高等无机化学学习ppt第一章.ppt

第一节原子参数及元素周期性第二节单质的性质及其周期性递变规律第三节主族元素化合物的周期性性质第四节周期反常现象 第一章 元素周期性和周期反常现象 第一节原子参数及元素周期性 元素周期表是以原子电子层结构的周期性变化为基础的 周期的联系 1 元素在周期表中的周期数等于该元素原子的核外电子层数 2 当最外层上的电子数达到8个 第一周期为2个 时 一个周期就结束 3 在原子的外层电子构型上 第一周期元素以s电子构型为特征 第二 第三周期元素是以s和p电子构型为特征的主族元素 到了第四 第五周期 增加了以d电子构型为特征的副族元素 发展到第六 第七周期 又增加了以f电子构型为特征的镧系和锕系元素 元素周期表中各元素间的联系 族的联系主族 价层电子构型为nsnp 族号等于价层中s和p电子总数 副族 价层电子构型 n 1 dns 除了VIII的Co Rh Ir和Ni Pd Pt以及IB IIB外 族号等于价层中s和d电子总数 次副族 镧系和锕系 价层电子构型 n 2 f n 1 dns 原子最外层有二个s电子 次外层d轨道只有一个d电子或全空 主要差别是外数第三层f轨道上的电子数不同 它们的气态原子失去最外层的2个s电子和次外层的1个d电子或倒数第三层的1个f电子所需要的电离能都比较低或彼此相近 因而这两系列的结构和性质极其相似 以 3氧化态为共同特征 单电子原子中电子的能量 多电子原子中电子的能量 原子轨道的能量 1 屏蔽常数 Slater屏蔽常数规则 将原子中的电子分组 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 等 外组电子对内组电子的屏蔽常数 0 同组电子间的 0 35 1s例外 1s的 0 30 对于ns或np上的电子 n 1 电子层中的电子的屏蔽常数 0 85 小于 n 1 的各层中的电子的屏蔽常数 1 00 对于nd或nf上的电子 位于它左边的各组电子对他们的屏蔽常数 1 00 有效主量子数n 取值如下 n 1 2 3 4 5 6 n 1 2 3 3 7 4 0 4 2 例1 计算锌原子中作用于一个4s电子和一个3d电子的有效核电荷 Zn 1s2 2s22p6 3s23p6 3d10 4s2 4s 0 35 1 18 0 85 10 1 00 25 65Z 30 25 65 5 34 3d 0 35 9 18 1 00 21 15Z 30 21 15 8 85 例2 求算基态钾原子的4s和3d电子的能量 从填充电子的次序来看 最后一个电子是填入3d轨道 还是4s轨道 K1s22s22p63s23p63d1 3d 18 1 18 Z 19 18 1K1s22s22p63s23p64s1 4s 10 1 8 0 85 16 8 Z 19 16 8 2 2 定义 基态气态原子失去最外层的一个电子成为气态 1价离子所需的最低能量称为第一电离能 A g A g e 一般用In作为电离能的符号 n 1 2 3 分别叫第一电离能 第二电离能 第三电离能 电离能的计算 要点 1 电离能是离子中电子的总能量与原子中电子的总能量之差 I1 E A E A 2 原子和离子中电子的总能量等于个电子能量的总和E A Ei 3 电子的能量可以用轨道能量公式计算E 13 6 Z n 2 eV 1312 13 Z n 2 kJ mol 2 原子参数 电离能 计算C原子的第一电离能I1和第二电离能I2 使用Slater规则 C 1s22s22p2C 1s22s22p1C2 1s22s2对C原子 1s 0 3E1s C 13 6 6 0 3 2 12 441 86eV 2s 0 85 2 0 35 3 2 75E2s C 13 6 6 2 75 2 22 35 91eV 2p 0 85 2 0 35 3 2 75E2p C 13 6 6 2 75 2 22 35 91eVE C 2E1s C 2E2s C 2E2p C 1027 36eV对C 原子 1s 0 3E1s C 13 6 6 0 3 2 12 441 86eV 2s 0 85 2 0 35 2 2 40E2s C 13 6 6 2 40 2 22 44 06eV 2p 0 85 2 0 35 2 2 40E2p C 13 6 6 2 40 2 22 44 06eVE C 2E1s C 2E2s C E2p C 1015 9eVI1 E C E C 1015 9 1027 36 11 46eV对C2 原子 1s 0 3E1s C 13 6 6 0 3 2 12 441 86eV 2s 0 85 2 0 35 2 05E2s C 13 6 6 2 05 2 22 53 05eVE C2 2E1s C2 2E2s C2 989 82eVI2 E C2 E C 989 82 1015 9 26 08eV 注意 1 原子的第一电离能在数值上不等于原子中最高能态电子的能量 2 原于失去电子后 离子中电子受核的吸引增强 能量有所降低 3 离子中外层电子的能量低于原子中相应电子的能量 故从A 离子中再失去一个电子所需的能量 即第二电离能必大于第一电离能 依次类推 逐级电离能总是递增的 即Il I2 I3等等 原子第一电离能I1和原子序数Z的关系 1 稀有气体电离能处在极大值 而碱金属处于极小值 2 同族主族元素的I1随着原子序数的增加而减少 但IIIA族中I1 Ga I1 Al I1 Tl I1 In 主要是由于随着原子序数的增加 内层有了屏蔽效应较小的d10和f14电子层 对于同族过渡元素 I1由上而下变化不规则 3 除过渡元素外 同一周期元素的I1基本上随着原子序数的增加而增加 但随Z的变化有曲折和反常现象 如由Li Ne并非单调上升 Be N都较相邻两元素高 第三周期的Mg和P也都较相邻两元素高 这是由于能量相同的轨道电子填充出现出现全满 半满或全空等情况 电离能变化的周期性 电负性 表示原子形成正负离子的倾向或化合物中原子对成键电子吸引能力的相对大小Notice 并非单独原子的性质 受原子在分子中所处环境的影响 是分子中原子的性质 1 Pauling标度 1932Pauling首先提出电负性的概念 EAB EAA EBB 2原因 A B A B键具有一定的离子成分 A和B原子的电负性差 A B 0 102 1 2 其中 EAB EAA EBB 1 2指定F的电负性为3 98 3 原子参数 原子的电负性 2 Mulliken标度 1934年 Mulliken根据元素的电离能 I 和电子亲和能 EA 制定电负性标度 M I EA 2如果以eV为单位 则Mulliken电负性与Pauling电负性之间有近似线性的关系 P M 2 78 0 18 I EA 建立在I和EA基础上的绝对电负性标度把I和EA作为确定分子中原子吸引电子能力的参数 从概念上反映的电负性的含义EA测定比较困难 所以数据不全 3 Allred Rochow标度 以原子的有效核电荷与成键原子的价电子之间的静电引力为元素电负性的标度 也就是用原子核与一个成键电子间的静电引力描述一个原子吸引电子的能力 AR 3590 Z r2 0 744 r单位为pm 与Pauling电负性吻合较好 大多数元素的Z 和r值都可获得 因此 AR数据很全 在阐述元素及其化合物性质周期性变化规律时 比较方便 周期表中各元素的 AR值的周期性的变化 也都可以从Z 和r的变化得到合理的解释 4 Sanderson标度 1952 静电模型 电子密度与电负性之间存在着联系 电负性大的非金属元素平均电子密度较大 电负性较小的金属元素平均电子密度较小 K Z 19 r 196pm 0 445 Cl Z 17 r 99 4pm 3 475 随着原子序数逐渐增加 电子组态结构发生改变 电负性和电子密度间的关系变得模糊 故不宜直接用电子密度来度量元素的电负性 需要修正 以剔除电子密度中随电子构型变化的部分 为此 Sanderson提出用稳定性比值作为衡量电负性的标度 S ED ED ED中性原子的电子密度 ED Z 4 r3 3 ED 等电子稀有气体元素的电子密度 5 Allen标度 1989 Allen根据光谱数据提出用基态自由原子价电子的平均单电子能量作为电负性标度 A 他用下式计算主族元素电负性 A mEp nEs m n m和n分别为p轨道和s轨道上的电子数 Ep和Es分别为原子的p和s轨道上电子的平均能量 得到的是电负性的绝对值 与Pauling电负性之间的关系是 P A 2 3 13 6 以eV为单位 过渡元素的 A值不能简单地测得 因为d电子对过渡元素成键有重要贡献 但它们参与成键的程度难以确定 H2 1LiBeBCNOF1 01 52 02 53 03 54 0NaMgAlSiPSCl0 91 21 51 82 12 53 0KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr0 81 01 31 51 61 61 51 81 91 91 91 61 61 82 02 42 8RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI0 81 01 21 41 61 81 92 22 22 21 91 71 71 81 92 12 5CsBaLa LuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAt0 70 91 0 1 21 31 51 71 92 22 22 22 41 91 81 91 92 02 2FrRaAc No0 70 91 1 1 3 增加 减小 1 金属元素的电负性较小 非金属元素的电负性较大 电负性是判断金属性的重要参数 2可作为近似标志金属和非金属的分界点 2 同一周期的元素从左向右 随着族数的增加 电负性增加 而同一族的元素随着周期数的增加 其电负性减小 因此F是电负性最高的元素 而周期表左下角的元素电负性较小 3 电负性相差大的元素化合生成离子键的倾向较强 电负性相同或相近的非金属元素相互间以共价键结合 电负性相同或相近的金属元素相互间以金属键结合 形成金属和合金 电负性变化的周期性 原子的杂化状态原子的杂化状态对电负性的影响是因为s电子的钻穿效应比较强 s轨道的能量比较低 有较大的吸引电子的能力 所以杂化轨道中含s成分越多 原子的电负性也就越大 电负性取决于原子在分子中所处的环境 主要影响因素有 电负性与原子的化学环境 sp3sp2spC 2 55 2 482 753 29O 3 44 N 3 04 3 083 944 67F 3 98 原子的偏移电荷 原子所带的部分电荷 电负性与电荷的关系 a b 分子中原子由于吸引电子能力不同而出现带的偏移电荷 a 中性原子的电负性 b 电荷参数 表示电负性随电荷而改变的变化率 大的 易极化的原子有较小的b值 他们可以通过变形缓冲外面转移来的电荷与原有电荷的斥力 故称之为较 软 的原子 如S原子 小的 难以极化的原子b值较大 我们称之为较 硬 的原子 如F原子 第二节单质的性质及其周期性递变规律 1 金属单质的还原性一般来说 s区元素的单质具有强还原性 Zn及p区中的Al Sn Pb等还原性较强 他们既能与稀酸 又能与稀碱溶液作用 第五 第六周期过渡金属化学性质稳定 常用于制造耐腐蚀合金 随着原子序数增加 同族金属的还原性增强 同周期金属的还原性减弱 但是也有反常现象 比如Mn的还原性大于Cr Cu的还原性较弱 2 非金属单质的氧化还原性大多数非金属元素即可以失去电子呈正价 又可以得到电子呈负价 所以即可能有还原性又可能有氧化性 单质被水氧化伴随释放出H2 同时生成水合阳离子反应条件 Mn M H H2 pH 7 0 414V 如 Na Na 2 714V 故有2Na s 2H2O 2Na aq 2OH aq H2 g 当生成的氢氧化物能溶于水时反应进行得很快 如果生成的氢氧化物不溶于水或者仅是微溶时 则在金属的表面形成一层薄膜抑制反应的进一步进行 如 Zn2 Zn 0 763V 0 414V 钝化 3 单质同水的反应 水既可以作为氧化剂 又可以作为还原剂 单质歧化伴随生成水合阴离子 Cl2 g H2O H aq Cl aq HClO aq 这是大多数负电性元素单质同水作用的方式 单质被水还原伴随释放出O2 同时生成水合阴离子 在pH 7时 O2 H2O 0 82V 所以 凡是电极电势大于0 82V的单质与水作用都有O2放出 如 F2 F 2 87V 故有2F2 g 2H2O 4H aq 4F aq O2 g 4 单质与稀酸的作用单质更容易与酸溶液反应 其理由是 系统中H aq 离子浓度增加可增加电对H H2的电极电势 氧化性增强 系统中大量存在的H aq 离子可阻止氢氧化物沉淀的生成 如Co s H2O不反应 在pH 7时 H H2 0 414V Co2 Co 0 277V Co s 2H Co2 aq H2 g 在pH 0时 H H2 0V Co2 Co 但是 如果单质与酸作用生成不溶性的或微溶性的产物 会抑制反应的进一步发生 如Pb Pb2 Pb 0 126V 但不与稀盐酸或稀硫酸作用 5 单质同碱的作用 发生歧化作用S P X2 X2NaX NaXO 或NaXO3 P NaOH PH3 NaH2PO2SNa2SO3 Na2S Si Ge Sn Pb NaOH NaSiO3 偏 Na2GeO3 Na2SnO2 Na Pb OH 3 H2B NaOH NaBO2 偏 H2As NaOH Na3AsO3 亚 H2 Zn s 2OH aq 2H2O Zn OH 4 2 aq H2 g 趋向于生成羟基配合物阴离子 Si s 2OH aq H2O SiO32 aq H2 g 放H2 6 单质与强于H 的氧化剂的作用 HNO3比H 离子具有更强的氧化能力 所以它同HCl 稀H2SO4不同 它不是用H 离子进行氧化 而是用NO3 阴离子进行氧化 反应产物与酸的浓度和单质的活泼性有关 Cu s 2NO3 浓 4H aq Cu2 aq 2NO2 g 2H2O3Cu s 2NO3 稀 8H aq 3Cu2 aq 2NO g 4H2O4Mg s 2NO3 很稀 10H aq 4Mg2 aq NH4 aq 3H2O3C s 4NO3 浓 4H aq 3CO2 g 4NO g 2H2OS s 6NO3 浓 4H aq SO42 aq 6NO2 g 2H2O 规律 HNO3越稀 金属越活泼 HNO3被还原的氧化值越低 尽管浓硝酸具有很强的氧化性 但Au在浓硝酸中仍然很稳定 王水的氧化作用浓HNO3 浓盐酸 1 3 体积比 这时HNO3稍浓时即可将Au溶解 故王水的氧化能力没比HNO3增强 而是王水使金属的电势下降 于是王水可溶Au Pt等贵金属 王水 氧化配位溶解 浓H2SO4以同样的方式同单质作用 它本身被还原为SO2Cu s SO42 浓 4H aq Cu2 aq SO2 g 2H2OP4 s 10SO42 浓 4H aq 2PO43 aq 5SO2 g 2H2O 第三节主族元素化合物的周期性性质 1 氯化物 离子型化合物不水解 共价型化合物 难溶 微溶 1 晶体结构和物理性质IA族和IIA族 除Li Be和Mg外 的氯化物是离子型化合物 固态是离子晶体 熔点和沸点都高 熔融时或溶于水时能导电 其余主族的金属元素的氯化物都因金属离子的极化作用而具有不同程度的共价性 非金属元素的氯化物是共价型化合物 固态时为分子晶体 熔点和沸点低 熔融后不能导电 2 氯化物的水解作用亲核水解是指水中氧原子上的孤对电子进攻氯化物的中心原子 得到中心原子直接与羟基氧原子成键的产物 亲电水解则是水分子中的氢原子进攻氯化物的中心原子 得到产物的中心原子直接与氢原子成键 主族金属元素的氯化物 TlCl难溶于水 PbCl2的溶解度较小 其余的二元氯化物都易溶于水 碱金属和碱土金属的氯化物 除LiCl BeCl2及MgCl2外 溶于水 在水中完全电离而不发生水解 其他金属及Li Be Mg的氯化物会不同程度地发生水解 一般水解是分步进行的 有些金属在水解时生成的碱式盐在水中溶解度很小 可沉淀出来 SnCl2 H2O Sn OH Cl HClSbCl3 H2O SbOCl 2HClBiCl3 H2O BiOCl 2HCl 非金属元素的氯化物 CCl4难水解 C的价轨道已用于成键 且没有孤电子对NCl3的水解产物是一种酸和一种碱 NCl3 3H2O NH3 3HOCl其余均强烈水解生成两种酸 SiCl4 4H2O H4SiO4 4HClPCl3 3H2O H3PO3 3HCl NCl3 中心原子具有孤电子对 亲电水解 亲电水解产物的中心原子直接与氢原子成键 NCl3 3H2O NH3 3HOCl NF3 N原子采用sp3杂化轨道成键NF3不水解原因 由于F原子的电负性较大 使得NF3的碱性 给电子性 比NCl3小 因而亲电水解很难发生 由于N是第二周期元素 只有4条价轨道 没有d轨道 不可能有空轨道接受水的亲核进攻 N F键的键能比N Cl键的键能大 不容易断裂 SiCl4 亲核水解 亲核水解产物的特征是中心原子直接与羟基氧原子成键 SiCl4 4H2O H4SiO4 4HCl rGm 138 9kJ mol 1 PCl3是中心原子既有空轨道 又有孤电子对 可以同时发生亲核水解和亲电水解反应 PCl3 3H2O H3PO3 3HCl BCl3 亲核水解 根据产物分类 1 酸和碱AlCl3 3H2O Al OH 3 3HClFeCl3 3H2O Fe OH 3 3HCl2 两种酸AsCl3 3H2O H3AsO3 3HClPCl5 4H2O H3PO4 5HClSnCl4 3H2O H2SnO3 4HCl3 酸和碱式盐SnCl2 H2O Sn OH Cl HClSbCl3 H2O SbOCl 2HCl4 配合物4BF3 3H2O H3BO3 3HBF4SiF4 注意 完全亲核水解的产物为氢氧化物 如Al OH 3 或含水氧化物 含氧酸 如H2SiO3 H3PO4 等 不完全亲核水解的产物为碱式盐 如Sn OH Cl BiOCl 低价金属离子水解其产物一般为碱式盐 高价金属离子水解产物一般为氢氧化物 或含水氧化物 正氧化态的非金属元素的水解产物一般为含氧酸 共价型氯化物水解的必要条件是中心原子必须要有空轨道或具有孤电子对 如CCl4 SiCl4 NCl3 PCl3 温度对水解反应的影响较大 温度升高时水解加剧 外因 综上可见 在涉及卤化物的水解时 除了要考虑热力学因素外 通常还要注意卤化物中心原子的结构和特征 如属于第几周期 最大配位数为几 有无孤对电子 有无空轨道 发生什么机理的水解 水解过程能量的变化即键能大小 等 3 氯化物的稳定性同一元素生成氧化态不同的氯化物时 低氧化态的氯化物比高氧化态的氯化物稳定 例如 PbCl2相当稳定 PbCl4却极易分解 PbCl4 PbCl2 Cl2PCl5在573K以上能完全分解为PCl3和Cl2 PCl5 PCl3 Cl2同一金属离子的卤化物 一般是氟化物稳定性较大 此后按Cl Br I的次序下降 即MF MCl MBr MI 对于这个次序可以设计一个热化学循环来进行讨论 对于分子型的卤化物其稳定性也存在相似的次序 同样也可以设计一个热化学循环来讨论 fH m MX s atH m I1H m M fH m AH m X LatH m MX 已知 fH m X g FBr I AH m X g FBr I LatH m MX s F Cl Br I 所以 fH m MX s MFMCl MBr MI 2 氧化物的水合物 1 最高氧化态氧化物的水合物的酸碱性通式 R OH nn 元素R的最高氧化态 R周围结合OH基的数目常常低于n 这与R的电荷数及半径大小有关 一般来说 R的电荷越高 半径越大 能结合的OH基的数目越多 但通常R的电荷很高时 其半径往往很小 其周围的空间就容纳不了很多的OH基 此时便发生脱水 以满足空间的限制 在水中有两种离解方式 ROH R OH 碱式解离ROH RO H 酸式解离取决于元素的 电荷 半径 若 值大 R的极化作用强 以酸性电离为主 如果 值小 则O H的极性小 倾向于碱式解离 同周期元素自左而右 半径减小 最高氧化态的电荷增加 值增大 酸性增强 碱性减弱 同主族元素自上而下 电荷不变 半径增加 值减小 酸性减弱 碱性增强 2 无机含氧酸的氧化性 含氧酸中心原子电负性 含氧酸中心原子电负性愈大 氧化性也就愈强 如卤素含氧酸 硝酸氧化性强 硼酸 碳酸 硅酸氧化性弱 中心原子与氧原子之间化学键 R O键 的强度 R O键愈强 数目越多 破坏R O键所需的能量越高 含氧酸也就越稳定 氧化性就越弱 例如在HClO HClO2 HClO3 HClO4系列酸分子中 HClO4的氧化性最弱 H 对含氧酸中心原子的反极化作用 对于同一元素来说 一般是弱酸的氧化性强于稀的强酸 H2SO3强于稀H2SO4 浓H2SO4 含氧酸还原产物之一为水时 生成水的过程中能量效应对含氧酸的标准电极电势值将产生影响 一般地 含氧酸在酸性溶液中的氧化性往往比碱性溶液中强 例如 已知 1 ClO4 4H2O 8e Cl 8OH 2 0 51V 2 ClO4 8H 8e Cl 4H2O 1 1 34eV 3 H OH H2O rG m 79 89kJ mol 1 含氧酸还原过程中所伴随发生的其它过程的能量效应也影响含氧酸的氧化性 如水的生成 溶剂化和去溶剂化作用 离解 沉淀 形成配离子等 3 离子性盐类的溶解性 离子性化合物在水中溶解的难易程度 可以根据溶解过程的标准自由能变化来加以讨论 G H T S当 G0 溶解不能自发进行 即难溶解 G 0 溶解已处于平衡 溶解过程 H有时很小 S的重要性有时十分突出 溶解过程中的熵变包括两个方面 1 在离子化合物溶解生成水合离子的过程中 由于离子的电荷强电场的作用 使得在离子周围形成了一个水化层 显然 水化过程使系统的混乱度减小 2 离子的水化破坏了水的簇团结构 使水分子变得自由 结果是体系混乱度增加 水合熵增加 当离子的电荷很高和离子半径较小时 离子的电荷密度较大 第一种效应显然占优势 此时熵值减小 S0 使盐的溶解性增加 例1 NaCl和AgCl的溶解性 这两个化合物在溶解时都是吸热的 H 0 但又都是熵增的 S 0 298K时 G H T SNaCl 9 1042 8 0AgCl55 5 065 5 033 6 0在NaCl的溶解过程中焓变的正值较小 熵变项的贡献对 G的影响较大 最终使得 G0 故NaCl易溶而AgCl难溶 例2 CaCl2和CaF2溶解性分析 这两个化合物在溶解时都是熵减的 S 0 G H T SCaCl2 65 5 82 2 56 0CaF251 76 6 151 3CaCl2同时也是焓减小的过程 其较负的焓效应足以克服熵减产生的不利影响 G仍为负值 所以CaCl2易溶 而CaF2是焓增 故难溶 K 离子是较大的一价阳离子 水化程度低 结果是 sSm 成为正值 从盐溶解实例看溶解熵变的情况 r 较大 z 较小 如K 盐 r 大 z 小 高氯酸盐 硝酸盐一价的半径大的一些阴离子 如NO3 ClO4 的盐类 常由于较正的 sSm 而导致易溶 r 大 z 大 如碳酸盐 碳酸盐同硝酸盐相比 阴离子半径相近 r CO32 185pm r NO3 189pm 但电荷多了一倍 水化程度升高 结果是溶解熵减小 即 sSm 为负值 难于溶解 z 大 z 大 如镧系磷酸盐 当阴阳离子均为高价时 如镧系元素的磷酸盐 由于电荷高 水化熵占优势 hSm 0 使得其溶解熵 sSm 负值更大 均为难熔盐 溶解过程的近似处理在通常的概念中 盐类溶解量达到0 01mol L 1时就认为是易溶的 溶解量小于0 01mol L 1就认为是微溶或难溶的 这个界限可作为近似处理的依据 1 1价型盐或2 2价型盐 eg AgClBaSO4 MX s Mn aq Xn aq n 1orn 2 Ksp Mn Xn 0 012 G RTlnKsp 5 71 lg 1 0 10 4 22 83 kJ mol 所以 G 22 83kJ mol属于难溶盐 G 22 83kJ mol属于易溶盐 1 2价型盐或2 1价型盐 eg Ag2SO4CaF2 MX2 s M2 aq 2X aq Ksp M2 X 2 0 01 2 0 01 2 4 10 6 G RTlnKsp 5 71 lg 4 10 6 30 80 kJ mol 所以 G 30 80kJ mol属于难溶盐 G 30 80kJ mol属于易溶盐1 3价型盐或3 1价型盐 38 5kJ mol2 3价型盐或3 2价型盐 45 6kJ mol 例如 规律 1 r r 时 盐易溶 如MgSO4 BaSO4NaClO4 KClO4 RbClO42 半径相差不多时 晶格能 电荷高 半径小 离子势大 越大越难溶 如 碱土金属碳酸盐 磷酸盐等3 硝酸盐 氯酸盐易溶 硫酸盐SrSO4 BaSO4 PbSO4难溶 CaSO4 Ag2SO4 Hg2SO4微溶 碳酸盐大都不溶 Ca2 Sr2 Ba2 Pb2 最难溶磷酸盐大都难溶 周期反常现象的具体表现 1 氢和第二周期元素的反常性质 2 第四周期p区元素的不规则性 3 第六周期p区元素的特殊性 惰性电子对效应 4 第六周期重过渡元素的不规则性 5 次周期性 第二周期性 第四节周期反常现象 一 氢的不规则性问题 1 与碱金属有类似性 氢的原子序数为1 电子结构1s1 符合碱金属电子构型ns1均可作为还原剂 差别 H 的半径只有10 3pm 在溶液中不能独立存在 它也不易形成离子键 2 与卤素类似 从获得1个电子就能达到稳定的稀有气体结构看 都可作为氧化剂 差别 1 H的电负性2 2 仅在与电负性极小的金属作用时才能获得电子成为H 负离子 2 极易变形的H 负离子只能存在于离子型的氢化物 如NaH 中 3 不能形成水合负离子H aq 在水中将与质子结合生成H2 H H3O H2O H2 4 在非水介质中 H 负离子能同缺电子离子 如B3 Al3 等结合成复合的氢化物 如 4H Al3 AlH4 5 H 负离子特别大 154pm 比F 136pm 负离子还要大 显然其性质不可能是同族元素从I 到F 即由下到上递变的延续 氢属位置不确定的元素 1 电负性相近 H 2 2 C 2 5 2 H2同C一样 既可作为氧化剂 又可作为还原剂 3 H2与金属形成氢化物 碳与金属生成金属型碳化物 3 与C类似 若将H的电子结构视为价层半满结构 二 第二周期元素的特殊性及对角线规则 第二周期元素原子结构 LiBeBCNOF 1 内层电子较少 1s2 原子半径特别小 电离能和电负性较高 能形成很强的共价键 2 价电子层不含d轨道 2s2p 一些性质与同族重元素不同 1 配位数第二周期元素在成键时只限于使用s和p轨道 以s p的杂化轨道成键 共价数最大为4 第三周期元素还可使用3d轨道 如sp3d sp3d2 sp3d3 杂化轨道成键 共价数出现5 6 7 等 eg 形成化合物 NX3CF4NF3OF2FFPX3PX5SiF62 PF6 SF6ClF5 IF7水解 CX4不水解SiX4剧烈水解NCl3水解产物为NH3和HClOPCl3水解产物H3PO3和HClNF3不水解 2 键能 成键及键能 第二周期元素作中心原子时 只以 键同其他原子键合 而第三周期元素和更重元素除生成 键外 还能生成p d 键 例如 Et3NO N O的 配位键Et3PO P O的 配位键 P O的p d 键 键 Li Li的电负性大 Li 半径小 有极强的极化力 其化合物不如其它碱金属化合物稳定 如 Li 与大的 易极化的H 却能形成稳定的共价型氢化物 LiH 而其它均为离子型 且易分解 1 Li Mg 能直接与N2反应生成氮化物 且Li3N稳定 Li Mg都易生成有机金属化合物 碳酸盐加热分解为氧化物 氟化物 碳酸盐 磷酸盐难溶于水 一些性质与第三周期斜对角元素相似 2 Be Al 离子势 Be2 2 0 35 5 7 Z r Al3 3 0 51 5 9 Mg2 2 0 65 3 08 Be与Al成对角关系 其相似性更加明显 如 电极电势 Be2 Be 1 85V Al3 Al 1 61V Mg2 Mg 2 38V 铍 铝都是两性金属 既能溶于酸 也能溶于强碱 能被冷的浓硝酸钝化 铍和铝的氧化物均是熔点高 硬度大的物质 Be OH 2 Al OH 3都是两性氢氧化物 而且都难溶于水 Be Al的氯化物共价较强 可溶于有机溶剂 碳酸盐不稳定 3 B Si B与同族的区别在于它几乎不具金属性 在性质上与对角的Si相似 如 都不能形成简单正离子 都能生成易挥发的 性质活泼的氢化物 4 C P N S O Cl 同周期从左到右阳离子电荷升高 半径减小 极化力增强 同族从上到下阳离子电荷相同 但半径增加 极化力减弱 处于对角线的两元素 两种变化相互消长 离子势 Z r 相近 从而使极化力相近 性质相似 第二周期元素的性质与同族其它元素间出现变化不连续性 却与第三周期斜对角元素相似的现象称作对角线关系或对角线规则 三 第四周期p区元素的不规则性 电子层结构上3d亚层第一次出现d10组态 GaCl GeF2 GeS Ge OH 21 PCl5 SbCl5稳定 AsCl5难制取 H3AsO4 HAsO2 0 56V 酸性条件下氧化I H3PO4 H3PO3 0 28V2 SO3 TeO3较稳定 SeO3易分解SF6SeF6TeF6 fHm 1210 1030 1369H2SO4 H2SO3H2SeO4 H2SeO3H6TeO6 TeO2 V 0 171 151 023 Br 的化合物虽已制得 但其氧化性大于Cl 和I 的氧化性 XO4 XO3 V 1 19 Cl 1 76 Br 1 60 I 最高价态的不稳定性 2 d轨道参与形成 键的能力上的差别 如 BrO4 和ClO4 Cl3dBr4dO2pp d 键I4f 1 As Se Br高价不稳定一是由于其电子层中出现了3d电子亚层 这些元素的有效核电荷较大 为达最高氧化态所需激发能不能被总键能的增加所抵消 原因 四 第六周期p区元素的特殊性 惰性电子对效应 惰性电子对效应 p区过渡后各族非金属元素自上而下 与族数 n 相同的高氧化态的稳定性依次减小 比族数小2 n 2 低氧化态的稳定性依次增加 主要表现 1 Tl I Pb II Bi III 分别比Tl III Pb IV Bi V 稳定 2 Hg 0 特别稳定 单质汞是自然界游离存在的少数几种元素之一 它的第一电离能是所有金属元素中最大的 第六周期p区元素内层有4f14 5d10 d f电子的屏蔽效应较小 有效核电荷数增大 致使6s电子的钻穿效应大 平均能量低 不易参与成键 在这些族中 随原子半径增大 价轨道伸展范围增大 使轨道重叠减小 键合原子的内层电子增加 4d 4f 斥力增加 使平均键能降低 如 GaCl3InCl3TlCl3平均键能B E kJ mol 1242206153 形成高氧化态时需要更大的激发能 最近人们用相对论性效应解释6s2惰性电子对效应 相对论性效应 旋 轨作用 相对论性收缩 直接作用 相对论性膨胀 间接作用 旋 轨耦合 非相对论量子力学 轨道能量由n和l共同决定 相对论量子力学 考虑电子的自旋磁矩与轨道磁矩之间的相互作用 旋 轨分裂大致与 Z 4 n3成正比 随有效核电荷数增大而增强 所以对重元素的价层轨道影响较大 最重元素的价层轨道的旋 轨分裂可大到几个eV CSiGeSnPb E 6p eV 0 0050 030 170 421 32 根据Einstein相对论 物体的质量和他的运动速度之间的关系是 光速c 2 99792485 108m s 1 137a u 可以算出其氢原子 mreal 1 00003m0对于原子序数为Z的原子可以近似算得1s电子的运动速度为Za u 比如Hg Z 80 则mreal 1 23m0速度对重原子实际质量的影响更明显 相对论性收缩 按照Bohr模型氢原子1s电子的运动速度为 半径随质量增大而减小 即半径收缩 因此Hg的1s轨道平均半径比非相对论性的收缩约20 它意味着轨道将靠近原子核 原子核对内层轨道电子的吸引力增加 电子云收缩 轨道能量降低 稳定性增加 这称为相对论性收缩 直接作用 这种作用对s p轨道尤为显著 Bohr半径的表达式为 由于内层轨道产生的相对论性收缩 屏蔽作用增加 使得原子核对外层电子的吸引减弱 电子云扩散 这意味着轨道远离原子核 导致外层轨道能级上升 这称为相对论性膨胀 间接作用 相对论性膨胀一般表现在d