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2.原子结构(蒋泓)


原子结构与元素周期系
江苏省新海高级中学 蒋泓

第一讲

原子结构

一、原子核
质子
(1.673×10-27kg)(相对质量1.007)

原子核
原子 中子 (1.675×10-27kg)(相对质量1.008) 核外电子 (9.109×10-31kg

) (质子质量的1/1836)
注:12C原子质量的1/12=1.661×10-27kg 。
原子质量集中在原子核

AX z 18O 8

:原子符号

Z---质子数; N---中子数; A---质量数
按元素的核电 荷数进行排序

A=Z+N

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

一个原子的质量不等于构成它的质子和中子的 质量的简单加和。

质量亏损:
氦原子核是由两个质子和两个中子组 成, 其质量之和是:2×1.007+2×1.008=4.030; 但是氦原子核的静止质量是4.000,比总 和少了0.030, 这个质量差为质量亏损。 失去部分的质量是以结合能能量的形式 释放。

根据爱因斯坦质能公式:
△E = △mc2
= 0.030×1.661×10-27×(3.0×108)2 = 4.5×10-12J ( 1 J = 1/ 1.602×10-19 eV ) 由质子和中子结合生成 1mol

He 核产生的结合能量为:

6.02×1023×4.5×10-12 = 2.7×1012 J/mol。
*另有:铁核的质量为55.92, 质子和中子质量之和为 56.45, 质量亏损:0.53, 放出结合能 7. 9×10-11J。
从结合能的大小,可判断原子核结合的紧密程度,结合能 越大,结合越紧密。

放射性概念:
α射线:He核流(带正电的α粒子); β射线:电子流(带负电); γ射线:光子流。
235 原子弹原理:核裂变 92

U+ n

1 0

?141 56

Ba+ Kr +3 n +Q
92 36

1 0

氢弹原理:核聚变

2 1

H + 13 H ? 01 n + 24 He + Q

α衰变是一种放射性衰变。在此过程中, 一个原子核释放一个α粒子(由两个中子 和两个质子形成的氦原子核),并且转变 成一个质量数减少4,核电荷数减少2的新 原子核。
α衰变: A zX
A?4Y 4 + z ?2 2 He

β衰变是一种放射性衰变。在此过程中, 一个原子核释放一个β粒子。(电子或者 正电子),分为β+衰变(释放正电子)和 β-衰变(释放电子)。
β衰变: A X z
AY z ?1

+

0 ?1

e

例 1: 钍

232 90

Th 经过几次α衰变和β衰变,变成了铅

208 82

Pb 。

上述过程中①重核减少了8个质子,②重核减 少了16个中子,③经过了6次α衰变和4次β衰变, ④经过了8次α衰变和6次β衰变,其中正确的是: ( B )

A. 只有①和② C. 只有④

B. 只有①②和③ D. 只有①②和④

例2: 2004年全国高中学生化学竞赛(省级赛区)试题

2004年2月2日,俄国杜布纳实验室宣布用核反应得到了
两种新元素X和Y。X是用高能48Ca撞击 243 Am靶得到的。经过
95

100微秒,X 发生α-衰变,得到Y。然后Y连续发生4次α-衰变, 转变为质量数为 268 的第105号元素 Db(钅杜)的同位素。以 X和Y的原子序数为新元素的代号(左上角标注该核素的质量 数),写出上述合成新元素X和Y的核反应方程式。

288115=284113+4He

243 48 288115+31 n Am+ Ca= 95 20 0

例3: 2010年全国高中学生化学竞赛(省级赛区)试题

2009年10月合成了第117号元素,从此填满 了周期表第七周期所有空格。117号元素是用 249Bk轰击48Ca靶合成的,总共得到6个117号元素 的原子,其中1个原子经p次α衰变得到 270 Db后 发生裂变;5个原子则经q次α衰变得到281 Rg后发 生裂变。用元素周期表上的117号元素符号,写 出得到117号元素的核反应方程式(在元素符号 的左上角和左下角分别标出质量数和原子序数)。

48 20

Ca ?

249 97

Bk ?

294 117

Uus ? 3n

48 20

Ca ?

249 97

Bk ?
294 117

293 117

Uus ? 4n
293 97

6 Ca ?6 Bk? Uus ?5 Uus ? 23n
48 20 249 97

同位素:

具有一定质子数和一定中子数的原子

概念:具有相同质子数,不同中子数同 一元素的不同核素互为同位素 。
同位素在自然界的丰度:

AX z

某种天然同位素原子占该元素原子总数的百分数

例如:氧的同位素16O、17O、18O的原子丰度为99.76 % 、 0.04 %和0.20 % 。

天然存在的元素里,各种核素的丰度是固定值。

四种相对原子质量
1. 同位素的原子量 2. 质量数A 3. 元素的原子量 铼有两种天然同位素,185Re 187Re,1977年测得 的相对原子质量和同位素丰度为: 184.952977, 37.298%和 186.955765, 62.602% 184.952977×37.298%+ 186.955765×62.602%=186.02 4. 元素的近似原子量

二、核外电子
1.核外电子运动状态
电子质量小(9.109×10-31kg),运动空间范围小 (直径约为10-10m),以接近光速、不连续的运行。 它的运动具有不确定性,核外电子运动有它的特殊 性,将与宏观物质运动不同。

1900年德国物理学家普朗克根据实验情况, 提出了原子只能不连续地吸收和发射能量的论 点。 这种不连续能量的基本单位称为光量子。各 种能量有大有小,但它们在吸收、放出能量时, 只能是光量子的整数倍,这种以光量子作为单 位的能量变化称为量子化。 1913年丹麦物理学家玻尔运用了普朗克量子 化概念解释了氢原子光谱的不连续的、线状的。

1924年,法国物理学家德布罗意首先提 出了波粒二象性。说明电子运动没有固定 的轨迹。
1927年德国物理学家海森堡提出测不准 原理,说明不能把微观粒子和宏观物体同样 用经典力学处理 . 由于核外电子运动的二象性,又在原子 核外极小的空间(约10-8cm)范围内以极高 的速率运动着,所以当时海森堡认为,在 同时准确地测定一个运动电子的动量和位 置是不可能的,这就是被称为海森伯测不 准原理。

宏观物体与微观粒子运动特征比较
宏观物体 ?位置(坐标)和动量 (速度)能同时准确测 定 微观粒子 ?无法同时准确测定运动坐标和 动量。它的坐标测得越准, 其动 量(速度)就测得越不准;它的动 量测得越准, 其坐标就测得越不 准。 ?无确定的运动轨道。

?可预测运动轨道

1926年,薛定谔(schordinger)和海森堡等人建 立了量子力学理论,薛定谔从波粒二象性出发,通 过对比归纳得出了著名的微观粒子波动方程: Schordinger方程

? ? ? ? ? ? 8π m ? 2 ? 2 ? 2 (E ? V)? ? 0 2 ?x ?y ?z h
2 2 2 2

这是一个二阶偏微分方程

波函数Ψ 是空间坐标x、y、z的函数。E是 体系的总能量,V是势能,m是粒子的质 量,h是普朗克常数。

量子力学借用经典力学中描述物体运动的轨道 的概念,通过波函数Ψ这种数学函数式,描述原子 中各种电子运动状态,所以又把波函数叫作原子轨 道。波函数Ψ 没有明确的物理意义,但是Ψ 绝对值 的平方|Ψ|2有着明确的物理意义。

|Ψ|2:表示空间某处单位体积内电子出现的几
率,即几率密度。|Ψ|2的空间图像 就是电子云的空 间分布图像。(比Ψ的图像瘦一些)。

薛定谔方程的数学解很多,但从物理学意义来看, 这些数学解不一定都是合理的。为了得到电子运动状 态合理的解,必须引用只能取某些整数的三个参数, 即主量子数n,角量子数 l 和磁量子数m 为量子数。
例如: Ψ n,l,m = Ψ1,0,0 =

Ψ1s

薛定谔方程直角坐标转变为球坐标后,方程可转变为三个 只含一个变量的方程:

含 r 变量的方程引入量子数 n. 含θ变量的方程引入量子数 l. 含φ 变量的方程引入量子数 m. 一组合理的n、l、m取值就是一个确定的波函数Ψ (r,θ,φ)。 n、l、m量子数确定波函数的量子化 情况。

2. 四个量子数

(1)主量子数(n)—决定电子层
n划分:电子能量高低和离核远近不同

n=1
符号 K

2
L

3
M

4

5

6

7
Q

N O P

核外电子是分层排步的,离核近的电子 能量低;离核远的电子能量高。

(2)角量子数(l)—决定电子亚层
在同一层上运动的电子能量稍有不同, 且电子云的形状也不相同,将电子层分为不 同的电子亚层。 电子亚层用字母:s、p、d、f 表示。 同一电子层中的能量:s<p<d<f。

角量子数(

l

)。最大值l = n-1。

l只能取小于n的正整数: l =0
相应的能级符号:
K层:n =1, l = 0。

1
p

2
d

3
f

4
g

(n-1)

s

只有一个亚层 :s亚层(1s), s电子云球形。

L层:n =2, l = 0、1。
有二个亚层 :s亚层,p亚层(2s、2p)。 P电子云哑铃形。 M层:n =3, l = 0、1、2。

有三个亚层 :s、p、d亚层(3s、3p、3d)。
d电子云花形和哑铃加面包圈形。 N层:n =4, l = 0、1、2、3。
有四个亚层 :s、p、d和f (4s、4p、4d、4f)。 f电子云形状更复杂。

[电子亚层表示法] 用数字和字母同时表示 1s、2p、3d、4f……

n 1 2

电子层 1 2

l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

亚层(能级) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

3

3

4

4

(3)磁量子数(m)—决定电子云的伸展方向 磁量子数m决定原子轨道(或电子云)在 空间的伸展方向。当给定l 时,m的取值为从 - l到+l之间的一切整数(包括0在内),即0, ±1,±2,±3,…±l,共有2 l+1个取值。即 原子轨道(或电子云)在空间有2 l+1种伸展 方向。原子轨道(或电子云)在空间的每一种 伸展方向称做一个轨道。

= 0、±1、±2、±3、 ±l 。 各电子云有一定的伸展方向。同一电子层上,同一类型 的电子云在空间伸展方向不同能量相同。2px、2py、2pz能量 相同。 S电子云: m = 0。只有一种轨道。 P 电子云:m =0、 ± 1。有三种伸展方向。x、y、z。 d 电子云:m= 0、 ± 1、 ± 2。有5种伸展方向: xy、yz、xz、x2-y2、z2。 f 电子云:m = 0、 ± 1、 ± 2、 ± 3。有7种伸展方向。 轨道:电子云的界面图。电子云的表示方法。在一定电子层上,具
有一定的形状和伸展方向的电子云所占据的空间。即一个电子轨道由电 子层、电子亚层、电子云伸展方向决定。

m

轨道表示法:2px、3dxy、4pz。

(4)自旋量子数(ms)—决定电子自旋状态 电子的自旋用自旋量子数ms表示。ms 的 取值有两个,+1/2和-1/2。说明电子的自旋有 两种相反的状态,相当于顺时针和逆时针方 向。通常用“↑”和“↓”表示。

主量子数(n) 角量子数(l) 磁量子数(m)

确 定 能 量

确 定 轨 道

自旋量子数(ms)

核 外 电 子 的 运 动 状 态

四个量子数
量子 数 物 理 意 义 取 值 范 围

主量子数 n 角量子数 l
磁量子数 m 自旋量子 数ms

描述电子离核远近 及能量高低 描述原子轨道的形 状及能量的高低
描述原子轨道在空 间的伸展方向 描述电子的自旋方 向

n=1,2,3, …正整数 l=0,1,2,…n-1
m=0,+1,-1, +2, - 2 , …±l

ms =+1/2, -1/2

练习:假定在下列电子的各组量子数中n 正确,请指出哪几种不能存在,为什么? (1)n=1,l=1,m=1,ms=-1。

(2)n=3,l=1,m=2,ms=+1/2。
(3)n=3,l=2,m=1,ms=-1/2。 (4)n=2,l=0,m=0,ms=0。 (5)n=2,l=-1,m=1,ms=+1/2。 (6)n=4,l=3,m=2,ms=2。

三、核外电子的排布
1. 泡利不相容原理:

同一原子中不能有四个量子数完全相 同的两个电子。(同一轨道最多容纳两个 电子,且自旋方向相反。)

1、每种运动状态的电子只有1个。

2、由于每个原子轨道包括两种运动状态,所以每个 原子轨道最多只能容纳2个自旋不同的电子。
3、因为s、p、d、f各分层中原子轨道数为1、3、5、 7,所以各分层中相应最多只能容纳2、6、10、14、 个电子

电子层(n)电子亚层(l)轨道数
1 2 3 4 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 12 1+3=22 1+3+5=32 1+3+5+7=42

电子数
2× 12 2× 22 2× 32 2× 42

n

n2

2n2

2. 能量最低原理:
电子在原子轨道上的分布,要尽可能使 整个原子的能量最低(即电子将优先占据能 量最低的原子轨道,这样的原子处于基态)。

(1)屏蔽效应
由于其他电子对某一电子的排斥作用而 抵消了一部分核电荷,从而使有效核电荷降 低,削弱了核电荷对该电子的吸引,这种作 用称为屏蔽作用或屏蔽效应。 内层电子对外层电子有排斥作用,使外 层电子的能量升高了。特别是d、f电子,如: E3s<<E3d、 E4s<<E4f。

(2)钻穿效应
在原子中,对于同一主层的电子,因s电子 比p、d、f 电子在离核较近处出现的概率要多, 表明s电子有渗入内部空间而靠近核的本领,这 种外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象, 称为钻穿作用。
钻穿作用越强,受屏蔽作用就越小,受核引力就强, 电子能量降低。由于这些作用的存在,导致核外电子排 布出现了能级交错现象:4s<3d; 5s<4d; 6s<4f; 7s<5f??。

哪些能级交错了?

熟记

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

能级交错

E(ns)<E(n-3)g<E(n-2)f<E(n-1)d<E(np)
近似能级组
第一能级组 1s 第二能级组 2s 2p 第三能级组 3s 3p

第四能级组 4s 3d 4p
第六能级组 6s 4f 5d 6p

第五能级组
第七能级组

5s 4d 5p
7s 5f 6d 7p

第八能级组

8s 5g 6f 7d 8p

能量最低原理:

电子在原子轨道上的分布,要尽可能使 整个原子的能量最低(即电子将优先占据能 量最低的原子轨道,这样的原子处于基态)。
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
6C

1s2 2s2 2p2

2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Fe 1s 26

3. 洪特规则 C原子: 1s2 2s2 2p2 N原子: 1s2 2s2 2p3 O原子: 1s2 2s2 2p4

洪特规则:在同一亚层的各个轨道中, 电子尽可能分占不同的轨道,而且自 旋方向相同。这样排布电子,原子能 量最低。

在书写时还是 1-36号元素的核外电子排布:

把4s写在最外 注意:7N原子: 1s2 2s2 2p3 2 2s2 2p63s23p64s13d5 面。 Cr : 1s 24 2 2s2 2p63s23p64s13d10 Cu : 1s 29 10 Pd: [Kr]4d 46

这四个例子可看作洪特规则的特例:同一电子

亚层,当电子排布全充满或半充满以及全空 时,能量低,原子结构比较稳定。
全充满:p6 d10 f14 半充满:p3 d5 f7 全空: p0 d0 f0

4. 表示方法 (1)原子结构示意图:Al S Ca Fe (2)电子排布式: 例如:11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 Ni 1S 28 或 [Ar]3d8 4s2(称为电子排布简式)
练习:

写出 Cl、Ca、S 、Fe、 Mn、Cs 的电子排布式。

(3)轨道排布式:
例: 练习 :写出下列原子的轨道表达式 (1)O (2) Al (3) P (4) C

(4)价电子排布式(或称为外围电子排布式) a、最高能级组的电子排布式,就是价电子 排布式。 b、或就是除去上周期的稀有气体的电子排 布式的部分。 例:26Fe 价电子排布式为:3d6 4s2
练习写出 Br、Zn、S i、 Co 的价电子排布式。

例4:2004年夏令营 在元素周期表第4、第5周期中成单电子数最 多的过渡元素的电子构型分别为 和 ;元素名称是 和 。 依据现代原子结构理论,请你推测,当出现 5g电子后,成单电子最多的元素可能的价层 电子构型为 ,可能是 元素。 [Ar]3d54s1 铬 5g98s1 128 [Kr]4d55s1 钼

第二讲 元素周期系

原子核外电子排布的周期性变化 周期
元素种数

外围电子排布
ⅠA 0族

1 2 3 4 5 6

2 8 8 18 18 32

1s1 2s2 3s2 4s2 5s2 6s2

1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6

随着原子序数的递增,元素原子的外围电子排布呈周期性的变化: 每隔一定数目的原子,原子的外围电子排布重复出现从ns1到 ns2np6的周期性变化

一、元素周期律 元素周期律:随核内质子数递增,核 外电子呈现周期性排布,元素性质呈 现周期性递变。

编 ⑴体现元素周期律 表 ⑵电子层数相同:按核电荷数的递增从左到右排在同一横行 原 则 ⑶最外层电子数相同:按电子层数的递增从上到下排在同一纵行

二、元素周期表 1. 元素周期表的结构
七个横行七周期,三短三长一不全; 十八纵行十六族,七主七副八和零。 3个短周期(第1、2、3周期)元素种数2、8、8 横向 3个长周期(第4、5、6周期)元素种数18、18、32 7个周期 1个不完全周期(第7周期) 7个主族(由短周期和长周期元素共同组成的族) ⅠA到ⅦA 纵向 18个纵行 7个副族(仅由长周期元素组成的族) ⅠB到ⅦB 第VⅢ族(3个纵行,含Fe、Co、Ni等9种元素) 0族(稀有气体元素)

元 素 周 期 表

思考1 :16个族的排列顺序如何? 思考2 :族序数与原子核外电子数有什么关系? 思考3 :为什么第四、五、六周期元素种数较多?

ⅠA→ⅡA→ⅢB→……→ⅦB→……→Ⅷ→ⅠB →ⅡB→ ⅢA→……→ ⅦA→0

主族序数(ⅠA到ⅦA族) =外围电子数 副族序数(ⅢB到ⅦB族) 第四周期元素外围电子排布式: 2种元素 Ca:4s2 K:4s1 … Sc:3d14s2 Zn:3d104s2 10种元素 … Ga:4s24p1 Ge:4s24p2 Kr:4s24p6 6种元素 由于能级交错,轨道能量4s<3d<4p 故第四周期元素核外电子先排满4s轨道,再排3d轨道,最后再排4p 轨道,故第四周期元素比第三周期多10种 同理,由于能级交错,轨道能量5s<4d<5p,第5周期含18种元素 由于能级交错,轨道能量6s<4f<5d<6p,第6周期含32种元素

2.原子的电子层结构与周期的关系 (1)周期序数=电子层数(最外层主量子数) = 能级组序数 7个能级组对应7个周期 (2)各周期元素的数目=相应能级组中原子轨 道所能容纳的电子总数

周期

1

1s

容纳 该周 轨道数 电子 期元 素数 1 2 2 4
9

2 3 ns np

8

8

4 5 ns(n-1)d np
6 7 ns(n-2)f(n-1)d np

18
32 50

18
32 50

16

8 9 ns(n-3)g(n-2)f(n-1)d np 25

3.原子的电子层结构与族的关系
⑴主族元素的族序数=原子最外层电子数(ns+np) ⑵ⅠB、ⅡB族元素族序数=最外层(ns)电子数

⑶ⅢB ~ⅦB族元素族序数=(n-1)d+ns电子数(最高 能级组电子数)
⑷Ⅷ族没有如此简单关系(最外能级组电子数分别 为8、9、10)

Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ Ⅷ

元素在周期表中的 位置、性质和原子结构的关系

位置
周期数

反映

决定

结构
电子层数
最外层电子数

主族族数 原子序数

= = =

质子数

4.元素周期表的分区
按照元素原子的外围电子排布的特征,可将元素周期表 分成五个区域:s区、p区、d区、ds区、f区 分区 外围电子排布

元素分布
IA和IIA族
IIIA~VIIA族 零族元素

元素性质特点
除H外,均为活泼金属

s区 p区

ns1-2 ns2np1-6

d区 (n-1)

除H外,所有非金属元 素都在p区 第IIIB族到VIII族元 d轨道也不同程度地参 1-9 1-2 d ns 素(镧系、锕系除外) 与化学键的形成 金属元素 最外层电子数基本相同, 化学性质相似。

ds区 (n-1) d10ns1-2 IB和IIB族 f区 (n-2)f0-14(n-1) d0-2ns2 镧系和锕系元素

原子的电子层结构 与元素的分区

三、元素周期性 1.原子半径
(1)共价半径——同种元素的两个原子共价单键 连接时,核间距的一半。 一般 单键半径 > 双键半径 > 叁键半径 (2)金属半径——紧密堆积的金属晶体中以金属 键结合的同种原子核间距离的一半。 同一原子的金属半径要大于共价半径10~15% 。 (3)范德华半径——非键合原子之间只靠分子间 的作用力互相接近时,两原子的核间距的一半。 一般范德华半径最大(非键合),共价半径 最小(轨道重叠),金属半径位于中间(紧密堆积)

(1) 原子半径在周期表中的变化
(a) 同周期中

从左向右,在原子序数增加的过程中,有两个因素在影响原
子半径的变化 ① 核电荷数 Z 增大,对电子吸引力增大,使得原子半径 r

有减小的趋势。
② 核外电子数增加,电子之间排斥力增大,使得原子半径 r 有增大的趋势。 这是一对矛盾, 以哪方面为主? 以 ① 为主。即同周期中从左向右原子半径减小。

只有当 d5,d10,f7,f14 半充满和全充满时,层中电子的对
称性较高,这时 ② 占主导地位,原子半径 r 增大。

短周期的主族元素,以第 3 周期为例
Na r/pm 154 Mg 136 Al 118 Si 117 P 110 S 104 Cl 99 Ar 154

Na —— Cl,7 个元素,r 减少了 55 pm。相邻元素之间, 平均减少幅度 10 pm 许。 Ar 为范德华半径, 所以比较大。 长周期的过渡元素,以第 4 周期的第一过渡系列为例
Sc r/pm 144 Ti 132 V 122 Cr 118 Mn 117 Fe 117 Co 116 Ni 115 Cu 117 Zn 125

Sc —— Ni,8 个元素,r 减少了 29 pm。相邻元素之间, 平均减少幅度 4 pm 许。

Sc r/pm 144

Ti 132

V 122

Cr 118

Mn 117

Fe 117

Co 116

Ni 115

Cu 117

Zn 125

Cu,Zn 为 d10 结构,电子斥力大, 所以 r 不但没减小, 反而有所增加。 短周期主族元素原子半径平均减少幅度 10 pm ,长周期的过

渡元素平均减少幅度 4 pm 。造成这种不同的原因是什么?
短周期主族元素,电子填加到外层轨道,对核的正电荷中和 少,有效核电荷 Z* 增加得多。所以 r 减小的幅度大。 长周期过渡元素,电子填加到次外层轨道,对核的正电荷中 和多,Z* 增加得少,所以 r 减小的幅度小。

试设想超长周期的内过渡元素,会是怎样的情况。

(b)镧系收缩
La Ce 165 Dy Pr 164 Ho Nd 164 Er Pm 163 Tm Sm 162 Yb Eu 185 Lu Gd 162

r/pm 169
Tb

r/pm 161

160

158

158

158

170

158

铕 Eu 4f7 6s2,f 轨道半充满,镱 Yb 4f14 6s2,f 轨道全充满, 电子斥力的影响占主导地位,原子半径变大。 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 减小的幅度很小。 将 15 镧系种元素,原子半径共减小 11 pm 这一事实,称为 镧系收缩。

镧系收缩造成的影响
对于镧系元素自身的影响,使 15 种镧系元素的半径相似, 性质相近,分离困难。

对于镧后元素的影响,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。

K
r/pm

Ca

Sc

Ti

V

Cr

203 174 144 Rb Sr Y

132 122 118 Zr Nb Mo

r/pm

216 191 162 Cs Ba La

145 134 130 Hf Ta W

r/pm

235 198 169

144 134 130

(c)同族中

同族中,从上到下,有两种因素影响原子半径的变化趋势
① 核电荷 Z 增加许多,对电子吸引力增大, 使 r 减小; ② 核外电子增多,增加一个电子层,使 r 增大。 在这一对矛盾中, ② 起主导作用。同族中,从上到下,原

子半径增大。 主族元素 Li 123 pm

Na 154 pm K 203 pm

Rb 216 pm Cs 235 pm r 增大

副族元素

Ti

V

Cr

第二过渡系列比第一 过渡系列原子半径 r 增 大 12-13 pm。

r/pm

132
Zr

122
Nb

118
Mo

145
Hf 144

134
Ta 134

130
W 130

第三过渡系列和第二
过渡系列原子半径 r 相近 或相等。这是镧系收缩的

影响结果。

原子、离子半径大小的比较小结
1.电子层数相同的微粒,核电荷数越大,半径越小
例:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl 2.最外层电子数相同的微粒,电子层数越多,半径越大 例:Li<Na<K<Rb<Cs 例: S2- > S F-<Cl-<Br-<I3.核电荷数相同的微粒,电子数越多,半径越大 Fe 3+< Fe2+ < Fe 4.电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,半径越小 “He”型离子 H- > Li+ > Be2+ “Ne”型离子 N3- > O2- >F- > Na+ > Mg2+ >Al3+ “Ar”型离子 S2- >Cl- > K+ > Ca2+

2.元素的金属性和非金属性递变
非金属性逐渐增强
H
金 属 性 逐 渐 增 强 非 金 属 性 逐 渐 增 强

Li Na K

Be Mg Ca

B Al Ga

C Si Ge

N P As

O S Se

F Cl Br

Rb
Cs

Sr
Ba

In
Tl

Sn
Pb

Sb
Bi

Te
Po

I
At

金属性逐渐增强

第三周期元素的最高价氧化物对应水化物
族 元素
氧化物

IA Na
Na2O
NaOH

IIA Mg
MgO
Mg(OH)2

IIIA Al
Al2O3
Al(OH)3

IVA Si
SiO2
H4SiO4

VA P
P2O5

VIA VIIA S
SO3

Cl
Cl2O7

水化物

H3PO4 H2SO4 HClO4

酸碱性

强碱



两性 弱酸



强酸

最强酸

酸性逐渐增强,碱性减弱

3.元素第一电离能的周期性变化
(1)定义
某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子 即 M(g)-e-→M+(g) 需要的最低能量叫做第一电离 能。用符号I1表示,单位:kJ/mol。 元素的第二电离能:+1价气态阳离子失去1个电子形成+2 价气态阳离子所需的最低能量(I2) 元素的第三电离能:+2价气态阳离子失去1个电子形成+3 价气态阳离子所需的最低能量(I3)

(2)元素第一电离能的意义
可以衡量原子失去一个电子的难易程度。 I1数值越小,原子越容易失去一个电子; I1数值越大,原子越难失去一个电子;

第一电离能:下图是元素第一电离能周期性变化图:
请注意下图中Be、B、N, Mg、Al、P的变化情况。

Be、Ne(全满)、N(半满),原子稳定能量低,I1大;难失电子。 Mg、Ar(全满)、P(半满),原子稳定能量低,I1大;难失电子。

(3)元素第一电离能的周期性变化
同一主族,从上到下,元素的第一电离能逐渐减小。
同一主族,从上到下,随着核电荷数的递增,电子层数增多,原子 半径逐渐增大,原子核外最外层电子的吸引力逐渐减弱,元素越来越容 易失去电子,故I1逐渐减小。

同一周期内,从左到右,元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。 同一周期内,随着原子序数的增加,原子半径逐渐减小,原子核对 核外电子的吸引力越来越强,元素的原子越来越难失去电子,因此I1呈 逐渐增大的趋势。 同周期过渡金属元素第一电离随核电荷数增大而增大,但变化 不规则,且增幅较小。

a、碱金属I1最小,稀有气体的I1最大;
b、第ⅡA元素> ⅢA的元素;第ⅤA元素> ⅥA元素

解释:ⅡA族元素在电子所占据的轨道上全充满, ⅤA族元素最外层的P轨道上电子半充满。 同一元素,I1<I2<I3?。

(4)电离能的应用
a 根据电离能的数据,确定元素核外电子的排布。
如某元素,I1<I2《I3? 则该元素原子的最外层电子数为2

b 确定元素在化合物中的化合价。 c 确定元素金属性、非金属性的强弱。
I1越大 则元素的非金属性越强 I1越小 则元素的金属性越强

4. 电负性
⑴概念:原子在分子中吸引电子的能力大小,叫 电负性。

元素的电负性愈大,表示该元素原子吸引电子的 能力愈大,生成阴离子的倾向愈大。反之,吸引 电子的能力愈小,生成阳离子的倾向愈大。
元素的电负性是相对值,没有单位。通常规定氟 的电负性为4.0(或锂为1.0),计算出其他元素 的电负性数值。

⑵电负性的周期性变化和元素的金属性、 非金属性的周期性变化是一致的。

⑶元素电负性的应用
判断元素的金属性和非金属性 电负性大, 则元素的非金属性强

>1.8
电负性

非金属
“准”金属,如锗、锑等,既有金属性又 有非金属性,“硼-砹分界线”附近

1.8左右 <1.8

金属 判断化合物中元素的化合价
a、电负性数值小的元素吸引电子的能力弱,元素化合价为正值 b、电负性数值大的元素吸引电子的能力强,元素化合价为负值

+1+2-3

+1+1-2

+3-1

HCN

HClO

NF3

+4 -2

-3+1

ClO2

NCl3

判断化学键的类型
a、两种成键元素间的电负性差值大于1.7,通常形成离子键 b、两种成键元素间的电负性差值小于1.7,通常形成共价键

判断HF是离子化合物还是共价化合物?
解释元素“对角线”规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近,性质相似

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