普通化学 第六章 原子结构.ppt

2. 元素的电子亲合能 电子亲合能是指一个气态原子得到一个 电子形成负离子时放出的能量, 常以符号E 表示. 像电离能一样, 电子亲合能也有第一、 第二、…之分；E1为正值，其余为负值。 元素的电子亲合能越大，元素的气态原子获得电子生成负离子的倾向越大，非金属性越强。 活泼非金属－较大的电离能和电子亲合能，易 得到电子形成负离子； 活泼金属－较小的电离能和电子亲合能，易失去 电子形成正离子。 一般规律： 3. 电负性 电负性是元素的原子在分子中吸引成键电子的能力，规定电负性最大的F原子的电负性为4.0， Li原子的电负性为1.0，依此为标准，求得其它元素原子的电负性。 电负性是一个相对数值，用χ表示。 电负性越大，原子 对成键电子的吸引能力越强。 电离能和电子亲合能并不总是一致 H2.1 Li1.0 Be1.5 B2.0 C2.5 N3.0 O3.5 F4.0 Na0.9 Mg1.2 Al1.5 Si1.8 P2.1 S2.5 Cl3.0 K0.8 Ca1.0 Sc1.3 Ti1.5 V1.6 Cr1.6 Mn1.5 Fe1.8 Co1.9 Ni1.9 Cu1.9 Zn1.6 Ga1.6 Ge1.8 As2.0 Se2.4 Br2.8 Rb0.8 Sr1.0 Y1.2 Zr1.4 Nb1.6 Mo1.8 Te1.9 Ru2.2 Rh2.2 Pd2.2 Ag1.9 Cd1.7 In1.7 Sn1.8 Sb1.9 Te2.1 I2.5 Cs0.7 Ba0.9 La-Lu1.0~1.2 Hf1.3 Ta1.5 W1.7 Re1.9 Os2.2 Ir2.2 Pt2.2 Au2.4 Hg1.9 Tl1.8 Pb1.9 Bi1.9 元素的Pauling电负性 在同一周期中，从左到右电负性增加； 在同一族中，自上而下电负性逐渐下降。 氧化数是指化学实体中某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是假设把每个键中的电子制定给电负性较大的原子，从而得到的某原子在化合状态时的形式电荷数。 4. 氧化数 氧化数的计算规则： 单质中原子的氧化数为0； 2. 单原子离子的氧化数等于它的荷电数，Na+, Mg2+, Cl- 等于+1，+2，-1； 3. H在化合物中氧化数一般为+1， 但与活泼金 属生成的离子型氢化物中为-1， 如 NaH, CaH2; 4. O在化合物中的氧化数一般为-2， 在OF2中为+2， 在过氧化物中为-1 （ H2O2），超氧化物中为 -1/2(KO2) 5. 化合物中各原子氧化数的代数和等于 0，多原子离子中各原子氧化数的代数 和等于多原子离子所带电荷数。 IA +1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA +2 +3 -4 +4 -3 +1 +3 +5 -2 +4 +6 -1 +1 +5 +7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB +3 +2 +4 +3 +5 +3 +6 +2 +7 +2 +3 +8 +1 +2 +3 +2 +3+1 +4+2 +5+3 +6+4 元素的氧化值 主族元素的最高氧化数等于族序号N； p区元素能形成多种氧化态的化合物，最低氧化数为N-8; 过渡元素都是金属元素，d,s电子都是价电子，最高氧化数等于族序数。 一般规律： ⅠA-ns1: +1 ⅡA-ns2: +2 原子半径增大 金属性、还原性增强 电离能、电负性减小 原子半径减小 金属性、还原性减弱 电离能、电负性增大 都是最活泼的金属 形成的化合物大多是离子型的 通常只有一种稳定的氧化态 同一族自上而下性质的变化有规律 锂辉石: 钠长石: 钾长石: 光卤石: 明矾石: 绿柱石: 菱镁矿: 石 膏: 大理石: 萤 石: 天青石: 重晶石: 本区元素在自然界中均以矿物形式存在: Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sr Ba 单质都有金属光泽，密度小，硬度小，熔点低，导电、导热性好的特点. 右图给出的是18-冠-6，18和6分别表示环原子数和环氧原子数，距离最近的 O 原子间以 -CH2-CH2- 相桥联.冠醚 与碱金属离子形成相对稳定的配合物，碱金属18-冠-6配合物在非水溶液中几乎能无限期稳定存在. 右图给出的新配合物中含有和两种杂原子，由于分子结构型似地穴，故取名穴醚 (crypta