周期律周期表(竞赛辅导用).ppt

维尔纳长式周期表: 是由诺贝尔奖得主维尔纳（ Alfred Werner 1866-1919）首先倡导 的，长式周期表是目前最通用的元素 周期表。 维尔纳长式周期表 元素周期表的编排规则 按原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的元素排列成一个横行 将最外层电子数相同的元素排成一列（按电 子层数递增的顺序） 元素周期表的结构 周期定义：具有相同电子层数的元素按照原子序数的递 增的顺序排列的一个横行 周期的序数等于电子层数，用阿拉伯数字或大写数 字表示 分类： 周期1234567 元素种类类 数 28818183226 周期归类归类短周期长长周期不完全周 期 每周期都是由碱金属开始，以稀有气体结束 （除了第1、第7周期外） 周期： 维尔纳长式周期表分主表和副表。 主表中的15行分别是完整的第1，2 ，3，4，5周期，但是，第6、7行不 是完整的第6、7周期，其中的镧系元 素和锕系元素被分离出来，形成主表 下方的副表。 族： 周期表中的元素每一列为一族。 根据其结构又分为主族（A族）和 副族（B族）。 族的序数用罗马数字表示 族的名 称 主族副族第八族零族 定义义由长长、短周 期元素共 同构成的 族 只由长长周期 元素构成 的族 由8、9、10 三列元素 构成的一 族 由稀有气 体构 成的 一族 表中位 置 周期表中左 右 周期表中部周期表中部周期表最 右 表示方 法 罗马罗马 数字+A IA、IIA 罗马罗马 数字+B IB、IIB VIII0 个数7711 主族：族数=ns+np电子数。 例：16号S：最外层结构为3s23p4 A 17号Cl：最外层结构为3s23p5 A 副族：B-B 族数=(n-1)d+ns电子数。 例：25号Mn： 1s22s22p63s23p63d5 4s B B、B族：族数=(n-1)d10后ns的电子数 例：29号Cu： 1s22s22p63s23p63d10 4s1 B 第8,9,10列元素称为为族，价电电子排布（n-1)d6-8ns2 过渡元素 定义：元素周期表中部从IIIB族到IIB族共10 个纵行，包括副族元素和第VIII族元素在内 的68种元素 特点：全部是金属元素，也称之为“过渡金属 ” 镧镧系第六周期，第IIIB族57镧镧 La 71镥镥 Lu 15 锕锕系第七周期，第IIIB族89锕锕 Ac 10铹铹 Lr 15 超铀元素：在锕系元素中92号元素铀U以后各种元素 ，多数是人工制得的元素，称之为“超铀元素” 区： 长式周期表的主表从左到右可分 为s区，d区，ds区，p区4个区，有 的教科书把ds区归入d区；副表(镧 系和锕系)是f区元素。 周期表中区的划分： 最后一个电子填充在什么类型的轨 道上，就是该元素所在的区。 A、A：s区； A-A：p区； B- B 、：d区； B、B：ds区； 镧系、锕系（超长周期）：f区。 结 构 分 区 s 区ns12 p 区ns2np16 ds区(n-1)d10ns1-2 d 区(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子) f 区(n2)f114(n1)d01ns2 非金属三角区： 周期系已知112种元素中有21种非 金属（包括稀有气体），它们集中在 长式周期表p区右上角三角区内。 准金属非金属 金属 元素周期性 1、原子半径 2、 电离能 3、 电子亲和能 4、 电负性 5、 氧化态 元素周期性最基本的内容是： 随原子序数递增，元素周期性地 从金属渐变成非金属，以稀有气体结 束，又从金属渐变成非金属，以稀有 气体结束，如此循环反复。 1 、原子半径 原子的大小可以用“原子半径”来 描述。原子半径的标度很多，各种不 同的标度，原子半径的定义不同，差 别可能很大。 金属半径： 金属晶体中相邻两原子核间距的一半 。 共价半径： 非金属元素单质中相邻两原子核间 距的一半。 范德华半径： 稀有气体的单原子分子晶体中，相 邻两原子核间距的一半。 变化规律： 主族元素：从左到右 r 减小； 从上到下 r 增大。 过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。 2、 电离能 基态气体原子失去电子成为带一 个正电荷的气态正离子所需要的能量 称为第一电离能，用 I 1表示。 由+1价气态正离子失去电子成为 带+2价气态正离子所需要的能量称为 第二电离能，用 I 2表示。 E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2 E (g) E+ (g) + e- I 1 例： I 1 双键半径 叁键半径 B.金属半径紧密堆积的金属晶体中以金属键 结合的同种原子核间距离的一半。 同一原子的金属半径要大于共价半径 1015% 。 C.范德华半径非键和原子之间只靠分子间的 作用力互相接近时，两原子的核间距的一半。 一般范德华半径最大（非键合），共价半径最小 （轨道重叠），金属半径位中间（紧密堆积） 严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径 也就无一定数。但人总会有办法的。迄今所有的 原子半径都是在结合状态下测定的。 适用金属元素 固体中测定两个最邻 近原子 的核间 距一半 金属半径(metallic radius) 适用非金属元素 测定单质分子中两个相邻 原子的 核间距 一半 共价半径(covalent radius) 原子半径在周期中的变化 1. 在短周期中，从左往右随着核电荷数的增 加，原子核对外层电子的吸引作用也相应 地增强，使原子半径逐渐缩小。 2. 在长周期中，自左向右原子半径缩小程度 不大。 周期系中各相邻元素原子半径减少的平均幅度 为： 非过渡金属（0.1pm）过渡元素（0.05 pm）内过渡元素（0.01 pm） （1） 原子半径在周期表中的变化 只有当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子的对称 性较高，这时 占主导地位，占主导地位，原子半径 r 增大。 核电荷数 Z 增大，对电子吸引力增大，使得原子半径 r 有减小的趋势。 核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径 r 有增大的趋势。 以以 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。为主。即同周期中从左向右原子半径减小。 (a) 同周期中 从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原 子半径的变化 这是一对矛盾， 以哪方面为主？ 短周期的主族元素，以第 3 周期为例 MgNaAlSiPSClAr r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154 长周期的过渡元素，以第 4 周期的第一过渡系列为例 ScTiVCrMnFeCoNiCuZn Sc Ni，8 个元素，r 减少了 29 pm。相邻元素之间， 平均减少幅度 4 pm 许。 Na Cl，7 个元素，r 减少了 55 pm。相邻元素之间， 平均减少幅度 10 pm 许。 Ar 为范德华半径， 所以比较大。 r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125 短周期短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和 少，有效核电荷 Z* 增加得多。所以 r 减小的幅度大。 长周期长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中 和多，Z* 增加得少，所以 r 减小的幅度小。 短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ，长周期的过 渡元素平均减少幅度 4 pm 。造成这种不同的原因是什么？ Cu，Zn 为 d10 结构，电子斥力大， 所以 r 不但没减小， 反而有所增加。 ScTiVCrMnFeCoNiCuZn r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125 试设想超长周期的内过渡元素，会是怎样的情况。 （b）镧系收缩 LaCePrNdPmSmEuGd TbDyHoErTmYbLu 15 种元素，r 共减小 11 pm。电子填到内层 (n2) f 轨道， 屏蔽系数更大，Z* 增加的幅度更小。所以 r 减小的幅度很小。 r/pm 161 160 158 158 158 170 158 r/pm 169 165 164 164 163 162 185 162 Eu 4f7 6s2，f 轨道半充满，Yb 4f14 6s2，f 轨道全充满，电 子斥力的影响占主导地位，原子半径变大。 将 15 镧系种元素，原子半径共减小 11 pm 这一事实，称为 镧系收缩。 K Ca Sc Ti V Cr r/pm 203 174 144 132 122 118 Rb Sr Y Zr Nb Mo r/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta W r/pm 235 198 169 144 134 130 镧系收缩造成的影响 对于镧系元素自身的影响，使 15 种镧系元素的半径相似， 性质相近，分离困难。 对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半 径相近，性质相近，分离困难。 (c)同族中 同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势 核电荷 Z 增加许多，对电子吸引力增大， 使 r 减小； 核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大。 主族元素 Li 123 pm Na 154 pm K 203 pm Rb 216 pm Cs 235 pmr r 增大增大 在这一对矛盾中， 起主导作用。同族中，从上到下，原 子半径增大。 副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb Mo 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130 第二过渡系列比第一 过渡系列原子半径 r 增 大 1213 pm。 第三过渡系列和第二 过渡系列原子半径 r 相近 或相等。这是镧系收缩的 影响结果。 原子半径在族中变化 在同一主族中，从上到下，随着核电荷 数增加，元素原子的电子层数增多，原子 半径增大。 副族元素的元素半径变化不明显，特别 是第五、六周期的元素的原子半径非常相 近。这主要是由于镧系收缩所造成的结果 。 离子半径 在离子晶体中，正负离子间的吸引作用和排斥作用 达平衡时，使正、负离子间保持着一定的平衡距离 ，这个距离叫核间距，结晶学上常以符号d表示。 离子半径大致有如下的变化规律： 1.在周期表各主族元素中，由于自上而下电子 层依次增多，所以具有相同电荷数的同族离 子的半径依次增大。 例如 Li+Mg2+Al3+ 3. 若同一元素能形成几种不同电荷的正离子时 ，则高价离子的半径小于低价离子的半径。 例如 rFe3+(60 pm) rFe2+(75 pm) 4. 负离子的半径较大，正离子的半径较小。 5. 周期表中处于相邻族的左上方和右上方斜对 角线上的正离子半径近似相等。 例如 Li(60pm) Mg2(65 pm) Sc3(81pm) Zr4(80pm) Na+(95pm) Ca2+(99pm) 32 电离能 定义：从气态的基态原子中移去一个电子 所需的最低能量，用焓的改变量来表示 从气态的一价正离子中移去一个电子的焓 的改变量 元素的第一电离势越小，表示它越容易失 去电子，即该元素的金属性越强。 影响因素 原子核电荷（同一周期）即电子层数相同 ，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引 力越大、越不易失去电子，电离势越大。 原子半径（同族元素）原子半径越大、原 子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子 ，电离势越小。 电子层结构稳定的8电子结构（同周期末 层）电离势最大。 3 电离能与价态之间的关系 首先要明确，失去电子形成正离子后， 有效核电荷数 Z* 增 加，半径 r 减小，故核对电子引力大，再失去电子更加不易。所 以对于一种元素而言有 I1 I2 I3 I4 结论 电离能逐级加大。 分析下列数据，探讨电离能与价态之间的关系。 I1 I2 I3 I4 I5 I6 Li 520 7289 11815 Be 900 1757 14849 21007 B 801 2427 3660 25026 C 1086 2353 4621 6223 37830 47277 N 1402 2856 4578 7475 9445 53266 电离能 kJmol-1 I1 I2 I3 I4 I5 I6 Li 520 7289 11815 Be 900 1757 14849 21007 B 801 2427 3660 25026 C 1086 2353 4621 6223 37830 47277 N 1402 2856 4578 7475 9445 53266 电离能 kJmol-1 Li = 14.02 倍，扩大 14 倍。I2 过大，不易生成 + 2 价离子，所以锂经常以 + 1 价态存在，形成 Li + 。 Be = 1.95 倍， = 8.45 倍。 I3 过大，不易生成 + 3 价离子，所以铍经常以 + 2 价态存在，形成 Be2+。 I1 I2 I3 I4 I5 I6 B 801 2427 3660 25026 C 1086 2353 4621 6223 37830 47277 N 1402 2856 4578 7475 9445 53266 电离能 kJmol-1 B = 1.38 倍， = 6.83 倍。 I4 过大，所以 B ( IV ) 不易形成，B ( III ) 是常见价态。 C = 1.35 倍， = 6.08 倍。 I5 过大，所以 C ( V ) 不易形成， C ( IV ) 是常见价态。 N = 1.26 倍， = 5.67 倍。 I6 过大，所以 N ( VI ) 不易形成， N ( V ) 是常见价态。 变化规律 同一主族元素，从上向下，随着原子半 径的增大，元素的第一电离势依次减小。 在同一周期中元素的第一电离势从左到右 总趋势上依次增大，金属性减弱。 33 电子亲合势 1.电子亲合能 电子亲合能(Y)是指气态的基态原子获得一个 电子成为一价负离子所放出的能量： 具有最大电子亲合能为Cl原子 ，卤素的电子 亲合能最大 ，和卤素相邻的氧族元素，电子 亲合能也较大 。 在周期、族中的变化规律 电子亲合能随原子半径的减小而增大。因为 半径减小，原子核对电子的引力增大。在周期 中是按由左向右的方向增大，在族中是按由上 向下的方向减少。 反常现象是由于第二周期的氧、氟原子半径 很小，电子云密集程度很大，电子间排斥力很 强，以致当原子结合一个电子形成负离子时， 由于电子间的相互排斥作用致使放出的能量减 少。而第三周期的硫、氯原子半径较大，并且 有空的d 轨道可以容纳电子，电子间的相互作 用显著就减小，因而当原子结合电子形成负离 子时放出的能量 最大。 34 元素的电负性 LPauling定义电负性为“在一个 分子中，一个原子将电子吸引到它自 身的能力”。 两种原子所形成的异核键 键能和两种同核键键能的 平均值之间的差别，提出 元素的电负性定量标度数 据，称为电负性的Pauling 标度P。 在同一周期中，从左到右电负性递增，元 素的非金属性逐渐增强；在同一主族中，从 上到下电负性递减，元素的非金属性减弱 右上方氟的电负性最大，非金属性最强， 左下方铯的电负性最小，金属性最强。 电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元素(非 金属性强的元素),电负性小的元素通常是那些电离能小 的元素(金属性强的元素)。电负性与电离能和电子亲和 能之间的确存在某种联系, 但并不意味着可以混用! 电离能和电子亲和能用来讨论离子化合物 形成过 程中的能量关系,例如热化学循环; 电负性概念则用于讨论共价化合物 的性质,例如对 共价键极性的讨论。 原子性质质的周期性变变化规规律 原子性质质从左到右从上到下 原子半径减小 增大，第五、六周期接近 （镧镧系收缩缩） 电电离能 增大，全满满半 满结满结 构稍大 减小，过过渡元素略增，多 处处不规规律 电电子亲亲和能增大减小，但O,F并非本族中最 大值值，这这是由于半径小， 内层电层电 子排斥所致 电负电负 性 增大 减小，A例外，副族不明 显显 性质质从左到右 从上到下 单质单质 的金属性减弱增强 元素的氧化值值主族元素及B B元素的最高氧化 值值族号数 氢氢氧化物的酸 碱性 酸性增强 碱性增强 第二周期元素的原子价层电子构型为 2s1,22p06，与其他周期同族元素相比，多数元 素有特别小的原子半径和特别高的电负性。部 分有关数据如下： 第二周期元素的特殊性 元素周期表从总体上描述了元素及其化合物 的性质随原子序数的递增呈现出周期性的变化 。但是，其中也有一些“反常性”。第二周期元 素的特殊性就是这种不规律性的表现之一。概 括如下： LiBeBCNOF ra pm 1521118877706664 X0.981.572.042.553.043.443.98 NaMgAlSiPSCl ra pm 1