陜師914真題等多個文件無機(jī)化學(xué)

1、第一篇物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)第 1 章原子結(jié)構(gòu)與元素周期系教學(xué)要求1掌握近論在解決核外電子運(yùn)動狀態(tài)問題上的重要結(jié)論：電子云概念，四個量子數(shù)的意義，s、p、d 原子軌道和電子云分布的圖象。2了解效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)對多電子原子能級的影響，熟練掌握核外電子的排布。3從原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系，了解元素某些性質(zhì)的周期性。教學(xué)重點(diǎn)1. 量子力學(xué)對核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述。2. 基態(tài)原子電子組態(tài)的構(gòu)造原理。3. 元素的位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)之間的關(guān)系。教學(xué)難點(diǎn)1. 核外電子的運(yùn)動狀態(tài)。2. 元素原子的價(jià)電子構(gòu)型。教學(xué)時(shí)數(shù) 8 學(xué)時(shí)主要內(nèi)容1. 核外電子運(yùn)動的特殊性：核外電子運(yùn)動的量子化特征。核外電子運(yùn)動的波粒二象性。2. 核

2、外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述：波函數(shù)、電子云及其圖象表示（徑向與角度分布圖）。波函數(shù)、原子軌道和電子云的區(qū)別與自旋量子數(shù)ms）。四個量子數(shù)（主量子數(shù)n，角量子數(shù)l，磁量子數(shù)m，3核外電子排布和元素周期表；多電子原子的能級（效應(yīng)，鉆穿效應(yīng)，近似能級圖）。核外電子排布原理和電子排布（能量最低原理，保里原理，洪特規(guī)則）。原子結(jié)構(gòu)與元素周期性的關(guān)系（元素性質(zhì)呈周期性的電子層結(jié)構(gòu)和元素的分區(qū)）。，電子層結(jié)構(gòu)和周期的劃分，電子層結(jié)構(gòu)和族的劃分，4元素某些性質(zhì)的周期性，原子半徑，電離勢，電子親和勢，電負(fù)性1-1 道爾頓原子論原子論發(fā)展簡史:古希臘哲學(xué)家德謨克利特（Democritus)臆想出原子是物質(zhì)最小的，不可再

3、分的，永存不變的微粒。17 至 18 世紀(jì)，波意耳第一次給出了化學(xué)元素的定義用物理方法不能再分解的最基本的物質(zhì)組分。1732 年，尤拉提出自然界存在多少種原子，就有多少種元素。1785 年，拉瓦錫用實(shí)驗(yàn)證明了質(zhì)量守恒定律化學(xué)反應(yīng)發(fā)生了物質(zhì)組成的變化，但反應(yīng)前后物質(zhì)的總質(zhì)量不變。1797 年，希特發(fā)現(xiàn)了當(dāng)量定律。1799 年，普魯斯特發(fā)現(xiàn)了定比定律。19 世紀(jì)初，道爾頓創(chuàng)立了化學(xué)原子論。1805 年，英國科學(xué)家道爾頓（John Dalton 17661844）：把元素和原子兩個概念真正在一起，創(chuàng)立了化學(xué)原子論：每一種化學(xué)元素有一種原子；同種原1子質(zhì)量相同，不同種原子質(zhì)量不同；原子不可再分；一種轉(zhuǎn)

4、變?yōu)榱硪环N原子；化學(xué)反應(yīng)只是改變了原子的結(jié)合方式，使反應(yīng)前的物質(zhì)變成反應(yīng)后的物質(zhì)。倍比定律：若兩種元素化合得到不止一種化合物，這些化合物中的元素的質(zhì)量比存在整數(shù)倍的比例關(guān)系。瑞典化學(xué)家貝采里烏斯（J. J. Berzelius 17791848）：確定了當(dāng)時(shí)已知元素的原子量，發(fā)明了元素符號。1-2 相對原子質(zhì)量（原子量）1-2-1 元素，原子序數(shù)和元素符號元素-具有一定核電核數(shù)的原子。原子序數(shù)-按元素的核電核數(shù)進(jìn)行排序所得的序號。元素符號-必須注意的是，我們不要把元素、單質(zhì)、原子三個概念彼此。元素和單質(zhì)是宏觀的概念。單質(zhì)是元素存在的一種形式(自由態(tài)或稱游離態(tài))。某些元素可以形成幾種單質(zhì)，譬如碳

5、的同素異性體有石、石墨兩種；硫的同素異性體有正交硫、單斜硫、無定形硫和彈性硫等。元素只能存在于具體的物質(zhì)(單質(zhì)或化合物) 中，脫離具體的物質(zhì)，抽象的元素是不存在的。從這個角度看，元素和單質(zhì)既有又有區(qū)別。原子是微觀的概念，而元素是一定種類的原子的總稱。元素符號既表示一種元素也表示該元素的一個原子。在討論物質(zhì)的結(jié)構(gòu)時(shí)，原子這個概念又有量的涵義。如氧原子可以論個數(shù)，也可以論質(zhì)量。但元素沒有這樣的涵義，它指的是同一種類的原子。譬如：水是由氫氧兩種元素組成的，水中含有兩個氫原子和一個氧原子，而絕不能說成水中含有兩個氫元素和一個氧元素。1-2-2核素，同位素和同位素豐度1. 核素-具有一定質(zhì)子數(shù)和一定中子

6、數(shù)的原子稱為一種核素。16O、17O、18O核素。它可以分為穩(wěn)定核素和放射性核素；還可以分為單核素元素和多核素元素。核素符號,質(zhì)子數(shù)， 中子數(shù)， 質(zhì)量數(shù)。2. 同位素-具有相同核電核數(shù)，不同中子數(shù)的核素互稱同位素。例, 氫的 3 種同位素氕，氘，氚。3. 同位素豐度-某元素的各種天然同位素的分?jǐn)?shù)組成（原子百分比）。1-2-3原子的質(zhì)量某核素一個原子的質(zhì)量稱為該核素的原子質(zhì)量，簡稱原子質(zhì)量。1973 年國際計(jì)量局公布了原子質(zhì)量的，規(guī)定一個12C核素原子質(zhì)量的 112 為“統(tǒng)一的原子質(zhì)量”，用“u”表示。(有的資料中寫為“amu”，“mu”)。因此，12C的原子質(zhì)量等于 12u。通過質(zhì)譜儀可以測定

7、各核素的原子質(zhì)量及其在自然界的豐度，據(jù)此就可以計(jì)算出元素的平均原子質(zhì)量。如的平均原子質(zhì)量為 200.6u。一個原子的質(zhì)量很小，但是不等于它的質(zhì)子和中子質(zhì)量的簡單加和。例如， 1 摩爾氘原子的質(zhì)量比 1 摩爾質(zhì)子和 1 摩爾中子的質(zhì)量和小20.00431225g。這一差值稱為質(zhì)量虧損，等于核子結(jié)原子核的能量-結(jié)合能。是百萬電子伏特（Mev）。不同數(shù)量的核子結(jié)原子的能量與核子的數(shù)量不成比例，比結(jié)合能是某原子核的結(jié)合能除以其核子數(shù)。比結(jié)合能越大，原子核越穩(wěn)定。1-2-4 元素的相對原子質(zhì)量（原子量）原子量是指一種元素的 1 摩爾質(zhì)量對核素 12C 的 1 摩爾質(zhì)量的 1/12 的比值。這個定義表明相

8、對原子質(zhì)量：1） 元素的相對原子質(zhì)量是純數(shù)。2） 單核素的相對原子質(zhì)量等于該元素的核素的相對原子質(zhì)量。3） 多核素元素的相對原子質(zhì)量等于該元素的天然同位素相對原子質(zhì)量的平均值。Ar=f*M相對原子質(zhì)量用符號Ar(E)表示，A代表原子質(zhì)量，下標(biāo)r表示相對，E代表某元素。如氯元素的相對原子質(zhì)量等于 35.453，可表示為Ar(Cl)=35.453，它表示 1mol 氯原子的質(zhì)量是核素12C的 1 摩爾質(zhì)量 112 的 35.453 倍。亦即 1 個氯原子的平均質(zhì)量是12C原子質(zhì)量 1/12 的 35.453 倍。可見相對原子質(zhì)量僅是一種相對比值，它沒有。1-3 原子的和演化1. 宇宙之初2. 氫3

9、. 氦燃燒4. 碳燃燒5. 過程6.e 過程7.重元素誕生8.宇宙大理論的是非1-4 原子結(jié)構(gòu)的玻爾行星模型1-4-1 氫原子光譜巴爾麥( J. Balmer)經(jīng)驗(yàn)公式：v = 1 = R( 11 )-lH22n2: 譜線波長的倒數(shù), 波數(shù)(cm-1).n: 大于 2 的正整數(shù).RH：常數(shù), 1.09677576×107m-1n = 2,巴爾麥系。n =3, 帕邢系(Pashen)。n=1, 萊曼系（Lyman）。31-4-2波爾理論1. 1913 年，波爾總結(jié)當(dāng)時(shí)的最近物理學(xué)發(fā)現(xiàn)，建立了氫原子核外電子模型， 解釋了氫原子光譜，后人稱波爾理論，要點(diǎn)如下:1） 行星模型波爾假定，氫原子

10、核外電子是處在一定的線形軌道上繞核運(yùn)行的。2） 定態(tài)假設(shè)波爾假定，氫原子核外電子在軌道運(yùn)行時(shí)有一定的不變的能量， 這種狀態(tài)稱為定態(tài)?；鶓B(tài)-能量最底的定態(tài)。激發(fā)態(tài)-能量高于基態(tài)的定態(tài)。3） 量子化條件 波爾假設(shè)，氫原子核外電子的軌道是不連續(xù)的，在軌道運(yùn)行的電子具有一定的角動量4) 躍遷規(guī)則 電子吸收光子就會躍遷到能量較高的激發(fā)態(tài)，反之，激發(fā)態(tài)的光子會放出光子返回基態(tài)或者能量較低的激發(fā)態(tài)。，光子的能量就是躍遷前后 2 個能級的能量之差。2. 波爾理論的優(yōu)缺點(diǎn)波爾理論并未徹底拋棄經(jīng)典力學(xué)，使其在計(jì)算稍復(fù)雜的原子光譜時(shí)有較大的誤差；但是其合理的內(nèi)核（核外電子處于定態(tài)時(shí)有確定的能量，原子光譜源自核外電子

11、的變化），被后來的量子力學(xué)所繼承發(fā)展，其“軌道”概念，也被量子力學(xué)賦予了新的內(nèi)涵。1-51-5-1氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型光的波粒二象性對于光：P = mc = h/ c = h / 對于微觀粒子：=h / P = h /mu1-5-2微粒的波粒二象性(Louis de Broglie, 1924)= h /P = h / mu德布羅意關(guān)系式1-5-31927 年，法國博士德布羅意（de Brolie）大膽假定光的波粒二象性不僅表示光的特性，而且表示所有像電子，質(zhì)子，中子，原子等實(shí)物微粒的特性。對于宏觀物體，不必起波動性。其波動性，而對于高速運(yùn)動的微觀物體，就不能不1-5-4測原理(Werne

12、r Heisenberg, 1926)微觀粒子，不能同時(shí)準(zhǔn)確測量其位置和動量測關(guān)系式：hh4pmDuDx × DP ³或Dx ³4px 粒子的位置不確定量 粒子的運(yùn)動速度不確定量氫原子的量子力學(xué)模型1-5-51.電子云4概率密度指粒子在空間任意微小區(qū)域出現(xiàn)的概率。定態(tài)電子在核外空間的概率密度分布規(guī)律可以用波的振幅方程來描述。電子云是電子在原子核外空間概率密度分布的形象描述。電子云圖象中的每一個小黑點(diǎn)表示電子出現(xiàn)在核外空間的一次概率（不表示一個電子），概率密度越大， 電子云圖象中的小黑點(diǎn)越密。處于不同定態(tài)的電子的電子云圖象具有不同特征，主要包括：1）電子云在核外空間

13、擴(kuò)展程度能層-K, L, M ,N, O, P, Q.2) 電子云的形狀能級1s2s2p3s3p3d4f3）電子云在空間的取向軌道-電子在核外空間概率密度較大的區(qū)域。.2. 電子的自旋自旋只有 2 種方向順時(shí)針和逆時(shí)針3. 核外電子的可能運(yùn)動狀態(tài)44 個量子數(shù)主量子數(shù)角量子數(shù)磁量子數(shù)nn=1, 2, 3,m = +l,.0,-lmm = 1 ,m = - 1自旋量子數(shù) msss22主量子數(shù) n：與電子能量有關(guān)，對于氫原子，電子能量唯一決定于 n：2.179 ´10-18E = -Jn25不同的 n 值，對應(yīng)于不同的電子層：1K2L3Ml4N的取值對應(yīng)著5O0，1， 2，3n1 s,p

14、,d,f.角量子數(shù) l：(亞層)l決定了的角度函數(shù)的形狀，即決定了原子軌道或電子云的形狀.磁量子數(shù) m：m 可取 0，±1,±2±l ；一種取向相當(dāng)于一個軌道，共可取2l + 1 個數(shù)值。其值決定了角度函數(shù)的空間取向，即 m 值反應(yīng)了波函數(shù)(原子軌道)或電子云在空間的伸展方向。n,l,m0s一定，軌道也確定：1pn =2， n =3， n =3，2d3fl =0，m =0， m =0， m =0，軌道例如:2s 3pz3dz2l =1，l =2，5. 描述核外電子空間運(yùn)動狀態(tài)的波函數(shù)及其圖象薛定諤方程直角坐標(biāo)與球坐標(biāo)之間的關(guān)系(n,l,m)(x,y,z) (r，)

15、(n,l,m)(x,y,z) =R(n,l)(r) ·Y(l,m)(，)波函數(shù)的角度分布圖 Y(l,m)( ，)（原子軌道角度分布圖）s、p、d軌道角度部分剖面圖：6電子云徑向密度分布圖(D - r)：1-6 基態(tài)原子電子組態(tài)1-6-1 構(gòu)造原理一、多電子原子的能級：除氫(及類氫原子)外的多電子原子中核外電子不止一個， 不但存在電子與原子核之間的相互作用，而且還存在電子之間的相互作用。1、效應(yīng)如：鋰原子核外的三個電子是 1s22s1 我們選定任何一個電子，其處在原子核和其余兩個電子的共同作用之中，且這三個電子又在不停地運(yùn)動，因此，要精確地確定其余兩個電子對這個電子的作用是很的。我們用

16、近似的方法來處理。其余兩個電子對所選定的電子的排斥作用，認(rèn)為是它們定電子的吸引作用?；蛳魅趿嗽雍藢x7這種其余電子對所選定的電子的排斥作用，相當(dāng)于降低了部分核電荷（） 對指定電子的吸引力，稱為效應(yīng)。Z* = Z-Z*有效核電荷抵消的部分。2、斯萊特規(guī)則他由光譜數(shù)據(jù)，歸納出一套估算Z 核電荷“常數(shù)”或?qū)⒃泻穗姾沙?shù)的方法：（1） 先將電子按內(nèi)外次序分組：ns, np 一組；nd 一組；nf 一組。如：1s; 2s,2p; 3s3p; 3d; 4s,4p; 4d; 4f; 5s,5p; 5d; 5f。（2）外組電子對內(nèi)組電子的作用=0（3）同一組，=0.35( 但 1s，=0.3)（4） 對

17、ns, np，(n-1)組的=0.85；更內(nèi)的各組=1（5） 對 nd，nf 的內(nèi)組電子=1（注：該方法用于 n 為 4 的軌道準(zhǔn)確性較好，n 大于 4 后較差。） 這樣能量公式為：(Z - s )2 eVZ *2eVE = -13.6= -13.6n2n2從能量公式中可知 E 與 n 有關(guān)，但與 l 有關(guān)，因此角量子數(shù)也間接地與能量。例：求算基態(tài)鉀原子的 4s 和 3d 電子的能量。(此題從填充電子的次序來看,后一個電子是填入 3d 軌道, 還是 4s 軌道)最解：K1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d1 K1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1Z*=19-18=13d=18&#

18、215;1=18, 4s=10×1+8×0.85=16.8,Z*=2.2(19 -18)2 eV= -13.6= -1.51eVE3d32(19 -16.8)2 eV= -13.6= -4.11eVE4 s42最后一個電子是填入 3d 軌道。3、鉆穿效應(yīng)為什么電子在填充時(shí)會發(fā)生能級交錯現(xiàn)象？這是因4s 電子具有比3d 電子較大的穿透內(nèi)層電子而被核吸引的能力（鉆穿效應(yīng)）。從圖中看出 4s 軌道 3d 軌道鉆得深，可以更好地回避其它電子的子。，所以填充電子時(shí)先填充 4s 電注：一旦填充上 3d 電子后 3d 電子的能量又比 4s 能量低，如銅。8二、構(gòu)造原理1）泡利原理基態(tài)原子

19、中不可能同時(shí)存在 4 個量子數(shù)完全相同的電子。換句話說，在一個軌道里最多只能容納 2 個電子，且自旋方向相反。2）洪特規(guī)則基態(tài)多電子原子中同一能級的軌道能量相同，稱為簡并軌道?；鶓B(tài)多電子原子中的電子總是首先平行自旋的單獨(dú)的填入簡并軌道。3）能量最低原理 基態(tài)原子核外電子的排步力求使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。由構(gòu)造原理圖可見，隨核電核數(shù)的增加，電子填入能級的順序是: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p構(gòu)造原理只是對大多數(shù)的電中性基態(tài)原子電子組態(tài)的總結(jié)，而不是所有原子。能級交錯電子先填最外層的 ns，后填次外層的(n-1)d，甚至填入倒數(shù)第三

20、層的(n-2)f 的規(guī)律。下面舉例說明:N 原子序數(shù)為7按洪特規(guī)則的基態(tài)電子構(gòu)型而不是是1s1s2p2s2p2s周期系中有約 20 個元素的基態(tài)電中性原子的電子組態(tài)（electron configuration，又叫構(gòu)型或排布）不符合構(gòu)造原理，其中的常見元素是：元素(24Cr)(29Cu)(42Mo)按構(gòu)造原理的組態(tài)1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s2實(shí)測組態(tài)1s22s22p63s23p63d54s1 1s22s22p63s23p63d104s11s22s22p63s23p63d1

21、04s24p64d55s1 1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s21s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 1s2···4s24p64d104f145s25p65d96s11s2···4s24p64d104f145s25p65d106s1(47Ag)(79Au)實(shí)驗(yàn)還表明，當(dāng)電中性原子失去電子形成正離子時(shí)，總是首先失去最外層電子，因此，副族元素基態(tài)正離子的電子組態(tài)不符合構(gòu)造原理。例如:元素電中性原子的價(jià)電子組態(tài)3d64s2正離子價(jià)電子組態(tài)（最外層電子數(shù)）3d6（14e）3d5（13e）F

22、e2+ Fe3+Fe93d104s1Cu+ Cu2+3d10（18e）3d9 （17e）Cu我國著名化學(xué)家徐光憲將電中性原子和正離子的電子組態(tài)的差異總結(jié)為：基態(tài)電中性原子的電子組態(tài)符合(n+0.7l)的順序,基態(tài)正離子的電子組態(tài)符合(n+0.4l)的順序（n 和 l 分別是主量子數(shù)和角量子數(shù)）。1-7 元素周期系1-7-1 元素周期律1869 年，化學(xué)家門捷列夫在總結(jié)對比當(dāng)時(shí)已知的 60 多種元素的性質(zhì)時(shí)發(fā)現(xiàn)化學(xué)元間的本質(zhì)：按原子量遞增把化學(xué)元素排成序列，元素的性質(zhì)發(fā)生周期性的遞變。這就是元素周期律的最早表述。1911 年,年輕的英國人莫塞萊在分析元素的特征 X 射線時(shí)發(fā)現(xiàn)，門捷列夫化學(xué)元素周

23、期系中的原子序數(shù)不是人們的賦值，而是原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)。隨后的原子核外電子排布理論則揭示了核外電子的周期性分層結(jié)構(gòu)。因而，元素周期律就是：隨核內(nèi)質(zhì)子數(shù)遞增，核外電子呈現(xiàn)周期性排布，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性遞變。隨后的原子核外電子排布理論則揭示了核外電子的周期性分層結(jié)構(gòu)。因而，元素周期律就是：隨核內(nèi)質(zhì)子數(shù)遞增，核外電子呈現(xiàn)周期性排布，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性遞變。1-7-2 元素周期表1. 門捷列夫短式周期表（最古老）門捷列夫發(fā)現(xiàn)元素周期律是對元素之間存在本質(zhì)，即“元素是一個大”的信念的推動。這種信念比起前人發(fā)現(xiàn)某些元素可以歸為一族(如堿金屬、鹵素等)是質(zhì)的飛躍。正因?yàn)橛羞@種信念，門捷列夫按原子量把當(dāng)時(shí)已知元

24、素排列起來，發(fā)現(xiàn)某些元素的位置跟信念中的周期性時(shí)，敢于懷疑某些元素的原子量測錯了，敢于改正某些元素的化合價(jià)，敢于為某些沒有發(fā)現(xiàn)的元素留下空位。2. 維爾納長式周期表（通用）IA1 H氫2 He氦10 Ne1IIAIIIA IVAVAVIA VIIA5BC7 N氮8 O 氧16 SFLiBe69342鋰鈹硼碳氟氖Mg13 Al 14 Si 15 P17 Cl 18 Ar11Na123鈉19 K鎂鋁 硅磷硫氯氬VIIIIBIIBIIIBIVBVBVIB VIIB20Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27Co 28 Ni 29 Cu 30Zn 31 Ga 3

25、2 Ge 33As 34 Se 35 Br 36Kr4鈦釩溴氪54 Xe鉀鈣鈧鉻錳鐵鎳銅鋅鎵鍺 砷硒鈷37 Rb 38 Sr 39 Y40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 A49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I5銣氙鍶鈮鉬鈀銀鎘碲碘釔鋯锝釕銠銦錫銻57-71 72 Hf 73 Ta 74W75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80Hg 81 Tl 82Pb 83Bi 84 Po 85At 86 Rn55 Cs 56 Ba6銫鋇La-Lu鉿鉭鎢鋨銥鉑金鉈鉛鉍釙 砹氡錸-87 Fr鈁88Ra89 10310

26、4Rf Db105106SgBh108 Hs 109Mt110112Uub107111Uuu7118114116鐳Ac-Lr 钅盧 钅杜 钅喜 钅波 钅黑钅麥 Uun57La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67Ho 68 Er 69Tm70Yb 71 Lu鑭系鐠銪m釓鑭鈰釹钷釤鋱鏑鈥鉺銩鐿镥89Ac 90 Th 91 Pa 92 U93Np 9496Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100Fm 101Md 102No 103 Lr錒系錒釷鏷鈾钚镅锘鐒镎鋦锫锎锿鐨鍆10周期：特短周期（第 1 周期） 短周期（第

27、2，3 周期） 長周期（第 4，5 周期） 特長周期（第 6 周期）未完成周期（第 7 周期）一共有 18 列主族（A 族） 副族（B 族）s 區(qū)，d 區(qū)，ds 區(qū)，p 區(qū), f 區(qū)。列：族：區(qū)：非金屬三角區(qū)1-7-3 元素周期律的影響元素周期律是 20 世紀(jì)科學(xué)技術(shù)發(fā)展的重要理論之一，它對元素化合物的性質(zhì)有性，為尋找并設(shè)計(jì)具有特殊性質(zhì)的新化合物有很大的指導(dǎo)意義，極大的推動了科學(xué)技術(shù)的發(fā)展。1-8元素周期性原子參數(shù)像原子半徑，離子半徑，電離能，電子親和能，電負(fù)性等概念被稱為原子參數(shù)。1-8-1原子半徑原子的大小以原子半徑來表示，在討論原子半徑的變化規(guī)律時(shí)，我們采用的是原子的共價(jià)半徑，但稀有氣體

28、的原子半徑只能用范德華半徑代替。1. 從宏觀物性:元素的原子體積隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)多峰形的周期性曲線。大體上，峰間元素是堿金屬，谷底元素是每一周期處于中段的元素，僅個別例外。2. 根據(jù)量子力學(xué)理論:1965 年，瓦伯和克羅默計(jì)算出所謂的“理論原子半徑”，它也呈周期性變化。堿金屬處于每個峰尖，谷底元素卻是惰性元素。3. 通過測定結(jié)構(gòu)的方法:一般說來，共價(jià)半徑最小，金屬半徑居中，范德華半徑最大。顯然，把 3 種不同概念的原子半徑混在一起是毫無意義的。要比較不同原子的相對大小，取用的數(shù)據(jù)必須來源一致。4. 變化規(guī)律：短周期內(nèi)原子半徑的變化（1、2、3 周期）在短周期中，從左到右隨著原子序數(shù)的增加，

29、核電荷數(shù)在增大，原子半徑在逐漸縮小。但最后到稀有氣體時(shí)，原子半徑突然變大，這主要是因?yàn)橄∮袣怏w的原子半徑不是共價(jià)半徑，而是范德華半徑。長周期內(nèi)原子半徑的變化（4、5 周期）在長周期中，從左向右，主族元素原子半徑變化的趨勢與短周期基本一致， 原子半徑逐漸縮?。桓弊逯械?d 區(qū)過渡元素，自左向右，由于新增加的電子填入11了次外層的（1）d 軌道上，對于決定原子半徑大小的最外電子層上的電子來說，次外層的 d 電子部分地抵消了核電荷對外層 ns 電子的引力，使有效核電荷增大得比較緩慢。因此，d 區(qū)過渡元素從左向右，原子半徑只是略有減小，縮小程度不大；到了 ds 區(qū)元素，由于次外層的（1）軌道已經(jīng)全充滿

30、，電子對核電荷的抵消作用較大，超過了核電荷數(shù)增加的影響，造成原子半徑反而有所增大。同短周期一樣，末尾稀有氣體的原子半徑又突然增大。特長周期內(nèi)原子半徑的變化（6、7 周期）在特長周期中，不僅包含有 d 區(qū)過渡元素，還包含有 f 區(qū)內(nèi)過渡元素（鑭系元素、錒系元素），由于新增加的電子填入外數(shù)第三層的（2）f 軌道上，對核電荷的抵消作用比填入次外層的（1）d 軌道更大，有效核電荷的變化更小。因此 f 區(qū)元素從左向右原子半徑減小的幅度更小。這就是鑭系收縮。由于鑭系收縮的影響，使鑭系后面的各過渡元素的原子半徑都相應(yīng)縮小，致使同一副族的第 5、6 周期過渡元素的原子半徑非常接近。這就決定了 Zr 與 Hf、

31、Nb 與 Ta、Mo 與 W 等在性質(zhì)上極為相似，難以分離。在特長周期中，主族元素、d 區(qū)元素、ds 區(qū)元素的原子半徑的變化規(guī)律同長周期的類似。同族元素原子半徑的變化在主族元素區(qū)內(nèi)，從上往下，盡管核電荷數(shù)增多，但由于電子層數(shù)增多的因素起主導(dǎo)作用，因此原子半徑顯著增大。副族元素區(qū)內(nèi)，從上到下，原子半徑一般只是稍有增大。其中第 5 與第 6 周期的同族元間原子半徑非常接近，這主要是鑭系收縮所造成的結(jié)果。1-8-2電離能第一電離能：基態(tài)的氣體原子失去最外層的第一個電子成為+1 價(jià)離子所需的能量，A(g)A+(g) + eI1第二電離能：由體+1 價(jià)離子再失去一個電子成為+2 價(jià)離子所需的能量.I 1

32、 <I2<I3<I4關(guān)于電離能：(1) 電離能越小，說明原子在氣態(tài)時(shí)越易失去電子，金屬性越強(qiáng)。(2) 元素的電離勢隨 Z 的變化而呈現(xiàn)周期性的變化。同一周期自左至右，I 基本上依次增大。反常：Be 與 B， Mg 與 Al， P 與 S， Zn 與 Ga，As 與 Se,Cd 與 In， 與 Tl因?yàn)椋弘婋x能不僅與原子的核電荷有關(guān)，也與元素的電子層結(jié)構(gòu)有關(guān)。HgB(2s2 2p1)B+(2s22p0)例： I B < IBeB+具有較穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)。Be(2s2)Be(2s2) 全充滿，穩(wěn)定Be+(2s1)N(2s2 2p3)N 更穩(wěn)定O(2s2 2p4)N+(2s22p2

33、)I N < IOO+(2s2 2p3)12O+更穩(wěn)定(3) 同一周期過渡元素及內(nèi)過渡元素自左至右電離能變化不大，規(guī)律性也較差。(4) 主族元素自上而下電離能應(yīng)減少, 但 Sc 系收縮使 IGa> IAl; La 系收縮使 ITl> IIn,IPb> ISn, 通常主族元素金屬性自上而下依次增大.(5)副族元素電離能變化規(guī)律不規(guī)則1-8-3電子親合能（electron affinity)元素的一個氣態(tài)原子在基態(tài)得到一個電子形成基態(tài)、氣態(tài)負(fù)離子所的能量。符號 E，是 eV電子親和能取正值是體系放出能量，而電離能取正值卻是體系吸收能量。 電子親和能的大小并不能直接反映氣態(tài)電

34、中性原子得到電子變成氣態(tài)負(fù)離子的能力，而非金屬性的大小還取決于其他因素。電子親合能數(shù)值越大，該原子生成氣態(tài)負(fù)離子的傾向性越大。同一周期，自左至右，第一電子親合能逐漸增大（IIA 、VA 有特殊）。元素具有較高的電離能，也傾向于具有較高的電子親合能。第二周期元素的電子親合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半徑小、軌道數(shù)目少、電子間排斥力大等因素。主族元素的電子親和能/kJ·mol1：H 72.9Li 59.8Na 52.9 K 48.4Rb 46.9Cs 45.5BeMgCaSrBaB 23Al 44Ga 36In 34Tl 50C 122Si 120Ge 116Sn 121Pb 100N0.07P 74As 77Sb 101Bi 100O 141 S 200Se 195Te 190PoF 322Cl 349Br 325 I 295AtNeArKrXeRn1-8-4電負(fù)性1932 年，泡林提出了電負(fù)性的概念，用來確定化合物中的原子對電子吸引能力的大小。電負(fù)性可以用多種實(shí)驗(yàn)和理論方法來建立標(biāo)度，最經(jīng)典的是泡林標(biāo)度。他通過熱化學(xué)方法建立，并假定氟的電負(fù)性為 4.0，作為確定其他元素電負(fù)性的標(biāo)準(zhǔn)。氟的電負(fù)性最大，銫的電負(fù)性最小，氫的為 2.1，非金屬大多>2.0,s 區(qū)金屬大多