原子结构与原子半径

如： Be(2s2) B(2s22p1) N(2s22p3) O(2s22p4) I1(kJ·mol-1) 899.5 800.6 1402.3 1314.0 原因：Be和N的原子结构电子排布为全满、半满状态，较稳定，难失去电子，电离能较大。 * * 无机化学 第十六讲 原子结构与元素基本性质 主讲人：彭艳芬 CH4 SO2 CO2 一、 原子结构与原子半径 元素的基本性质与原子结构密切相关，因而也呈现明显的周期性变化规律。 1. 原子半径 电子在原子核外各处都有可能出现，单个原子没有明确界面，所谓原子半径是根据相邻原子的核间距测出的。 共价半径：同种元素的原子以共价键结合时，它们核间距离的一半。如Cl2 金属半径：金属晶体中，相邻两原子核间距离的一半。 范德华半径：分子晶体中非键的两个同种原子核间距离的一半 原子半径在周期表中的变化规律： (1)同一周期从左到右 主族元素：电子填充在最外层，有效核电荷增大，而电子层数不变，故原子核对电子的吸引力增大，原子半径明显减小。 副族元素：电子填充在次外层，有效核电荷增加不多，从而原子半径减小较慢，且有例外。 (2)同一族从上到下 主族元素：有效核电荷增加不多，但电子层数逐渐增加，故原子半径逐渐增大。 副族元素：原子半径一般也增大，但第五、六周期同族元素原子半径相近，这是由于镧系收缩。 镧系收缩是指镧系元素整个系列原子半径缩小的现象，镧系收缩使镧以后的元素原子半径都缩小，使它们的半径和第五周期同族元素相近。 Zr(145pm) Nb(134pm) Mo(129pm) La-Lu Hf(144pm) Ta(134pm) W(130pm) 二、 原子结构与电离能 I 定义：元素的基态气态原子失去一个电子形成+1价的气态离子所需的能量称为该元素的第一电离能(I1)。 电离能的大小反映了原子失去电子能力的大小，电离能越小，原子越易失去电子。 元素第一电离能的周期性变化 三、 电子亲和能 E 定义：基态的气态原子得到一个电子，生成氧化值为-1价的气态负离子时所放出的能量称为第一电子亲和能E1，相应地有第二、第三电子亲和能。 O(g) + e- = O-(g) E1 = 141 kJ·mol-1 O-(g)+ e- = O2-(g) E2 = －780 kJ·mol-1， 注：电子亲和能习惯上和?H符号相反，即放出能量用正值表示 一般第一电子亲合能为正，第二电子亲合能为负，因为负离子带电排斥外来电子，要结合电子必须吸收能量以克服电子的排斥。 电子亲和能的大小反映了原子得电子的难易，电子亲和能越大，表示原子得到电子时放出的能量越多，即越易得到电子。 变化规律： 同一周期：从左到右有效核电荷增大，原子半径减小，故电子亲和能逐渐增大。 同一主族：从上到下，原子半径增大，则电子亲和能逐渐减小。 但第二周期的F、O、N它们的电子亲和能反而比相应的第三周期的元素小，这是因为其半径小，接受电子时所受的斥力较大，从而放出的能量减小。 4. 电负性 ? 电负性是指元素的原子在分子中吸引电子的能力。 元素的电负性越大，表示该原子在分子中吸引电子的能力越强。 有多种标度电负性的方法，较为通用的是电负性标度。(鲍林电负性值)。 变化规律： 主族元素：同一周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同一族从上到下，元素的电负性逐渐减小。 副族元素：变化不明显。