化学竞赛-第03章原子结构-4元素基本性质的周期性

因为镧系元素中，原子序数每增加1，4f轨道也增
加1个电子，由于增加的4f电子不能完全屏蔽随之增加
的核电荷，因而虽原子序数增加，有效核电荷递增，
核对最外层电子吸引增强，致使原子半径和离子半径
逐渐减小。
镧系收缩是周期系中一个重要的现象，它使周期
表中镧系后面的元素的原子半径和离子半径分别与第
五周期同族元素的原子半径和离子半径极为接近，造
45.5 – 50 100 100 – – –
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22
三、电子亲和能
1、第一电子亲合势： 2、亲合势的意义：
根据亲合势的大小可以判断元素
非金属性的强弱，亲合势越大，非金
属性越强。
但由于亲合势的数据不完全，规
律性较差，其实验测定的准确度较低，
因此使用上受到一定的限制，其重要
性不如电离能。
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同时使镧系以后的过渡元素原子半径
不一定大于相应的上一周期的原子半径，
而是小于或差不多。
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镧系收缩
镧系收缩，并不仅指镧系元素从左到右，半径减
小(15 种元素，r共减小11pm)的现象，而是指镧系开始
的第六周期元素，其原子半径比上面的第五周期的元
素的半径要小的现象。当然并不只发生在镧系身上。
同种元素的原子，EA1 > EA2 > EA3 对于所有元素，由负一价离子结合一个电
子形成负二价离子时都必须消耗能量克服静电 斥力10:52，所以所有元素第二亲合势都是负值(吸21热)。
三、电子亲和能
主族元素的电子亲和能/kJ·mol–1
H
72.9
Li Be B C N O F Ne
59.8 – 23 122 – 0.07 141 322 –
据。这是目前最常用的电负性标度。元素的电
负性是相对值，没有单位。
通常规定氟的电负性为4.0(3.98)(或锂为1.0)， 计算出其他元素的电负性数值。
E(A-B)=y[E(A-A)+E(B-B)]+96.5(xB-xA)2
式 中 ： E(A-B) ， E(A-A) 和 E(B-B) 分 别 表 示 化 学
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二、电离能
I1 I2
I3
I4
I5
I6
Li 2s1
520 7289 11815
Be 2s2
900 1757 14849 21007
B 2s22p1 801 2427 3660 25026
C 2s22p2 1086 2353 4621 6223 37830 47277
N 2s2 2p3 1402 2856 4578 7475 9445 53266
Fr Ra Ac
0.7 0.190:521.1
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四、元素的电负性
鲍林标度
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四、元素的电负性
1、电负性： 2、电负性的标度：
⑴鲍林标度(见表)
⑵密立根标度：
根据电离能和亲合能计算出来的数
据。
⑶阿莱－罗周标度：
根据核电荷和电子间的库仑引力计
算出来的数据。
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四、元素的电负性
层，而它对核的屏蔽作用较小，所以自左向右
半径减小的幅度不如主族元素那么大。
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一、原子半径
1、同一元素：
2、同一周期：
⑴短周期:
⑵长周期:
⑶内过渡元素:
电子填入再次外层的(n-2)f层，由于f电子
对核的屏蔽作用更小，使得原子半径由左至右
收缩的平均幅度更小。
比较短周期和长周期，相邻元素原子半径
1、第一电子亲合势： 是元素非金属性的一种衡量标准。 基态气态原子获得一个电子成为气态负一
价阴离子时所放出来的能量称为该元素的第一 电子亲合势，也叫亲合能。
习惯上把放出能量的电子亲合能视为正值、 通常用EA表示，单位kJ·mol-1
如：O(g)+e＝O-(g) EA1＝141.0 kJ·mol-1 O-(g)+e＝O2-(g) EA2＝-780 kJ·mol-1
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 243 215 180 161 147 136 135 132 132 138 144 149 151 140 145 139 138 109
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 265 210 169 154 143 137 138 134 136 139 144 147 189 175 155 167 145 140
减小的平均幅度大致是 ：
非过渡元素＞过渡元素＞内过渡元素
(约10pm) ＞ (约5pm) ＞ (＜1pm)
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一、原子半径
1、同一元素： 2、同一周期： 3、同一族：
⑴主族：
同一主族由上而下，原子半径一般是增大
的。因为同族元素原子由上而下电子层数增多，
所以半径由上至下依次增大。
⑵副族：
副族元素由上至下，原子半径增大的幅度
Na Mg Al Si P S Cl Ar
52.9 – 44 120 74 200 349 –
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
48.4 – 36 116 77 195 325 –
Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
46.9 – 34 121 101 190 295 –
Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn
N: I4/I3 = 1.26倍, I6/I5 = 5.67倍, 所以N(V)容易形成。
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二、电离能
影响电离能大小的因素
⑴原子的核电荷 ⑵原子半径 ⑶电子层结构
元素电离能在周期表中的变化规律：
电 离 能 减
小 Cs
电离能增大 电离能减小
He 电
离 能 增 大
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三、电子亲和能
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ru Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 0.820.951.221.331.602.161.902.282.202.201.931.691.731.962.052.102.66
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 0.790.891.101.301.502.361.902.202.202.282.542.002.042.332.022.002.20
Fr Ra Ac
270 22100:52200
8
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9
一、原子半径
10:52
10
一、原子半径
1、同一元素：
2、同一周期： ⑴短周期:
r-离子>r原子>r+离子>r2+离
每一个短周期从左到右，有效核电荷依次
增大，所以原子半径依次递减。
⑵长周期:
过 渡 元 素 自 左 至 右 ， 电 子 逐 一 填 入 (n-1)d
Li: I2/I1 = 14.02倍, 增大14倍, 不易生成+2价离子, 所 以Li+ 容易形成。
Be: I2/I1 = 1.95倍, I3/I2 = 8.45倍, 所以Be2+容易形成。
B: I3/I2 = 1.38倍, I4/I3 = 6.83倍, 所以B(III)容易形成。
C: I4/I3 = 1.35倍, I5/I4 = 6.08倍, 所以C(VI)容易形成。
共价半径:
同种元素的两个原子，以两个电子用共价
单键相连时, 核间距的一半，为共价半径。
如: H2、X2等同核单键双原子分子，均可测 得其共价半径。
有单、双、叁键之分，相应的共价半径是
不等的。如碳原子分别为77、67和60pm。
2
10:52
也有单、双或叁键之分大小不5 同
一、原子半径 金属半径: 金属晶体中, 金属原子被视为刚性球 体, 彼此相切, 其核间距的一半, 为金属半 径。
He 54 B C N O F Ne 91 77 71 60 67 80 Al Si P S Cl Ar 143 117 111 104 99 96
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 231 197 161 154 131 125 118 125 125 124 128 133 123 122 116 115 114 99
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3
一、原子半径
通常是指以实验方法测定的相邻两个
原子核间距的一半。
原子半径是金属半径、共价半径、范
德华半径的总称。
从理论上说，核外电子无严格固定的
运动轨道，所以原子的大小无严格的边界，
无法精确测定一个单独原子的半径，因此
目前所使用的原子半径数据只有相对的、
近似的意义。
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4
一、原子半径
较小，接近，这是镧系收缩效应所造成的结果。
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一、原子半径 镧系收缩是指从镧到镥随着原子序数
的增加，它们的原子半径、离子半径均逐
渐减小的现象。
La系收缩结果使镧系以后的过渡元素
原子半径与下一周期相应的同族元素原子
半径非常接近。故性质相似，在自然界矿
物中共生，且彼此难于分离。
M+(g) → M2+(g)+ e I2 (＞0)
第二电离能I2、第三电离能I3等依次类推，
可以有I4 、I5 、……
各级电离能大小: I1 < I2 < I3 ……
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二、电离能
1、元素的电离能(或称电离势)
2、元素的电离能的应用
⑴根据电离势的大小可判断元素的金属性
强弱，电离势越小， 金属性越强。
3、电负性的应用
⑴判断元素的金属性和非金属性
金属元素的电负性一般在2.0以下，非金属
元素的电负性一般在2.0以上。电负性最大的元
素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位
于左下方的Fr(0.7、放射性元素)。
⑵估计化学键的类型
在化合物中，可以根据电负性的差值大小，
估计化学键的类型。
电负性差值越大，离子性越强，一般说来，
电负性差大于1.7时，可认为是离子键，小于1.7
时为共价键。
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29
四、元素的电负性
4、元素的电负性的变化规律
⑴元素的电负性具有明显的周期性。
电负性的周期性变化和元素的金属性、非
化 第三章 原子结构
学
竞
赛
辅
新
导
乡 市
讲
一
座
中
马
第四节元素基本性质的周期性
喜 山
赛纲摘录
电离能、电子亲合能、电负性。
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1
第四节 元素基本性质的周期性
【主要内容】 一、原子半径 二、电离能 三、电子亲和能 四、元素的电负性 五、氧化数
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2
原子半径、离子半 径、电离能、电子亲和 能、电负性等概念被总 称“原子参数”，广泛 用于说明元素的性质。
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6
一、原子半径
范德华半径: 单原子分子(He、Ne等)，原子间靠范德华
力即分子间力结合，在低温高压下形成晶体， 核间距的一半为范德华半径。
使用范德华半径讨论原子半径的变化规律 时，显得比共价半径大。因为在稀有气体形成 的晶体中，原子尚未相切。
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7
一、原子半径 共价半径：
H 37 Li Be 156 105 Na Mg 186 160
键A-B，A-A和B-B的离解能，xB和xA分别表示
元素B和A的电负性。
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四、元素的电负性
鲍林标度
H 2.18
Li Be 0.981.57
BCNOF 2.042.553.043.443.98
Na Mg 0.931.31
Al Si P S Cl 1.611.902.192.583.16
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.821.001.361.541.631.661.551.801.881.911.901.651.812.012.182.552.96
23
四、元素的电负性
1、电负性：
元素相互化合时，原子对电子的吸引
能力称为元素的电负性。
电负性越大，表示元素的原子吸引电
子的能力越大，非金属性越强，生成阴离
子的倾向愈大。
反之，金属性越强，吸引电子的能力
愈小，生成阳离子的倾向愈大。
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四、元素的电负性
2、电负性的标度： ⑴鲍林标度(见表) 是根据热为学数据计算出来的相对大小数
⑵周期表中各元素第一电离势周期性变化
规律与电子排布周期性一致。
同周期主族元素总趋势(半满等)增大，过渡
元素也增大但变化不甚规则。
同族元素随原子序数增大而减小。
第一电离势活泼金属最小、而氦最大。
⑶根据各级电离势的突跃变化，可以了解
及判断元素尤其是金属元素的常见氧化态。
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二、电离能
各元素第一电离势周期性变化规律
成Zr和Hf，Nb和Ta，Mo和W性质相似，难以分离。
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二、电离能
1、元素的电离能(或称电离势)
用以衡量该元素的原子或离子失去电子的
难易程度。
第一电离能：元素的气态原子在基态时失
去一个电子成为一价气态正离子所需要的能量，
称为元素的第一电离能。用符号I1表示。单位 kJ·mol-1 。
M(g)→ M+(g)+ e I1(＞0)