1、1 原子半径,2 电离能,3 电子亲和能,4 电负性,5 金属性与非金属性,6 氧化数与原子结构,六、元素性质的周期性,198pm, 360pm,金属半径:,范德华半径:,180pm,99pm,氯原子的共价半径,氯原子的范德华半径,共价半径:,256pm,铜原子半径,128pm,指形成共价键或金属键时原子间接触所显出的半径。,主族元素,.,决定原子半径大小的主要因素:,有效核电荷; 核外电子层数.,主族元素原子半径变化规律,规律:,从上到下, r增大.,从左到右, r 缓慢减小，稀有气体突然增大;,过渡元素原子半径变化规律,原子半径(pm),原子序数Z,前36号元素原子半径的变化,镧系收缩:指
2、镧系元素随着原子序数的增加，原子半径 依次更缓慢减小的积累叫做镧系收缩。,从57镧到71镥 ，镧系元素的原子半径总共才减小了15pm；由于镧系收缩的影响,使镧以后元素的原子半径与第五周期同族元素的原子半径非常接近. 例如:,第五周期元素 40Zr 41Nb 42Mo 原子半径/pm,因此,使Zr与Hf , Nb与Ta, Mo与W的性质十分相似,在自然界常共生,且分离困难。,第六周期元素 72 Hf 73Ta 74W 原子半径/pm,154 143 137,161 147 136,一个基态的气态原子失去1个电子而成为+1价气态离子所需的能量，称为该元素的第一电离能( I1 )。从+1价气态离子再
3、失去一个电子成为+2 价气态离子所需的能量称为该元素的第二电 离能( I2 ), 以此类推。,Cu(g),Cu+ + e-,I1 = 785 kJ.mol-1,Cu+(g),Cu2+ + e-,I2 = 1955 kJ.mol-1,各级电离能的关系：I1I2I3,电离能：使基态气态原子失去电子变成正离子，要消耗一定的能量克服核对电子的引力，这个能量叫或电离能，用I表示。电离能常用1摩尔原子来计，单位为kJ/mol。,第一电离能的讨论：,（1）与原子的核电荷数、原子半径有关在同一周期中，自左向右，电子层数相同,核电荷数增加，半径减小，电离能随之增大。在同一主族中，从上到下，电子层数增加，半径增大
4、，电离能也随之减小。,决定电离能大小的主要因素:,有效核电荷; 原子半径; 电子层结构.,短周期-主族Li Be B C N O F Ne I1 / kJmol 1 520 900 799 1096 1401 1310 1680 2080,（2）与电子的构型有关半充满、全充满的轨道具有较稳定的结构，因此具有较大的电离能。,思考：N(2s 22p3)的第一电离能偏大，而B (2s 22p1)的第一电离能偏小？为什么？,答：N原子的特征电子构型为p轨道半充满，较稳定(不易电离)，B 原子失去一个2p电子后变成2s22p0的稳定结构。,电离能变化,元素的第一电离能越小，越易失去电子， 该元素的金属性
5、也越强.,另外反常：Be B， N O Mg Al， P S,从电离能的大小，还可以看出元素通常的化合价。,对于任何元素来说，在第三电离能以后的各级电离能的数值都是比较大的，所以在一般情况下，高于+3价的独立离子是很少存在的。,3. 电子亲和能,元素的一个基态的气态原子得到电子生成-1价气态离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲和能 Eea,Cl(g)+ e Cl-(g)Eea = 348.8 kJmol-1(释放能量） O(g) + e O-(g）Eea = 141 kJmol-1 (释放能量）,F(g)+ e,F-(g),H = 322 kJmol 1,元素的-1价气态负离子得到电子生成
6、-2价气态负离子时所“放出”的能量称为该元素的第二电子亲和能 Eea，2,O- (g) + e- O2-(g) Eea,2 = -780 kJmol-1,第二亲和能，一般为负值(即此过程为吸收能量），因为负离子在得到电子需要吸收能量来克服电子之间的排斥力。,X- + e,X 2-,若原子的核电荷 Z 大，原子半径 r 小，核对电子引力大，结合电子后释放的能量多，于是电子亲合能 E 大。,有效核电荷; 原子半径; 电子层结构.,决定电子亲和能大小的主要因素:,因为 N 的电子结构为 2s2 2p3， 2p 轨道半充满，比较稳定。故 N 原子不易得电子，如果得到电子，非但不释放能量，反而要吸收能量
7、。所以 E 为负值。,增,减,s轨道满，稳定,p轨道半满，稳定,从上到下电子亲合能逐渐变小，但 F 元素反常。 因为 F 的原子半径非常小，电子云密度大，排斥外来电子，不易与之结合，所以 E 反而比较小。,出于同种原因，O 元素比同族的 S 元素和 Se 元素的电子亲合能小。,既然 F 的电子亲合能比 Cl 的电子亲合能小，为何 F2 反而比 Cl2 活泼呢 ?,注意，这是 F2与Cl2两种物质的化学活性的比较，或者说是分子活泼性的比较，而不是原子活泼性的比较。,首先看分子的离解能1/2 F2 ( g ) F ( g ) H1 = 154.8 kJmol 11/2 Cl2 ( g ) Cl (
8、 g ) H2 = 239.7 kJmol 1,再看电子亲合能F ( g ) + e F ( g ) H3 = 322 kJmol 1Cl ( g ) + e Cl ( g ) H4 = 348.7 kJmol 1,综合考虑分子的离解能，元素的电子亲合能，结果 H5 H6 ，即氟的反应比氯的相应反应释放的能量多。所以，F2 比 Cl2 更活泼。,1/2 Cl2 ( g ) Cl ( g ) Cl ( g ) H6 = H2 + H4 = 239.7 + ( 348.7 ) = 109 （ kJmol ）,H5 = 154.8 + ( 322 ) = 167.2（ kJmol ）,1/2 F2
9、( g ) F ( g ) F ( g ) H5 = H1 + H3,而在许多反应中，并非单纯的电子得失，单纯的形成离子。而是电荷的部分转移，或者说是电子的偏移。因而应该有一个量，综合考虑电离能和电子亲合能，可以表示分子中原子拉电子的能力的大小。用它来正确判断元素在化学反应中的行为。,1932年，Pauling 提出了电负性的概念电负性表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。并规定氟的电负性约为 4.0，其它元素与氟相比，得出相应数据。,同周期中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强。,同族中，自上而下，电负性变小，元素的金属性增强。,一般认为X 2.0 为非金属。,周期表中，右上角的
10、F 元素电负性最大，左下角的 Cs 元素电负性最小,1934 年 Milliken ( 募力肯 ) 提出了绝对电负性的概念。认为用电离能与电子亲合能之和的一半可计算出绝对的电负性数值 XM= (I+E) 但由于 E 的数据不足，此式在应用中有局限性。,Milliken电负性XM与鲍林电负性XP之间关系式为,原子吸引电子的趋势较强, 则在化合物中显示电负性,反之显电正性。,金属，电负性小，大约2 判断化合物的键型， XXA-XB X大，离子键 X小，共价键 X=0, 非极性共价键,指元素(在化学反应中)得、失电子的难易程度。 显然，得电子易，非金属性强；失电子易金属性强 (1)、影响因素 基于前
11、面的讨论，原子得失电子的难易程度与什么因素有关？ 电子层结构(n e数)、r、Z,最外层e数少: 失去e变成惰性气体原子结构容易 原子半径r大及有效核电荷Z小,核对e吸引弱,金属性强 最外层e数多: 得到e变成惰性气体原子结构容易 原子半径r小及有效核电荷Z大,核对e吸引强非金属性强,（2）主族元素 横向:左 右 金属性,非金属性非金属性最强 F 纵向:上 下 金属性,非金属性金属性最强 Cs(Fr) （3）副族元素 因最外层都是ns1,2，e少，所以都是金属元素 又 r 变化较小，M性变化很慢,某元素的一个原子在化合态时的形式电荷数。元素的氧化数决定于价电子（参与化合键形成的电子）数目).主族元素, 所呈现的最高正氧化数为该元素所属的族数.副族元素价电子构型（外层电子构型）与最高氧化数,周期表是非常有用的。在元素周期 表的指导下，人们可以有计划、有目的 地去寻找新的物质，它可以为我们在制 备、选用和使用材料时提供非常重要的 信息。,
