物质结构基础-元素性质的周期性（应用化学课件）

电负性电负性（X）元素的电负性（x）是指：元素的原子在分子中吸引成键电子能力的相对大小，它全面地反映了元素金属性和非金属性的强弱。电负性（X）越大，表示它的原子在分子中吸引成键电子的能力越强，元素的非金属性越强。电负性（X）越小，表示它的原子在分子中吸引成键电子的能力越弱，元素的金属性越强。元素电负性1932年鲍林首先提出电负性的概念，指定最活泼非金属元素氟的电负性为4.0，然后计算出其他元素电负性的相对值。说明：1.鲍林电负性值是一个相对值，本身没有单位。2.由于定义及计算方法不同，目前有几套电负性数据，所以使用时要用同一套数值来比较。电负性变化规律：主族元素：1.同周期：从左到右，X渐增大。

2.同族：从上到下，X渐减小；副族电负性变化没有明显的规律。小结：1、电负性的定义2、电负性的周期性变化规律电离能电离能（I）1、电离能（I）的定义从基态原子移去电子，需要消耗能量以克服核电荷的吸引力。基态的气态原子失去第一个电子成为气态一价阳离子所需能量，称为该元素的第一离解能，以I1表示。从一价气态阳离子再失去一个电子成为气态二价阳离子所需能量，称为第二电离能，以I2表示，依次类推，还可有第三电离能、第四电离能等。SI单位为kJ∙mol–1。

电离能（I）值越大，失电子越难，因此电离能表示原子失去电子的难易程度。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第二电离能大于第一电离能，第三电离能大于第二电离能……，即I1＜I2＜I3…电离能有加合性，如上例中：Al（g）–3e–→Al3+（g）；I＝I1+I2+I3＝5 139.6 kJ•mol–1通常讲的电离能，如果不加标明，指的是第一电离能。2、电离能的周期性变化电离能的大小取决于有效核电荷、原子半径和电子层结构等，电离能也呈现周期性变化。同一周期从左到右，主族元素，随着元素的有效核电荷Z*增加，原子半径逐渐减小，失电子由易变难，故电离能明显增大。稀有气体，由于具有稳定的电子层结构，在同一周期中，电离能最大。副族元素其有效核电荷增加缓慢、半径减小缓慢，电离能缓慢升高。同一族从上到下，主族元素，原子序数增大，有效核电荷增多，但原子的电子层数也相应增多，原子半径增大起了主要作用，因此原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，失去电子的倾向增大，故电离能逐渐减小。副族元素，除了第ⅢB外，从上到下原子半径稍有增大，电离能有逐渐减小的趋势。元素第一电离能的周期性变化反常情况，例如：第二周期，B的第一电离能比Be的要小一些，原因：B：1S22S22P1，易失去1个P电子，达到2S2稳定结构。同样的O的第一电离能比N的要小一些，O：1S22S22P4，易失去1个P电子，达到2P3稳定结构。小结：1、电离能（I）的定义2、电离能的周期性变化规律电子亲合能某元素基态的气态原子获得一个电子成为气态负一价阴离子时所放出来的能量称该元素原子的第一电子亲合能。用Y1表示，通常用单位kJ·mol-1，电子亲和能也有Y1，Y2，…之分，例如：O(g)＋e＝O-(g)Y1＝-141.0kJ·mol-1O-＋e＝O2-(g)Y2＝+780kJ·mol-1

如果没有特殊说明，电子亲和能是指第一电子亲和能，各元素原子的Y1一般为负值，由于原子获得第一个电子时体系能量降低，要放出能量。第二电子亲合能是指–1氧化态的气态阴离子再得到一个电子，需要克服电荷的排斥作用，必须吸收的能量，故Y2为正值。电子亲合能（Y）电子亲合能的意义：电子亲和能的大小反映了原子获得电子的难易程度，即元素非金属性的强弱。电子亲和能的负值越大，表示原子越容易获得电子，其非金属性越强。电子亲和能的大小与有效核电荷、原子半径和电子层结构有关，所以也呈现周期性的变化。

主族元素的电子亲和能/kJ·mol–1电子亲和能的周期性变化主族元素,同一周期从左到右，原子结合电子时放出能量的趋势是增加的（稀有气体除外），表明结合电子的能力逐渐增强。同族从上到下，结合电子时放出能量总的趋势逐渐减小，表明结合电子的能力逐渐减弱。小结：1、电子亲合能（Y）的定义2、电子亲合能的周期性变化规律有效核电荷元素性质的周期性元素性质决定于原子的内部结构。原子的核外电子层结构随核电荷的递增呈现周期性变化，影响到原子的某些性质，如原子半径、电离能、电子亲合能和电负性等，也呈周期性变化。有效核电荷原子=原子核（Z）+电子核电荷数（Z）=核外电子数电子受到原子核的吸引作用，也受其它电子的排斥作用。其它电子对指定电子的排斥作用，相当于抵消了一部分核电荷对指定电子的吸引作用在多电子原子中其余电子抵消核电荷对指定电子的吸引作用叫做屏蔽效应。屏蔽效应使该电子实际上受到核电荷（有效核电荷Z*）的引力比原子核核电荷（Z）的引力要小。有效核电荷（Z*）=核电荷（Z）–屏蔽常数（σ）屏蔽常数（σ）可以理解为被抵消的那部分核电荷数。有效核电荷（Z*）是对指定电子产生有效吸引作用的核电荷。403020100246810HeHLiNaKCrCuRbSrKrNiMnVArNe原子序数Z有效核电荷Z*有效核电荷的周期性变化

有效核电荷的周期性变化规律在同一周期中，从左到右主族元素电子依次增加在最外层上，有效核电荷Z*也明显依次递增。过渡元素电子依次增加在(n–1)d亚层上，有效核电荷的增加较为缓慢。原因：主族是同层电子之间的屏蔽，屏蔽作用较小；而副族是内层电子对外层电子的屏蔽，屏蔽作用较大。在同一族中，从上到下，由于电子层增加、核电荷数跳跃式增加，但上下两相邻元素的原子依次增加一个电子层，屏蔽常数较大，故有效核电荷增加得并不多。小结：1、元素性质的周期性2、屏蔽效应有效核电荷3、有效核电荷的周期性变化规律元素的金属性和非金属性元素的金属性和非金属性元素的金属性是指原子失去电子成为阳离子的能力，常用电离能来衡量。元素的非金属性是指原子得到电子成为阴离子的能力，常用电子亲和能来衡量。元素的电负性综合反映了原子得失电子的能力，故作为元素金属性与非金属性统一衡量的尺度。金属元素的电负性≤2.0，非金属元素的电负性≥2.0。元素金属性与非金属性的强弱变化规律：主族元素（1）同周期：从左到右，电负性逐渐增大，元素的金属性逐渐减弱，非金属性渐强。以第三周期元素为例元素NaMgAlSiPSClx0.91.21.51.82.12.53.0金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强（2）同族：从上到下，主族元素原子的电负性减小，金属性渐强，非金属性渐弱。

以第ⅦA元素为例：副族元素都是金属，不再有明显的金属性和非金属性之分。周期表中，金属性最强的元素铯，非金属性最强的元素氟。

元素FClBrIAtx4.03.02.82.52.2金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱小结：1、元素金属性与非金属性的定义2、元素金属性与非金属性的周期性变化规律元素的氧化数七、元素的氧化数元素的氧化数与原子的价层电子构型有关。由于元素价层电子构型周期性的重复，所以元素的最高正氧化数也周期性地重复。

1、主族元素的氧化数主族元素原子只有最外层是价电子，能参与成键，因此主族（F.O外），最高氧化数等于该原子的价电子总数，也等于它的族数。主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA价层电子构型ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5价电子总数1234567主要氧化数+1+2+3（Tl还有+1）+4+2（C有–4）+5+3（N，P有–3）（N还有+1，+2，+4）+6+4–2（O只有–1，–2）+7+5+3

+1–1（F只有–1）最高正氧化数+1+2+3+4+5+6+7主族元素的氧化数和价层电子构型2、副族元素的氧化数IB和Ⅷ族元素的氧化数变化不规律，IIB的最高氧化数为+2。IIIB-VIIB：元素的最高氧化数=价电子总数，价电子[(n-1)d1-5+ns2]。族数ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦB第四周期元素ScTiVCrMn价层电子构型3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s2最高正氧化数+3+4+5+6+7ⅢB～ⅦB族元素最高氧化数和价层电子构型小结：1、元素的氧化数的定义2、元素的最高正氧化数的周期性变化规律原子半径原子半径1．原子半径的概念原子没有明显的界面，所以原子半径是根据原子存在的不同形式来定义，常用的有三种：（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价键结合时，测得它们核间距离的一半，称为该原子的共价半径。共价键有单键、双键、叁键，未说明时，通常指共价单键半径。如Cl—Cl核间距为198pm，rCl=99pm。d=198pmr(Cl)=99pm（2）金属半径：

把金属晶体看成是由金属原子紧密堆积而成，测得两个相邻金属原子核间距离的一半，称该金属元素的金属半径，如dCu-Cu=256pm，rCu=128pm。d=256pmr(Cu)=128pm（3）范德华半径在分子晶体中，分子间以范德华力结合，将相邻分子间两个非键结合的相邻两原子核间距的一半，称该原子的范德华半径。如Cl原子，其共价半径为99pm，范德华半径为180pm。由于分子间力小于共价键，同一原子其范德华半径大于共价半径原子半径有不同的定义：共价半径原子半径金属半径范德华半径使用时应当注明，如不作注明，通常指共价半径。2.原子半径变化的周期性（1）主族：同一周期，从左到右，有效核电荷数明显增大，原子半径逐渐减小。同一族，从上到下，电子层数增加，原子半径显著增大。（2）副族元素（过渡元素）：d区元素，同一周期由左向右，随原子序数递增，新增加的电子进入次外层的d亚层，所产生的屏蔽作用比进入最外层所产生的屏蔽作用要大一些，有效核电荷增加得不多，原子核对外层电子的吸引力也增加较少，使原子半径减小缓慢。f区：内过渡元素，同一周期由左向右，由于电子增加在(n－2)f亚层，半径减小的幅度比d区更小，例如第六周期镧系元素，从La到L