第7章原子结构4课件

元素周期表ds区外层电子逐渐填入np亚层价层电子主要填充在ns亚层7.3.原子电子结构的周期性和元素周期表

易失去s电子生成碱金属M＋碱土金属M2＋ns2np1-6价层电子陆续填充(n

1)d亚层，该区元素也称过渡元素最外层次外层电子排布几乎相同，性质极为相似（n-1)d1-9ns2都有多种氧化态价层电子陆续填充在(n

2)f亚层（n-1)d10ns1-2性质类似碱金属，碱土金属

s区

价层电子填充在ns亚层的元素,包括第1族(碱金属元素)、第2族(碱土金属元素)元素。(ns1-2)

p区

价层电子填入np亚层的元素,包括第13至18族元素。

(ns2np1-6)

d区

价层电子陆续填充(n

1)d亚层的元素，包括第3到12

族元素。d区元素的性质在第2族和第13族元素之间逐步过渡，所以也叫过渡元素。[(n-1)d1-10ns1-2]

f区

价层电子陆续填充(n

2)f亚层的元素，包括第6周期的镧系和第7周期的锕系等28个元素,也称为内过渡元素。[(n-2)f1-14ns2]例3：根据电子排布规律预测：（1）第八周期有多少个元素（2）首次出现5g电子的元素的原子序数（3）Z=114的元素在周期表的位置第８周期8s5g6f7d8p

25个轨道50个元素由于118号元素是第７周期最后一个元素，119号元素和120号元素进入8s轨道，因此，121号元素的电子首次进入5g轨道。由上可知，118号元素位于第7周期18族(0族)，所以114号元素位于第7周期14族(Ⅳ族)。元素的基本性质:原子半径，电离能，电子亲和能，电负性原子半径(r)共价半径---同种元素两个原子以共价单键结合时两原子核间距的一半。金属半径（单质的结晶半径）---单质晶体中相邻两个原子的核间距的一半。vander

Waals半径---原子间以vander

Waals

力相互作用时相邻两个原子的核间距的一半。

范德华半径>单质的结晶半径>共价半径5.元素基本性质的周期变化规律

原子半径共价半径金属半径

vanderWaals半径总体规律：在元素周期表中，同一周期元素的原子半径随原子序数增加而减小;同一族元素的原子半径随原子序数增加而增大。随原子序数增加，全部元素的原子半径呈现在同一周期由大变小，到一个新的周期突然增大而后又逐渐变小的周期性变化趋势。镧系收缩r=(n*2/z*)a0H的原子半径最小，Fr的原子半径最大（Cs）特殊性：●

F<Ne,Cl<Ar●

镧系缩容效应：P85●

d区元素的缩容效应：P85●

第11族(铜分族)和第12族(锌分族)元素的原子半径也都比同周期其它d区元素的原子半径要大一些d区元素的缩容效应(P85)Ga-125Al-125(2)电离能(I)

定义：气态基态原子失去电子变为气态基态离子时所吸收的能量称为原子的电离能。I（正值）

E(g)=E

(g)+e

(g)

H=I1E

(g)=E2

(g)+e

(g)

H=I2例如：

Na(g)=Na+(g)+e

(g)I1=

496kJ/molNa+(g)=Na2+(g)+e

(g)I2=

4562kJ/mol

Mg:I1=738kJ/mol;I2=

1451kJ/mol;I3=

7733kJ/mol

电离能的大小反映了原子失去电子的难易！关于第一电离能有如下规律：

同一周期元素的电离能随原子序数的增加而增大；同族元素的电离能随原子序数的增加而减小。全部元素的电离能随着原子序数的增加呈现：在同一周期由小变大，进入一个新的周期后突然减小而后有逐渐增大的周期性变化趋势。

Cs最小He最大1元素周期表ds区第一电离能最小第一电离能最大第2和第3周期元素的第一电离能曲线的折点代表什么？为什么会出现折点？特殊性：Be>B,N>OMg>Al,P>S定义：气态基态原子获得一个电子变为气态基态负离子时所释放的能量称为电子亲合能，符号为A。E(g)+e-(g)=E-(g)

H=

A例如:Cl(g)+e-(g)=Cl-(g)

H=-349kJ/molA=349kJ/molCl-(g)=Cl(g)+e-(g)由于气态原子亲合电子的过程就是气态负离子的电离过程，电子亲合能也随原子序数增加呈周期性变化趋势。电子亲合能周期性变化的总趋势和电离能的变化趋势一致。(3)

电子亲合能(A)非金属易得电子：F(g)+e(g)→F-(g)+322kJ/molA=322kJ/mol(体系能量降低)O(g)+e(g)→O-(g)A=141kJ/molO-(g)+e(g)→O2-(g)A=-785kJ/molS(g)+e(g)→S-(g)A=200.4kJ/molS-(g)+e(g)→S2-(g)A=-590kJ/molO,S,Se第二电子亲合势N第一，二，三电子亲合势稀有气体元素电子亲合势碱土金属电子亲合势负值－表示它们要接收电子，必须给予它们额外的能量。同周期元素的电子亲合能随原子序数增加而增大；同族元素的电子亲合能随原子序数增加而减小。周期性变化的总趋势和电离能的变化趋势一致：●同族元素的电子亲和能随原子序数增加而减小（从上到下依次减小)●同周期元素的电子亲和能随原子序数增加而增大

(从左到右依次增大）（惰性气体的亲和能为负值）

(第2,12族，np半满的元素比相邻者略小）●第2周期的B、C、N、O、F等元素的电子亲和能都比第

3周期的同族元素Al、Si、P、S、Cl的电子亲和能小。

所有元素中Cl的电子亲和能最大电子亲和能的变化规律(4)元素的电负性(

)P97

晶体和分子中原子结合成键电子的能力被定义为元素的电负性。----鲍林标度

电负性越大，表示原子结合成键电子的能力越强。

电负性大致的变化规律也和电离能相似：

●同一族元素的电负性从上到下依次减小。

●同一周期元素的电负性从左到右依次增大。所有元素中F的电负性最大(3.98);Fr的电负性最小(0.70)元素周期表ds区电负性最小电负性最大

定义：电负性差值函数

=E(A-B)

[E(A-A)

E(B-B)]1/2

=126(cA

cB)2

或

cA

cB=0.089

（kJ·mol-1

）Pauling定义：

A(g)+A(g)=A2(g)+E(A-A)，

B(g)+B(g)=B2(g)+E(B-B)，

A(g)+B(g)=AB(g)+E(A-B)；则½A2(g)+½B2(g)=AB(g)电负性:分子中原子吸引共用电子的能力。Pauling的电负性概念元素的电负性是原子对成键电子的静电吸引。----阿尔莱德罗州标度

例:D(H-H)=436kJ/mol;D(Cl-Cl)=244kJ/molD(H-Cl)=431kJ/mol

则

HCl=DHCl

[DH2

DCl2]1/2=104.8kJ/molcCl

cH=0.911规定

F-

=3.98;

cH=2.2;cCl=3.11b)Allred和Rochow定义：有效核电荷共价半径2.0(B)c电负性非金属金属4.0(F)3.0(N)3.5(O)Li(1.0)Al(1.5)电负性c=2.0是金属与非金属元素的区分点。电负性是一个相对的数值。元素电负性和化学键的分类若

c=0，当c>1.7时，原子间形成共价键当c<1.7时，原子间形成金属键

若

c

0，当0<

c<1.5时，原子间形成极性共价键当

c>1.5时，原子间形成离子键。

CHSiHd+d+d-d-2.52.21.742.2（按Allred和Rochow的标度）例外：HF的

c=4.1-2.2=1.9，但HF是共价分子例4下列元素中，各基态原子第一电离能最大的是哪一个？(1)NaSiPS(2)NaMgAlNa<Si<S<PNa<Al<Mg例5下列各对原子或离子哪一个半径大？

Cl