第01章 原子结构.ppt

1.4.1 有效核电荷的周期性（对最外层电子而言） 元素原子序数增加时，有效核电荷呈周期性变化。 (1)同周期从左至右有效核电荷的变化情况 ①短周期：从左至右新增加的电子依次填充到最外层，由于同层电子屏蔽作用小，Z*显著增加； ②长周期：主族和短周期元素一样，Z*显著增加。 副族元素由于新增加的电子排在次外层d 轨道上，屏蔽作用较大，有效核电荷增加不多，性质变化不大。 (2)同族元素：从上到下核电荷数增加较多，但相邻两元素之间增加了一个电子层，屏蔽作用大，Z*增加不明显。 1.4 原子结构与元素性质变化的周期性 根据原子在分子中的不同存在形式： 共价半径：同种元素的两个原子，形成共价单键时两原子核间距离的一半。比如：在氢分子中H–H=74.14 pm，故r(H) = 37.07 pm。对于不同原子形成的共价键，理论上共价键的长度可以表示为组成原子共价半径之和，即：R(AB) = r(A) + r(B)。但并不是绝对的，因为原子的实际大小与它所处的化学环境有关。多重键的键长比相应单键短，一般来说，双键半径是单键半径的86%，三键半径是单键半径的78%。 金属半径：金属晶体中两个相邻金属原子核间距离的一半。 范德华半径：分子晶体中（如稀有气体），相邻分子核间距离的一半。 半径大小与n，Z*等因素有关 。 1.4.2 原子半径 /doi/10.1002/chem.200800987/full （1）同一元素： r?＞r原子＞r+ （2）同一周期 短周期：从左至右n相同，Z*显著增加，核对外层电子的引力增大，r减小； 长周期：r递变规律与短周期一致，但在长周期的中部，Z*增加缓慢，r也缓慢减小； 原子半径变化的规律： （3）同族 ： ? 对于主族元素，从上到下电子层数依次增加，而Z*增加缓慢，所以r显著增大； ? 副族元素r 变化不明显，特别是镧系以后的元素，由于受镧系收缩的影响，使第六周期原子半径比同族第五周期原子半径增加不多，有的甚至减小。 第四周期元素 Ti(132) V(122) Cr(118) 第五周期元素 Zr(145) Nb(134) Mo(129) 第六周期元素 Hf(144) Ta(134) W(130) 镧系收缩：镧系元素整个系列随原子序数增加，原子半径缩小的现象。 衡量原子失去电子难易的物理量。 一个基态气体原子失去一个电子成为带一个单位正电荷的气态阳离子所需能量称为第一电离能(kJ·mol?1) ，依次类推。 一般说来：I1＜I2＜I3 通常用第一电离能衡量原子失电子难易。 I 越小，原子越易失去电子，金属性越强； 根据一个原子多级电离能的相对大小，可预测该元素化合时的氧化值。 1.4.3 电离能（I） 电离能变化规律： 同一元素：I1＜I2＜I3…… 同族元素：主族元素从上往下半径增加而有效核电荷增加不明显， I逐渐减小，金属性增强； 对于副族元素，规律性不明显。 同周期：从左往右半径减小，有效核电荷增加，I的总趋势是增大，金属性减弱，非金属性增强； 1.4.4 电子亲合能（A） 衡量原子得电子难易的物理量。 气态原子获得一个电子成为带一个单位负电荷的气态阴离子时，所放出的能量。单位：kJ·mol?1。 A越大(负值越大)，表示原子越易得电子，非金属性越强。 电子亲和能数据不全，实验测定困难，准确性较差，规律性不明显。 有关符号的问题： 根据现在国家标准的规定，体系获得能量，体系本身能量增加，所以获得能量为正，相反体系放出能量为负。根据这一规定，以O为例，它获得第一个电子成为带一个单位负电荷的阴离子时，放出141 kJ·mol?1的能量，按照国家标准的规定，应取负值； ?1价氧离子对结合第二个电子存在排斥力，需吸收780 kJ·mol-1的能量，克服其斥力才能获得第二个电子，所以它的第二电子亲合能应为正。 衡量原子在分子中吸引成键电子的能力大小。 1932年由鲍林提出。指定XF=4.0，作为衡量标准，然后通过热力学数据计算出其它元素的相对电负性值，所以电负性是个相对值。 X越大，表示原子在分子中吸引电子能力越强，非金属性越强。 X值越小，表示原子在分子中吸引电子能力越弱，金属性越强。 1.4.5 元素的电负性（X） 电负性呈现周期性变化 ?同一周期： 金属性减弱，非金属性增强 ?同一主族： 金属性增强，非金属性减弱 ? 副族元素电负性变化幅度小，且规律性不明显. 一般金属的X2，非金属X2； 同一元素不同氧化态，X值不同，高氧化态的电负性大于低氧化态，如Fe2+(1.83)、Fe3+(1.9