元素基本性质的周期性

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1、元素基本性质的周期性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

2、， 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

3、：电子填加到外层轨道短周期：电子填加到外层轨道, , 对核的正电对核的正电荷中和少荷中和少, , Z Z* * 增加的幅度大增加的幅度大, , 所以所以 r r 变小的幅变小的幅度大度大. . 长周期：长周期：e e 填加到填加到(n-1)(n-1)层轨道层轨道, , 对核的对核的正电荷中和多正电荷中和多, , Z*Z* 增加的幅度小增加的幅度小, , 所以所以 r r 变小变小的幅度小的幅度小. . 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

4、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使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近素半径相近, , 性质相近性质相近, , 分离困难分离困难. . 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

5、.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

6、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.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 .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,

7、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

8、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 2.02.0 (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 的数据不足, 此式在应用中有局限性. 1957 年, Allred-Rochow(阿莱-罗周), 将有效核电荷 Z*引入, 提出: 核对电子的引力为:式中引入两个常数; 计算结果与 Pauling 数据相吻合电负性比较:Xcu = 1.9, Zn = 1.65, 所以 Cu 比 Zn 不易失去电子, 即 Cu 的金属性更强. 此为电离能和电子亲合能的综合结果