第五章原子结构与元素周期律课件.ppt

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1、原子结构与元素周期律,一、原子核外电子的运动状态二、原子中电子的排布三、原子核外电子排布与元素周期律四、元素性质的周期性,第一节 原子核外电子的运动状态一 微观粒子的波粒二象性 1924 年，法国年轻的物理学家 L.de Broglie(1892 1987)指出，对于光的本质的研究，人们长期以来注重其波动性而忽略其粒子性；与其相反，对于实物粒子的研究中，人们过分重视其粒子性而忽略了其波动性。,L.de Broglie 从 Einstein 的质能联系公式 E=m c 2 和光子的能量公式 E=h 的联立出发，进行推理：,用 P 表示动量，则 P=mc，故有公式,式子的左侧动量 P 是表示粒子性

2、的物理量，而右侧波长 是表示波动性的物理量。二者通过公式联系起来。,de Broglie 认为具有动量 P 的微观粒子，其物质波的波长为，,1927 年，de Broglie 的预言被电子衍射实验所证实，这种物 质波称为 de Broglie 波。,研究微观粒子的运动时，不能忽略其波动性。微观粒子具有波粒二象性。,例(1)电子在1V电压下的速度为5.9105ms-1,电子的质量m=9.110-31kg,h为6.626 10-34 Js,电子波的波长是多少？(2)质量1.010-8kg的沙粒以1.010-2ms-1的速度运动,波长是多少？,解：(1)1J=1kgm2s-2,h=6.62610-3

3、4 kgm2s-1,根据德布罗意关系式,电子半径为10-10m与波长在同一数量级,(2),可见，宏观物体质量大,波长极小，波动性难以察觉,仅表现出粒子性；微观粒子质量小,其德布罗意波长不可忽略。,三、测不准原理(Uncertainty Principle),xpxh/4（9.5）,1927年海森堡提出著名的测不准原理:,x 为x方向坐标的测不准量(误差),px为x方向的动量的测不准量,两者互为倒数关系。,例 电子在原子中的运动速度约为6106 ms-1，原子半径约为10-10 m，若速度误差为1，电子的位置误差x有多大？,解：,电子的位置误差比原子半径大10倍，即位置确定极其不准确。,总结：1

4、.测不准原理是量子力学的基本原理之一；2.它并不意味着微观粒子运动无规律可言，只是说它不符合经典力学的规律;3.应该用量子力学来描述微观粒子的运动。,由薛定谔方程解出来的描述电子运动状态的波函数（有时是波函数的线性组合），在量子力学上叫做原子轨道。它可以表示核外电子的运动状态。,解出每一个原子轨道，都同时解得一个特定的能量 E 与之相对应。对于氢原子来说,式中 z 是原子序数，n 是参数，eV 是能量单位。,在此，并不要求我们去解薛定谔方程。,几率密度和电子云,（1）电子云的概念,假想将核外一个电子每个瞬间的运动状态，进行摄影。并将这样数百万张照片重叠，得到如下的统计效果图，形象地称为电子云图

5、。,1s,2s,2 p,（2）几率密度和电子云,几率是电子在某一区域出现的次数叫几率。几率与电子出现区域的体积有关，也与所在研究区域单位体积内出现的次数有关。几率密度 电子在单位体积内出现的几率。,几率与几率密度之间的关系 几率（W）=几率密度 体积（V）。相当于质量，密度和体积三者之间的关系。,各种电子云的角度分布图,电子云的角度分布图比波函数的角度分布图略“瘦”些。电子云的角度分布图没有。,作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称性，因此在讨论化学键的形成时有重要作用。,波函数的角度分布图有。这是根据的解析式算得的。它不表示电性的正负。,四个量子数,波函数 的下标 1，0，0；2，0，0；2

6、，1，0 所对应的 n，l，m，称为量子数。,（1）主量子数 n 取值 1，2，3，4 n 为正整数(自然数)，光谱学上用 K，L，M，N 表示。意义 表示原子轨道的大小，核外电子离核的远近，或者说是电子所在的电子层数。n=1 表示第一层(K 层)，离核最近。n 越大离核越远。,单电子体系，电子的能量由 n 决定,E 电子能量，Z 原子序数，eV 电子伏特，能量单位，1 eV=1.603 1019 J,对于 H 原子 n=1 E=13.6 eV n=2 E=3.40 eV n E=0 即自由电子，其能量最大，为 0。,n 的数值大，电子距离原子核远，则具有较高的能量。,主量子数 n 只能取 1

7、，2，3，4 等自然数，故能量只有不连续的几种取值，即能量是量子化的。所以 n 称为量子数。,（2）角量子数 l 取值 受主量子数 n 的限制，对于确定的主量子数 n，角量子数 l 可以为 0，1，2，3，4(n 1)，共 n 个取值，光谱学上依次用 s，p，d，f，g 表示。,如 n=3，角量子数 l 可取 0，1，2 共三个值，依次表示为 s，p，d。,意义 角量子数 l 决定原子轨道的形状。例如 n=4 时，l 有 4 种取值，就是说核外第四层有 4 种形状不同的原子轨道：,l=0 表示 s 轨道，形状为球形，即 4 s 轨道；l=1 表示 p 轨道，形状为哑铃形，4 p 轨道；l=2

8、表示 d 轨道，形状为花瓣形，4 d 轨道；l=3 表示 f 轨道，形状更复杂，4 f 轨道。,由此可知，在第四层上，共有 4 种不同形状的轨道。同层中(即 n 相同)不同形状的轨道称为亚层，也叫分层。就是说核外第四层有 4 个亚层或分层。,（3）磁量子数 m 磁量子数 m 取值受角量子数 l 的影响，对于给定的 l，m 可取：0，1，2，3，l。,共 2 l+1 个值。,若 l=3，则 m=0，1，2，3，共 7 个值。,m 决定原子轨道的空间取向。n 和 l 一定的轨道，如 2 p 轨道（n=2，l=1）在空间有三种不同的取向。,每一种 m 的取值，对应一种空间取向。,m 的不同取值，或者

9、说原子轨道的不同空间取向，一般不影响能量。3 种不同取向的 2 p 轨道能量相同。我们说这 3 个原子轨道是能量简并轨道，或者说 2 p 轨道是 3 重简并的。,而 3 d 则有 5 种不同的空间取向，3 d 轨道是 5 重简并的。,（4）自旋量子数 ms 电子既有围绕原子核的旋转运动，也有自身的旋转，称为电子的自旋。,m s 的取值只有两个，+1/2 和 1/2。电子的自旋方式只有两种，通常用“”和“”表示。所以 Ms 也是量子化的。,所以，描述一个电子的运动状态，要用四个量子数：,n，l，m，ms,同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。,小结 四个量子数,四个量子数和电子运动状

10、态,l=0,1,2,(n-1);m=0,1,2,l,n=1 l=0 0 1s 球形 1 1,0,0,n l m 轨道 形状 轨道数(n2)波函数,综上得出n、l、m 的取值的一般规律：,例 用四个量子数描述 n=4，l=3 的所有电子的运动状态。,解：l=3 对应的有 m=0，1，2，3，共 7 个值。即有 7 条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为+1/2 和 1/2 的自旋方向相反的电子，所以有 2 7=14 个运动状态不同的电子。分别用 n，l，m，m s 描述如下：,n，l，m，m s 4 3 0 1/2 4 3 1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 2 1/2 4 3 2 1/

11、2 4 3 3 1/2 4 3 3 1/2,n，l，m，m s 4 3 0 1/2 4 3 1 1/2 4 3 1 1/2 4 3 2 1/2 4 3 2 1/2 4 3 3 1/2 4 3 3 1/2,例 已知基态Na原子的价电子处于最外层3s亚层，试用n、l、m、si量子数来描述它的运动状态。,解：最外层3s亚层的 n=3、l=0、m=0、ms 有两种 可能，所以它的运动状态可表示为：3,0,0,+1/2(或-1/2)。,二、原子的电子组态及核外电子排布,多电子原子的核外电子的排布又称为电子的组态。根据光谱数据，归纳出核外电子排布的三个原理。,“系统的能量愈低，愈稳定”是自然界的普遍规律。

12、基态原子，是最稳定的系统，能量最低。最初认为：原子的核外电子按照原子轨道能级从低到高的顺序依次填充，即符合能量最低。,实践证明：上述考虑是片面的。电子分布在什么轨道，并不完全由该轨道的能级高低决定，而是由整个原子的能量是否最低决定。,1.能量最低原理：,1.Pauling近似能级图,徐光宪公式:我国著名化学家徐光宪根据光谱数据，提出了基态多电子原子轨道的能级高低的定量依据，即 n+0.7 l 近似规则：n+0.7 l 值越大，轨道能级越高。,计算的能级顺序与鲍林能级顺序相吻合。,徐光宪的能级分组：n+0.7l 整数相同者为一组,屏蔽效应,为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。,Z=Z*

13、，Z*有效核电荷数,进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。,钻穿效应,不同状态的电子对电子i 的屏蔽作用的强弱不同，影响的因素：1.外层电子对内层电子的屏蔽作用可以忽略,0。2.(n1)层电子对n层电子屏蔽作用较强，0.85；(n2)层以内的电子对n层电子屏蔽作用更强，1.00 3.同层电子之间的屏蔽作用比内层电子的屏蔽作用弱,0.35,两个1s之间0.30。4.研究对象为nd、nf电子时，内层全为1,例 求碳原子的2p电子的屏蔽常数 C:1s22s2sp2=3 0.35+2 0.85=2.75 Z*=Z-=6-2.75=3.25,能量最低原理基态多电子原子核外电子排布时，总是先占据能量最

14、低的轨道，当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。,每一电子亚层最多容纳的电子数为：s2、p6、d10、f14每一电子层最多能容纳的电子数为原子轨道的2倍，即2n2。,2.Pauli不相容原理(exclusion principle)：,由此可知：,一个原子中不允许有两个电子处于完全相同的状态。,在一个原子轨道上最多能容纳两个自旋方向相反的电子。,Pauli不相容原理在同一个原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子同时存在。,3Hund规则:,在简并轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨道，且自旋平行，使原子的总能量最低。如：基态碳原子，,6C 轨道式,Hund规则 电子在

15、能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。,注：复杂原子核外电子的排布要按照轨道能级顺序填入电子。,例如：22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2,24Cr 1s22s22p63s23p63d44s2 实验测定：1s22s22p63s23p63d54s1,?,29Cu 1s22s22p63s23p63d94s2 实验测定：1s22s22p63s23p63d104s1,再如：,Hund规则特例:简并轨道全充满、半充满、或全空的状态都是能量较低的稳定状态。,根据光

16、谱实验和量子力学得出：,电子排布的书写：,（3）可用原子芯（稀有气体元素符号）简写电 子排布式。,(1)按电子层的顺序写;,(2)一般地按照三原理书写,个别例外，应以 实验为依据;,例：,47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 47Ag Kr 4d105s1,(4)离子的电子排布式，是在基态原子的电子排布式基础上加上得到或失去的电子。,核外电子的排布顺序：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6练习：写出下列原子的核外电子排布Ca(20)

17、Zn(30)Ti(22)Fe(26)Br(35)Kr(36),主要与内层电子有关。内层电子数越多，越大；内层电子离核越近，越大；因而内层电子的是spdf。,屏蔽常数受哪些因素影响,原子结构与元素周期律,元素性质的周期性,第四节 元素性质的周期性,元素周期表(15族)周期数=电子层数(主量子数n，7个)族数=最外层电子数(主族，8个)=外围电子数(副族，10个)价电子构型与价电子数s区,(ns)1-2;p区,(ns)2(np)x;d区,(n-1)s1-2ndx电子排布的周期性决定了元素性质的周期性,主要讨论原子半径，电离能，电子亲合能和电负性随周期和族的变化。,有效核电荷Z*的变化规律,随着原子

18、序数增加，原子的Z*呈现周期性变化。同一周期：短周期：从左到右，Z*显著增加。长周期：从左到右，前半部分Z*增加不多，后半部分显著增加。同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。,为什么有这样的变化规律,短周期：是同层电子间的屏蔽，较小。长周期：是内层电子对外层电子的屏蔽，较大。同一族：从上到下，Z增加较多，但上下相邻两元素的原子依次增加一个电子层，较大，故Z*增加不显著。,二 原子半径,概念(1)共价半径:同种元素的两个原子,以共价单键相连时,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.,核间距为 d，共价半径 r共价=,共价半径可以用共价键的键长来计算。

19、如在乙烷分子或金刚石中的CC键的键长dc-c的一半，取为C原子的r共价,由表可看出，共价半径的值和原子间以几重键结合还有关系,（2）金属半径 金属晶体中，金属原子被看成是紧密堆积而成，彼此相切。其核间距的一半，为金属半径。,金属半径r金属=,金属铜中，dMM255.6pm，铜的金属半径r金=255.6pm/2127.8pm。,讨论原子半径的变化规律时，经常采用共价半径。,对于金属 Na r共价=154 pm，r金属=188 pm r金属 r 共价,由于原子形成共价键时，总是会发生原子轨道的重叠，所以对同一金属元素其金属半径（原子轨道不发生重叠）一般比它的单键共价半径要大1015。如Cu原子的

20、r共价 117pm，r金属=127.8pm,金属半径和共价半径的比较：,（3）范德华半径稀有气体在低温高压下形成单原子分子晶体(He，Ne 等)，原子间靠范德华力，即分子间作用力结合(未成键)，因此无法得到共价半径。两个原子核间距的一半定义为其范德华半径。,注意：原子间未相切，所以三种半径以r范德华最大。,范德华半径r范德华=,非金属元素和有些金属元素也有范氏半径。例如在CdCl2分子晶体中，测得在不同的“分子”（实际是层状的大分子）中ClCl间的核间距为dClCl=362pm取其值的一半定为氯原子的范氏半径。,图中表示氯分子晶体中两个氯分子。在同一个氯分子中，两个氯原子核间距的一半是其共价半

21、径r共 在不同的两个氯分子间，两个氯原子的核间距的一半就是其范氏半径r范 显而易见r范r共，实际情况：测得的氯原子的r范=181pmr共=99pm。,范氏半径和共价半径的比较：,原子半径是由相同两核间距离或键长的一半来测定。一般来说，金属元素-可有金属半径、共价半径，甚至范氏半径非金属元素-可有共价半径，也可有范氏半径稀有气体-主要是范氏半径。同一元素的不同半径，数值不同（r范r金r共），而且相差较大。因而使用时要注意，不要同时用不同半径的数据。一般书中除了稀有气体用范氏半径外，其它元素（金属或非金属元素）都一律用单键的共价半径。,（4）共价半径、金属半径、范氏半径的适用范围：,2、原子半径的

22、影响因素（1）n。电子层数越多，半径越大。rn（2）Z。核电荷越大，对核外电子吸引越强，最外层电子至核的平均距离小，半径就小。r1/Z（3）f。核外电子间斥力f越大，电子间排斥越厉害，最外层电子就可被排斥而离核更远，半径就大。rf（4）内。内层电子对最外层电子的屏蔽内越大，Z*越小，核对最外层电子的吸引就小，半径就大。r内（5）化学键型（几重键）。对于同一元素的共价半径，r单键r双键r叁键，重键度越大半径越小。（6）测定方法。对于同一元素，r范r金r共。,3.原子半径的变化规律,（1）同一元素H-H H+LiLi+Pb Pb2+Pb4+154 37.1 10-3 123 68 154 120

23、84,因为正离子是原子失去电子，这样可能减少电子层如Li+；也可能是电子层未减少但电子间斥力减小，如Pb2+，这些因素都使半径变小，所以正离子半径小于其原子半径。同样，负离子是原子得到电子，增加了电子间斥力，半径变大，所以负离子半径大于其原子半径。,阳离子和阴离子与其母原子的相对大小,只有当 d5，d10，f7，f14 半充满和全充满时，层中电子分布比较均匀，对最外层电子的屏蔽就更大，Z*相对地就少，核对最外层电子的吸引力相对地小，排斥力增大，这时 占主导地位，半径就相对地大起来。,Z-增大，对电子吸引力增大，r-减小。Z-增大，电子增加，之间排斥力增大，r-增大。,以 为主。即同周期中从左向

24、右原子半径减小。,（2）同周期中，从左向右，分两个方面看: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,这是一对矛盾，以哪方面为主？,由表可看出 无论是短周期，还是长周期的过渡元素，还是内过渡元素，总的来说，同周期从左至右原子半径是递减的，也即随着核电荷Z的增加而减小。这是因为同一周期从左至右核电荷依次增加，而电子是填充在同层轨道上的，又知同层电子彼此间屏蔽效应是小的，这样有效核电荷依次加大，所以半径递减。,短周期：,长周期：,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。同样 Kr 为范德华半径，所以比较大).,Na Cl，7 个元

25、素，r 减少了 55 pm。相邻元素之间，平均减少幅度 10 pm。（Ar 为范德华半径，所以比较大。）,r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125,问题1：为什么Cu、Zn半径比较反常？Cu、Zn价电子层结构是3d104s1和3d104s2，次外层3d10是全满的。当d电子全满时，整个d电子的分布就均匀，对最外层电子的屏蔽就更大，因而同周期中，有效核电荷相对地就少，核对最外层电子的吸引力相对地小，半径就相对地大起来。,短周期主族元素，电子填加到外层轨道，增加的电子对最外层电子的屏蔽就相对的小些，因而有效核电荷增加就较大，核对最外层电子吸引就增加的

26、大，半径减小就相对地大。长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，增加的电子对最外层电子的屏蔽就相对大些，因而有效核电荷增加就不太大，核对最外层电子吸引也就增加的不太大，半径减小就相对地小些。,问题2：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？,超长周期：内过渡系,镧系和锕系,La,Ce,Pr,Nd,Pm,Sm,Eu,Gd,Tb,Dy,Ho,Er,Tm,Yb,Lu,15 种元素，r 共减小 11 pm。电子填到内层(n2)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，或r 收缩的幅度很小。此种半径收缩很

27、小的现象称为镧系收缩。,r/pm 169 165 164 164 163 162 185 162 161 160 158 158 158 170 158,4f7 6s2，f 半充满,4f14 6s2，f 全充满,K Ca Sc Ti V Crr/pm 203 174 144 132 122 118 Rb Sr Y Zr Nb Mor/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta Wr/pm 235 198 169 144 134 130,镧系收缩的结果：由于镧系收缩，使得 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

28、系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。,(3)同族中半径变化，从上到下：在同一主族中，一般原子半径由上到下是依次增大的，因为每族由上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，即主量子数n增大，所以原子半径增大。,副族元素由上到下原子半径变化不明显，特别是第五周期和第六周期的元素，它们的原子半径非常相近。这主要是由于镧系收缩所造成的结果。,元素周期表中的原子半径变化规律,半充满和全充满时，原子半径大,主族元素原子半径比较,三 电离能,1 基本概念,电离能：使基态气态原子失去电子变成正离子，要消耗一定的能量克服核对电子的引力，这个能量叫或电离能，用I表示。电离能常用1摩尔原子来计，单位为

29、kJ/mol。,增,减,电离能数据,失去p电子，易,P轨道半满，稳定,趋势,从+1价正离子再失去一个电子形成+2价离子时，所需要的能量则为第二电离能 I2，还有 I3，I4，In。,即 M(g)M+(g)+e H=I1,使一个基态的气态原子失去一个电子形成+1价气态离子时所需要的能量，叫第一电离能I1。,如Mg（g）eMg+（g）I1=738kJ/molMg+（g）eMg2+（g）I2=1451kJ/mol H（g）-eH+（g）I1=1312kJ/mol,2、影响因素 电子层结构稳定性越大的原子，比同周期其它元素的原子更不易失去电子，电离能也就比相邻其它元素的大。如各周期末尾的稀有气体的电离

30、能最大，其部分原因就是由于其原子具有相对稳定的8电子结构的关系。再如同周期具有半满、全满价电子层结构的元素比周围元素电离能高也是这样。,2 第一电离能的变化规律,（1）同一元素 I2I1 这是因为形成+1价离子后，核正电场对电子的有效吸引加强和离子半径变小，因此要再电离第二个电子需要消耗更大的能量。同理，I1I2I3I4。例如碳的I1=1086kJ/mol I2=2353kJ/mol I3=4621kJ/mol I4=6223kJ/mol 由于第一电离势较重要，因而通常仅着重讨论第一电离势。,(2)同周期，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。

31、,短周期-主族 Li Be B C N O F NeI1/kJmol 1 520 900 801 1086 1402 1314 1681 2081,在同一周期中元素的第一电离势从左到右在总趋势上依次增大，但有些元素呈曲折变化。这是因为价层等价轨道中全满（s2、p6、d10、f14）半满（p3、d5、f7）和全空（s0、p0、d0、f0）是相对比较稳定的结构。,元素周期表中第一电离能的变化,另外反常：Be B，N O Mg Al，P S Zn Ga，As Se Cd In Hg Tl,核外电子的排布（原子的电子层结构）,因为：电离能的大小，主要取决于原子核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。,从

32、第二周期元素来看，锂有最小的第一电离能（失去1个电子后为2s0结构）；由锂到铍，随核电荷数的增加，电离能增大（而且也由于Be有2s2结构）；硼的第一电离能反而比铍小，这是由于硼失去一个电子后可得2s2和2p0的结构；碳因核电荷数增加，半径减小，电离能增大；氮有较大的电离能，因为它有p3结构；氧的电离能又减小，因为失去1个电子后可有p3结构；本周期最末元素氖有最大的电离能，因为它有2s2p6的稳定结构。所以在I1在同周期中最大。,(3)同族中,同一主族，从上向下，有效核电荷虽依次增大，但电子层增加，原子半径也依次增大。r增大因素占主要，电子离核远，核对电子吸引力减小，越易失去电子，I-减小。,I

33、A族最下方的铯（Cs）的第一电离能最小，而稀有气体氦（He）则有最大的第一电离能。,副族元素的电离能变化幅度较小，而且不大规则。除B族外，其它副族元素从上到下第一电离势有逐渐增大的趋向。这是因为同族副族元素从上至下原子半径增大不大（五、六周期几乎相等），因而有效核电荷增大起主要作用，但由于它们新增电子是填入（n-1）d轨道，有效核电荷增大也不是很大，核对电子的引力从上至下增大也不是很大，所以第一电离能从上至下有逐渐增大的趋向。,元素周期表中第一电离能的变化,关于电离能：电离能越小，说明原子在气态时越易失去电子，金属性越强。,3、应用（1）元素的电离能是该元素的金属活泼性的一种衡量尺度，可用来判

34、断元素的金属性强弱。电离能越小，越易失电子，此元素的金属性越强。思考题电离能（I1）越大的元素，非金属性越活泼，对吗，为什么？（2）说明元素可呈现的氧化态。例如：钠I1=496kJ/mol，较小，I2=4562kJ/mol，突然变大，这表明钠只易于形成+1氧化态；镁I1=738kJ/mol，I2=1451kJ/mol 较低I3=7733kJ/mol 突然增大，这表明镁易于形成+氧化态；铝的分别为578、1817和2745kJ/mol，相对地比较小，而第四电离势突然变大，为11578kJ/mol，这表明铝易于形成+氧化态。,3.同一元素不同级电离能有突然性的变化，又是核外电子分层排布的有力证明。

35、,表上粗线就是表明第一至第六电离能发生突然性变化的分界线。由此可见，原子的电子层结构从电子的能量分布看的确可看作是分层的，层与层间电离势相差较大，而同层内电离势差别较小。电离能的实验测定可以从原子发射光谱和电子脉冲等方法，得到相当准确和完全的数据，所以电离势数据成了原子的电子层结构最好的实验佐证。,1 概念 一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子所放出的能量，叫该元素的第一电子亲合能。用 E1 表示。同样有 E2，E3，E4 等。例如 F(g)+e=F(g)H=322 kJmol 1,四 电子亲合能,它表示1摩尔气态F原子得到1摩尔电子转变为1摩尔气态F-离子时放出的能量为322kJ/m

36、ol。因为体系放出能量相当于体系能量的降低，所以写为负值。,Cl(g)+e=Cl-(g)Ho=-349 kJ/molEea=-Ho=349 kJ/mol（释放能量）,增,减,电子亲合能：,s轨道满，稳定,p轨道半满，稳定,2 第一电子亲合能在周期表中的变化 若原子的核电荷 Z 大，原子半径 r 小，核对电子引力大，结合电子后释放的能量多，于是电子亲合能 E 大。测得的电子亲合能数据不全，有些是计算出来的。,因为 N 的电子结构为 He 2s2 2p3，2p 轨道半充满，比较稳定。故 N 原子不易得电子，如果得到电子，非但不释放能量，反而要吸收能量。所以 E 为负值。,从上到下电子亲合能逐渐变小

37、，但 F 元素反常。因为 F 的原子半径非常小，电子云密度大，排斥外来电子，不易与之结合，所以 E 反而比较小。,出于同种原因，O 元素比同族的 S 元素和 Se 元素的电子亲合能小。,负值表示的是吸热，还是放热？为何为负值？,既然 F 的电子亲合能比 Cl 的电子亲合能小，为何 F2 反而比 Cl2 活泼呢?,注意，这是 F2 与 Cl2 两种物质的化学活性的比较，或者说是分子活泼性的比较，而不是原子活泼性的比较。,首先看分子的离解能 1/2 F2(g)F(g)H1=154.8 kJmol 1 1/2 Cl2(g)Cl(g)H2=239.7 kJmol 1,再看电子亲合能 F(g)+e F(

38、g)H3=322 kJmol 1 Cl(g)+e Cl(g)H4=348.7 kJmol 1,1/2 F2(g)F(g)F(g)H5=H1+H3,综合考虑分子的离解能，元素的电子亲合能，结果H5 H6，即氟的反应比氯的相应反应释放的能量多。所以，F2 比 Cl2 更活泼。,1/2 Cl2(g)Cl(g)Cl(g)H6=H2+H4=239.7+(348.7)=109（kJmol）,H5=154.8+(322)=167.2（kJmol）,而在许多反应中，并非单纯的电子得失，单纯的形成离子。而是电荷的部分转移，或者说是电子的偏移。因而应该有一个量，综合考虑电离能和电子亲合能，可以表示分子中原子拉电子

39、的能力的大小。用它来正确判断元素在化学反应中的行为。,1932年，Pauling 提出了电负性的概念 电负性表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。并规定氟的电负性约为 4.0，其它元素与氟相比，得出相应数据。,同周期中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强。,同族中，自上而下，电负性变小，元素的金属性增强。,一般认为 X 2.0 为非金属。,周期表中，右上角的 F 元素电负性最大，左下角的 Cs 元素电负性最小,1934 年 Milliken(密立根)提出了绝对电负性的概念。认为用电离能与电子亲合能之和的一半可计算出绝对的电负性数值。X=(I+E)但由于 E 的数据不足，此式在应用中有

40、局限性。,根据该公式计算的结果与 Pauling 数据相吻合。,金属，电负性小，大约2判断化合物的键型，A-B 大，离子键 小，共价键=0,非极性共价键 离子性%=1-exp-1/4(A-B)2 HF 19%;HCl 11%,HBr 4%,ZnS 18%;NaCl 67%;CsF 93%,增,减,电负性数据,周期表中部分元素的电负性,电负性()变化,六 化合物性质的周期性（1）氧化态和化学性质 s 区，p 区 最高氧化态数1，2，3，4，5，6，7d区 最高氧化态数=族数（8族前）f 区+3价为主 s区 K(Ar)4s1 ds区 Cu(Ar)3d104s1 Rb(Kr)5s1 Ag(Kr)4d105s1 Cs(Xe)6s1 Au(Xe)5d106s1,（2）化合物键型的分布 s区和p区，典型活泼金属和非金属，离子键 NaCl有共价键成分 ZnS GaP p区和p区 共价键，小分子CCl4 SO2 Cl2 无机大分子：SiO2，B2O3（属原子晶格）d区和d区,Fe Cu金属晶格,离子键 共价键 金属键,