《元素周期律》由会员分享，可在线阅读，更多相关《元素周期律（164页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、元素周期律,周期表的结构及其周期性,1 价层电子及价轨道的周期性 2 化学成键的规律性 3 酸碱性的规律性 4 氧化还原稳定性的规律性 5 热稳定性的规律性 6 盐的水溶性规律 7 配合物的稳定性的规律性,元素周期表,核外电子运动用波函数表示,n, l, m,ms 波函数由四个参数（四个量子数）来确定 参数n决定电子层，即活动空间离原子核的远近，成键能力（半径） 参数l决定轨道的形状和种类：s, p, d, f, (g)；决定成键方式和成键能力（共价键） 参数m决定轨道的空间取向（方向） 参数ms决定电子的自旋方向,原子轨道角度部分的形状,电子云角度部分的形状,能级组,轨道的数量：ns=1,
2、np=3, nd=5, nf=7, ng=9, nh=11 原子核外的轨道无穷多，且离核远近不同、种类不同，能量也不同。只有能量最低的轨道才能被采用填充电子；在填充电子的轨道中，只有能量最高的轨道上的电子才能参与化学反应。 能量相近的轨道构成一个能级组，相当于周期表中的一个周期。 电子填充顺序：ns (n-3)g(n-2)f (n-1)d np ，即能级组n2时有p轨道n4时有d轨道n6时有f轨道,周期表中每周期元素的数量,按能级组ns (n-3)g(n-2)f (n-1)d np,元素各层的电子数,由能级组ns (n-2)f (n-1)d np可知： 最外层能填充电子的轨道只有nsnp，故最
3、多可填充8个电子，其中第一周期最多2个电子； 次外层能填充电子的轨道只有(n-1)s (n-1)p (n-1)d，故最多可填充18个电子 次次外层能填充电子的轨道为(n-2)s (n-2)p (n-2)d (n-2)f，故最多可填充32个电子,价电子、价轨道,参与化学反应的电子是能量最高占有轨道上的电子，这些电子是价电子。处于最高能级组上的电子都是价电子，即ns (n-2)f (n-1)d np 上的电子 参与成键的轨道包括价电子所在的轨道以及能量最低的空轨道，通常包括nd轨道。价轨道的数目决定了该元素的最大成共价键数目。 第一周期元素：1个价轨道ns 第二周期元素：4个价轨道ns +np 第
4、三周期及以下元素：9个价轨道ns+np+nd或(n-1)d+ns+np(内外层d轨道不能同时使用)。,基态和激发态,基态(Ground State, GS)：原子或分子处于最低能量的状态，其电子分布满足三原则，即能量最低原理，保里不相容原理和洪特规则。 激发态(Excited State, ES)：比基态能量高的所有状态。在激发态时只满足保里原理，能量最低原理和洪特规则不再适用。 化学反应中的电子激发只发生在价轨道之间。,原子轨道间形成的共价键,s轨道只形成键（不论与什么轨道）,p轨道可形成和两种共价键,d轨道可以形成三种键,成键分子轨道与反键分子轨道,轨道种类与成键类型,只要是s轨道参与，则
5、形成的键肯定是，包括s-s、s-p和s-d； p轨道参与则可以形成两种键，即和，包括p-p和p-d(通常只有dx2-y2和dz2轨道与p能形成 ，而dxy、dxz和dyz轨道与p之间形成） ； d轨道之间三种键均可形成，但通常情况下多以为主，极少数情况下还可以形成键。,成键方式选择,主族元素形成和。只有d过渡元素才有可能形成键。 键的稳定性： ；只与原子半径足够小时才会形成键，故键只有第二周期元素参与才稳定；而键极不稳定，故极少见。 两原子之间形成的第一个键肯定是，第二和第三个键则是，第四个键则肯定是,多中心键,发生在缺电子原子为中心原子的共价化合物中，该类原子的最外层电子的数目少于或等于3（
6、主族中IA-IIIA和过渡金属中）； 形成的共价化合物都是缺电子化合物，都有是路易斯酸。 例: (Al(CH3)3)2, B2H6, BeH2,H H HBe Be BeH H H,大键（多中心键）,化学键中电子离域程度越高，越稳定。 形成大键的条件： 杂化方式：sp、sp2、dsp2之一或组合，以确保成键原子在同一个平面上！ 有第二周期元素参与，以确保键具有足够的稳定性。 例：CO2, NO2-, Ni(CN)42-,具有d8 结构的Ni(CN)42- ，中央离子接受配位体的孤对电子，形成4个共价配键。另外中央离子Ni2+ 还剩余一个垂直于平面的空的4p轨道，可以和各配体CN-的一个键形成9
7、8,大键,反馈键,反馈键,主族非金属供电子类： pp反馈键：孤电子对（p电子）向p空轨道轨道； p d 反馈键：孤电子对向d空轨道（第三周期及以上元素的含氧化合物中）上提供 p * 反馈键：孤电子对向 *轨道（烯醇、酚和芳香胺）上提供电子。 例： CO， SiO2,Si 有3d 空轨道,氧上2s22p4 的孤对电子可以反馈到Si 的3d 轨道上生成反馈的p d键,d d 反馈键,d * 反馈键,pp反馈键,pd反馈键,p * 反馈键,反馈键,金属供电子类： d d 反馈键：金属的d轨道上的电子向非金属原子（第三周期及以下元素作配位原子时）提供； d * 反馈键： d轨道上的电子向*轨道（烯、炔
8、、苯环及CO）上提供； d p 反馈键： d轨道上的电子向p轨道（金属卡宾中）提供。 例：Ni(CO)4,在Ni(CO)4配合物中，形成4个键，同时还形成d-* 反馈键 反馈键：羰基化合物中的成键情况与一般无机配合物中有些不同。反馈键理论认为，配体中C上的孤对电子与金属原子的空轨道形成配键；同时金属原子的d轨道和CO分子中的空的反键轨道2p*重叠形成键。因为是金属原子提供孤对电子，配体提供空轨道成键，所以这样形成的键被称为“反馈键”。配键造成中心原子上负电荷富集，反馈键则能使这些富电荷得到有效的分散，从而使得配合物更为稳定。,共价键的稳定性,成键半径：半径越小，共价键越稳定 成键数目：成键数目
9、越多，越稳定 孤电子对间的排斥：若原子半径很小（仅第二周期元素）且成键双方均有离得太近的孤电子对，则化学键因孤电子对间的斥力而被削弱。 主族元素：周期表中右上的元素形成键时因半径小而更稳定，而左下的元素形成的键因半径大而稳定性相对较差。 d过渡元素从上到下因半径增幅小，而核电荷增幅大，因而其成键能力是增强的。,共价键的稳定性与性质关系,原子晶体中的硬度 原子晶体中的熔沸点 物质的热稳定性 化学反应活性，包括动力学活性和热力学活性。/,离子键及其稳定性,活泼金属与活泼非金属间才可能形成离子键。离子键没有方向性，也没有饱和性。每个离子总是尽可能与更多的异号离子接触而相互吸引。 离子键的强弱正比于阴
10、阳离子电荷的乘积，反比于阴阳离子的半径之和。因此电荷越高离子键越强，半径越小离子键越强。,周期表中规律性,周期表中，靠右上位置的金属离子化合物的离子键越强。阴离子则是O2-最强（负电荷高且半径小）。 注意：没有100%离子键，一般化学键中都含有不同程度的共价，这类化合物用离子键来处理会得到错误的结果。 例： BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2 熔点 / 405 714 782 876 962,离子键的强弱与性质关系,离子化合物的熔沸点 离子化合物的硬度 离子化合物的溶解性 离子化合物的稳定性 离子化合物的反应活性（非水溶液中）,金属键的强弱及其稳定性,金属键可以看成特殊
11、的共价键（超离域），但金属键无饱和性，也无方向性。 成键半径：半径越小越强； 成键电子数：电子数越多越强； 成键轨道: (n-1)d轨道的成键能力强于ns和np轨道，且5d4d3d。 金属密堆积方式：六方密堆积(74.05%)面心立方密堆积体心立方密堆积(68.02%),周期表中金属键的强弱规律,主族金属的金属键一般弱于副族金属的； s区弱于p区，p区弱于f区，f区弱于d区 主族金属：左下的金属键弱，右上的金属键强。 d区金属：从左到右金属键先增强再减弱；从上到下增强。 金属键强弱反常处：IIIB族和IIB族，规律性与主族一致。,金属键的强弱与性质,金属熔沸点 金属的硬度 金属的化学性质 金属
12、的导电性,金属的密堆积方式及合金的形成,金属的密堆积方式及合金的形成,六方密堆积：配位数为12，按ABAB方式密堆积。,金属的密堆积方式及合金的形成,金属晶体的内部结构,配位数为12,金属晶体的内部结构,晶体的内部结构,八面体空穴和四面体空穴,正八面体空穴：由六个原子形成。在六方密堆积和面心立方密堆积中由上下两层的原子构成；在体心立方密堆积中由上中下三层原子构成。 正四面体空穴：由四个相邻原子形成。在六方密堆积和面心立方密堆积中由上下两层的原子构成。 体心立方密堆积只形成正八面体空穴。 六方密堆积和面心立方密堆积中八面体空穴与四面体空穴数量之比为1：2,合金的生成,合金的生成有两种方式 取代型
13、合金：当两种原子的原子半径比较接近时，取代原来原子位置而形成。进入原子往往也是金属原子，故形成的合金原子间仍以金属键作用，可以保有延展性。 填充型合金：当进入原子的原子半径很小时，进入原子进入到金属密堆积形成的四面体空穴和八面体空穴中而形成。进入原子往往是半径小的非金属原子。金属与非金属间一般形成共价键，故这类合金的形成往往导致合金变脆，填充比例越高，脆性越大。,分子间作用力,取向力：极性分子间的偶极定向排列，仅在强极性分子中为主要的分子间力。 诱导力：电荷对分子核外电子云的诱导形变，很次要的作用力。 色散力：分子中电子高速运动产生的瞬间偶极相互作用，与分子的变形性有关。是一般分子间最主要的作
14、用力。,取向力,诱导力,色散力,分子间作用力大小规律,分子极性是由共价键的极性引起的，成键两原子的电负性差值越大，键的极性越强，分子中心不对称时的极性也就越大； 分子极性越大，取向力越大，诱导力也越大； 分子量越大，色散力越大。,氢键,发生在H与电负性大且半径小的原子（通常为N、O、F）成键的分子中。氢的缺电子与另一富电子（孤电子对）相互作用而形成。 氢键的形成使分子的极性减小、变形能力也减小。 分子间氢键：使分子量大幅度增大，使熔沸点大幅上升 分子内氢键：分子量不变，但使其它分子间力下降，使熔沸点下降。,分子间作用力及氢键与性质关系,物质的熔沸点 物质的溶解性 物质的硬度。,酸碱性的规律性,
15、酸碱质子理论： 凡是给出质子的是酸 凡是接受质子的是碱 酸特征：肯定有H与电负性更大的原子相连； 碱特征：肯定有原子（尤其是第二周期元素）上有孤电子对 例：HPO42-， NH3,酸碱电子理论(Lewis酸碱理论）： 凡是给出电子(对)的是碱 凡是接受电子(对)的是酸 酸特征：肯定有空价轨道，金属及其阳离子更易表现 碱特征：肯定有孤电子对（包括s，p及d轨道上的电子或轨道上的电子 例：Zn2+, Si(IV), NH3, S2-,酸碱的电离与表达方式,氢化物的酸碱性,干态酸性 即对不同氢化物的酸性比较只要比较HX的离解能和X的电子亲合能两项之和就可以了！,周期表中氢化物的酸碱性规律,同族元素从
16、上到下，电子亲合能差异很小，成键半径（能力）差异很大，故酸性增强； 同周期元素从左到右，成键半径差异很小，电子亲合能差异很大，故酸性增强。,含氧酸,结构：第二周期均以sp2杂化形成平面结构（有大键存在）；第三、四两周期均以sp3杂化，结构视氧的配位数而定；第五、六两周期大都以sp3d2杂化（也可以sp3杂化），结构视氧的配位数而定。 性质主要表现在： H-O键，酸性、失水性（聚合成多酸）、H的氧化性； O上，配位能力、还原性（失氧分解）； 成酸元素A上，氧化还原性（包括歧化）、孤电子对（配位能力）、稳定性（A-O键）、失水性（半径大小）,含氧酸（氢氧化物）的酸碱性强弱,经验规则一：离子势大小 其中z为成酸元素氧化态，r为成酸元素离子半径10时，酸性7 10时，两性7时，碱性 经验规则二：含氧酸中平均每个成酸元素连接的双键氧数目n(注意，多酸中连接两个成酸元素的O不能计入双键氧！）,
