周期律周期表(竞赛辅导用)PPT课件.ppt

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1、1,维尔纳长式周期表: 是由诺贝尔奖得主维尔纳（Alfred Werner 1866-1919）首先倡导的，长式周期表是目前最通用的元素周期表。,2,维尔纳长式周期表,3,元素周期表的编排规则,按原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的元素排列成一个横行 将最外层电子数相同的元素排成一列（按电子层数递增的顺序）,4,元素周期表的结构,周期定义：具有相同电子层数的元素按照原子序数的递增的顺序排列的一个横行 周期的序数等于电子层数，用阿拉伯数字或大写数字表示 分类：,每周期都是由碱金属开始，以稀有气体结束 （除了第1、第7周期外）,5,周期： 维尔纳长式周期表分主表和副表。主表中的15行分

2、别是完整的第1，2，3，4，5周期，但是，第6、7行不是完整的第6、7周期，其中的镧系元素和锕系元素被分离出来，形成主表下方的副表。,6,族： 周期表中的元素每一列为一族。 根据其结构又分为主族（A族）和副族（B族）。,7,族的序数用罗马数字表示,8,主族：族数=ns+np电子数。 例：16号S：最外层结构为3s23p4 A 17号Cl：最外层结构为3s23p5 A 副族：B-B 族数=(n-1)d+ns电子数。 例：25号Mn： 1s22s22p63s23p63d5 4s B B、B族：族数=(n-1)d10后ns的电子数 例：29号Cu： 1s22s22p63s23p63d10 4s1 B

3、,第8,9,10列元素称为族，价电子排布（n-1)d6-8ns2,9,过渡元素 定义：元素周期表中部从IIIB族到IIB族共10个纵行，包括副族元素和第VIII族元素在内的68种元素 特点：全部是金属元素，也称之为“过渡金属”,超铀元素：在锕系元素中92号元素铀U以后各种元素，多数是人工制得的元素，称之为“超铀元素”,10,区： 长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区，ds区，p区4个区，有的教科书把ds区归入d区；副表(镧系和锕系)是f区元素。,11,12,周期表中区的划分： 最后一个电子填充在什么类型的轨道上，就是该元素所在的区。 A、A：s区； A-A：p区； B- B 、：d区； B

4、、B：ds区； 镧系、锕系（超长周期）：f区。,13,结构分区,s 区ns12 p 区ns2np16 ds区(n-1)d10ns1-2 d 区(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子) f 区(n2)f114(n1)d01ns2,14,非金属三角区： 周期系已知112种元素中有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。,15,16,元素周期性,1、原子半径 2、 电离能 3、 电子亲和能 4、 电负性 5、 氧化态,17,元素周期性最基本的内容是： 随原子序数递增，元素周期性地从金属渐变成非金属，以稀有气体结束，又从金属渐变成非金属，以稀有气体结束，如此循环反复

5、。,18,1 、原子半径,原子的大小可以用“原子半径”来描述。原子半径的标度很多，各种不同的标度，原子半径的定义不同，差别可能很大。,19,金属半径： 金属晶体中相邻两原子核间距的一半。 共价半径： 非金属元素单质中相邻两原子核间距的一半。 范德华半径： 稀有气体的单原子分子晶体中，相邻两原子核间距的一半。,20,变化规律： 主族元素：从左到右 r 减小； 从上到下 r 增大。 过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。,21,22,2、 电离能,基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。 由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态

6、正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。,23,E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2,E (g) E+ (g) + e- I 1,例：,I 1 I 2 I 3 I 4,24,同族总趋势： 自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致。,同周期总趋势： 自左至右增大,与原子半径减小的趋势一致。,25,3、 电子亲和能,气态电中性基态原子获得一个电子变为气态一价负离子放出的能量叫做电子亲和能。 负离子再得到一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。 电子亲和能常以E为符号，单位为kJ/mol(或eV电子伏特)。,26,例： O (g) + e - O- (g) E1= 141kJ .

7、mol-1 O- (g) + e - O2- (g) E2= -780kJ . mol-1,电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变化的一种量度，与电离能相反，电子亲和能表达原子得电子难易的程度，元素的电子亲和能越大，原子获取电子的能力越强，即非金属性越强。,27,主族元素的电子亲和能/kJmol1 H 72.9 LiBeBCNOFNe 59.8 23 122 0.07 141322 NaMgAlSiPSClAr 52.9 4412074200349 K CaGaGeAsSeBrKr 48.4 3611677195325 RbSrInSnSbTe IXe 46.9 341211011902

8、95 CsBaTlPbBiPoAtRn 45.5 50100100,28,4 、 电负性,1932年，泡林提出电负性的概念，用来确定化合物中的原子对电子吸引能力的相对大小（c）。 电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度(xM)， Pauling标度(xp)和Allred-Rochow 标度(xAR)。,29,最经典的电负性标度是泡林标度。假定氟的电负性为4.0，作为确定其他元素电负性的相对标准。,30,电负性的周期性,H 2.1 Li Be B C N O F 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Na Mg Al Si P S Cl 0.9 1.2 1.5 1.8

9、 2.1 2.5 3.0 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At

10、0.7 0.9 1.0-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2 Fr Ra Ac-No 0.7 0.9 1.1-1.3,31,电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。 同一周期从左到右电负性依次增大；同一主族从上到下电负性依次变小。,32,电负性的周期变化举例,33,一般认为： 非金属的电负性大于2.0，金属的电负性小于2.0。（但这种划分不是绝对的） F 元素为4.0，非金属性最强。铯的电负性最小，金属性最强。,34,5、 氧化态,1. 正氧化态 绝大

11、多数元素的最高正氧化态等于它所在族的序数。但氧通常为-1和-价，氟没有正氧化态，IB族铜、银、金的最高氧化态则全超过+1，已知的最高价分别为+4，+3和+5。,35,80年代出现的钇钡铜氧高临界温度超导体中，铜呈+2和+3两种氧化态。,36,2. 负氧化态 非金属元素普遍可呈现负氧化态。它们的最低负氧化态等于族序数减8。 过去认为金属不可能呈现负氧化态，但在金属羰基化合物的衍生物及一些新型化合物中，呈负氧化态的金属不是个别例子。,37,1、同主族元素在原子结构方面有什么特点？同主族元素在性质方面有什么递变性？,38,2、同周期元素核外电子排布有什么特点？,每一周期原子结构由不稳定结构逐渐到稳定

12、结构，周期性的重复这一规律。,3、同一周期元素原子半径的变化规律？你能否从原子结构方面分析为什么这么变？同主族元素原子半径变化的规律又是什么？在周期表中既不同周期又不同主族，能否比原子半径？,右上和左下连线可以比半径。,39,4、同周期元素的化合价呈现什么变化规律？,主族元素的最高正价 = 族序数 （O、F除外）,最低负价= 8主族的族序数,主族元素的最外层电子为价电子，副族元素除最外层可以做价电子外，次外层、甚至倒数第三层的电子均可做价电子。,金属元素只有正价，无负价，有些金属元素有可变化合价。非金属元素一般有正价也有负价。,稀有气体元素只有0价，在稀有气体的氟化物中，稀有气体现正价。,40

13、,随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化 元素化合价呈现周期性变化,元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的递增呈现周期性变化？,41,比较金属与水（酸）置换出H2难易； 比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱； 利用置换反应。,比较最高价氧化物的水化物的酸性强弱； 比较与氢气生成气态氢化物难易程度。 气态氢化物的稳定性。 利用置换反应,如何设计实验证明三者金属性强弱？,如何设计实验证明四者非金属性强弱？,以第三周期元素为例，探究元素的金属性和非金属性变化：,Na Mg Al Si P S Cl Ar,42,第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:,N

14、a Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,用结构观点解释：,电子层数相同，核电荷数增多,原子半径减小,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强,同周期元素 从左到右,原子核对最外层电子的吸引力增强,43,元素性质,变化趋势,结论,随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布,18 (H,He),元素原子半径,大小,元素化合价,+1+7 -4-10,元素金属性 与非金属性,金属性减弱 非金属性增强,呈现周期性变化,元素的性质随着原子序数的递增呈而现周期性的变化。这一规律叫做元素周期律。,元素的性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果,44,专题

15、讨论：如何比较粒子半径的大小？,1、同周期元素原子半径的比较,2、同主族元素原子半径的比较,3、既不同周期，又不同主族原子半径的比较。,45,专题讨论：如何比较粒子半径的大小？,4、同种元素的离子半径,r（阴离子）r（原子）r（阳离子）,如：r(（Na）r（Na+）,R（Cl）r（Cl）,r（Fe） r（Fe2+） r（Fe3+）,5、同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，离子半径越大,如：r(O2)r(S2)r(Se2)r(Te2),46,专题讨论：如何比较粒子半径的大小？,6、电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小,如：r(O2)r(F)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+),

16、7、同周期元素的阳离子半径小于同周期元素阴离子的半径。,47,例：已知aAn+、bB(n+1)+、cCn、dD(n+1)是具有相同电子层结构的短周期元素形成的简单离子。下列叙述正确的是（ ）,A.原子半径：CDAB B.原子序数：badc,C.离子半径：DC A B D.单质还原性:A B C D,C,48,二、元素周期表和元素周期律的应用,1、元素周期表中“位、构、性”的关系,思考：元素在周期表中的位置、原子结构、元素的性质之间有什么关系。,49,已知元素X、Y、Z、W的原子序数分别为6、8、11、13。请回答： （1）它们各是什么元素 （2）不看周期表，你如何来推断它们在周期表中的位置 （

17、3）写出单质X、Z、W分别与单质Y反应的化学方程式。,讨论：元素在表中的位置与原子结构的关系？,50,元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X与Z2具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是 A同周期元素中X的金属性最强 B原子半径XY，离子半径XZ2 C同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强,讨论：原子结构与性质的关系,B,51,5.根据元素在周期表中的位置，判断下列各组化合物的水溶液的酸、碱性的强弱。,（1）H3PO4和HNO3 （2） KOH和Mg(OH)2 （3）Al(OH)3和Mg(OH)2,讨论：元素在表中的位置与性质的关系？,52

18、,原子序数= 核电荷数,周期序数= 电子层数,主族序数=最外层电子数,同位素化学性质相同,相似性 递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱),同周期,同主族,递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强),电子层数,最外层电子数,金属性、非金属性强弱,(主族)最外层电子数 = 最高正价数,最外层电子数 8 = 最低负价数,原子结构,表中位置,元素性质,1、F 没有正价，O 通常不显示正价； 2、金属元素只有正化合价而无负价。,元素“位(位置)构(结构)性(性质)” 之间的关系,53,几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表： 下列叙述正确的是 A. X、Y元素的金属性 XY B一定条件下，Z

19、单质与W的常见单质直接生成 ZW2 C. Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水 D一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来,54,2、周期表中金属元素和非金属元素的分区,55,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,非金属区,金属区,零 族 元 素,最强,最强,56,由于元素的金属性与非金属性之间并没有严格的界限，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。,57,什么元素的金属性最强，什么元素的非金属性最强？,金属

20、与非 金属分界 线附近的 元素既表 现出一定 的金属性 也表现出 一定的非 金属性。,58,3、预测寻找新元素,59,60,4、对工农业生产的指导,在金属与非金属的分界线处寻找半导体材料。,新型农药的开发和制造。,催化剂的寻找。,耐高温、耐腐蚀的合金材料。,61,专题讨论：关于10电子粒子和18电子粒子,1、常见的10电子粒子有哪些,2、常见的18电子粒子有哪些,体现有序的思维,62,例：用A+、B、C2、D、E、F、G和H分别表示含有18个电子的八种微粒，请回答：,（1）A元素是 、B元素是 、C元素是 。 （2）D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式 。 （3）E是所有含18个电子的微粒

21、中氧化能力最强的分子，其分子式 。 （4）F是由两种元素组成的三原子分子，分子式是 。 （5）G分子中含有4个原子，其分子式是 。 （6）H分子中含有8个原子，其分子式是 。,63,屏蔽效应,在多电子原子中，每个电子不仅受到原子核对它的吸引力，而且还要受到其它电子的斥力。我们把这种内层电子的排斥作用考虑为对核电荷的抵消或屏蔽，相当于使核的有效核电荷数减少。,Z*=Z E= =,64,由于其它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和屏蔽效应。 为了计算屏蔽参数，斯莱脱Slater提出规则可近似计算。,65,在计算某原子

22、中某个电子的值时，可将有关屏蔽电子对该电子的值相加而得。,66,解：铝原子的电子排布情况为 1s22s22p63s23p1 按斯莱脱规则分组：(1s)2(2s,2p)8(3s,3p)3 根据（b）得，(3s,3p)3中另外两电子对被屏蔽的一个3p电子的0.352 根据（c）得，(2s,2p)8中的8个电子对被屏蔽电子的0.858；而(1s)2中的2个电子对被屏蔽电子的1.002 故0.3520.8581.0029.50,67,例：19K的电子排布是1s2，2s2 2p6, 3s2 3p6 , 4s1 而不是1s2，2s2 2p6, 3s2 3p6 , 3d1？,(1s2) (2s2 2p6)

23、(3s2 3p6 ) (4s1) Z = 19 (0.858 + 1.0 10) = 2.2 E = (2.22/ 42) 13.6 = 4.114eV (1s2) (2s2 2p6) (3s2 3p6 ) (3d1) Z = 19 ( 18 1) = 1 E = (12/ 32) 13.6 = 1.51eV,68,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。 由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象，称为钻穿效应。,69,第三部分 元素基

24、本性质的周期性,原子半径 电离能 电子亲合势 元素的电负性,70,31 原子半径,A.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 B.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 1015% 。 C.范德华半径非键和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），金属半径位中间（紧密堆积）,71,严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。但人总会有办法的。迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的。,72,原子半

25、径在周期中的变化,在短周期中，从左往右随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引作用也相应地增强，使原子半径逐渐缩小。 在长周期中，自左向右原子半径缩小程度不大。 周期系中各相邻元素原子半径减少的平均幅度为： 非过渡金属（0.1pm）过渡元素（0.05 pm）内过渡元素（0.01 pm）,73,（1） 原子半径在周期表中的变化,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 占主导地位，原子半径 r 增大。, 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。 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。,以 为主。

26、即同周期中从左向右原子半径减小。,(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,这是一对矛盾， 以哪方面为主？,74,短周期的主族元素，以第 3 周期为例,r/pm 154 136 118 117 110 104 99 154,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。,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。,r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125,75,短周期主族元素，

27、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。,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？,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。,r/pm 144 132 122 118 117 117 116 115 117 125,试设想超长周期的内过渡元素，会是怎样的情况。,76,（b）镧系收缩,La,Ce,Pr,Nd,Pm,Sm,Eu,Gd

28、,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。,Eu 4f7 6s2，f 轨道半充满，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。,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。,77,K Ca Sc Ti V Cr r/pm 203 174 144 132 122 118 Rb Sr Y Zr Nb Mo r/pm 216 191 162 145 134 130 Cs Ba La Hf Ta W r/pm 235 198 169 144 1

29、34 130,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。,78,(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 核电荷 Z 增加许多，对电子吸引力增大， 使 r 减小； 核外电子增多，增加一个电子层，使 r 增大。,在这一对矛盾中， 起主导作用。同族中，从上到下，原子半径增大。,79,副族元素 Ti V Cr r/pm 132 122 118 Zr Nb Mo 145 134 130 Hf Ta W 144 134 130,第二过渡系列比第一

30、过渡系列原子半径 r 增大 1213 pm。,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。,80,原子半径在族中变化,在同一主族中，从上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，原子半径增大。 副族元素的元素半径变化不明显，特别是第五、六周期的元素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。,81,离子半径,在离子晶体中，正负离子间的吸引作用和排斥作用达平衡时，使正、负离子间保持着一定的平衡距离，这个距离叫核间距，结晶学上常以符号d表示。,离子半径大致有如下的变化规律： 在周期表各主族元素中，由于自上而下电子层依次增多，所以具有相同电荷数的同族离

31、子的半径依次增大。例如 Li+Na+K+Rb+Cs+ FClBrI,82,在同一周期中主族元素随着族数递增，正离子的电荷数增大，离子半径依次减小。 例如 Na+Mg2+Al3+ 若同一元素能形成几种不同电荷的正离子时，则高价离子的半径小于低价离子的半径。例如 rFe3+(60 pm) rFe2+(75 pm) 负离子的半径较大，正离子的半径较小。 周期表中处于相邻族的左上方和右上方斜对角线上的正离子半径近似相等。 例如 Li(60pm) Mg2(65 pm) Sc3(81pm) Zr4(80pm) Na+(95pm) Ca2+(99pm),83,32 电离能,定义：从气态的基态原子中移去一个电

32、子所需的最低能量，用焓的改变量来表示 从气态的一价正离子中移去一个电子的焓的改变量 元素的第一电离势越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。,84,85,影响因素,原子核电荷（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离势越大。 原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离势越小。 电子层结构稳定的8电子结构（同周期末层）电离势最大。,86,3 电离能与价态之间的关系,首先要明确，失去电子形成正离子后， 有效核电荷数 Z* 增加，半径 r 减小，故核对电子引力大，再失去电子更加不易。所以对于一种元素

33、而言有 I1 I2 I3 I4 ,结论 电离能逐级加大。,分析下列数据，探讨电离能与价态之间的关系。,87,Li = 14.02 倍，扩大 14 倍。I2 过大，不易生成 + 2 价离子，所以锂经常以 + 1 价态存在，形成 Li + 。,Be = 1.95 倍， = 8.45 倍。 I3 过大，不易生成 + 3 价离子，所以铍经常以 + 2 价态存在，形成 Be2+。,88,B = 1.38 倍， = 6.83 倍。 I4 过大，所以 B ( IV ) 不易形成，B ( III ) 是常见价态。,C = 1.35 倍， = 6.08 倍。 I5 过大，所以 C ( V ) 不易形成， C (

34、 IV ) 是常见价态。,N = 1.26 倍， = 5.67 倍。 I6 过大，所以 N ( VI ) 不易形成， N ( V ) 是常见价态。,89,变化规律,同一主族元素，从上向下，随着原子半径的增大，元素的第一电离势依次减小。 在同一周期中元素的第一电离势从左到右总趋势上依次增大，金属性减弱。,90,33 电子亲合势,电子亲合能 电子亲合能(Y)是指气态的基态原子获得一个电子成为一价负离子所放出的能量： 具有最大电子亲合能为Cl原子 ，卤素的电子亲合能最大 ，和卤素相邻的氧族元素，电子亲合能也较大 。,91,在周期、族中的变化规律,电子亲合能随原子半径的减小而增大。因为半径减小，原子核

35、对电子的引力增大。在周期中是按由左向右的方向增大，在族中是按由上向下的方向减少。 反常现象是由于第二周期的氧、氟原子半径很小，电子云密集程度很大，电子间排斥力很强，以致当原子结合一个电子形成负离子时，由于电子间的相互排斥作用致使放出的能量减少。而第三周期的硫、氯原子半径较大，并且有空的d 轨道可以容纳电子，电子间的相互作用显著就减小，因而当原子结合电子形成负离子时放出的能量 最大。,92,34 元素的电负性,LPauling定义电负性为“在一个分子中，一个原子将电子吸引到它自身的能力”。,93,两种原子所形成的异核键键能和两种同核键键能的平均值之间的差别，提出元素的电负性定量标度数据，称为电负

36、性的Pauling标度P。,94,在同一周期中，从左到右电负性递增，元素的非金属性逐渐增强；在同一主族中，从上到下电负性递减，元素的非金属性减弱 右上方氟的电负性最大，非金属性最强， 左下方铯的电负性最小，金属性最强。,95,电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元素(非金属性强的元素),电负性小的元素通常是那些电离能小的元素(金属性强的元素)。电负性与电离能和电子亲和能之间的确存在某种联系, 但并不意味着可以混用!,电离能和电子亲和能用来讨论离子化合物 形成过程中的能量关系,例如热化学循环; 电负性概念则用于讨论共价化合物 的性质,例如对共价键极性的讨论。,96,97,98,第二周期元素的原

37、子价层电子构型为2s1,22p06，与其他周期同族元素相比，多数元素有特别小的原子半径和特别高的电负性。部分有关数据如下：,第二周期元素的特殊性 元素周期表从总体上描述了元素及其化合物的性质随原子序数的递增呈现出周期性的变化。但是，其中也有一些“反常性”。第二周期元素的特殊性就是这种不规律性的表现之一。概括如下：,99,100,原子半径小、电负性高，表明第二周期多数元素有强的非金属性或较弱的金属性。例如，典型的非金属氟、氧、氮、碳等均属第二周期元素；硼是A族惟一的非金属，BF3是共价化合物，沸点为-100oC，而AlF3是离子型化合物，熔点为1090oC；A族的铍，其氧化物、氢氧化物均为两性，

38、同族的其他元素相应化合物均为碱性，甚至是强碱；能形成典型氢键的元素N，O，F均为本周期元素。,101,由于第二周期元素原子只有4个价层原子轨道(2s，2p)，因此，这些元素形成化合物时，配位数一般不超过4。如氮只能形成NCl3，而磷可以形成PCl3和PCl5(P有可用于成键的d轨道)。,由于半径小，C，N，O能形成双键和叁键，而Si，P，S却难于(或不能)形成重键。例如，H2CCH2，HC三CH，N三N， O O，P4和S8中只有单键N，O，F的单键键能分别小于P，S，Cl的单键键能：,102,第二周期p区元素除个别化合物(如氢化物)外，其他化合物的fHm ，fGm 均大于第三周期同族元素的相应化合物的fHm ，fGm 。可以粗略地以fHm ，fGm 来比较同类化合物的稳定性，fHm ，fGm越大的化合物越不稳定。,103,许多第二周期p区元素的化合物稳定性比第三周期相应化合物的稳定性差。如大家熟悉的HNO3 ，H2CO3均易分解，而H3PO4 , H2SiO3却是稳定的。另外，硝酸有氧化性，而磷酸则没有；C（）化合物虽然没有明显的氧化性，但和硅相比，C()较容易转化为C()。,