无机化学元素周期表.ppt

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1、元素周期律 周期律：元素以及由其形成的单质与化合 物的性质，随着原子序数（核电荷数）的 递增，呈 周期性 的变化。 元素周期表：周期律的图表形式 原子序数及相关概念 1个 质子 带一个单位 正 电荷 中子不带电 1个 电子 带一个单位 负 电荷 原子序数及相关概念 质量数（ A） = 质子数（ Z） +中子数（ N） 核电荷数 =核内质子数 =原子核外电子数 同位素： 原子里具有 相同质子数 和 不同中 子数 的 原子 互称为同位素 同位素在周期表里占据同一位置。 同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异 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 原子个数百分比 (

2、丰度 )一般为定值。 对元素周期律的研究 “三素组” 1829年，德国化学家德贝莱纳（ Dobereiner， 17801849），根据元素性质的相似性提出了 “三素组”学说。他归纳出了 5个“三素组” Li Na K Ca Sr Ba P As Sb S Se Te Cl Br I 在每个“三素组”中，中间元素的相对原子质量 约是其他两种元素相对原子质量的平均值，而且 性质也介于其他两种元素之间。但是，在当时已 经知道的 54种元素中，他却只能把 15种元素归入 “三素组 对元素周期律的研究 六元素表 1864年，德国人迈那耳（ Meyer， 18301895） 发表了 六元素表 。 在表中

3、，他 根据物理性质和相对原子质量递增的 顺序把性质相似的元素六种、六种地进行分族 ， 排出一张元素分类表。这张表比以往任何一张元 素分类表都高明，但有致命缺点，那就是只盲目 按相对原子质量递增排列，而未空出应有的位置 来。其次，它按物理性质排列，很难揭示元素内 在联系，而且包括的元素并不多，还不到当时已 知元素的一半。 对元素周期律的研究 “八音律” 1865年，英国皇家农业学会化学师纽兰兹 (A.Y.Newlands， 18371898)把当时已知的 62 种元素按相对原子质量由小到大的顺序排列，每 当排列到第八种元素时就会出现性质跟第一个元 素相似的情况，犹如八度音阶一样。 没有充分估计到

4、当时的相对原子质量测定值可能 有错误，而是机械地按相对原子质量由小到大顺 序排列 没有考虑到还有未被发现的元素，没有为这些元 素留下空位，更未能揭示元素从量变到质变这一 重要规律。 门捷列夫的元素周期表（ 1869） 门捷列夫的元素周期表 现代元素周期表 维尔纳长式周期表 阿尔弗雷德 维尔纳（ Alfred Werner， 1866-1919） 法裔瑞士籍化学家 发展了化合价理论 配位化学奠基人， 1913年获诺 贝尔化学奖 现代元素周期表的特点 八主八副八与零 三短三长一不全 将 同一能级 的元素按 原子序数从小到大 排 列成一个横行 ,即 周期 把 最外层电子数相同 的元素按 电子层数递

5、增 的顺序从上到下排成纵行，即 族 总结 : 周期 （ 7个） 族 （ 16个） 短周期 长周期 不完全周期 第一周期 第二周期 第六周期 第三周期 第五周期 第四周期 第七周期 2 种 8 种 8 种 18 种 18 种 32 种 26 种 主族 副族 第 VIII族 0 族 共 8个主族，包括短周期和长周期元素 共 8个副族，只包括在长周期中 包括第 8、 9、 10 纵行 稀有气体元素 （ 1） 周期号数等于电子层数 。 （ 2） 各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能 容纳的电子总数 。 （ 3） 主族元素的族号数等于原子最外层电子数 。 （ 4） 长式周期表的主表从左到右可分为

6、 s区 ， d区 ， ds区 ， p区 4个区 ， 有的教科书把 ds区归入 d区；副表 (镧系和 锕系 )是 f区元素 ds区 现代元素周期表的特点 a、主族元素的族数 =原子最外层的电子数 特点：次外层的电子数为 8或 18 b、 副族元素：主族元素以外的其它元素 特点： 8次外层的电子数 过渡元素 内过渡元素 第 3周期前 7个元素平均减小 : r(Na) - r(Cl)/6 = 191 pm - 99 pm/6 = 15.3 pm 第一过渡系 10个元素平均减小 : r(Sc) - r(Zn)/9 = 164 pm - 137 pm/9 = 3.0 pm 镧系 15个元素平均减小 :

7、r(La) - r(Lu)/14 = 188 pm - 173pm/14 = 1.1 pm 镧系收缩 镧系元素的原子半径和离子半径随着原子序数 的增加而逐渐减小的现象称为镧系收缩。 镧系收缩的结果 B Zr和 Hf B Nb和 Ta B Mo和 W 每对原子的原子半径和离子半径较 接近，化学性质也十分相似，造成这 三对元素在分离上十分困难。 原子半径 电离能 I ( ionization energy) E (g) = E+ (g) + e- I 1 E+ (g) =E 2+ (g) + e- I 2 I 1 I 2 I 3 I 4 电离能涉及分级概念 。 基态气体原子失去最外层一个电子成为

8、气态 +1价离子所需的最小能量叫第一电离能 , 再从正离子相继逐个失 去电子所需的最小能量则叫第二 、 第三 电离能 。 各级电离能符 号分别用 I1、 I2、 I3 等表示 , 它们的数值关系为 I1 I2 I3 . 这种关系 不难理解 , 因为从正离子离出电子比从电中性原子离出电子难得多 , 而且离子电荷越高越困难 。 同族总趋势： 自上至下减小 同周期总趋势： 自左至右增大 电子亲和能 Y ( electron affinity) X(g) + e- = X- (g) rmA H X- (g) + e- = X 2- (g) 例如， O- (g) + e- = O2- (g) A2 =

9、-780 kJ . mol-1 电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变化的一种量度 。 与电离能相反 ， 电子亲和能表达原子得电子难易的程度 。 元素的电子亲和能越大 ， 原子获取电子的能力越强 ,即非金属性越强 。 电子亲和能 是指一个气态原子得到一个电子形成负 离子时放出或吸收的能量 , 常以符号 Y表示 。 像电离能一 样 , 电子亲和能也有第一 、 第二 、 之分 . 元素第一电子 亲和能的正值表示放出能量 , 负值表示吸收能量 。 原子结合电子的过程是放热还是吸热 ? 原子结合电子的过程中存在两种相反的静电作用力：价层原有 电子与外来那个电子之间的排斥力；原子核与外来电子之间的

10、 吸引力 。 是放热还是吸热 , 决定于吸引力和排斥力哪一种起支 配作用 。 电子加进电中性原子时通常是吸引力起支配作用 , 发生放热过 程 ,第一电子亲和能通常为正值 。 电子加进阴离子时排斥力起支配作用 , 发生吸热过程 , 第二 、 第 三电子亲和能都为负值 。 Question 电负性 1、分子中（元素间相互化合时），原子对电 子吸引能力的大小，称为该元素的电负性。 讨论： a、元素的非金属性越强，其电负性就越大，最大者为 F=4.0 b、元素的金属性越强，其电负性就越小， 最小者为 Cs =0.7 2、电负性的三种标度 a、鲍林电负性 b、密立根电负性 c、阿莱 -罗周电负性 如果原

11、子 吸引 电子 的趋势相对较强 , 元素在该化合物中显示电负 性 (electronegative);如果原子 吸引 电子 的趋势相对较弱 ,元素在该 化合物中则显示电正性 (electropositive). 化合物 电负性元素 电正性元素 ClO2 (Cl-O化合物 ) O(3.44) Cl(3.16) HCl Cl(3.16) H(2.20) 电负性有不同的标度，因而会看到不同的数据表。例如 Mulliken 电负性标度， Pauling电负性标度 (以热化学为基础 )和 Allred- Rochow 电负性标度。 电负性 ( electronegativity) 电负性变化的形象表示

12、元素的金属性与非金属性 元素的 金属性 ：原子 失去电子 成为阳离子 的能力 电离能 元素的 非金属性 ：原子 得到电子 成为阴离 子的能力 电子亲和能 一般来说，金属电负性小于 2，非金属的电 负性大于 2 元素的金属性和非金属性强弱的判断依据 元素 金属性 元素单质与酸反应的难易 （ 易 强） 元素单质与水反应的难易 （ 易 强） 元素最高价氧化物的水化物（氢氧化物） 的碱性强弱 （ 强 强） 元素最高价氧化物的水化物 （含氧酸） 的酸性强弱 （ 强 强 ） 元素单质与氢气反应的难易 （ 易 强 ） 气态氢化物的稳定性 （ 稳定 强 ） 元素 非金属性 同一周期元素金属性和非金属变化 非金

13、属性逐渐增强，金属性逐渐减弱 非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强 Li 3锂 Be 4铍 B 5硼 C 6碳 N 7氮 O 8氧 F 9氟 Ne 10氖 Na 11钠 Mg 12镁 Al 13铝 Si 14硅 P 15磷 S 16硫 Cl 17氯 Ar 18氩 同一主族元素金属性和非金属变化 Na 11钠 Li 3锂 K 19钾 Rb 37铷 Cs 55铯 F 9氟 Cl 17氯 Br 35溴 I 53碘 At 85砹 金 属 性 逐 渐 增 强 金 属 性 逐 渐 增 强 ， 非 金 属 性 逐 渐 减 弱 金 属 性 逐 渐 减 弱 ， 非 金 属 性 逐 渐 增 强 元素的金属性和非金属性

14、递变小结 H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 金 属 性 逐 渐 增 强 非 金 属 性 逐 渐 增 强 元素的氧化值 元素的氧化值表示化合物中各个原子所带的电荷数。 （ 1） 在单质中元素的氧化值为零。 （ 2） 氧在化合物中的氧化值一般为 2 ，仅在 OF2中为 +2； 在过氧化物（如 H2O2、 Na2O2等）中为 1；在超氧化物 （如 KO2）中为 1/2。 （ 3） 氢在化合物中的氧化值一般为

15、 +1。仅在与活泼金属生 成的离子型氢化物（如 NaH、 CaH2)中为 -1。 （ 4） 碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值分别为 +1和 +2； 氟的氧化值总是 -1。 （ 5） 在任何化合物分子中各元素氧化值的代数和等于零； 在多原子离子中各元素氧化值的代数和等于该离子所带电 荷数。 元素的氧化值 s、 p区元素，由于次外层已经达到饱和，因此 最外层电子就是价电子。从 A到 A，最外 层电子结构从 ns1到 ns2np5，价电子数目从 1到 7， 因此最高氧化态值从 +1到 +7。 p区元素的最低 氧化态为使其形成 ns2np6构型所获得电子。 对于 d区元素，除最外层电子是价电子，未饱

16、 和的次外层 d电子也是价电子，因此也必须考 虑。 主族元素的化合价 族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 主要化 合价 气态氢 化物的 通式 最高价 氧化物 的通式 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 RH4 RH3 H2R HR R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 d区元素可能的最高 /低氧化值 列 /族号 3（ IIIB） 4（ IVB） 5（ VB） 6（ VIB） 7（ VIIB） 价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 (n-1)d3ns2 (n-1)d5ns1 (n-1)d5ns2 最高氧化态 +3 +4 +5 +6 +7 最低氧化态 4 3 列 /族号 8（ VIII） 9（ VIII） 10（ VIII） 11（ IB） 12（ IIB） 价电子构型 (n-1)d6ns2 (n-1)d7ns2 (n-1)d8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 最高氧化态 +8 +6 +4 +3 +2 最低氧化态 -2 -2（ -1） 元素周期表 原子半径增大 电离能减小 电子亲和能减小 电负性减小 元素基本性质的周期性 原子半径减小 电离能增加 电子亲和能增加 电负性增加