《堂课工科化学》PPT课件.ppt
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1、1,按能级组为行排列,从第二能级组起,每一行由s轨道起始,p轨道结束,构成了元素周期表的周期。,思考:各周期中的元素的性质从左到右的变化趋势是否相同?,周期表中的周期数等于最外层轨道的主量子数。,思考:各周期中的元素的性质从左到右的变化趋势是否相同?,除第一周期外,其它周期中的元素的性质从左到右的变化趋势均相同。,2 元素周期表中的周期,2,3 原子半径在同一周期中,从左到右减小,由于核电荷的增加,核外电子受核的引力增大,原子半径减小。短周期元素的原子半径的变化规律尤为显著。,在同一族中,从上到下增加,由于主量子数 n 的增加,原子半径一般增加。主要是主族元素。副族元素的原子半径,第五周期比第
2、四周期增加,第六周期与第五周期接近。,3,前36号元素原子半径变化,原子半径(pm),原子序数Z,图5.15 前36号元素原子半径的变化,4,4 电离能,第一电离能处于基态的1mol气态原子失去1mol电子成为气态一价阳离子所需的能量,称为该元素的第一电离能。,气态一价阳离子再失去一个电子成为气态二价阳离子所需的能量称为第二电离能.以此类推。,思考1:第一电离能与原子半径之间的关系如何?,原子半径r大时,电子离核远,受核的引力小,较易电离,从而电离能较小。,思考2:电离能与金属活泼性之间的关系如何?,电离能越小,金属的活泼性越强。,5,思考1:N(2s 22p3)的第一电离能偏大,而B(2s
3、22p1)的第一电离能偏小?为什么?,N原子的特征电子构型为p轨道半充满,较稳定(不易电离),B 原子失去一个2p电子后变成2s22p0的稳定结构。,IA族元素的特征电子构型为ns1,电离一个电子后变成稳定结构。,思考2:为何IA族元素一般只能失去一个电子?,6,第一电离能的周期性,图5.16 第一电离能的周期性,7,5 元素的电负性,电负性是元素的原子在分子中吸引成键电子的能力。,1932年,鲍林(Pauling)首先提出了电负性的概念。鲍林指定氟(F)的电负性为4.0,从而求出其它元素的电负性。,电负性是一个相对数值,在同一周期中,从左到右电负性增加。,在同一族中,自上而下电负性下降。,思
4、考:电负性最大的前三种和最小的元素分别是什么?,F的电负性(4.0)最大,其次是O(3.5)和N(3.0)。电负性最小的元素是Cs和Fr(0.7)。,8,6 元素的氧化值,主族元素,最高氧化值与其族数相同(F、O除外).,副族元素中d区金属除最外层的s电子外,次外层d电子也可全部或部分参与成键,因此最高氧化值可等于最外层s电子和次外层d电子数之和,大多有可变价,VIII族元素中只有Ru、Os为+8价。ds区元素中Cu、Au的氧化数常可高于其族数。,9,10,11,原子光谱,处于低能量轨道的电子,受外界提供的合适频率的射线照射时,可以吸收射线跃迁到较高能级。,原子吸收光谱的原理,图5.17 原子
5、吸收光谱示意图,不同种类原子的电子能级不同,因而吸收射线的频率v不同,据此可以分析被测样品中含有的原子的种类,根据吸收强度可以测定该原子的含量。,思考:如何提供原子吸收光谱中的射频?,使用与被测原子相同的激发态原子发出的射线作为光源。,12,处于激发态的电子极不稳定,当它返回到较低能级时,以射线的形式向外释放能量。其辐射的射线频率v与两能级能量差E与之间的关系为 E=h,原子发射光谱的原理,v,基态,激发态,E,图5.18 原子发射光谱示意图,在原子发射光谱中,一般通过加热样品的方法使其处于激发状态。,思考:在原子吸收光谱或原子发射光谱中,吸收或发射的射线是连续的吗?,不连续。,13,5.3
6、化学键与分子间相互作用力,思考:人与人,物体与物体之间的相互作用,人与人之间存在的相互作用十分复杂,既有物质的,也有精神的。,物质与物质之间的相互作用也是多种多样的,从作用结果来分析,有导致相互吸引的引力和相互排斥的斥力,从作用距离看,有长程作用力和短程作用力。,原子之间的长程强相互作用是化学键的特征,分子或原子团之间的短程弱相互作用是分子间作用力的特征。,14,化学键,分子中原子之间的长程强相互作用力称为化学键。化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。,组成化学键的两个原子间电负性差大于1.8 时,一般生成离子键,小于1.8 时一般生成共价键。而金属原子之间则生成金属键。,思考:NaCl晶体
7、中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜与铜之间,H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键?,NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键;金属铜中铜与铜之间是金属键,在水中,H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键,H2O间存在分子间作用力和氢键。,15,1 离子键,当活泼金属和活泼非金属元素的原子互相接近时,前者失去电子形成正离子,后者得到电子形成负离子。正、负离子通过静电相互作用结合成离子型化合物。,16,正离子的电子构型,某些主族元素和副族高价态正离子,如Na+,Al3+,Sc3+,Ti4+等。,8电子构型ns2np6,18电子构型ns2np6nd10,P区长周期族数价正离子,如Ga3+、Sn4+、S
8、b5+等;ds区元素的族数价离子,如Ag+,Zn2+等。,18+2 电子构型(n-1)s2p6d10 ns2,p区长周期元素的低价态离子,如Pb2+,Bi3+等。,9-17电子构型ns2np6nd1-9,d区元素低价离子,如Fe3+,Mn2+,Ni2+等ds区高于族数价离子。如Cu2+,Au3+等,2电子构型1s2 第二周期元素的高价离子,如Li+,Be2+。,17,2 金属键,金属的电离能较小,最外层的价电子容易脱离原子的束缚而形成自由电子。金属离子紧密堆积。所有自由电子在整个堆积体间自由运动,形成金属键。,立心,面心,体心,图5.19 金属离子紧密堆积方式,金属键的特点:,金属键的本质:,
9、金属离子与自由电子之间的库仑引力。,没有方向性 没有饱和性,18,3 共价键,共价键是两个原子共用成键电子对形成的,成键电子对可以由两个原子共同提供,也可以由一个原子单独提供(后者习惯上称为配位键),同种非金属元素或电负性相差不大的元素之间可以形成共价键。当由两个原子共同提供一对电子时,这对电子的自旋方向必须相反,同时这两个电子的原子轨道发生最大程度的重叠,在两个原子核间形成密集的电子云。,成键,不成键,图5.20 p轨道共价键形成示意图,19,共价键,H2 Cl2 N2 HCl H2O-1.Lewis 共价键概念 共用电子对 例 Cl2:17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5,C2
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