《无机化学》课件第一章.ppt

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,*,无机化学,第一章,原子结构和元素周期律,第一节,原子的组成与核外电子排布,第二节,元素周期律与元素周期表,第三节,元素基本性质的周期性,第一节,原子的组成与核外电子排布,原子的组成,一、,在,20,世纪,30,年代，人们已经认识到原子是由处于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的。由于原子核跟核外电子的电量相同，电性相反，所以原子呈电中性。原子很小，半径约为,10,-10,m,；原子核更小，它的体积约为原子体积的,1/10,12,。如果把原子比喻成一座庞大的体育场，则原子核只相当于体育场中央的一只蚂蚁。因此原子内部有相当大的空间，电子就在这个空间内绕着原子核作高速运动。,第一节,原子的组成与核外电子排布,原子核,1.,根据对天然放射元素的研究发现，原子核是由质子和中子构成的。一个质子带一个单位的正电荷，中子不带电荷，所以原子核的电荷数是由原子核内质子数决定的；又因一个电子带一个单位负电荷，所以核内质子数等于核外电子数。用符号,Z,表示核电荷数，则,核电荷数,(Z)=,核内质子数,=,核外电子数,第一节,原子的组成与核外电子排布,如果忽略电子的质量，再把质子、中子的相对质量取近似整数,1,，则原子的相对质量在数值上近似等于质子数与中子数的和。化学上把原子中质子数与中子数的和称为原子质量数，用符号,A,表示，若中子数用符号,N,表示，则,原子质量数,(A)=,质子数,(Z),中子数,(N),第一节,原子的组成与核外电子排布,同位素,2.,元素是具有相同核电荷数,(,即质子数,),的同一类原子的总称。也就是说，同种元素的原子的质子数是相同的，但通过近代科学研究发现，它们的中子数不一定相同。如氢元素有三种原子，它们的构成和名称见表,1-1,。,第一节,原子的组成与核外电子排布,第一节,原子的组成与核外电子排布,这三种原子的质子数均为,1,，都是氢元素，用符号,H,表示。这种具有相同质子数而中子数不同的同一种元素的多种原子互称同位素，如氕称氘、氚为同位素，氘、氚也称氕为同位素。同位素的质子数相同，化学性质也几乎相同，所以质子数是区别不同元素的根据。,几乎所有的元素都有同位素，少则几种，多则十几种。在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素的原子所占的该元素总原子数的百分比一般是不变的，这个百分比叫做“丰度”。,第一节,原子的组成与核外电子排布,同理，根据同位素的原子质量数，可以计算出该元素的近似相对原子质量。,在自然界中存在的各种同位素共有三百多种，而人造同位素则达一千五百多种。这些同位素有的是稳定的，称为稳定同位素；有的同位素的原子核不稳定，会自发放射出射线，称为放射性同位素。,第一节,原子的组成与核外电子排布,原子轨道,二,、,为了研究电子等微观粒子的运动规律，首先必须解决如何描述微观粒子的运动状态的问题。由于电磁波可用波函数来描述，而量子力学从微观粒子具有波粒二相性出发，认为微粒运动状态也可以用波函数来描述。微观粒子是在三维空间中运动的，因此它的运动状态必须用三维空间伸展的波来描述，也就是说，这种波函数是空间坐标（,x,，,y,，,z,）的函数，表示为（,x,，,y,，,z,）。,第一节,原子的组成与核外电子排布,波函数,是量子力学中描述核外电子在空间运动状态的数学函数式，即一定的波函数表示电子的一种运动状态，这种运动状态由于历史的原因被人们称为原子轨道。但是，这里的原子轨道的含义不同于宏观物体的运动轨道，也不同于玻尔所说的,(,圆形,),固定轨道，它指的是电子的一种空间运动状态，可以理解为电子在原子核外运动的某个空间范围。为了避免与经典力学中的玻尔轨道相混淆，原子轨道又被称为原子轨函,(,原子轨道函数之意,),，亦即波函数的空间图像就是原子轨道，原子轨道的数学表示式就是波函数。为此，原子轨道与波函数常作同义词混用。,第一节,原子的组成与核外电子排布,（,2,）每个波函数,都具有对应的能量,E,；,波函数的意义有如下三个方面：,（,1,）波函数,是描述核外电子运动状态的数学函数式；,（,3,）波函数绝对值的平方,2,表示电子在核外空间某处单位体积内出现的概率，即概率密度。,第一节,原子的组成与核外电子排布,波函数是一个与坐标有关的量，解薛定鄂方程时，为了方便起见，将直角坐标变换为球坐标。在直角坐标系中的空间任一点可以用,(x,，,y,，,z),来描述，在球坐标中的这一点也可以用（,r,，）来描述。原是直角坐标的函数,(x,，,y,，,z),，经变换后，则成为球坐标的函数（,r,，）。利用数学上的分离变量法，可将（,r,，）表示成,R(r),和,Y,（，）两部分，即,（,r,，）,=R(r),Y,（，）,(1-1),第一节,原子的组成与核外电子排布,将波函数,的角度分布部分,Y,随,、,变化作图，所得的图像就称为原子轨道的角度分布图，其剖面图如图,1-1(a),所示。,原子轨道的角度分布图表示的是原子轨道的形状及其在空间的伸展方向。图中的“”、“”号不是表示正、负电荷，而是表示,Y,值是正值还是负值，或者说表示原子轨道角度分布图形的对称关系，符号相同表示对称性相同；符号相反，表示对称性不同或反对称。,第一节,原子的组成与核外电子排布,电子云,三,、,对于宏观物体，可以用经典力学来描述，如火车在轨道上奔驰，人造卫星可以按一定轨道围绕地球运行等，都可以根据一定的数据计算或测出它们在某一时刻的位置和速度，并描绘出它们的运动轨迹。原子核外电子的运动规律是否和宏观运动的物体一样呢？由于电子是一个质量很小的微粒，又在原子这么小的空间内作高速运动，它的运动是不遵循经典力学规律的，必须用,20,世纪初创立的量子力学理论来描述。现已证明，电子在核外空间所处的位置及运动速度不能同时准确地确定，也就是不能描绘出它的运动轨迹。,第一节,原子的组成与核外电子排布,波函数没有明确直观的物理意义，它只是描述原子核外电子运动状态的数学函数式。但如前所述，波函数绝对值的平方,|,|,2,有明确的物理意义，它表示核外空间某处电子出现的概率密度。概率是指在原子核外某一范围内电子出现的机会；概率密度是指原子核外单位体积中电子出现的概率。概率和概率密度的关系类似于质量和密度的关系。,第一节,原子的组成与核外电子排布,电子云的角度分布图是通过将,|,|,2,的角度分布部分，即,|Y|,2,随,、,的变化作图而得到的,(,空间,),图像，它形象地显示出在原子核不同角度与电子出现的概率密度大小的关系。图,1-1(b),是电子云的角度分布剖面图。电子云的角度分布剖面图与相应的原子轨道角度分布剖面图基本相似，但有以下不同之处：原子轨道角度分布图带有正、负号，而电子云的角度分布图均为正值,(,习惯不标出正号,),；电子云的角度分布图比相应的原子轨道角度分布要“瘦”些，这是因为,Y,值一般是小于,1,的，所以,|Y|,2,的值就更小些。,第一节,原子的组成与核外电子排布,图,1-1,原子轨道和电子云角度分布剖面图,第一节,原子的组成与核外电子排布,波函数角度分布图上的正、负号有什么含义？,思考题,1-1,第一节,原子的组成与核外电子排布,四种量子数,四,、,要描述原子中各电子的运动状态,(,如电子所在的原子轨道离核远近、形状、方位等,),，需要引入三种量子数，这三种量子数分别是主量子数、角量子数、磁量子数。原子轨道便是三种量子数都有确定值的波函数。解薛定鄂方程只需引入三种量子数，就可确定出原子轨道的波函数表达式。这四种量子数对描述核外电子的运动状态，确定原子中电子的能量、原子轨道的形状和伸展方向等都是非常重要的。在此仅对四种量子数及其意义进行简单的介绍。,第一节,原子的组成与核外电子排布,主量子数,n,1.,主量子数,n,描述了电子离核的平均距离，即电子在核外空间出现概率最大处离核的远近，或者说,n,决定电子层数。,n,数值越小，电子离核的平均距离越近。,n,相同的电子称为同层电子。,n,的取值为正整数,1,，,2,，,3,，,4,，,。,n,也是决定电子能量高低的主要因素，,n,值越大，电子的能量越高。在光谱学上常用大写拉丁字母代表电子层数，对应关系如下：,n 1 23 4 56 7,电子层,KLMNOPQ,第一节,原子的组成与核外电子排布,角量子数,l,2.,角量子数,l,表示原子轨道,(,或电子云,),的形状，也表示同一电子层中具有不同形状的分层,(,亚层,),。,l,的取值为,0,，,1,，,2,，,，,(n-1),，即为从,0,到,(n-1),的整数。角量子数,l,与电子能级对应关系如下：,l 0 1 23 4,分层,spdfg,第一节,原子的组成与核外电子排布,磁量子数,m,3.,磁量子数,m,决定原子轨道在空间的伸展方向。,m,的取值为,0,，,1,，,2,，,，,l,，共（,2l+1,）个取值，即原子轨道共有（,2l+1,）个空间取向。通常把电子层、电子亚层和空间取向已确定,(,即,n,、,l,、,m,都确定,),的运动状态称为原子轨道。,s,亚层,(l=0),有,1,个原子轨道,(,对应,m=0),；,p,亚层,(l=1),有,3,个原子轨道,(,对应,m=0,，,+1,，,-1),；,d,亚层,(l=2),有,5,个原子轨道,(,对应,m=0,，,+1,，,-1,，,+2,，,-2),，依此类推。,原子轨道与,3,个量子数的关系见表,1-2,。,第一节,原子的组成与核外电子排布,可见，每一个电子层中，原子轨道的总数为,n,2,。,第一节,原子的组成与核外电子排布,自旋量子数,m,s,4.,通常可用向上和向下的箭头,(,“,”,和,“,”,),来表示电子的两种自旋状态。若两个电子的自旋状态相同，就叫做自旋平行，不相同则叫做自旋反平行。,第一节,原子的组成与核外电子排布,多电子原子结构,五,、,多电子原子指原子核外电子数大于,1,的原子,(,即除,H,以外的其他元素的原子,),。在多电子原子结构中，核外电子是如何分布的呢？要了解多电子中电子分布的规律，首先要知道原子能级的相对高低。原子轨道能级的相对高低是根据光谱实验归纳得到的。,H,原子轨道的能量取决于主量子数,n,，在多电子原子中，轨道的能量除取决于主量子数,n,外，还与角量子数,l,有关，总规律如下,:,第一节,原子的组成与核外电子排布,（,1,）当,n,不同而,l,相同时，其能量关系为,E,1s,E,2s,E,3s,E,4s,，也就是说原子轨道的能量随电子层数的增加而增大。,2,）当,n,相同而,l,不同时，其能量关系为,E,ns,E,np,E,nd,E,nf,。,（,3,）当,n,和,l,均不同时，有可能出现能级交错现象，如在某些元素中,E,4s,E,3d,，,E,6s,E,4f,。,（,4,）当,n,和,l,均相同时，原子轨道能量相等，这样的轨道称为等价轨道或简并轨道。,第一节,原子的组成与核外电子排布,如果用图示法把轨道能级的相对高低近似地表示出来，就得到原子轨道的能级图。图,1-2,为鲍林近似能级图。,图,1-2,鲍林近似能级图,第一节,原子的组成与核外电子排布,图中每一个小圆圈代表一个原子轨道，小圆圈的位置的高低表示轨道能量的相对高低（并非真实比例）。图中还根据各轨道能量的相互接近程度，将原子轨道分为若干能级组。图中每一个虚线方框内的原子轨道因能量较为接近而构成一个能级组。需要注意的是，鲍林近似能级图表示的是同一个原子中各轨道能量的相对高低，用它来比较不同元素的原子轨道能量的高低是没有实际意义的。,第一节,原子的组成与核外电子排布,电子层（主层）、电子亚层（分层）、主能层、能级、能级组等概念有什么联系和区别？,思考题,1-2,第一节,原子的组成与核外电子排布,原子核外电子的排布,六,、,(1),泡利不相容原理。,(2),能量最低原理。,(3),洪特规则。,根据原子光谱实验的结果和对元素周期系的分析、归纳和总结，科学家提出核外电子分布符合下列三个原则：,第二节 元素周期律与元素周期表,元素周期表,一、,元素性质（原子半径、电离能、电负性等）随原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。根据元素周期律，把已知的一百多种元素中电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成一行，再把最外层电子数相同、内层结构相似的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成一列，这样构成的一个表就是元素周期表。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的相互联系及规律。元素周期表有多种形式，目前广泛采用的是长式周期表。以下介绍长式周期表的结构。,第二节 元素周期律与元素周期表,周期,1.,长式周期表共有七个横行，每个横行为一个周期，共有七个周期，即电子层数相同且按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素，称为一个周期。,第一周期只有氢和氦两种元素，称为特短周期。电子分布在第一能级组仅有的一个,1s,轨道上，最多只能容纳,2,个电子。,第二周期从锂开始到氖结束，共有,8,种元素，称为短周期。增加的电子依次分布在第二能级组的,2s,和,2p,轨道上。,第二节 元素周期律与元素周期表,第三周期从钠开始到氩结束，也有,8,种元素，称为短周期。增加的电子依次分布在第三能级组的,3s,和,3p,轨道上。,第四周期从钾开始到氪结束，共有,18,种元素，称为长周期。增加的电子依次分布在第四能级组的,4s,、,3d,和,4p,轨道上。其中，从,21,号钪到,30,号锌共有,10,种元素，除铬、铜外，这些元素原子的最外层有,2,个电子,(,铬、铜只有,1,个电子,),，次外层电子数从,9,个增加到,18,个，它们全是金属元素，称为第一过渡系元素。,第二节 元素周期律与元素周期表,第五周期从铷开始到氙结束，共有,18,种元素，也称为长周期。增加的电子依次分布在第五能级组的,5s,、,4d,和,5p,轨道上。其中，,39,号钇到,48,号镉的电子层结构和第一过渡系元素相似，它们也全是金属元素，称为第二过渡系元素。,第六周期从铯开始到氡结束，共有,32,种元素，这个周期称为特长周期。增加的电子依次分布在第六能级组的,6s,、,5d,、,4f,和,6p,轨道上。其中，从,57,号镧元素至,71,号镥元素共有,15,种金属元素。它们的性质都和镧相似，称为镧系元素，它们在表内占一个空格，习惯上把它们单独列在表的下边。,57,号镧元素,(,镧系除外,),至,80,号汞元素称为第三过渡系元素，也全是金属元素。,第二节 元素周期律与元素周期表,第七周期元素未排满，称为不完全周期。增加的电子依次分布在第七能级组的,7s,、,6d,、,5f,和,7p,轨道上。其中，从,89,号锕至,103,号铹共有,15,种元素，它们的电子层结构和性质也十分相似，全是放射性元素，称为锕系元素，和镧系元素一样，在周期表中占一个空格，并按原子序数递增的顺序另列在表下方镧系元素的下面。锕系元素中铀后面的元素都是人工进行核反应制得的合成元素。,第二节 元素周期律与元素周期表,在这七个周期中，除第一周期和第七周期外，每一个周期从左到右原子最外层电子数都是从一个增加到八个，都是从活泼金属开始逐渐过渡到活泼非金属，最后以稀有气体结束。分析每一周期元素的原子结构，可以得到如下关系：,元素的周期序数该元素原子的电子层数,第二节 元素周期律与元素周期表,族,2.,周期表共有,18,个纵行，除第,8,、,9,、,10,三个纵行统称为族外，其余每一个纵行为一族。族又分为主族和副族。由短周期元素和长周期元素共同构成的纵行叫做主族，完全由长周期元素构成的纵行叫做副族。一般用罗马数字来表示族序，主族元素在族序数后面加上一个,“,A,”,字，如第,A,族、第,A,族等；副族元素在族序数后面标上,“,B,”,字，如第,B,族、第,B,族等。表,1-3,列出了主族和零族元素原子的结构特点。,第二节 元素周期律与元素周期表,从表,1-3,可看出，主族元素最外层电子数为,1,7,个，次外层是,8,或,18,个电子的稳定结构，且族序数和最外层电子数的关系如下：,主族元素的族序数该元素原子的最外层电子数,第二节 元素周期律与元素周期表,表,1-4,列出了副族元素和,族元素的原子结构特点。副族元素和,族元素的电子层结构比较复杂，一般最外层电子数为,1,2,个，次外层电子数为,9,18,个,(,第,B,族、第,B,族为,18,个,),。除第,B,族、第,B,和,族外，副族元素的族序数和电子层结构的关系如下：,副族元素的族序数该元素原子的最外层电子数（次外层电子数,8),根据元素原子的电子排布情况，即原子结构示意图，可以确定该元素在周期表中的位置,(,周期、族,),。,第二节 元素周期律与元素周期表,第二节 元素周期律与元素周期表,【,例,1-1】,第二节 元素周期律与元素周期表,区,3.,周期表中的元素除了按周期和族划分外，还可按元素的原子在哪一亚层增加电子，把它们划分为,s,、,p,、,d,、,ds,、,f,五个区，如表,1-5,所示。,表,1-5,周期表中元素的分区,第二节 元素周期律与元素周期表,(1)s,区元素。本区元素包括第,A,族和第,A,族元素，外电子层的构型为,ns,1,2,。,(2)p,区元素。本区元素包括第,A,族到第,A,族元素，外电子层的构型为,ns,2,np,1,6,(He,除外,),。,（,3,）,d,区元素。本区元素包括第,B,族到,族的元素，外电子层的构型为,(n-1)d,1,9,ns,02,。,（,4,）,ds,区元素。本区元素包括第,B,族和第,B,族的元素，外电子层的构型为,(n-1)d,10,ns,1,2,。,（,5,）,f,区元素。本区元素包括镧系元素和锕系元素，电子层结构在,f,亚层上增加电子，外电子层的构型为,(n-2)f,1,14,(n-1)d,0,2,ns,2,。,第二节 元素周期律与元素周期表,元素周期律,二,、,人们在长期的生产实践和科学实验中，发现元素之间存在着某种联系，呈现出一定的规律性，并总结出以原子核电荷数为纽带的元素周期律。为了认识元素之间的这种规律性，将核电荷数,1,18,的元素原子的核外电子排布以及一些主要特征列于表,1-6,中。为了方便讨论，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种序号叫做元素的原子序数。原子序数在数值上等于这种元素原子的核电荷数。,第二节 元素周期律与元素周期表,第二节 元素周期律与元素周期表,第二节 元素周期律与元素周期表,从表,1-6,可以看出，随着核电荷数的递增，元素的原子半径、化合价、金属性以及非金属性等性质不是一直变化下去的，而是相隔一定数目的元素后，又重复出现与前面元素性质相似的元素，显示出有规律的变化。这种元素以及由它形成的化合物的性质随元素原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。,第二节 元素周期律与元素周期表,原子的组成,三,、,历史上，为了寻求各种元素及其化合物之间的内在联系和规律性，许多人进行了各种尝试，,1869,年俄国的化学家门捷列夫,(1834,1907,年,),在前人研究的基础上，提出了,“,元素的性质随着原子量的递增呈现周期性变化,”,的元素周期律，并根据这一规律编制了第一个化学元素周期表。它们是元素周期律和元素周期表的最初形式。到了,20,世纪，随着原子结构理论的逐步发展，周期律和周期表也发展到今天这一形式。,第二节 元素周期律与元素周期表,元素周期律是化学的一个重要规律，元素周期表是研究化学的重要工具。自从发现元素周期律后，元素及化合物的研究、新元素的探索以及新物质、新材料的寻找就有了可以遵循的规律。门捷列夫曾用它预言新元素，并获得证实。元素周期律和元素周期表能指导我们系统地学习化学知识，了解各种元素的原子结构与元素、化合物性质之间的关系，成为我们步入化学大门和进一步探索化学奥秘的重要工具。,元素周期律还从自然科学上有力地论证了事物变化的“量变引起质变”的规律。,第三节 元素基本性质的周期性,原子结构决定了元素的性质，由于原子核外电子排布呈现周期性变化，导致元素的基本性质（如原子半径、化合价、电负性、电离能等）呈现周期性变化。,第三节 元素基本性质的周期性,原子半径,一、,由于电子云没有明显的界面，因此原子大小的概念是比较模糊的，原子核到最外电子层的距离实际上是难以确定的。通常所说的原子半径是根据该原子存在的不同形式来定义的，常用的原子半径有共价半径、范德华半径和金属半径三种。,第三节 元素基本性质的周期性,共价半径,1.,两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半称为原子的共价半径。如果没有特别注明，通常指的都是形成共价键时的共价半径，如单晶硅中,Si-Si,的核间距离为,334 pm,，所以硅的共价半径,r=167 pm,。,第三节 元素基本性质的周期性,范德华半径,2.,在分子晶体中，分子之间是以范德华力结合的，如在稀有气体的晶体中，两个相邻原子核间距的一半就是稀有气体的范德华半径。,第三节 元素基本性质的周期性,金属半径,3.,金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距的一半称为该金属原子的金属半径，如把金属铜中两个相邻,Cu,原子核间距的一半,(117 pm),定为,Cu,原子的半径。,第三节 元素基本性质的周期性,表,1-7,列出了元素的原子半径，它们多在,50,220 pm,之间。从表中可知，元素的原子半径呈周期性变化。在同一周期中，从左向右过渡时，对短周期元素，每增加,1,个电子，有效核电荷增加,0.65,（,Z,=1-0.35=0.65,），所以同周期的,s,区和,p,区,(,稀有气体除外,),元素的原子半径显著递减。,第三节 元素基本性质的周期性,第三节 元素基本性质的周期性,长周期元素中，前面的,s,区元素和后面的,p,区元素与短周期同样的原因，原子半径显著递减；而中间的,d,区元素由于每增加一个电子在次外层，有效核电荷只增加,0.15(,Z,=1-0.85=0.15),，所以原子半径从左至右递减较慢，且不规则。,中间的,ds,区元素原子的,d,电子因已全满，对外层电子斥力较大，对核电荷屏蔽作用较强，故原子半径又稍有增大。,f,区元素由于电子增加在,(n-2),层，所以原子每增加一个电子，有效核电荷几乎没有增加，原子半径的递减微小且不规则。镧系元素因原子半径随原子序数的递增而产生减小的现象称为“镧系收缩”。,第三节 元素基本性质的周期性,同一族中，从上至下，虽然核电荷增加，但内层的屏蔽效应也增加，由于电子层增加，主族元素原子半径递增显著。副族元素原子半径的递增不显著,(,第,B,族除外,),，特别是同副族的第二和第三两个元素,(,如,Zr,和,Hf,、,Nb,和,Ta),原子半径相差很小。原子半径小，核电荷对外层电子的吸引力强，元素的原子难以失去电子而易于与电子结合，非金属性强,;,反之，原子半径大，核电荷对外层电子吸引力弱，元素的原子易于失去电子，金属性强。,原子半径与岩石矿物中元素共生现象有密切的关系。一般原子半径相近的元素共生在一起，如,Nb,和,Ta,、,Zr,和,Hf,等常共生在一起，使得它们的分离非常困难。,第三节 元素基本性质的周期性,元素电负性,二,、,所谓元素的电负性是指分子中元素的原子吸引电子的能力，此概念是由鲍林在,1932,年首先提出的，并指定最活泼的非金属元素氟的电负性为,4.0,，以此为标准通过计算求出其他元素的电负性。因此，元素电负性是一个相对的数值。元素的电负性见表,1-8,。,第三节 元素基本性质的周期性,第三节 元素基本性质的周期性,从表,1-8,中可知，每周期元素从左到右，电负性是随着原子序数的递增而逐渐增大；同族元素，从上而下，电负性是随着原子半径的增大而减小的。因此，除稀有气体外，电负性最大的元素是周期表右上角的氟,(4.0),，电负性最小的元素是周期表左下角的钫,(0.7),。,第三节 元素基本性质的周期性,素的电负性是化学中最重要的概念之一，其主要应用有以下几点：,(1),判断元素的金属性、非金属性及其强弱。元素的电负性数值越大，表示原子在分子中吸引电子的能力越强，元素的金属性越强。一般金属元素的电负性小于,2.0,，非金属元素的电负性大于,2.0,。,(2),判断元素在形成化合物时的正负价态。在化合物中，电负性大的元素其原子吸引电子的能力强，元素的化合价显负价；电负性小的元素其原子吸引电子的能力弱，元素的化合价显正价,(3),判断化学键的性质。,第三节 元素基本性质的周期性,元素的化合价,三,、,元素所呈现的化合价与原子结构有密切关系。元素的原子参加化学反应时，常失去、得到或与其他原子共用电子，使其最外层的电子数达到稳定的结构。这些可能参与化学反应的电子叫做价电子。元素的最高化合价就决定于价电子的数目。从第,A,族到第,A,族，最外层电子数从,1,个依次增加到,7,个，所以元素的最高正化合价也从,1,逐渐升高到从第,A,族开始，非金属元素出现负化合价。主族元素的化合价与原子结构、族序数的关系如下：,主族元素的最高正化合价该元素最外层电子数元素的族序数,主族元素的负化合价该元素最外层电子数,-8,元素的族序数,-8,第三节 元素基本性质的周期性,副族元素和,族元素由于次外层电子数没有达到稳定结构，也能参加反应，所以除了最外层的电子是价电子外，次外层的部分电子也可以成为价电子，因此副族元素和,族元素的化合价比较复杂。其中,B,B,的元素比较有规律，其原子失去电子的最大数目等于它所在族的族序数，即,副族元素的最高正化合价元素的族序数,(,第,B,族除外,),第三节 元素基本性质的周期性,由于主族元素原子的最外层电子数周期性地重复,1,7,个电子的变化，所以元素的最高化合价和负化合价也呈现周期性的变化规律。表,1-9,列出了各主族元素化合价的变化规律。,第三节 元素基本性质的周期性,元素的电离能及亲和能,四,、,电离能,1.,基态的气体原子失去最外层的第一个电子成为气态,+1,价离子所需的能量称为第一电离能,I,1,，再继续失去一个电子所需的能量称为第二电离能,I,2,，依次类推，还可以有第三电离能,I,3,、第四电离能,I,4,等，通常，如果没有特别说明，电离能指的就是第一电离能。电离能都是正值，因为使原子失去外层电子总是需要吸收能量来克服核对电子的吸引力。同一元素各级电离能的大小顺序为：,I,1,I,2,I,3,。,第三节 元素基本性质的周期性,电离能的变化有下列规律：,（,1,）在同一周期中，从左到右，总趋势是电离能增大。在同一族,(,主要指主族,),中，从上到下，总趋势是电离能依次减小。,（,2,）具有半充满、全充满或全空电子构型的元素有较大的电离能，即比同周期前后元素的原子的电离能都要大。第一电离能的大小表示原子失去电子的难易程度，体现了元素金属活泼性的强弱。原子的第一电离能越小，相应元素的金属性越强，即金属越活泼。例如，,Cs,原子的第一电离能很小，,Cs,是非常活泼的金属元素，在光的照射下，,Cs,即可以失去最外层电子；,F,原子具有最大的第一电离能，,F,元素是一个典型的非金属元素。,第三节 元素基本性质的周期性,电子亲和能,2.,电子亲和能是指气态原子在基态时得到一个电子形成,-1,价气态阴离子所放出的能量，其周期性变化规律与电离能基本相同，即如果元素的原子有高的电离能，则它也倾向于具有高的电子亲和能,(,绝对值,),。原子的电子亲和能绝对值越大，表示相应元素越易获得电子，非金属性也越强。但,F,元素的情况例外，,F,元素处于第二周期，原子半径小，电子间排斥力很强，以至于再结合一个电子形成阴离子时系统能量较高，致使电子亲和能绝对值较小。第三周期元素，原子体积较大，并且有空的,d,轨道可容纳电子，因而电子间排斥力小，电子亲和能绝对值相对较大。,谢谢观看！,