑。 2. 相同元素的兩原子以共價鍵相連接時，其核間距的一半稱為共價半徑。 3. 原子半徑的規律性： (1) 同一族：原子半徑由上而下遞增，即隨原子序增加而增大。 (2) 同一列：隨原子序的增加而減少。因主量子數相同，表示在同一殼層，而愈往右，核電荷愈大，故對外圍電子的吸引力愈大，所以半徑愈小（只限於典型元素，且鈍氣例外）。ⅠA族為同週期半徑最大之元素（如右圖示）。 4. 離子半徑的規律性： (1) 等電子數：隨原子序的增加而減少。：8O2－＞9F－＞10Ne＞11Na+＞12Mg2+(2) 等核電荷數：即質子數相同時，電子數愈多的其斥力愈大，故半徑大。：Na＞Na+F－＞F游離能： 定義：將中性基態氣原子移去一個電子所需能量稱。M(g) → M+(g)＋eH＝IE1（kJ／mole） 2. 性質： (1) 必為吸熱反應，即H＞0。 (2) 移走第一個第二個第三個電子所需的能量分別為第一游離能第二游離能第三游離能。 (3) 對同一元素而言，連續游離能依序增大。即IE1＜IE2＜IE3，因為要移走的電子愈內層。 (4) 若元素含有n個價電子，則其第n＋1游離能會遠大於第n游離能，即IEn＋1IEn。：鎂，IE3（7723 kJ／mole）?IE2（1450 kJ／mole）。　　?我們也可用此方法來判斷一族的元素。 影響游離能的因素： (1) 原子大小：半徑大，愈易游離，游離能愈小。 (2) 核電荷：核電荷大，游離能高。 (3) 電子組態：有全滿或半滿者，游離能較高，所以A族與A族具有不尋常的高第一游離能，而鈍氣為同週期中，第一游離能最高的。 (4) He，最小的為Cs。 游離能的規律性： (1) 同元素：M2＋＞M＋＞M＞M－＞M2－ (2) 同一族：愈往下愈小。 (3) 同一列：下圖。：第二列元素之IE1 ：Li ＜ B ＜ Be ＜ C ＜ O ＜ N ＜ F ＜ Nes1 s2p1 s2 s2p2 s2p4 s2p3 s2p5 s2p6 (4) 等電子數：核電荷高者原子序大較大 ：Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ne＞F－＞O2－＞N3－ 三、電子親和力 1. 定義：將一電子加至一基態氣態原子而形成基態陰離子時的能量變化稱為電子親和力（常以表示） 對於放熱愈多的反應，我們稱其電子親和力愈大，表示該原子愈易獲得電子。 2. 大小 (1) 的電子親和力最大。鹵素原子半徑小，核電荷大，得1個電子之後，形成與鈍氣相同的電子組態，因此電子親和力最大。鹵素的電子親和力：（是所有元素中電子親和力最大者）。※陰離子之游離能為Cl－＞F＞Br＞I吸熱大小），但 為吸熱反應（）。 (3)電子親和力的量值必小於游離能。 (4)任何元素第二級以上之電子親和力均為吸熱。 四、電負度 1. 定義：描述化合物中，原子對於共用電子的吸引能力之指標稱為電負度（常以EN為代號），下表列出了一些元素的電負度，這些數值是在氟原子的電負度為的基準下所求出的比較值。 2. 電負度之來源 化學家鮑林根據化學鍵強度導出電負度標，以氟原子的電負度最大，定為4，其他元素原子的電負度為與氟之比較值。電負度值愈大者，表示分子內，其成分原子對共用電子的吸引力愈大。 3. 電負度的大小傾向 (1)同一週期元素（同列），由左至右，電負度遞增。 (2)同族元素（同行），由上至下，電負度遞減。 　　 (3)一般金屬元素的電負度小於2，非金屬元素的電負度大於2，氫的電負度介在中間是，類金屬（B、Si、Ge、As、Te等）電負度近似2.0。 4.電負度的應用： (1) 兩元素間的電負度差＞1.9時，形成離子鍵。 (2) 預測氫鍵的形成：N、O、F三者電負度較高者，可與氫形成氫鍵。 (3) 判斷氧化數：當難以決定何者具有正的氧化態時，以電負度小者優先。 2. 鹼金族 (1)價電子組態：，比鈍氣多1個電子。 (2)化性活潑，易失去電子形成 + 1電荷陽離子。（貯存於煤油中） 　 (3)鹼金屬或其氧化物溶於水中均生成鹼性溶液。 　 　 　　 　　 　 (4)一般性質傾向 3. 鹵素 (1) 價電子組態為，電子親和力大，故易獲得1個電子成為同週期惰性氣體的安定電子組態，易形成電荷的陰離子。 (2) 常溫、常壓下，為淡黃色，為黃綠色氣體，為紅棕色液體，為紫黑色固體。 (3) 一般性質傾向 4. 第三列元素 (1) Na、Mg、Al為金屬元素，bp、mp隨原子序增大而升高。 即： 精選演練 一、單選題