原子结构和元素周期律秘籍.ppt

* * * * 47有问题，插8－9 * * * * * * * 三节已改完 * * * * * * * * 4节已完 * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * 二节以前没问题 * * * * * * * * 一、有效核电荷 原子核作用在最外层电子上的有效核电荷数在周期表中的变化规律: 同一周期 1 族、2 族、13~18 族元素，从左到右，随着核电荷的增加，增加的电子都在同一层上，彼此间的屏蔽作用较小, 使有效核电荷数依次显著增加，每增加一个电子，有效核电荷数增加 0.65。 同一周期 3 ~ 12 族元素，从左到右，随着核电荷数的增加，次外层 d 轨道的电子逐一增加。由于次外层电子对最外层电子的屏蔽作用较大,有效核电荷增加不多。每增加一个电子，有效核电荷增加 0.15。 随核电荷的增加，f 区元素增加的电子填充在（n－2）层的 f 轨道上。由于（n－2）层电子对最外层电子的屏蔽作用大，有效电荷数几乎没有增加。 同一族元素，从上至下，相邻的两元素之间增加了一个 8 电子或 18 电子的内层，每个内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，有效核电荷数增加不多。 二、原子半径 所说的原子半径，是指分子或晶体中相邻同种原子的核间距离的一半。原子半径可分为共价半径、金属半径和范德华半径。 同种元素的原子以共价单键结合成分子或晶体时，相邻两个原子核间距离的一半称为共价半径。 在金属单质晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半称为金属半径。 在稀有气体的单原子分子晶体中，两个同种原子核间距离的一半称为范德华半径。 一般来说，共价半径比金属半径小，这是因为形成共价单键时，轨道重叠程度较大；而范德华半径总是较大，因为分子间作用力较小，分子间距离较大。 在讨论原子半径的变化规律时，通常采用的是原子的共价半径，但稀有气体元素只能采用范德华半径。 原子半径在周期表中的变化规律: （1）同一周期 1族、2 族、13~18 族元素，从左到右，原子核作用在最外层电子上的有效核电荷数显著增加，而电子层数并不增加，原子核对外层电子的引力逐渐增强，原子半径明显减小。 （2）同一周期 3~12 族元素，从左到右，由于原子核作用在最外层电子上的有效核电荷数增加不多，且电子层数并不增加，使得原子半径减小比较缓慢。但当次外层的 d 轨道全部充满形成 18 电子组态时，原子半径突然增大。这是由于 (n-1)d 轨道全充满后对外层电子屏蔽作用较大，使得原子核作用在最外层电子上的有效核电荷数减小而引起的。 （3）同一族的 1 族、2 族、13~18 元素，从上到下，原子核作用在最外层电子上的有效核电荷数增加不多，由于电子层数增加，原子核对外层电子引力减弱，使原子半径显著增大。 （4）同一族的 3 ~ 12 元素，原子半径的变化趋势与 1 族、2族、3 ~18 族元素相同，但原子半径增大的程度较小。 （5）第六周期的 f 区元素，从左到右，随着原子序数的增大，原子核作用在最外层电子上的有效核电荷增加很少，使原子半径减少的程度更小。镧系元素从镧到镥，原子半长只减小 11 pm。 三、元素的电离能 元素基态气态原子失去 1 个电子成为 +1 价阳离子所消耗能量称为元素的第一电离能。 +1 价气态阳离子再失去 1 个电子成为 +2 价气态阳离子所消耗的能量称为元素的第二电离能。 随着原子失去电子的增多，所形成的阳离子的正电荷越来越多，对电子的吸引力增强，使电子很难失去。因此，同一元素的各级电离能依次增大。 通常所说的电离能是指第一电离能。 在同一周期中，从碱金属到稀有气体，原子核作用在最外层电子上的有效核电荷逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，电离能呈增大趋势。长周期的 3~12 元素，从左到右，由于增加的电子排在次外层的 d 轨道上，有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，电离能增加不显著，且没有规律。18 族元素具有稳定的电子层结构，在同一周期中电离能最大。虽然同一周期元素的电离能呈增大的趋势，但仍有起伏变化。 同一族的 1 族、2 族、3~18 族元素，从上到下，电离能减小。 元素的第一电离能与原子序数的关系 , Be Mg 四、元素的电子亲和能