元素基本性质的周期性.doc

元素基本性质的周期性 一.原子半径 1. 概念1) 共价半径: 同种元素的两个原子, 以两个电子用共价单键相连时, 核间距的一半, 为共价半径. 如: H2 X2 等同核单键双原子分子, 均可测得其共价半径. 2) 金属半径: 金属晶体中, 金属原子被看为刚性球体, 彼此相切, 其核间距的一半, 为金属半径. .3) 范德华半径: 单原子分子(He, Ne等), 原子间靠范德华力, 即分子间作用力结合(未成键), 在低温高压下形成晶体, 核间距的一半为范德华半径。2. 原子半径在周期表中的变化规律1)同周期中, 从左向右， 分两个方面看: Z 增大，对电子吸引力增大， r 减小， Z 增大，电子增加，之间排斥力增大，r 增大。这是一对矛盾， 以哪方面为主？ 以 为主。 只有当时，对称性较高的半充满和全充满时， 占主导地位。 短周期： 从Na Cl, 7个元素，r下降了55 pm, 相邻元素之间，平均下降值为 55/6 = 9.16pm. (Ar 为范德华半径， 所以比较大）长周期：从Sc Ni, 8个元素，r下降了29 pm, 相邻元素之间，平均下降值为 29/7 = 4.14pm. (Cu, Zn, Ga 为 结构，对外层电子斥力大， 对核的屏蔽作用强，所以r 不但没减小，反而有所增加。同样， Kr 为范德华半径， 所以比较大).短周期：电子填加到外层轨道, 对核的正电荷中和少, Z* 增加的幅度大, 所以 r 变小的幅度大. 长周期：e 填加到(n-1)层轨道, 对核的正电荷中和多, Z* 增加的幅度小, 所以 r 变小的幅度小. 超长周期：内过渡系, 镧系和锕系15种元素, r共减小 11 pm, 电子填到内层 (n-2)f 轨道, 屏蔽系数更大, Z* 增加的幅度更小, 所以, r 减小的幅度更小, 或 r 收缩的幅度很小. 此种半径收缩很小的现象, 称为镧系收缩.镧系收缩的结果: 由于镧系收缩, 不仅使 15 种镧系元素的半径相似, 性质相近, 分离困难; 而且更主要的是: 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. 2) 同族中半径变化, 自上而下: Z 增大，对电子吸引力增大， r 减小， e 增多，电子层增加， r 增大。这是一对矛盾， 以哪方面为主？ 以 为主二 电离能 1. 基本概念 1电子伏特的能量为: 一个电子(电量 = 1.602x10-19库仑), 通过电压为 1 伏特的电场的电能.W = 1.602 库仑 x 1 伏特 = 1.602焦耳,则反应中电离出1mol 电子的能量为:E = 1.602x13.6x6.02 = 1312 (KJ/mol)电离能的定义: 某元素 1mol 基态气态原子, 失去最高能级的 1mol电子, 形成 1mol 气态离子(M+) 所吸收的能量, 叫这种元素的第一电离能 (I1); 1mol 气态离子(M+) 继续失去最高能级的 1 mol 电子, 则为第二电离能(I2); , .I3, I4.In . 2. 电离能的周期性变化1)同周期中, 从左向右， Z 增大，r减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 增大. 短周期: 主族元素B 硼: 电子结构为: He, 失去 的一个电子, 达到 全充满的稳定结构, 所以, I1 比较小.N 氮:电子结构为: He, 为半充满结构, 比较稳定, 不易失去其上的电子, I1 突然增大.O 氧:电子结构为: He, 失去的一个电子, 即可达到半充满稳定结构, 所以 I1 有所降低.(反而小于氮的第一电离能)Ne 氖:电子结构为: He, 为全充满结构, 不易失去电子, 所以 I1 在同族中最大.长周期: 副族其中 V钒: 反常. 因电子结构为Ar, 无法解释.Cr铬: I1变小. 因电子结构为Ar, 容易失去的电子达到的稳定结构. 另一方面, 半充满结构, 对核屏蔽大, 使Z*减小, r增大, 核对 的作用小, 也容易失去, 所以电离能变小. Co 和 Ni: 因为电子结构分别为Ar和Ar, 反常.Zn: 因电子结构为Ar, d 和 s 为全充满, 不易失去电子. 所以 I1比较大. 可以看出, Zn 的电离能比Cu 的大, 而实际上, Zn 比 Cu 活泼, 证明不能只用电离能来判断反应活性. 实际要从得失电子能力两方面综合考虑.总趋势上看, 长周期的电离能随Z 的增加而增加, 但有反常.从同周期电离能 I 增加幅度来看, 主族元素 副族元素.因为: 主族元素的半径减小幅度大, 即Z*增加幅度大, 对外层电子的引力增加幅度大, 所以 I 的增加幅度也大.副族元素的半径减小幅度小, 即Z*增加幅度小, 对外层电子的引力增加幅度小, 所以 I 的增加幅度也小. 有时有反常现象.内过渡系的规律性更差. 3.电离能与价态之间的关系首先, 要明确:失去电子后, Z*增加, r减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 I2 I3 I4., 即电离能逐级加大.Li: I2/I1 = 14.02倍, 增大14倍, 不易生成+2价离子, 所以Li+ 容易形成Be: I2/I1 = 1.95倍, I3/I2 = 8.45倍, 所以Be2+容易形成.B: I3/I2 = 1.38倍, I4/I3 = 6.83倍, 所以B(III)容易形成.C: I4/I3 = 1.35倍, I5/I4 = 6.08倍, 所以C(VI)容易形成.N: I4/I3 = 1.26倍, I6/I5 = 5.67倍, 所以N(V)容易形成.从电子结构来考虑, 一般均达到稳定结构. 三 电子亲合能 E1. 概念1mol 某元素的基态气态原子, 得到 1mol 电子, 形成气态离子时所放出的能量, 叫该元素的电子亲合能. 同样有E1, E2, E3, E4, .等.例如：2. 第一电子亲合能在周期表中的变化同周期中, 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大， 则电离能 E 大. (测得的数据不全, 有些是计算出来的). 左向右，电子亲合能 E 增大，其中氮原子 N 的(-58)是计算值, 但为何为负值?因为 N 的电子结构为 He, 2p轨道半充满, 比较稳定, 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, 所以E为负值.F元素反常的原因: 因为半径比较小, 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?(容易得电子, 氧化能力强)注意: 这是分子活泼性的比较, 而不是原子活泼性的比较. 首先看键能:再看电子亲合能：所以：综合考虑: H5 H6, , 即氟的反应比氯的相应反应释放的能量大, 所以, F2比Cl2更容易得到电子. 四 电负性电离能 I: 表示元素原子形成正离子的能力大小;电子亲合能 E: 表示元素原子形成负离子的能力大小;而在许多反应中, 并非单纯的电子得失, 要综合考虑.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. 规定: 氟原子的电负性约为 4.0, 其它原子与氟相比, 得出相应数据.一般情况下: 金属 X 2.0(此分界为经验判断,不是绝对的!)周期表中: 右上角 F 的电负性最大, 左下角 Cs 的电负性最小电负性计算: 1934年 Milliken(密立根)提出: X= 1/2(I + E) (电负性为电离能与电子亲合能之和的一半) 如此, 可计算出绝对的电负性数值. 但由于E 的数