物質(zhì)結構基礎-元素性質(zhì)的周期性（應用化學課件）

電負性電負性（X）元素的電負性（x）是指：元素的原子在分子中吸引成鍵電子能力的相對大小，它全面地反映了元素金屬性和非金屬性的強弱。電負性（X）越大，表示它的原子在分子中吸引成鍵電子的能力越強，元素的非金屬性越強。電負性（X）越小，表示它的原子在分子中吸引成鍵電子的能力越弱，元素的金屬性越強。元素電負性1932年鮑林首先提出電負性的概念，指定最活潑非金屬元素氟的電負性為4.0，然后計算出其他元素電負性的相對值。說明：1.鮑林電負性值是一個相對值，本身沒有單位。2.由于定義及計算方法不同，目前有幾套電負性數(shù)據(jù)，所以使用時要用同一套數(shù)值來比較。電負性變化規(guī)律：主族元素：1.同周期：從左到右，X漸增大。

2.同族：從上到下，X漸減??；副族電負性變化沒有明顯的規(guī)律。小結：1、電負性的定義2、電負性的周期性變化規(guī)律電離能電離能（I）1、電離能（I）的定義從基態(tài)原子移去電子，需要消耗能量以克服核電荷的吸引力?；鶓B(tài)的氣態(tài)原子失去第一個電子成為氣態(tài)一價陽離子所需能量，稱為該元素的第一離解能，以I1表示。從一價氣態(tài)陽離子再失去一個電子成為氣態(tài)二價陽離子所需能量，稱為第二電離能，以I2表示，依次類推，還可有第三電離能、第四電離能等。SI單位為kJ?mol–1。

電離能（I）值越大，失電子越難，因此電離能表示原子失去電子的難易程度。例如：Al（g）–e

→Al+（g）；I1＝577.6?kJ?mol–1Al+（g）–e→Al2+（g）；I2＝1817?kJ?mol–1Al2+（g）–e→Al3+（g）；I3＝2745?kJ?mol–1第二電離能大于第一電離能，第三電離能大于第二電離能……，即I1＜I2＜I3…電離能有加合性，如上例中：Al（g）–3e–→Al3+（g）；I＝I1+I2+I3＝5?139.6?kJ?mol–1通常講的電離能，如果不加標明，指的是第一電離能。2、電離能的周期性變化電離能的大小取決于有效核電荷、原子半徑和電子層結構等，電離能也呈現(xiàn)周期性變化。同一周期從左到右，主族元素，隨著元素的有效核電荷Z*增加，原子半徑逐漸減小，失電子由易變難，故電離能明顯增大。稀有氣體，由于具有穩(wěn)定的電子層結構，在同一周期中，電離能最大。副族元素其有效核電荷增加緩慢、半徑減小緩慢，電離能緩慢升高。同一族從上到下，主族元素，原子序數(shù)增大，有效核電荷增多，但原子的電子層數(shù)也相應增多，原子半徑增大起了主要作用，因此原子核對外層電子的吸引力逐漸減弱，失去電子的傾向增大，故電離能逐漸減小。副族元素，除了第ⅢB外，從上到下原子半徑稍有增大，電離能有逐漸減小的趨勢。元素第一電離能的周期性變化反常情況，例如：第二周期，B的第一電離能比Be的要小一些，原因：B：1S22S22P1，易失去1個P電子，達到2S2穩(wěn)定結構。同樣的O的第一電離能比N的要小一些，O：1S22S22P4，易失去1個P電子，達到2P3穩(wěn)定結構。小結：1、電離能（I）的定義2、電離能的周期性變化規(guī)律電子親合能某元素基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子成為氣態(tài)負一價陰離子時所放出來的能量稱該元素原子的第一電子親合能。用Y1表示，通常用單位kJ·mol-1，電子親和能也有Y1，Y2，…之分，例如：O(g)＋e＝O-(g)Y1＝-141.0kJ·mol-1O-＋e＝O2-(g)Y2＝+780kJ·mol-1

如果沒有特殊說明，電子親和能是指第一電子親和能，各元素原子的Y1一般為負值，由于原子獲得第一個電子時體系能量降低，要放出能量。第二電子親合能是指–1氧化態(tài)的氣態(tài)陰離子再得到一個電子，需要克服電荷的排斥作用，必須吸收的能量，故Y2為正值。電子親合能（Y）電子親合能的意義：電子親和能的大小反映了原子獲得電子的難易程度，即元素非金屬性的強弱。電子親和能的負值越大，表示原子越容易獲得電子，其非金屬性越強。電子親和能的大小與有效核電荷、原子半徑和電子層結構有關，所以也呈現(xiàn)周期性的變化。

主族元素的電子親和能/kJ·mol–1電子親和能的周期性變化主族元素,同一周期從左到右，原子結合電子時放出能量的趨勢是增加的（稀有氣體除外），表明結合電子的能力逐漸增強。同族從上到下，結合電子時放出能量總的趨勢逐漸減小，表明結合電子的能力逐漸減弱。小結：1、電子親合能（Y）的定義2、電子親合能的周期性變化規(guī)律有效核電荷元素性質(zhì)的周期性元素性質(zhì)決定于原子的內(nèi)部結構。原子的核外電子層結構隨核電荷的遞增呈現(xiàn)周期性變化，影響到原子的某些性質(zhì)，如原子半徑、電離能、電子親合能和電負性等，也呈周期性變化。有效核電荷原子=原子核（Z）+電子核電荷數(shù)（Z）=核外電子數(shù)電子受到原子核的吸引作用，也受其它電子的排斥作用。其它電子對指定電子的排斥作用，相當于抵消了一部分核電荷對指定電子的吸引作用在多電子原子中其余電子抵消核電荷對指定電子的吸引作用叫做屏蔽效應。屏蔽效應使該電子實際上受到核電荷（有效核電荷Z*）的引力比原子核核電荷（Z）的引力要小。有效核電荷（Z*）=核電荷（Z）–屏蔽常數(shù)（σ）屏蔽常數(shù)（σ）可以理解為被抵消的那部分核電荷數(shù)。有效核電荷（Z*）是對指定電子產(chǎn)生有效吸引作用的核電荷。403020100246810HeHLiNaKCrCuRbSrKrNiMnVArNe原子序數(shù)Z有效核電荷Z*有效核電荷的周期性變化

有效核電荷的周期性變化規(guī)律在同一周期中，從左到右主族元素電子依次增加在最外層上，有效核電荷Z*也明顯依次遞增。過渡元素電子依次增加在(n–1)d亞層上，有效核電荷的增加較為緩慢。原因：主族是同層電子之間的屏蔽，屏蔽作用較小；而副族是內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽，屏蔽作用較大。在同一族中，從上到下，由于電子層增加、核電荷數(shù)跳躍式增加，但上下兩相鄰元素的原子依次增加一個電子層，屏蔽常數(shù)較大，故有效核電荷增加得并不多。小結：1、元素性質(zhì)的周期性2、屏蔽效應有效核電荷3、有效核電荷的周期性變化規(guī)律元素的金屬性和非金屬性元素的金屬性和非金屬性元素的金屬性是指原子失去電子成為陽離子的能力，常用電離能來衡量。元素的非金屬性是指原子得到電子成為陰離子的能力，常用電子親和能來衡量。元素的電負性綜合反映了原子得失電子的能力，故作為元素金屬性與非金屬性統(tǒng)一衡量的尺度。金屬元素的電負性≤2.0，非金屬元素的電負性≥2.0。元素金屬性與非金屬性的強弱變化規(guī)律：主族元素（1）同周期：從左到右，電負性逐漸增大，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性漸強。以第三周期元素為例元素NaMgAlSiPSClx0.91.21.51.82.12.53.0金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強（2）同族：從上到下，主族元素原子的電負性減小，金屬性漸強，非金屬性漸弱。

以第ⅦA元素為例：副族元素都是金屬，不再有明顯的金屬性和非金屬性之分。周期表中，金屬性最強的元素銫，非金屬性最強的元素氟。

元素FClBrIAtx4.03.02.82.52.2金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱小結：1、元素金屬性與非金屬性的定義2、元素金屬性與非金屬性的周期性變化規(guī)律元素的氧化數(shù)七、元素的氧化數(shù)元素的氧化數(shù)與原子的價層電子構型有關。由于元素價層電子構型周期性的重復，所以元素的最高正氧化數(shù)也周期性地重復。

1、主族元素的氧化數(shù)主族元素原子只有最外層是價電子，能參與成鍵，因此主族（F.O外），最高氧化數(shù)等于該原子的價電子總數(shù)，也等于它的族數(shù)。主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA價層電子構型ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5價電子總數(shù)1234567主要氧化數(shù)+1+2+3（Tl還有+1）+4+2（C有–4）+5+3（N，P有–3）（N還有+1，+2，+4）+6+4–2（O只有–1，–2）+7+5+3

+1–1（F只有–1）最高正氧化數(shù)+1+2+3+4+5+6+7主族元素的氧化數(shù)和價層電子構型2、副族元素的氧化數(shù)IB和Ⅷ族元素的氧化數(shù)變化不規(guī)律，IIB的最高氧化數(shù)為+2。IIIB-VIIB：元素的最高氧化數(shù)=價電子總數(shù)，價電子[(n-1)d1-5+ns2]。族數(shù)ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦB第四周期元素ScTiVCrMn價層電子構型3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s2最高正氧化數(shù)+3+4+5+6+7ⅢB～ⅦB族元素最高氧化數(shù)和價層電子構型小結：1、元素的氧化數(shù)的定義2、元素的最高正氧化數(shù)的周期性變化規(guī)律原子半徑原子半徑1．原子半徑的概念原子沒有明顯的界面，所以原子半徑是根據(jù)原子存在的不同形式來定義，常用的有三種：（1）共價半徑：同種元素的兩個原子以共價鍵結合時，測得它們核間距離的一半，稱為該原子的共價半徑。共價鍵有單鍵、雙鍵、叁鍵，未說明時，通常指共價單鍵半徑。如Cl—Cl核間距為198pm，rCl=99pm。d=198pmr(Cl)=99pm（2）金屬半徑：

把金屬晶體看成是由金屬原子緊密堆積而成，測得兩個相鄰金屬原子核間距離的一半，稱該金屬元素的金屬半徑，如dCu-Cu=256pm，rCu=128pm。d=256pmr(Cu)=128pm（3）范德華半徑在分子晶體中，分子間以范德華力結合，將相鄰分子間兩個非鍵結合的相鄰兩原子核間距的一半，稱該原子的范德華半徑。如Cl原子，其共價半徑為99pm，范德華半徑為180pm。由于分子間力小于共價鍵，同一原子其范德華半徑大于共價半徑原子半徑有不同的定義：共價半徑原子半徑金屬半徑范德華半徑使用時應當注明，如不作注明，通常指共價半徑。2.原子半徑變化的周期性（1）主族：同一周期，從左到右，有效核電荷數(shù)明顯增大，原子半徑逐漸減小。同一族，從上到下，電子層數(shù)增加，原子半徑顯著增大。（2）副族元素（過渡元素）：d區(qū)元素，同一周期由左向右，隨原子序數(shù)遞增，新增加的電子進入次外層的d亞層，所產(chǎn)生的屏蔽作用比進入最外層所產(chǎn)生的屏蔽作用要大一些，有效核電荷增加得不多，原子核對外層電子的吸引力也增加較少，使原子半徑減小緩慢。f區(qū)：內(nèi)過渡元素，同一周期由左向右，由于電子增加在(n－2)f亞層，半徑減小的幅度比d區(qū)更小，例如第六周期鑭系元素，從La到L