山西师范大学高等无机课件1-3周期反常现象

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元素性质的周期性变化规律课件-高一上学期化学人教版(2019)必修第一册

元素性质的周期性变化规律课件-高一上学期化学人教版(2019)必修第一册

AlCl3溶液
NaOH溶液
Al(OH)3+ OH- = AlO2- + 2H2O
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+ 白色絮状沉淀
两性氢氧化物:与酸、碱都反应,生成盐和水的氢氧化物
分组实验:向氯化镁溶液中加入氨水,将生成的沉淀分装在两个试管中,分别加入盐 酸和氢氧化钠溶液,观察现象。
氨水 MgCl2溶液
HCl溶液 NaOH溶液
Mg2+ + 2NH3·H2O = Mg(OH)2↓+ 2NH4+ 白色絮状沉淀
MgCl2+ 2H+ = Mg2+ + 2H2O 不反应
◕活动二、探究Na、Mg、Al金属性强弱——NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
Na
Mg
Al
最高价氧化 物对应的水
(× )
(5)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。
(× )
[解析]第三周期非金属元素的最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强。
2.下图表示1~18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。 该图中纵坐标表示( B ) A.电子层数 B.最外层电子数 C.最高化合价 D.原子半径
3.如图为周期表中短周期的一部分。已知a原子的最外层电子数是电子总数的三分之一, 下列说法中正确的是( C ) A.a的最高价氧化物对应水化物有两性 B.b与d组成的化合物不能与水反应 C.c的单质能与强碱反应生成两种盐 D.非金属性:c>d>b>a
原子序数
电子层数
最外层电子数

1~2
1
1 →2

山西师范大学高等无机化学12 无机物性质规律水解PPT课件

山西师范大学高等无机化学12 无机物性质规律水解PPT课件

④ 温度对水解反应的影响较大,是主要的外 因,温度升高时水解加剧。
⑤ 不完全亲核水解的产物为碱式盐如BiOCl 、 Sn(OH)Cl , 完 全 亲 核 水 解 的 产 物 为 氢 氧 化 物 如 Al(OH)3 或 含 水 氧 化 物 、 含 氧 酸 如 H2SiO3 、 H3PO4 等,这个产物顺序与正离子的极化作用增强顺序一 致。低价金属离子水解其产物一般为碱式盐,高价金 属离子水解产物一般为氢氧化物(或含水氧化物), 正氧化态的非金属元素的水解产物一般为含氧酸。
应的最终产物可以是一种酸和一种碱。例:
AlCl3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3HCl CrCl3 + 3H2O = Cr(OH)3 + 3HCl
FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3HCl
1.2 酸和碱式盐 多数阳离子的水解反应进行的不够彻底,
于是生成碱式盐和一种酸。如:
2. 影响水解的因素
2.1 阳离子极化能力的影响 ※ 阳离子的水解能力与离子极化作用有关,离 子极化作用越强,越易发生水解。
※ 影响阳离子极化能力的因素有三方面:
电荷 半径
构型
※ 所以碱金属离子不水解,而高价金属离子、 过渡金属离子易水解。
※ 水解产物也与极化能力有关: 低价金属离子水解产物一般为碱式盐; 高价金属离子水解产物一般为氢氧化物或含 水氧化物; 正氧化态的非金属元素水解 产物一般为含氧酸。
易水解氯化物及水解产物:
1. 水解生成氢氧化物: FeCl3 , AlCl3, CrCl3 2. 水解生成碱式盐:
MgCl2 ,ZnCl2 ,SnCl2 ,CuCl2 ,BeCl2⋅4H2O 3. 水解生成氯氧化物: BiCl3 , SbCl3 4. 水解生成两种酸:

无机课件3

无机课件3

一、玻尔的原子结构理论
1913年丹麦物理学家(N.Bohhr)在氢原子光谱和普朗克(M.Planck) 量子理论的基础上提出了如下假设:
➢原子中的电子只能沿着某些特定的、以原子核为中心、半径和能量
都确定的轨道上运动,这些轨道的能量状态不随时间而改变,称为
稳定轨道(或定态轨道)。 ➢在一定轨道中运动的电子具有一定的能量,处在稳定轨道中运动的电
子所处的状态称为基态,其余的称为激发态。
➢电子从一个定态轨道跳到另一个定态轨道,在这过程中放出或吸收
能量,其频率与两个定态轨道之间的能量差有关。
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3.1.2 电子的玻粒二象性
1924 年,法国年轻的物理学家 L. de Broglie ( 1892 — 1987 )指出,对于光的本质的研究,人们长期以来 注重其波动性而忽略其粒子性;与其相反,对于实物粒子的 研究中,人们过分重视其粒子性而忽略了其波动性。
电子衍射实验示意图
用电子枪发射高速电子通过薄晶体片射击感光荧屏,得到明暗相间的环 纹,类似于光波的衍射环纹。
电电 子子 枪束
薄晶体片
感光屏幕
衍射环纹
这种具有波粒二象性的微观粒子,其运动状态和宏观物 体的运动状态不同。例如,导弹、人造卫星等的运动,它 在任何瞬间,人们都能根据经典力学理论,准确地同时测 定它的位置和动量;也能精确地预测出它的运行轨道。但 是像电子这类微观粒子的运动,由于兼具有波动性,人们 在任何瞬间都不能准确地同时测定电子的位置和动量;它 也没有确定的运动轨道。所以在研究原子核外电子的运动 状态时,必须完全摒弃经典力学理论,而代之以描述微观 粒子运动的量子力学理论。
四、概率密度和电子云图形
1s
2s
2p
四、概率密度和电子云图形

高等无机-1-3ppt

高等无机-1-3ppt

(b)在长周期中,从d区过渡到ds区 IB、ⅡB族时,原子半径 有所回升。
这是因为它们的价电子层结构为全充满或半充满,电子云为球形对称, 电子互相排斥作用增加,相应地减少了有效核电荷,故半径回升。
(2)自上至下,随着电子层数增加,原子半径减增大; 这是因为由上而下增大有效主量子数n*递增的缘故。
---其相对质量达到静止质量的1.23倍
m = m0 / 1 − (v / c )
[
2
]
1 2
== m0 / 1 − (80 / 137 )
[
2
]
1 2
= 1.23m0
推广:对于重原子,Z值越高这种效应就越明显。
(3)运动速度越快,轨道半径越小
n 2 h 2ε 0 按照波尔 (Bohr)理论的轨道半径公式:r = 2 πmZe
s区 ns1-2
d区 ns2(n-1)d1-8
ds区 (n-1)d10 n s1 – 2
p区 ns2 np1-6
镧系元素、锕系元素 f区: (n-2)f1-14(n-1)d1ns2
1. 周期 根据原子基态电子轨道能级图,原子轨道按能量高低,可分成7个能级组, 是元素被划分成7个周期的本质原因。每个能级组中能容纳的电子数目最大 值即是该周期中所含元素的数目(第七周期除外)。 2. 族 周期表中,每一个纵列称为元素的一个族(第Ⅷ族包含3个纵列)。故18个 纵列分为16个族,主族、副族各包含8个族。 (1)主族 最后一个电子填人ns或np能级。 (2)副族 最后一个电子填在价电子层的(n-1)d能级或(n-2)f能级。 周期表中,副族元素介于典型的金属元素(碱金属和碱土金属)和非金属(硼 族和卤族)元素之间,所以又将它们称为过渡元素。第四、五、六周期中的 过渡元素分别称为第一、二、三过渡系元素。镧系元素和锕系元素则称为内 过渡系元素。

01章 元素性质及周期反常现象

01章 元素性质及周期反常现象
Z* 是有效核电荷数 Z 是核电荷数 n 是主量子数 是屏蔽常数
屏蔽常数 Slater屏蔽常数规则
将原子中的电子分组 (1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(4f);(5s,5p);(5d);(5f)等; 外组电子对内组电子的屏蔽常数=0; 同组电子间的=0.35 (1s例外,1s的=0.30); 对于ns或np上的电子,(n-1)电子层中的电子的屏蔽常数 =0.85,小于(n-1)的各层中的电子的屏蔽常数=1.00; 对于nd或nf上的电子,位于它左边的各组电子对他们的屏 蔽常数=1.00。
1.00
0.85 1.00 1.00 1.00
0.35
0.85 1.00 1.00 1.00 0.35 1.00 1.00 0.85 0.35 1.00 0.85 0.35 0.85 0.35
例1:计算锌原子中作用于一个4s电子和一个 3d电子的有效核电荷及相应的轨道能量。 Zn:(1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d10)(4s2)
O (3.44) F (3.98)
4、原子参数 ——电负性(Electronegtivities)
电负性 表示一个元素的原子在化合物中对成键电子吸引能 力的相对大小 Notice:并非单独原子的性质, 受原子在分子中所处环境的影 响,是分子中原子的性质。
Pauling(泡林)标度 Mulliken(莫立肯)标度 Allred-Rochow(阿莱-罗周)标度 Sanderson(桑德逊)标度 Allen(埃伦)标度
我们把 的原子核。
看成是一个整体,即被中和掉部分正电的
于是我们研究的对象 —— 外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中 和后的核电荷Z变成了有效核电荷 Z* 。

中级无机第十章周期反常现象

中级无机第十章周期反常现象

再是由于d轨道参与形成π键的能力上 的差别: 如,BrO4-和ClO4-
Cl的3d与Br的4d虽然均可与O的2p轨道形成p- d键,但由于Cl的3d轨道径向伸展近,结合强,Br的 4d伸展较远,结合有效性差,因而Br的4d轨道与O的 2p轨道成键能力不如Cl的3d与O的2p的成键能力强, 因而BrO4-不如ClO4-稳定。而IO4-的稳定性增高是由 于 I 的4f轨道也能参与成键的缘故。
相对论性效应使外层轨道的能量降低, 内层轨道的能量升高,而且,原子越重, 这种效应越显著。
外层轨道能量下降,它意味着轨道将靠近原 子核, 原子核对外层轨道电子的吸引力增加,电 子云收缩,这称为相对论性收缩(直接作用)。这 种作用对s、p 轨道尤为显著。
由于外层轨道产生的相对论性收缩,屏蔽 作用增加,使得原子核对内层电子的吸引减弱, 导致内层轨道能级上升,电子云扩散,这意味 着轨道远离原子核。这称为相对论性膨胀(间接 作用)。相对论性膨胀一般表现在d、f 轨道上。
四 惰性电子对效应
p 区过渡后金属元素,Ga、In、Tl;Ge、Sn、Pb; As、Sb、Bi等中的ns2电子逐渐难以成键,而6s2又更甚。 这被称为惰性电子对效应。
对惰性电子对效应的解释很多,据认为均不甚完善。
▲有人认为,在这些族中,随原子半径增大,价轨 道伸展范围增大,使轨道重叠减小;
▲又认为,键合的原子的内层电子增加(4d、4f…), 斥力增加,使平均键能降低。如,
六 次周期性(第二周期性)
同族元素的物理化学性质,从上到下并非是简 单的直线形递变,而是呈现交错的“锯齿”形变化, (2、4、6周期元素相似和3、5周期元素相似的现 象)。 如:
(1) 化合物的稳定性
周期数
化合物

《周期现象》教学课件

《周期现象》教学课件
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周期函数的性质
01
周期函数的性质一
周期函数的定义域是关于原点对称的。这是因为周期函数在定义域内的
任意一点x处都有对应的点x+T,而这两个点关于原点对称。
02 03
周期函数的性质二
周期函数的值域也是关于原点对称的。这是因为周期函数在任意一点x 处的函数值f(x)和f(x+T)互为相反数,即f(x)=-f(x+T),所以它们的值域 关于原点对称。
三角函数图像
三角函数的图像是周期性的,呈现波浪状或正弦、 余弦曲线。
3
三角函数的应用
在物理、工程、技术等领域中,三角函数模型被 广泛应用于描述振动、波动、交流电等周期现象。
指数函数模型
指数函数周期性
指数函数(如a^x,其中a>0且a≠1)并不具有严格的周期性,但 其增长或衰减速度可以呈现一定的周期性。
指数函数图像
指数函数的图像是单调增加或减少的,形状类似于波浪状。
指数函数的应用
在描述放射性衰变、金融复利增长等现象时,指数函数模型被广泛 应用。
分式函数模型
分式函数周期性
01
分式函数(如f(x)=1/x)并不具有严格的周期性,但其行为在某
些条件下可以呈现周期性。
分式函数图像
02
分式函数的图像是双曲线或反比例曲线。
电磁波
电磁波的波动形式呈现周 期性,如无线电波、光波 等,它们的传播和变化都 遵循一定的周期规律。
原子结构
原子中的电子围绕原子核 的运动、原子核的自旋等 都呈现出周期性的变化。
在数学中的应用
三角函数
离散周期序列
三角函数(如正弦、余弦、正切等) 是描述周期现象的重要工具,广泛应 用于信号处理、振动分析等领域。

山西师范大学高等无机化学课件1-2 无机物性质规律-水解

山西师范大学高等无机化学课件1-2 无机物性质规律-水解

孤对电子,其后只能发生水分子的亲核进攻,其
间也发生了构型转变及键的断裂与消去的能量变 化过程。PCl3水解的产物是H3PO3。 PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl
※ CCl4 难水解,是因C的价轨道已用于成键且又没有
孤电子对之故。
※ NF3的分子结构与NCl3同,其中N原子也是采用sp3
杂化轨道成键,其上有一对孤对电子。然而: ①. 由于F原子的电负性较大,使得NF3的碱性(给 电子性)比NCl3小,因而亲电水解很难发生; ②. 由于N是第二周期元素,只有4条价轨道(没有d 轨道),不可能有空轨道接受水的亲核进攻; ③. N-F键的键能比N-Cl键的键能大,容易断裂. 这些原因决定了NF3不会发生水解作用。
§5 单质及主族元素化合物的性质及 周期性递变规律
IA
1 氢 2 锂
11 19 3
1
H IIA
4
2
He Ne Ar Kr Xe Rn
IIIA
5
IVA
6
VA
7
VIA
8
VIIA
9

10
Li
Be Mg IIIB Ca 21 Sc IVB 22 Ti VB
23
B Al Ga In Tl
C Si Ge Sn Pb
76

77

78

79

80

81

82

83

84

85

86

106

107

铱 钅 麦
63

110

111

112

4.2.1元素性质的周期性变化规律(教学课件)——高一上学期人教版(2019)化学必修第一册

4.2.1元素性质的周期性变化规律(教学课件)——高一上学期人教版(2019)化学必修第一册
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
学习目标
1. 结合有关数据和实验事实认识同周期元素的核外 电子排布、元素化合价、原子半径的周期性变化规律。 2. 以第三周期元素为例,掌握同周期主族元素金属 性和非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化 的规律、建构元素周期律。 3. 体会元素周期律在学习元素化合物知识与科学研 究中的重要作用,培养科学态度与社会责任。
随着元素原子序数的递增 原子核外电子排布(结构)
元素
原子半径 主要化合价
呈现周期性变化 (性质)
金属性和非金属性 元素性质的周期性变化实质:元素原子的核外电子排布的周期 性变化。
知识点
一、原子核外电子排布的规律性
原子序数
1~2 3~10 11~18
电子层数
1 2 3
最外层电子数
达到稳定结构时的 最外层电子数
1
2
2
1
8
8
1
8
8
随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现由 1个逐渐增加到8个,由不饱和逐渐到饱和的周期性变化。
知识点
二、原子半径的递变规律
元素 原子 半径 元素
16S
SO3
17Cl
Cl2O7
H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
弱酸
中强酸 强酸 最强酸
高温
逐渐增强 加热 加热 点燃/光照
SiH4
PH3
H2S
HCl
逐渐增强
非金属性逐渐增强:Cl>S>P>Si
根据以上分析,可得出第三周期元素金属性、非金属 性的递变规律:
Na Mg Al Si P S Cl

山西师范大学高等无机课件1-3周期反常现象

山西师范大学高等无机课件1-3周期反常现象
H
氢是周期表中唯一尚未找到确切位置的 元素.······
3.结构特殊
核外只有一个电子,最 简单的原子,讨论原子结 构,共价键都从氢开始。 在所有分子中质量最小。 同温同压下氢气密度最小。
4.成键特殊
1.形成离子键:与电负性很小的活泼金属(Na K Cs Ca等)形成氢化物(盐型)
rHˉ=154pm rH共价键=37.1pm rH+=1×10-3pm
※ 第四周期元素的特殊性(理论)
经过d区长周期 次外层结构3S23p63d10)
d电子屏蔽核电荷的能力比同层的s、p电子要 小,使得从Ga到Br,最外层电子感受到的有效 核电荷Z*比不插入10个d电子要大,导致这些元 素的原子半径和同族的第三周期同族元素相比, 增加的幅度不大,特别是Ga的半径比Al还小。
场 强 e/r2= 为 Li + 的 2.5×109 倍 ) , 仅 存 在于离子型氢化物的 晶体中。
2.形成共价键 a. 形成一个非极性的共价键。如H2 b. 形成极性共价键。H-C H-Cl
3.独特的键型 a. 金属氢化物。非整比化合物例:PdH0.8 ZrH1.30 LaH2.87
间充氢化物 b. 氢键。 c. 氢桥键。B2H6 硼氢化合物及某些过渡金属配合物,聚合型
三、第四周期元素的特殊性(具体)
① 第四周期元素表现出异样性
例如氧化性:溴酸、高溴酸氧化性分别比其他卤
酸(HClO3 ,HIO3)、高卤酸(HClO4,H5IO6)强。
E
(ClO
3
/Cl
2
)

1.458
V
E
(BrO
3
/Br2
)

1.513
V
E

数学建模活动:周期现象的描述课件-2023-2024学年高一下学期数学人教B版(2019)必修第三册

数学建模活动:周期现象的描述课件-2023-2024学年高一下学期数学人教B版(2019)必修第三册

6 12 3 12 6
2t+π 3
0 π π 3π 2π 22
2t+π 0 1 0 -1 0
sin
3
s
0 4 0 -4 0
描点、连线,图象如图所示.
数学
数学
(1)将 t=0 代入 s=4sin
2t+π 3

得 s=4sin π=2 3,所以小球开始振动时的位移是 2 3cm. 3
(2)小球上升到最高点和下降到最低点时的位移分别是 4 cm 和-4 cm.
∴12cos
πt+1>1,∴cos 6
πt>0. 6
∴2kπ-π<πt<2kπ+π.
26
2
即 12k-3<t<12k+3,①
∵0≤t≤24,故可令①中 k 分别为 0,1,2,
得 0≤t<3 或 9<t<15 或 21<t≤24.
∴在规定时间上午 8∶00 至晚上 20∶00 之间,有 6 个小时时间可供冲浪者运
数学
7.4 数学建模活动:周期现象的描述
目标导向
数学
数学
学习目标
核心素养
会用三角函数解决简单的实际问题
数学抽象 数学运算
数学建模 体会利用三角函数构建事物周期变化的数学模型
数学运算
自主预习
数学
数学
新知初探
1.四类周期现象模型 (1)潮汐现象模型
潮汐现象可以用函数 y=A sin (ωx+φ)(x∈[0,+∞),A>0,ω>0)来表示.
________s.
数学
解析:由题意易知,单摆来回摆动一次所需的时间恰好为一个周期,即 T=2π 2π
=1 s. 答案:1
数学
4.电流 I(A)随时间 t(s)变化的关系式是 I=5sin

【化学】元素性质的周期性变化规律课件2023-2024学年高一上学期化学人教版(2019)必修第一册

【化学】元素性质的周期性变化规律课件2023-2024学年高一上学期化学人教版(2019)必修第一册
酸)反应
与冷水反应缓慢,与沸 水反应迅速,与酸反应 剧烈,放出氢气
最高价氧化物 的水化物碱性
强弱
NaOH ( _强__碱__ )
Mg(OH)2 中强碱
Na Mg Al
金属性逐渐减弱
Al 与酸反应 ___较__剧__烈__,_放__出__氢__气
Al(OH)3 ( 两性氢)
氧化物
元素性质的周期性变化规律
2 Li Be B C N O F

属 性
3 Na Mg Al
Si
P
S Cl
逐 渐
4K
Ca Ga Ge As
Se
Br
增 强
5 Rb
Sr
In Sn Sb Te
I
6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At
非 金 属 性 逐 渐 增 强
非金属性减弱,金属性逐渐增强
元素性质的周期性变化规律
环节三 揭秘元素周期律
环节三 揭秘元素周期律

金 属 性 增 强 , 非 金 属 性 减 弱
电 子 能 力原 增子 强半 ,径 得依 电次 子增 能大 力 减

金属性减弱,非金属性增强 失电子能力减弱,得电子能力增强
原子半径依次减小
元素性质的周期性变化规律
环节三 揭秘元素周期律
项目 原子半径
主要化合价
金属性 非金属性
最高价氧 化物对应 水化物、氢化物
氢化物稳定性
SiH4→PH3→H2S→HCl 增强
结论
非金属性逐渐增强
元素性质的周期性变化规律
环节二 探究第三周期原子金属性和非金属性的变化规律 元素金属性与非金属性的周期性变化
Na Mg Al Si P S Cl Ar
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木 云层顶

液氢
结 液态金属氢
构 岩石核心
在地球的外壳的三界(大气、水和岩石)里以原子 百分计占17%,仅次于氧居第2(3)位,以质量百分比 占1%。
氢是组成化合物最多的元素,是人体必需的宏 量元素。主要以化合态存在。
2.位置特殊
氢在周期里的位置,可放在周期表IA、VIIA、 IVA上,不管放在那里都有道理,但却不充分。
氢化物
1985年发现了第一个 H2 分子配合物
iPr
iPr
P iPr
OC
H
W
CO
OC
H
P iPr
iPr
iPr
W(CO)3[P(C3H7)3]2(η2-H2)
周期 表 IA IIA IIIB-VIIB离 IIIB~VB
VIB~VIII
离子型 金属型 稳定松散相
分子型
PdHx(x<1)吸附性
也有人将其分为五类:
As、Se、Br高价不稳定是由于其电子层中出现了 3d电子亚层,3d电子的屏蔽常数为0.93,不能完全屏蔽一 个核电荷,从而使这些元素的有效核电荷较大,为达最高 氧化态所需激发能不能被总键能的增加所抵销。
再是由于d轨道参与形成π键的能力上 的差别:
如,BrO4-和ClO4-
Cl的3d与Br的4d虽然均可与O的2p轨道形成 p-d键,但由于Cl的3d轨道径向伸展近,结合 强,Br的4d伸展较远,结合有效性差,因而Br 的4d轨道与O的2p轨道成键能力不如Cl的3d与O 的2p的成键能力强,因而BrO4-不如ClO4-稳定。 而IO4-的稳定性增高是由于 I 的4f轨道也能参与 成键的缘故。
/ClO
3
)

1.226
V
E
(BrO
4
/BrO
3
)

1.763
V
E (H5IO6/IO3 ) 1.60V
② 最后三个元素性质缓慢地递变
部分元素的最高价离子半径(d区、f 区插入)
Na+ Mg2+ Al3+ Si4+ P5+
S6+ r/pm 95 65
50 41 34
29 K+ Ca2+ Ga3+ Ge4+ As5+
五、第六周期p区元素显示族价减2氧化态的稳定性
五、惰性电子对效应
Bi 6S2 增加了4f,有效核电荷更大,更难失去。 这种从上到下低氧化态渐趋于稳定的现象,习惯上 被称为“惰性电子对效应”.这个概念首先是由英 国化学家西奇威克(N.V.Sudgwidn)提出来的,简单 讲主要指6S2电子对的稳定性。例 Hg(6S2)、Tl+、 Pb2+、Bi3+都较稳定,Tl3+强氧化性,PbCl4(–80℃ 才能存在),PbO2强氧化性,BiO3-强氧化性。
对角线关系或对角线相似
同周期从左到右阳离子电荷升高、半径减小, 极化力增强;
同族从上到下阳离子电荷相同、但半径增加、 极化力减弱;
处于对角线的两元素,两种变化相互消长。使
极化力相近,性质相似
为什么第二周期与第三周期同族元素性质明显差异? 探讨其原因,有:
第二周期元素的一些共性 (理论分析) (1) 原子半径小 (在同一族中,第二到第三周期增幅最大) (2) 结构上内层电子少 (只有1s2) (3) 价电子层没有d轨道 (只有2s,2p轨道)
(Mg2+/Mg)=-2.38V
相近 差异大
Be、Al相近的离子势导致相近的极化力和酸 碱性。如,Be、Al的化合物共价较强,许多盐可 溶于有机溶剂,碳酸盐不稳定,氧化物和氢氧化 物呈两性,其盐易水解等。
(3) B B与同族的区别在它几乎不具金属性,在性
质上与对角的Si相似。如
都不能形成正离子; 都能生成易挥发的、活泼的氢化物; 卤化物都易水解:
⑦ 同素异性体在性质上差别较大。 原因:半径较小,与第三周期比较增加幅度大。 电负性:F 3.98 O 3.44 Cl 3.16 N 3.04
Br 2.96 I 2.66 S 2.58 Se 2.55
第二周期的一些元素
(1) Li
Li的电负性大, Li+半径小(60pm)、有极强的极化 力,其化合物不如其他碱金属化合物稳定。如,
类盐型、过渡型、金属型、聚合型、挥发型
二、第二周期元素的特殊性
第二周期元素的一些共性(具体表现)
① F、O、N的含氢化合物易生成氢键,离子性较强; ② 配位数为4(最高); ③ 自相成键的能力较强。碳最强,硅、硼次之; ④ 多数有生成重键的特性; ⑤ 活性差别大;
⑥ 第二周期元素单键键能小于第三周期元 素单键键能(kJ/mol-1); E(N-N)=159 E(O-O)=142 E(F-F)=141 E(P-P)=209 E(S-S)=264 E(Cl-Cl)=199
还 原
还原性增强 Ga (Ⅰ) Ge (Ⅱ) As (Ⅲ) Se (Ⅳ)
性 增
In (Ⅰ) Sn (Ⅱ) Sb (Ⅲ) Te (Ⅳ)
强 Tl (Ⅰ) Pb (Ⅱ) Bi (Ⅲ) Po (Ⅳ)
Ga (Ⅲ) Ge (Ⅳ) As (Ⅴ) Se (Ⅵ ) 氧
In (Ⅲ) Sn (Ⅳ) Sb (Ⅴ) Te (Ⅵ)
Li2CO3加热 Li2O + CO2 Na2CO3 加热不反应
相反,Li+与大的、易极化的H-却能形成稳定的共价型
氢化物(LiH),而其他均为离子型,易分解
LiH 很稳定
2NaH 620K 2Na + H2
但Li与同它成对角线的Mg相似, 如
① 能直接与N2反应生成氮化物,且Li3N稳定; ② Li、Mg都易生成有机金属化合物。
※ 第四周期元素的特殊性(理论)
经过d区长周期 次外层结构3S23p63d10)
d电子屏蔽核电荷的能力比同层的s、p电子要 小,使得从Ga到Br,最外层电子感受到的有效 核电荷Z*比不插入10个d电子要大,导致这些元 素的原子半径和同族的第三周期同族元素相比, 增加的幅度不大,特别是Ga的半径比Al还小。
化 性
Tl (Ⅲ) Pb (Ⅳ) Bi (Ⅴ) Po (Ⅵ ) 增
氧化性增强

③ 第四周期非金属元素(As、Se、Br) 最高价态的 不稳定性
1. PCl5、SbCl5稳定,AsCl5难制取
2. SO3、TeO3较稳定,SeO3易分解
3. Br(Ⅶ)的化合物虽已制得,但其氧化性大 于Cl(Ⅶ)和I(Ⅶ)的氧化性
1 .丰度特殊
氢是宇宙中最丰富的元素,为一切元素之母。可以说在整 个宇宙空间到处都有氢的出现。氢是太阳大气的主要成分,以 原子百分比计,占81.75%。太阳由发生氢核聚变为氦核的反 应放出大量能量,是供地球上生物存在的最大能源。根据先锋 飞船探测得知,木星大气含氢82%,氦17%,其它元素<1%.
★ 大气层顶
H
氢是周期表中唯一尚未找到确切位置的 元素.······
3.结构特殊
核外只有一个电子,最 简单的原子,讨论原子结 构,共价键都从氢开始。 在所有分子中质量最小。 同温同压下氢气密度最小。
4.成键特殊
1.形成离子键:与电负性很小的活泼金属(Na K Cs Ca等)形成氢化物(盐型)
rHˉ=154pm rH共价键=37.1pm rH+=1×10-3pm
BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl SiCl4 + 4H2O = H4SiO4 + 4HCl
(4) F F在同族中的特殊性尤为突出,它的电子亲合势
特别小;
E(F)=-322 kJ·mol-1 E(Cl)=-348 kJ·mol-1
原子的半径也很小:
r(F)=64 pm
r(Cl)=99 pm
惰性电子对效应

ⅢA ⅣA ⅤA

BC N

Al Si P
6s2 电
Ga Ge As

In Sn Sb

Tl Pb Bi

ns2np1 ns2np2 ns2np3
化学活泼性特别大。 通常用贴近F原子的孤对电子间的排斥作用来解释。
由于F半径小,导致F的电子云密度高度密集,因而对
任何外来的进入F的外层的电子产生较强的排斥作用,
从而对F参与形成的键的键能产生削弱作用。
类似的效应在O和N中也出现。
总之, 第二周期元素与同族其他元素在性质上 出现变化不连续的现象,却与第三周期斜对角元素 相似。这被称为
周期反常现象
(Periodic Anomalies) 氢的不规则性问题 第二周期元素的特殊性 第四周期非金属元素最高价态的不稳定性 惰性电子对效应 第五、六周期重过渡元素的相似性 次级周期性
一、 氢的特殊性
1 .丰度特殊 2. 位置特殊 3. 结构特殊 4. 成键特殊
一、 氢的特殊性
三、第四周期元素的特殊性(具体)
① 第四周期元素表现出异样性
例如氧化性:溴酸、高溴酸氧化性分别比其他卤
酸(HClO3 ,HIO3)、高卤酸(HClO4,H5IO6)强。
E
(ClO
3
/Cl
2
)

1.458
V
E
(BrO
3
/Br2
)

1.513
V
E
(IO
3
/I2
)

1.209VΒιβλιοθήκη E(ClO 4
第 三讲 周期反常现象
元素周期表是无机化学家得心应手的工具,这是缔造 者门捷列夫的丰功伟绩。但随着对元素及化合物深度、 广度的增加,特别是近几十年来,通过对重要化合物性 质的深层次研究表明,周期性并不是简单的重复,对于 不同的周期,不仅周期性变化的快慢不同,而且在周期 的变化中常常表现出一些“反常”。这种“反常”表现 在周期表第二、四、六周期元素最高氧化态化合物的特 殊性。目前认为导致二、四、六周期的次周期性的原因 是与原子的次外层,倒数第三层电子结构有关。对第六 周期来说,由于次外层5d的影响,外数第三层4f电子镧 系收缩的影响,使得原子序数大于80的和80以后的元 素 原 子 中 的 6S2 电 子 有 一 定 的 惰 性 , 即 “ 惰 电 子 对 效 应”。
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