第四章 物质结构简介4.pptVIP

* 第*页 镧系收缩 镧系元素从镧（La）到镥（Lu）原子半径缩小（共11pm）的现象称镧系收缩。 镧系收缩的重要意义在于由于镧系收缩的存在，使镧后面的各族过渡元素的原子半径同相应族上面一个元素的原子半径差不多，故性质相似。 例：ⅥB的42钼（Mo）— 136pm， 74钨 （w） — 136pm。 * 第*页 ⑵同族原子半径的变化趋势 同族元素原子半径自上而下增大。 原因：电子层依次增加，有效核电荷的影响退居 次要地位。 第6周期过渡元素的原子半径与第5周期同族元素的原子半径相比几乎没有增大，这是镧系收缩的重要效应之一。 * 第*页 二、电离能 ⒈电离能的定义 电离能：基态的气态原子失去电子变成气态正离子 所需的最小能量。单位：kJ/mol,一般I 0. 元素的第一电离能（I1）： 基态的气态原子失去一个电子形成一价气态 正离子所需的最小能量，用I1表示，相应有 I2 、I3 、I4 、I5…… 且I1I2 I3 I4 I5…… 电离能通常指I1 电离能表达原子失电子难易的程度，电离能越大原子越难失去电子，金属性越弱。反之亦反。 * 第*页 ⒉电离能的变化规律 主族元素 ▲ 过渡元素 同周期从左到右I1增大 从左到右I1略有增加 同族从上到下I1减小 I1变化不大 * 第*页 Z*增大，r 减小、I1增大 ( 主族明显；副族缓慢） 注意反常点 Be—— B； N—— O 2S2 2S22P1 2S22P3 2S22P4 稳定I1大 ,不稳定, 稳定I1大, 不稳定 I： BeB ; NO ； MgAl ; PS （主族明显；副族不规则—— 二、三过渡系r 极相近、Z*却增大，使Hg、Au、Pt、W等I1大、不活泼 ） Z*略增， r增大、 I1减小 规律 * 第*页 三、电子亲和能 ⒈电子亲和能的定义 第一电子亲和能： 一个基态的气态原子得到一个电子形成气态一 价负离子所释放的最小能量，用EA1表示。相应的有：EA1、EA2、EA3、EA4 …且EA1EA2EA3EA4 … 单位：kJ/mol 电子亲和能通常指EA1 。 电子亲和能表达原子得电子难易的程度。电子亲和能越大原子得到电子的倾向越大，非金属性越强。 * 第*页 ⒉电子亲和能的变化规律 同周期：从左到右，电子亲和能EA增高； 同主族：从上到下，电子亲和能EA下降。 电子亲和能变化的形象表示 * 第*页 四、电负性 ⒈电负性的定义 电负性：原子在分子中吸引成键电子的能力称为元 素的电负性，用χ表示。 元素的电负性越大，该元素的原子在分子中吸引成键电子的能力越大，反之越小。 电负性的大小可以衡量元素金属性、非金属性的强弱。 一般电负性小于2.0的元素为金属，且χ越小金属性越强； 电负性大于2.0的元素为非金属，且χ越大非金属性越强。 * 第*页 分子中原子之间电负性的差值可以判断化学键的极性。 一般两原子电负性差值大于1.7的化学键为离子键；差值在0-1.7之间为极性共价键；差值等于0的为非极性共价键。 电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元素（非金属性强的元素），电负性小的元素是电离能小的元素（金属性强的元素）。 电离能和电子亲和能常用来讨论离子化合物形成过程中的能量关系。电负性概念则用于讨论共价化合物的性质，例如对共价键极性的讨论。 * 第*页 ⒉电负性的变化规律 同周期：从左到右，电负性增高。 同主族：从上到下，电负性下降。 如F(4.0)、O(3.5)、N(3.0)的电负性非常大。 过渡元素同周期变化不大，同一主族从上到下电负性逐渐增强。 * 第*页 2) 对鲍林能级图的几点说明 近似能级图是按原子轨道能量高低的顺序排列的，能量相近的能级划为一组放在一个方框中，称为能级组。不同的能级组之间的能量差较大，同一能级组中各能级（亚层）之间的能量差别较小。 能级组的划分与元素周期表中划分的七个周期一致，体现了元素周期系中元素划分为周期的本质原因是原子轨道能量的关系。 每一个小圈代表一个原子轨道。第一至第六能级组中原子轨道的个数分别为1,4,4,9,9,16个，各能级组可填充的电子总数分别为2,8,8,18,18,32。 * 第*页 能级交错现象 当 n，l 都不同时，由于电子之间的相互作用，出现如4s电子的能量比3d电子低等类似现象，称为能级交错现象。 如：E4sE3d，E