大专无机化学PPT课件 元素周期表.ppt

化学综合,第七课 原子结构与元素周期律,元素周期律,周期律：元素以及由其形成的单质与化合物的性质，随着原子序数（核电荷数）的递增，呈周期性的变化。元素周期表：周期律的图表形式,原子序数及相关概念,1个质子带一个单位正电荷中子不带电1个电子带一个单位负电荷,原子序数及相关概念,质量数（A）= 质子数（Z）+中子数（N）核电荷数=核内质子数=原子核外电子数同位素：原子里具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素 同位素在周期表里占据同一位置。 同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异 在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素的原子个数百分比(丰度)一般为定值。,对元素周期律的研究 “三素组”,1829年，德国化学家德贝莱纳（Dobereiner，17801849），根据元素性质的相似性提出了“三素组”学说。他归纳出了5个“三素组”Li Na K Ca Sr Ba P As Sb S Se Te Cl Br I在每个“三素组”中，中间元素的相对原子质量约是其他两种元素相对原子质量的平均值，而且性质也介于其他两种元素之间。但是，在当时已经知道的54种元素中，他却只能把15种元素归入“三素组,对元素周期律的研究 六元素表,1864年，德国人迈那耳（Meyer，18301895）发表了 六元素表。在表中，他根据物理性质和相对原子质量递增的顺序把性质相似的元素六种、六种地进行分族，排出一张元素分类表。这张表比以往任何一张元素分类表都高明，但有致命缺点，那就是只盲目按相对原子质量递增排列，而未空出应有的位置来。其次，它按物理性质排列，很难揭示元素内在联系，而且包括的元素并不多，还不到当时已知元素的一半。,对元素周期律的研究 “八音律”,1865年，英国皇家农业学会化学师纽兰兹(A.Y.Newlands，18371898)把当时已知的62种元素按相对原子质量由小到大的顺序排列，每当排列到第八种元素时就会出现性质跟第一个元素相似的情况，犹如八度音阶一样。没有充分估计到当时的相对原子质量测定值可能有错误，而是机械地按相对原子质量由小到大顺序排列没有考虑到还有未被发现的元素，没有为这些元素留下空位，更未能揭示元素从量变到质变这一重要规律。,门捷列夫的元素周期表（1869）,门捷列夫的元素周期表,现代元素周期表,维尔纳长式周期表,阿尔弗雷德维尔纳（Alfred Werner， 1866-1919）法裔瑞士籍化学家发展了化合价理论配位化学奠基人，1913年获诺贝尔化学奖,现代元素周期表的特点,八主八副八与零三短三长一不全将同一能级的元素按原子序数从小到大排列成一个横行,即周期把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，即族,总结:,周期（7个）,族（16个）,短周期,长周期,不完全周期,第一周期,第二周期,第六周期,第三周期,第五周期,第四周期,第七周期, 2 种, 8 种, 8 种, 18 种, 18 种, 32 种, 26 种,主族,副族,第VIII族,0 族,共 8个主族，包括短周期和长周期元素,共 8个副族，只包括在长周期中,包括第8、9、10 纵行,稀有气体元素,（1）周期号数等于电子层数。（2）各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。（3）主族元素的族号数等于原子最外层电子数。,（4）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,ds区,现代元素周期表的特点,a、主族元素的族数=原子最外层的电子数 特点：次外层的电子数为8或18 b、副族元素：主族元素以外的其它元素 特点：8次外层的电子数18 族数=(n-1)d+ns的电子数（第族外） c、B、B副族元素的特点 (n-1)d10ns12 族数=最外层的电子数d、第族的特点: (n-1)d68ns2,e、元素的分区 s区 ns1-2 p区 ns2np1-6 d区 （n-1)d1-9ns1-2 ds区 (n-1)d10ns1-2 f区 (n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2 内过渡元素,过渡元素,现代元素周期表的特点,元素性质的周期性,有效核电荷原子半径电离能电子亲和能电负性元素的金属性和非金属性元素的氧化值,有效核电荷,屏蔽效应：内层和同层电子对某一选定电子的排斥作用，实际上削弱了原子核对该电子的吸引作用。原子核作用于该电子的有效核电荷 Z* = Z ，叫做屏蔽常数,（1）适用金属元素 （2）固体中测定两个最邻近原子 的核间距一半,（1）适用非金属元素 （2）测定单质分子中两个相邻原子的核 间距一半,严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。 迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的。,金属半径(metallic radius),共价半径(covalent radius),原子半径(atomic radius),同周期原子半径的变化趋势 (一),总趋势：随着原子序数的增大,原子半径自左至右减小.,解 释: 电子层数不变的情况下，有效核电荷的增大导致核对外层电子的引力增大.,解 释: 主族元素: 电子逐个填加在最外层, 对原来最外层上的电子的屏蔽参数()小, 有效 核电荷(Z*) 迅速增大。例如, 由Na(Z=11)至Cl (Z=17), 核电荷增加6, 最外层3s电子 感受到的有效核电荷则增加4.56(由2.51增加至7.07)。 过渡元素: 电子逐个填加在次外层, 增加的次外层电子对原来最外层上电子的屏蔽 较强, 有效核电荷增加较小。 内过渡元素: 电子逐个填加在外数第三层, 增加的电子对原来最外层上电子的屏蔽 很强, 有效核电荷增加甚小。,同周期原子半径的变化趋势 (二),相邻元素的减小幅度：主族元素 过渡元素 内过渡元素, 第3周期前7个元素平均减小: r(Na) - r(Cl)/6 = 191 pm - 99 pm/6 = 15.3 pm 第一过渡系10个元素平均减小: r(Sc) - r(Zn)/9 = 164 pm - 137 pm/9 = 3.0 pm 镧系15个元素平均减小: r(La) - r(Lu)/14 = 188 pm - 173pm/14 = 1.1 pm,原子半径变化规律的形象表示,镧系收缩 镧系元素的原子半径和离子半径随着原子序数 的增加而逐渐减小的现象称为镧系收缩。 镧系收缩的结果 B Zr和Hf B Nb和Ta B Mo和W,每对原子的原子半径和离子半径较接近，化学性质也十分相似，造成这三对元素在分离上十分困难。,原子半径,电离能 I ( ionization energy),E (g) = E+ (g) + e- I 1,E+ (g) =E 2+ (g) + e- I 2,I 1 I 2 I 3 I 4,电离能涉及分级概念。基态气体原子失去最外层一个电子成为气态+1价离子所需的最小能量叫第一电离能, 再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量则叫第二、第三 电离能。各级电离能符号分别用I1、I2、I3 等表示, 它们的数值关系为I1I2I3. 这种关系不难理解, 因为从正离子离出电子比从电中性原子离出电子难得多, 而且离子电荷越高越困难。,同族总趋势： 自上至下减小,同周期总趋势： 自左至右增大,电子亲和能Y ( electron affinity),X(g) + e- = X- (g),X- (g) + e- = X 2- (g),例如，O- (g) + e- = O2- (g) A2 = -780 kJ . 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。,电子亲和能是指一个气态原子得到一个电子形成负离子时放出或吸收的能量, 常以符号Y表示。像电离能一样, 电子亲和能也有第一、第二、之分. 元素第一电子亲和能的正值表示放出能量, 负值表示吸收能量。,电子亲和能变化的形象表示,原子结合电子的过程是放热还是吸热?, 原子结合电子的过程中存在两种相反的静电作用力：价层原有 电子与外来那个电子之间的排斥力；原子核与外来电子之间的 吸引力。是放热还是吸热, 决定于吸引力和排斥力哪一种起支 配作用。 电子加进电中性原子时通常是吸引力起支配作用, 发生放热过 程,第一电子亲和能通常为正值。电子加进阴离子时排斥力起支配作用, 发生吸热过程, 第二、第 三电子亲和能都为负值。,Question,电负性,1、分子中（元素间相互化合时），原子对电子吸引能力的大小，称为该元素的电负性。 讨论：a、元素的非金属性越强，其电负性就越大，最大者为F=4.0 b、元素的金属性越强，其电负性就越小， 最小者为Cs =0.7 2、电负性的三种标度 a、鲍林电负性 b、密立根电负性 c、阿莱-罗周电负性, 如果原子吸引电子的趋势相对较强, 元素在该化合物中显示电负 性(electronegative);如果原子吸引电子的趋势相对较弱,元素在该 化合物中则显示电正性(electropositive).,化合物 电负性元素 电正性元素 ClO2 (Cl-O化合物) O(3.44) Cl(3.16) HCl Cl(3.16) H(2.20), 电负性有不同的标度，因而会看到不同的数据表。例如 Mulliken 电负性标度，Pauling电负性标度(以热化学为基础)和 Allred- Rochow 电负性标度。,电负性 ( electronegativity),电负性变化的形象表示,元素的金属性与非金属性,元素的金属性：原子失去电子成为阳离子的能力电离能元素的非金属性：原子得到电子成为阴离子的能力电子亲和能一般来说，金属电负性小于2，非金属的电负性大于2,元素的金属性和非金属性强弱的判断依据,元素金属性,元素单质与酸反应的难易 （易强）,元素单质与水反应的难易 （易强）,元素最高价氧化物的水化物（氢氧化物） 的碱性强弱 （强强）,元素最高价氧化物的水化物 （含氧酸） 的酸性强弱 （强强）,元素单质与氢气反应的难易 （易强）,气态氢化物的稳定性 （稳定强）,元素非金属性,同一周期元素金属性和非金属变化,非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱,非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强,同一主族元素金属性和非金属变化,Na11钠,Li3锂,K19钾,Rb37铷,Cs55铯,F9氟,Cl17氯,Br35溴,I53碘,At85砹,金 属 性 逐 渐 增 强,金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,元素的金属性和非金属性递变小结,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,元素的氧化值,元素的氧化值表示化合物中各个原子所带的电荷数。（1）在单质中元素的氧化值为零。（2）氧在化合物中的氧化值一般为2 ，仅在OF2中为+2；在过氧化物（如H2O2、Na2O2等）中为1；在超氧化物（如KO2）中为1/2。（3）氢在化合物中的氧化值一般为+1。仅在与活泼金属生成的离子型氢化物（如NaH、CaH2)中为-1。（4）碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值分别为+1和+2；氟的氧化值总是-1。（5）在任何化合物分子中各元素氧化值的代数和等于零；在多原子离子中各元素氧化值的代数和等于该离子所带电荷数。,元素的氧化值,s、p区元素，由于次外层已经达到饱和，因此最外层电子就是价电子。从A到A，最外层电子结构从ns1到ns2np5，价电子数目从1到7，因此最高氧化态值从+1到+7。p区元素的最低氧化态为使其形成ns2np6构型所获得电子。对于d区元素，除最外层电子是价电子，未饱和的次外层d电子也是价电子，因此也必须考虑。,主族元素的化合价,+1,+2,+3,+4-4,+5-3,+6-2,+7-1,RH4,RH3,H2R,HR,R2O,RO,R2O3,RO2,R2O5,RO3,R2O7,d区元素可能的最高/低氧化值,元素周期表,原子半径增大电离能减小电子亲和能减小电负性减小,元素基本性质的周期性,原子半径减小电离能增加电子亲和能增加电负性增加,