无机化学原子结构.ppt

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1、思考题1）氢原子核外的电子是如何运动的？基态氢原子的玻尔模型和量子力学模型有什么不同？2）为什么同周期主族元素从左到右，原子半径明显减小?而同周期的过渡元素从左到右，原子半径减小比较缓慢?,第五章 原子结构,5.1 玻尔原子模型,5.1.1 原子光谱当将白光通过棱镜时，会得到红、橙、黄、绿、青、蓝、紫七色光。各色光之间无明确的界限，是连续的光带，称为连续光谱,红 橙 黄 绿 青 蓝 紫,然而当将装有高纯度、低压氢气的放电管所发出的光通过棱镜时，只能得到某些频率下的若干条光谱线，如图所示。这种由一条条分立的光谱线组成的光谱称为不连续光谱，也称线状光谱。,真空管中含少量H2(g)，高压放电，发出紫

2、外光和可见光 三棱镜 不连续的线状光谱,当原子被火焰、电弧或其它方法所激发时，能发出一系列具有一定频率的光谱线。这些光谱线总称为原子光谱。这些光谱线是原子受激发后从原子内部辐射出来的能量所形成的，因此又称为发射光谱。由于每种元素都有自已独特的原子光谱，而且元素的原子含量越多，光谱线的强度越强，因此可利用原子光谱进行元素的定性和定量分析。原子光谱的发现，证明了原子内电子能量变化的不连续性。也就是电子的能量是量子化的。,量子化：如果一个物理量的变化不是连续的，而是按某一最小单位呈跳跃式的增加或减少，就称该物理量是“量子化”了的，而这一最小单位称为该物理量的“量子”。例如，电荷有一最小单位，即一个电

3、子所带的电量e(e=1.602210-19C)，任何物体所带电荷只能是e的整数倍。宏观物体所带电量Q远大于e(如1库仑电量等于1/1.602210-19=6.241018个电子电荷)，所以一个个e的跳跃式增减显示不出来，可被认为该物体电量是连续变化的。但对微观粒子如离子所带电量只有一个或几个e，则其荷电量的变化就表现出是一个一个e跳跃式的增减，即不连续的变化了。也就是说微观粒子的荷电量是量子化的。,5.1.2 玻尔的氢原子模型,为解释氢原子光谱，丹麦物理学家玻尔在普朗克的量子论、爱因斯坦的光子理论和卢瑟福的原子模型的基础上，于1913年提出了一个原子结构模型。其要点如下：(1)假定电子在核外只

4、能沿着某些特定的圆形轨道运动。在每一特定轨道上运动的电子具有特定的能量，不放出能量，也不吸收能量。根据这一假设和经典力学定律，玻尔推导出了氢原子或类氢离子(如He+、Li2+等)核外电子的轨道半径 rn和能量 En公式,a0 为玻尔半径，等于0.053nm Z 为核电荷数；n=1，2，3，是正整数，称为量子数从上式可知：氢原子或类氢离子体系中电子不可能有任意的轨道半径和能量，只能是量子化的，其大小取决于量子数n。n 越小，能量越低。当电子在n=1的轨道上运动时，称其为氢原子的基态；当电子在其它轨道上运动时称为氢原子的激发态。对氢原子而言，Z=1，氢原子基态的能量 E1=-2.1810-18J=

5、-13.6eV,(2)原子中的电子由一个轨道(能量En2)跃迁到另一个轨道(能量En1)时，会放出或吸收能量E。若能量以光辐射的形式出现，则,h 为普朗克常数，为6.6310-34Js,5.2 量子力学原子模型,5.2.1 微观粒子的波、粒二象性 光：在空间传播时出现干涉、衍射等现象，证实 光具有波动性。照射到物质上时产生的光电效应，证实光具有粒子性，(光电效应的实验规律之一是：当光频率小于某个最小值0时，不管光强度多大，照射时间多长，都没有光电子逸出。而根据波动预言，不管光频率如何，物质中的电子在光作用下总能够获得足够的能量而逸出，因而不存在最小频率值。)光具有波、粒二象性,1924年物理学

6、家德布罗依在光具有波粒二象性的启发下，运用类比的科学方法，提出了微观实物粒子(如电子、原子等)也和光一样具有波粒二象性的假设，并预言波粒二象性可以通过以下公式(德布罗依关系式)联系起来,是粒子的波长，反映了波动性特性 mv 是粒子的动量，反映了粒子性 该式通过普朗克常数h(其值为6.6310-34Js)把微观粒子的粒子性和波动性定量地联系起来了,1）微观粒子的粒子性自1897年英国物理学家汤姆逊发现电子并测出它的荷质比为1.761011C/kg后，后人又据此计算出电子质量为9.110-31kg，人们就认识了电子的粒子性。但电子是否具有波动性呢?2）微观粒子的波动性 1927年科学家的电子衍射实

7、验证实了德布罗依的假设。其实验过程与结果如下图所示,3）微粒波的实质-统计性的几率(现称为概率)波 在电子衍射实验中，如果电子发生器只发射出一个电子，在底片上只能出现一个位置无法预知的感光斑点，如果实验时间很短，只有少数电子通过金属箔光栅，底片上将出现无规律分布的一些感光斑点(如左下图)，这些结果只表明了电子的粒子性；但如果穿过金属箔光栅的电子足够多，则底片上就会显现出衍射环纹(如右下图),这表明电子具有波动性。,单个电子运动无法预测，即没有确定的轨道，电子衍射出现明暗相间的环纹，又说明电子运动是有规律的采用统计的方法可以对电子衍射给出合理的解释 在衍射亮环纹处，衍射强度大，电子出现的机会多，

8、即概率大；相应的暗环纹处，衍射强度小，电子出现的机会少，即概率小电子的波动性是与其行为的统计性(大量电子的集体行为)相联系的电子的粒子性不同于经典粒子，波动性也不同于机械波和电磁波，其波粒二象性不是粒子性和波动性的简单加和，电子的运动是符合统计规律的，需要用新的理论来描述,5.2.2 波函数（原子轨道）,薛定谔根据波、粒二象性的概念提出了一个用来描述微观粒子运动的基本方程-薛定谔方程(就好象牛顿力学方程是用来描述宏观物体运动状态的基本方程一样),波函数；E 体系总能量；V 体系的势能；m 微粒的质量；h 普朗克常数。它是一个二阶偏微分方程，求解比较复杂，这不是本课程的任务。该方程每一个合理的解

9、，就表示微粒运动的一种可能的运动状态,不是一个具体的数值，而是包括三个常数项（n,l,m）和三个空间坐标变量（x,y,z）的函数式，用(x,y,z)表示,波函数波函数不是一个具体的数值，而是一个用空间坐标(如直角坐标x、y、z或球坐标r、)来描述微观粒子运动的数学表达式。例 n=2、l=0、m=0时,r为电子离原子核的距离，a0为玻尔半径当n、l、m值发生改变时，的表达式也随之发生改变由薛定谔方程求解得到的波函数可以表征核外电子的运动状态。因此习惯上又将波函数称为原子轨道，但是这个原子轨道与玻尔原子模型中所指的原子轨道是截然不同的。前者指电子在原子核外运动的某个空间范围，后者指原子核外电子运动

10、的某个确定的圆形轨道。,1.三个量子数,主量子数 n 主量子数 n 是决定核外电子离核的平均距离和电子的能量高低的主要参数，可取值1，2，3，正整数。n 值越大，表示电子离核的平均距离越远，电子的能量越高。常据n 值不同，将电子划分为若干能层或电子层，并相应地给出各能层的名称和符号为：n=1 2 3 4 电子层名称 第一层 第二层 第三层 第四层 电子层符号 K L M N 对于氢原子，其电子能量高低仅决定于n,角量子数 l 角量子数 l 又称为副量子数。它决定波函数(原子轨道)的形状，也是决定能量的次要因素 l 的取值受n 的限制 l 可取 0 1 2 3(n-1)光谱学上 s轨道 p d

11、f 也称s亚层,p亚层 轨道形状 球 双球 花瓣 更复杂的花瓣 例如 n=2时，l 可取0和1两个数，分别表示为2s轨道和2p轨道,磁量子数 m 磁量子数m 决定波函数(原子轨道)在空间的取向。每一个取向就相当于一个轨道.m 的取值受l 限制 它可取：0，1，2，3，l,共可取2l+1个 例如，当n=2,l=1时m 可取0，1三个数，它表示2p轨道在空间有三个取向，故2p轨道有三个，常记为2px、2py、2pz,氢原子轨道与三个量子数的关系,当三个量子数的值确定后，波函数(原子轨道)的函数表达式也就确定了，即薛定谔方程的解确定了。因此可以说，要描述波函数(原子轨道)可用三个量子数来描述。例当n

12、=2、l=0、m=0时,波函数(2,0,0)即2s轨道，其函数表达式为,在量子力学中引进了第四个量子数-自旋量子数ms,将一束Ag原子流通过窄缝再通过磁场，结果原子流在磁场中分裂成两束。这是因为Ag最外层电子是5s1，原子中5s 电子自旋有两种方向，磁矩正好相反。这些Ag原子在经过磁场时，有一部分向左偏转，另一部分则向右偏转。,证明电子有自旋运动的实验示意图,与n、l、m 不同，自旋量子数ms不是解薛定谔方程时引出的，而是根据电子自旋运动的发现而提出的，所以ms的取值不受n、l、m 限制，仅有两个可能的取值：+1/2 或-1/2，分别对应于电子的两种自旋状态这样，描述电子在核外运动可以用四个量

13、子数来描述,思 考 题,2px、2py、2pz三个轨道的能量相同吗?存在2d 轨道吗?,2 波函数(原子轨道)的角度分布图,波函数的表达式可用直角坐标(x,y,z)，也可用球坐标(r,)来描述。但通常对于原子核外运动的电子来说，用球坐标更好。两者的转化关系为 x=rsincos y=rsin sin z=rcos,R(r):波函数径向部分，它只随距离r 而变化Y(,):波函数角度部分，它随角度(,)而变化,这样薛定谔方程的解的形式就有(x,y,z)转化为(r,)。在数学上可将(r,)函数分解成两部分函数的乘积：,下表给出了氢原子的几个波函数(a0=玻尔半径),以 pz为例来说明如何画原子轨道的

14、角度分布图1）列式,3）作图 是与z 轴的夹角，必须要有一个z 轴，另外可 取x、y中的任意一个，如取xz平面作图。又由于y与 无关，所以该xz平面图还要绕z 轴旋转180，所得的立体图才是 pz 的原子轨道角度分布图,2）列表,S、p原子轨道角度分布图如下,px py pz,S,思考题:波函数角度分布图中的正负号代表什么?它表示 的角度部分 Y(,)的函数值的正负。对它的理解可类比于经典机械波中含有波峰和波谷部分，波峰和波谷具有不同的相位，符号就有+、-号。因为电子也具有波动性，所以在不同地方，符号也有+、-号(在后面讨论化学键时会应用到+、-号)，如下图所示。没有明确的物理意义，的物理意义

15、是通过 2 来反映出来的。,5.2.3 电子云,电子与光子一样，具有波粒二象性 光子：光的波动性可知，光的强度光波的振幅平方 光的粒子性可知，光的强度光子的密度 波动性和粒子性统一起来，光的振幅平方光子密度运用类比方法可得，电子波的波函数平方(2)电子出现的概率(几率)密度(用表示)。因此可认为：波函数的平方(2)可用来反映电子在空间某位置上单位体积内出现的概率大小即概率密度。2=R2 Y2,波函数平方(2)的角度部分Y 2(,)随角度、变化的图形反映了电子出现在核外各个方向上概率密度的分布规律(可通过作图方法得到)。,波函数平方(2)的径向部分R2(r)随r变化的图形反映了电子出现概率密度离

16、核远近的关系,R1s2的径向分布图,上图表示，在氢原子中靠近原子核处1s电子的概率密度最大，随r的增大，概率密度迅速下降。,将1s2的角度分布图与径向分布图结合起来，就得到完整的1s电子在空间出现的概率密度的模型。假若用黑点的疏密程度来表示概率密度大小的话，则基态氢原子1s电子的概率密度图为(此图称为电子云),电子云,注意：黑点并不代表氢原子中的电子数目(氢原子中只有1 个电子)，而只代表基态氢原子中这1个电子在瞬间出现的可能位置。,黑点密的地方，表示该处电子出现的概率密度较大,黑点疏的地方，表示该处电子出现的概率密度较小,S、p 电子云角度分布图(Y 2(,),S,px py pz,思 考

17、题比较电子云的角度分布图与原子轨道的角度分布图？,电子云的角度分布图,原子轨道的角度分布图,思 考 题电子云图中原点到图形上任一点连线的长短代表什么?代表了该连线方向上电子出现的概率密度的相对大小。例如在pz的电子云角度分布图中，z 轴的正、负方向上，原点到图形上的点的连线最长，表示pz的电子在z 轴的正、负方向上出现的概率密度最大；在x-y 平面上连线长度等于零，表示pz电子在x-y 平面上出现的概率密度等于零。,电子在核外出现的概率一方面与概率密度有关，另一方面与空间体积有关。概率=概率密度体积=|2 d 以基态氢原子为例，如果考虑离核距离为 r,厚度为 dr 的薄层球壳内电子出现的概率,

18、则,概率=|1s|2 4 r2 dr 令D(r)=|1s|2 4 r2 D(r)称为径向分布函数,靠近核时,概率密度|1s|2最大，但 r 最小，球壳体积最小 远离核时,概率密度|1s|2变小，但 r 增大，球壳体积增大 这两个变化趋势相反的因素相乘就出现极大值。,图中存在极大值点，此点可由D(r)对 r 的导数=0求出，恰好在r=a0处。这表明，在r=a0=53pm处。厚度为dr的薄层球壳内电子出现的概率比任何其它地方厚度相同的球壳内要大。,将D(r)对r作图，所得图称为径向分布函数图,量子力学模型中，基态氢原子核外的1个电子是在r=a0 处出现的概率最大，在其它地方也有出现，只是出现的概率

19、较小。玻尔模型中，基态氢原子核外的1个电子就是在 r=a0 处的球壳上出现，其它地方不出现。归纳：1）无论是原子轨道的角度分布图还是电子云的角度分布图，都不是电子运动的轨迹，而是两种函数的图形，每种图形所代表的意义不同。2）除s轨道外，其它轨道的角度分布图具有方向性，即有+、-号，这是共价键具有方向性的根本原因。,5.3 核外电子的分布,5.3.1 鲍林近似能级图,由图可看出(1)当l 相同时，轨道能量随n 的增大而升高如 E1s E2s E3s E4s(2)当n 相同时，轨道能量随l 的增大而升高。这种现象 称能级分裂如 E4s E4p E4d E4f(3)当n、l均不同时，有时会 出现能量

20、交错如 E4s E3d等,电子填充顺序图,5.3.2 科顿原子轨道能级图(原子轨道的能量和原子序数之间的关系),原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。随着原子序数增大，原子轨道产生能级交错现象。,如何解释以上的能级顺序呢？,19号，20号:E4s E3d,5.3.3 基态原子中的核外电子分布,核外电子分布遵循的三个基本原理泡利不相容原理内容：同一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子存在。推论：同一个原子轨道(可由n,l,m 三个量子数所确定)上，最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。思考题：s、p、d、f 轨道各最多可容纳几个电子?应用：根据泡利不相容原理和各电子层轨道数目可推出每个电子

21、层最多可容纳的电子数为2n 2。如 当n=2时，最多可容纳的电子数为222=8,最低能量原理 原理：核外电子排布时在不违背Pauli原理的前提下总是尽可能优先占据能量低的轨道，以使系统能量处于最低。（电子填充顺序图）洪特规则 规则：(1)电子在等价轨道(n、l均相同的轨道)上排布时，总是尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同。即尽量先占据m 不同的轨道，且自旋量子数ms 相同。这样的排布可使整个原子的能量最低。(2)当等价轨道上的电子处于全满、半充满或全空的状态时，原子的能量较低，原子比较稳定。即具有下列电子层结构的原子是比较稳定的 全充满：p 6、d 10、f 14 半充满：p 3、d 5、

22、f 7 全 空：p 0、d 0、f 0,思考题：6C的电子排布为1s 22s 22p 2，2p上的2个电子有下列三种可能的排布，根据洪特规则应是哪一种?,A B C思考题：24Cr的电子排布？答 1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1说明 1)按最低能量原理是3d 44s 2，但根据洪特规则应是3d 54s 12)电子填充顺序为：1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 5。写电子排布式时应将n从小到大，应写成1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 13）为书写方便、简单，通常可将电子排布式中的内层已达到稀有气体电子层结构的部分用稀有气体的符号加方括

23、号来表示，表示为Ar 3d 54s 1,外层电子排布式(外层电子构型、价电子构型）如 16S的外层电子排布式为：3s 23p 4 24Cr的外层电子排布式为：3d 54s 1 说明 对主族和零族元素，外层电子排布式指最外层s和p上的电子排布 对副族元素，外层电子排布式指最外层的s电子和次外层的d电子排布 对镧系、锕系元素，外层电子排布式指最外层的s电子、次外层的d电子及倒数第三层的f电子排布,5.3.4 元素周期系与核外电子分布的关系,1 周期、族与外层电子构型的关系 元素在周期表中所处的周期数=该元素原子的电子层数如 硫：1s22s22p63s23p4，电子层数为3，第3周期元素在周期表中所

24、处的主族数=该元素原子的最外层电子数 如 氯：1s22s22p63s23p5，最外层电子数为7，A元素在周期表中所处的副族数需具体分析外层电子构型(n-1)d ns：d、s电子数和为37，BB，如24Cr 3d54s1，B d、s电子数和为810，如 26Fe 3d64s2，外层电子构型(n-1)d10ns1-2，、B，如 30Zn 3d104s2，B 零族元素最外层电子数为8或2,2 元素在周期表中的分区 元素外层电子构型呈周期性变化，可将周期表分成5个区，即s 区、p区、d区、ds区、f区,5.3.5 简单基态阳离子的电子分布,根据鲍林的近似能级图，得到基态原子核外电子的填充顺序。每个能级

25、组的轨道能量高低顺序为：ns(n-2)f(n-1)d np这实际是空轨道的能量顺序，当电子一旦埴入后，有些轨道的能量会发生改变(由于屏蔽效应和钻穿效应)，所以失电子的顺序为：np ns(n-1)d(n-2)f,小资料：元素周期表的发现,十九世纪最初的二十五年，发现了20种新元素。随着已知元素数目的不断增加，某些元素之间物理和化学性质的相似性变得更明显了，化学家们寻求能将相似元素进行分类的一些自然原则。1817年，迪贝拉艾纳发现，在许多情况下相似元素能排列成原子量依次增加的三素组(即以三个为一组排列)。1860年，意大利化学家卡尼扎罗在卡尔斯鲁厄国际化学会议上，设法使到会者相信阿佛加德罗假设是正

26、确的，这样氧、碳、氮和其他一些元素在原子量方面的不一致性被消除了，便有可能根据元素的原子量将元素进行有意义的分类。1869年，英国化学家纽兰宣读了一篇题为“八偶律及原子量之间数学关系的根源”的论文，在此论文中，他讨论了一张按原子量增加的次序排列元素的表，并试图证明在这系列中每八个元素重复出现相似的物理性质，遗憾的是由于当时尚有许多元素未发现，使八偶律未能很好地保持。,在深入研究元素的原子量与原子价时，俄国化学家门捷列夫发现各种元素的原子量可以相差很大，但不同元素的原子价变动范围却很小，而且有许多元素具有相同的原子价。在比较同价元素的性质时，他发现它们的性质非常相似，而且所有一价元素都是典型的金

27、属元素；七价都是典型的非金属；四价元素的性质介于金属和非金属之间，这就使他坚信各种元素之间一定存在统一的规律性。门捷列夫将元素按原子量的大小排列起来，发现象氯和钾这两个性质截然不同的元素，其原子量相差不多，而钾和钠的原子量相差很大，性质却十分相似。在钾以后的元素随原子量的增加其性质又显示出与钠到氯相类似的变化规律。这些有规律的现象，使门捷列夫更坚信各种元素的性质有周期性变化规律的存在。门捷列夫并不盲目地按原子量排列元素，他坚持认为只有物理性质和化学性质相似的元素才能放在同一族中。因此尽管当时在第、第族还留有空位，他还是把性质相似的砷和磷放在了第族。他还正确地预测了两个尚未发现元素的物理和化学性

28、质，后来知道这两元素是镓和锗。正是根据只有物理性质和化学性质,相似的元素才能放在同一族中这一规则，他看到碲与硫、硒相似，碘与氯、溴相似，才决定将碲放在碘的前面，尽管碲的原子量比碘大。门捷列夫利用元素周期性原理纠正了许多错误。典型的例子是铟。当时化学家测定铟的原子量为76.6，按门捷列夫的分类法，铟就应在砷(原子量为74.9)和硒(原子量为78.9)之间,但由于砷和硒是相邻两族的元素，它们之间已无空位；门捷列夫又证明了铟的性质与铝、钛相似，应位于镉和锡之间，于是他断定铟必是在第族元素的结论，并证明了这个结论的正确性，他估计铟的原子量是113，现在公认的是114.82。门捷列夫预言的精确性引起了人

29、们的注意，与此同时元素周期性分类方法的权威性也就被很好地建立了起来。,元素周期表,5.4 原子性质的周期性,原子的电子层结构具有周期性的变化规律，因此与原子结构有关的一些性质，如原子半径、电离能、电负性、金属性和非金属性等也随之呈现周期性的变化。5.4.1 原子半径 常用的有以下三种。1）共价半径：两个相同原子形成共价键时，其核间距的一半。例 Cl-Cl 核间距的一半定为Cl原子的共价半径。,2）金属半径：金属单质在晶体中，两个相邻金属原子核间距的一半。例金属铜中两个相邻Cu原子核间距的一半定为Cu原子的半径。,3）范德华半径：在分子晶体中，分子之间是以范德华力结合的，相邻分子核间距的一半。例

30、稀有气体晶体氖中相邻分子核间距的一半定为Ne的半径。,元素周期表的原子半径如下图，非金属取共价半径，金属取金属半径，稀有气体取范德华半径,元素的原子半径/nm,原子半径的周期性变化,原子半径,原子半径,补充：屏蔽效应,在单电子体系中，电子运动的能级仅由主量子数n决定,在多电子原子中电子的运动比较复杂，每个电子除了受原子核的吸引外，同时还受到其他电子的排斥。由于电子都在高速运动，要精确地确定这种排斥作用是很困难的。一种近似处理方法是把多电子原子中其它电子对指定电子的排斥作用，简单地看成是抵消(屏蔽)掉一部分核电荷对指定电子的吸引作用。这种将其它电子对指定电子的排斥作用归结为对部分核电荷的抵消作用

31、称为屏蔽效应。抵消核电荷的数值称为屏蔽常数，用表示。剩余的核电荷数值称为有效核电荷，用Z*表示。,Z*=Z-总结为1)轨道分组：将原子中的轨道按下列顺序分组(1s)、(2s,2p)、(3s,3p)、(3d)、(4s,4p)、(4d)、(4f)、(5s,5p)等2)在上述顺序中，右侧各组电子对左侧各组电子无屏蔽作用，=03)如被屏蔽电子为(ns,np)组中的电子 则同组中每个电子的=0.35(同组为1s电子时=0.30)(n-1)层电子对n层电子的=0.85(n-1)层以内的电子对n层电子的=1.04)如被屏蔽电子为(nd)或(nf)组中的电子 同组中每个电子的=0.35 按上述顺序所有左侧各组

32、中的电子的=1,例如：Li 1s22s1 的外层2s上的1个电子，其有效核电荷Z*=3-2=3-2 0.85=1.3这样，我们就可以把多电子原子体系近似看作具有适当有效核电荷的单电子体系，于是多电子原子中每个电子允许的能级为：,钻穿效应：在多电子原子中每个电子既被其它电子所屏蔽，也对其它电子起屏蔽作用，在原子核附近出现概率较大的电子，可更多地避免其它电子的屏蔽，受到核的较强吸引而更靠近核，这种进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用就称钻穿效应。就其实质而言，电子运动具有波动性，电子可在原子区域的任何位置上出现，也就是说，最外层电子有时也会出现在离核很近处，只是概率较小而已。,思 考 题,越难

33、失去电子的原子，其得电子就越容易。对吗?为什么同周期主族元素从左到右，原子半径明显减小?为什么同一周期的过渡元素从左到右，原子半径减小比较缓慢?为什么同族的主族元素从上到下，原子半径增加显著?,为什么五、六周期同一族的过渡元素的原子半径非常接近?镧系收缩：是指镧系15个元素随着原子序数的增加，原子半径收缩的总效果使得镧系以后的第6周期过渡元素和第5周期的同族元素的半径相近而性质相似的现象。镧系收缩的原因：f 区的镧系元素增加的电子是填充在倒数第三层的f 轨道上，其对核的屏蔽作用比填充在最外层或次外层上的电子要大一些，因而其有效核电荷增加更缓慢(基本不增加)，所以导致镧系元素的原子半径从La到L

34、u更缓慢减小，但从La到Lu原子半径收缩的总效果较明显。,5.4.2 电离能和电子亲合能,电离能I：衡量原子失电子的难易程度定义：气态原子失去电子变成气态阳离子，必须克服核电荷对电子的引力而消耗的能量，单位为kJmol-1。从基态的气态原子失去一个电子形成气态阳离子时所需的能量称为该原子的第一电离能，用I1表示，再相继逐个失去电子所需的能量依次称为第二、三电离能，用I2、I3表示。,元素的第一电离能/kJmol-1,元素第一电离能的周期性变化,电离能,电离能的大小只能衡量气态原子失去电子变成气态阳离子的难易程度，至于金属在溶液中发生化学反应形成阳离子的倾向，则应根据金属的电极电势来判断。思考题

35、：为什么第2或第3周期从左到右I1会出现两个转折点?,电子亲合能Y：衡量原子结合电子的难易程度定义：基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所释放出的能量。例如：O(g)+e O-(g)Y1=-141 kJmol-1 Y1代数值越小，放出的能量越多，原子就越容易得到电子；反之，Y1代数值越大，放出的能量越少，原子就越难得到电子。,5.4.3 电负性,电负性：指元素的原子在分子中吸引电子的能力。以符号X 表示。电负性越大，表明该原子在分子中吸引电子的能力越大；电负性越小，表明该原子在分子中吸引电子的能力越小。电负性是一个相对值，无单位。根据热力学和键能的数据，鲍林指定氟的电负性X(F)=4.0，

36、然后求出了其他元素的相对电负性值。自从鲍林提出电负性概念后，陆续有人对此问题进行研究，至今已有几套电负性的数据，因此，使用时应注意出处，且尽量采用同一套电负性数据。,元素的电负性,元素电负性的周期性变化,5.4.4 元素的氧化数,对主族元素：元素的最高氧化数等于它的价电子总数(族数)。对副族元素：BB元素的最高氧化数等于所属族数；B，族元素的氧化数变化无规律。,思考题：为何元素的电负性会有上述周期性变化规律?,5.4.5 元素的金属性和非金属性,衡量：如某元素原子容易失去电子变为阳离子，就表示它的金属性强；某元素原子容易得到电子变为阴离子，就表示它的非金属性强。元素的金属性和非金属性强弱与原子的半径，电子层结构和核电荷数直接有关。原子半径越大，价电子数越少，核电荷数越少，则原子对价电子的吸引力越弱，原子越易失去价电子，元素金属性越强；反之，原子越易得到电子，元素的非金属性越强。,元素原子量的周期性变化,元素密度的周期性变化,元素沸点的周期性变化,元素熔点的周期性变化,元素蒸发热的周期性变化,元素导电性的周期性变化,元素导热性的周期性变化,