【文章內(nèi)容簡介】 g、 Au最高氧化值分別為 +2.+1,+3。 除釕 (Ru)和鋨 (Os)外 ，第 Ⅷ 族中其他元素未發(fā)現(xiàn) 有氧化值為 +8的化合物。 注意： 副族元素大都具有可變的氧化值。下表中列出了第 4周期副族元素的主要氧化值。 IA 元素的氧化值 +1 IIA 變價元素中，下劃線的較穩(wěn)定 IIIA IVA VA VIA VIIA +2 +3 4 +4 3 +1 +3 +5 2 +4 +6 1 +1 +5 +7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB +3 +2 +4 +3 +5 +3 +6 +2 +7 +2 +3 +8 +1 +2 +3 +2 +3 +1 +4 +2 +5 +3 +6 +4 3 .電離能 ① 金屬性與非金屬性 金屬元素易失電子變成正離子， 可用金屬性表征原子失去電子的能力， 元素的原子愈容易失去電子，它的金屬性就愈強(qiáng)； 非金屬元素易得電子變成負(fù)離子， 可用非金屬性表征原子得電子的能力， 原子獲得電子的能力愈強(qiáng)，它的非金屬性就愈強(qiáng)。 ② 電離能 是表征元素失去電子難易程度的物理量 ,定義為： 氣態(tài)的原子失去一個電子變成 +1價的離子所需吸收的能量叫做該元素的 第一電離能 。 氣態(tài)一價陽離子再失去一個電子成為氣態(tài)二價陽離子所需的能量稱為 第二電離能 . 以此類推。 電離能數(shù)據(jù)可由光譜數(shù)據(jù)精確求得。 思考 1： 第一電離能與原子半徑之間的關(guān)系如何？ 答：原子半徑 r大時，電子離核遠(yuǎn)，受核的引力小，較易電離，從而電離能較小。 思考 2： 電離能與金屬活潑性之間的關(guān)系如何？ 答：電離能越小，金屬的活潑性越強(qiáng)。 *電離能 I :氣態(tài)基態(tài)原子失電子所需之能量。 有 I I I3… 之分。 規(guī)律 ：主族： 左 → 右 ，增大； 但有一些波動。當(dāng)電子結(jié)構(gòu)為全充滿或半充滿時，其第一電離能相應(yīng)較大 . 上 → 下 ，減小。 副族：規(guī)律不明顯。 第一電離能的周期性 4. 電負(fù)性（ electronegativity) 鮑林在 1932年引入 “ 電負(fù)性 ” 表征原子吸引電子的能力的強(qiáng)弱。 電負(fù)性數(shù)值越大，原子在分子中吸引電子的能力越強(qiáng)；電負(fù)性值越小，原子在分子中吸引電子的能力越弱。 鮑林根據(jù)化學(xué)鍵離解時耗能的高低，確定了周期表中各元素的電負(fù)性的值（鮑林用離解能數(shù)據(jù)計(jì)算電負(fù)性時指定 F 的電負(fù)性為 ）。各元素的電負(fù)性的數(shù)值見下圖 . 原子吸引電子的趨勢較強(qiáng) , 則在化合物中顯示電負(fù)性 ,反之顯電正性。 *電負(fù)性 χ ： 分子中 原子吸引電子的能力。以χ(F)= 為基準(zhǔn)計(jì)算其它元素的電負(fù)性。 規(guī)律： 左 → 右，由小 → 大； 上 → 下，由大 → 小。 ? 金屬元素 (除釕、銠、鈀、鋨、銥、鉑以及金外 ) 的電負(fù)性數(shù)值小于 ， ? 非金屬元素 (除 Si外 )則大于 一般以 。 5. 原子半徑 人為規(guī)定的參數(shù) ,有三種： ① 金屬半徑 —金屬晶體中，相鄰原子 核間距半 。 ③ 范德華半徑 —單原子分子晶體中， 相鄰原子核間距之半。 ② 共價半徑 —共價鍵形成的單 質(zhì)，相鄰原子核間距之半； 原子半徑 (相對大小） 短周期元素： 左 → 右 ，半徑由 大 → 小 ； 上 → 下 ，半徑由 小 → 大 ； 過渡元素：同周期： 兩頭大，中間小 。 同 族：半徑變化緩慢。 6. 元素的金屬和非金屬性 決定于電荷 z，半徑 d等。總的情況是： 左 → 右 ，非金屬性 增強(qiáng) ； 上 → 下 ， 主族 ,金屬性 增強(qiáng) ； 副族 ,金屬性 減弱 (ⅢB 族例外 ) 規(guī)律 ： 小結(jié)： ① 多電子原子的能級由 n、 l 決定 ， 并隨著 n、 l 值的增加而升高 。 一些元素的某些軌道的能量可出現(xiàn)能級交錯 。 ② 多電子原子核外電子分布遵從泡利原理 、 最低能量原理 、 洪特規(guī)則 。 ③ 元素外層電子的構(gòu)型按周期表可分為 5個區(qū)域： s 區(qū) 、 d 區(qū) 、 ds 區(qū) 、 p 區(qū) 、 f 區(qū) 。 ④ 原子結(jié)構(gòu)的周期性變化導(dǎo)致元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化 。 主族元素性質(zhì)周期性變化的規(guī)律性明顯 ， 副族元素性質(zhì)變化的周期性規(guī)律一般不明顯 。 化學(xué)鍵與分子間相互作用力 一 .化學(xué)鍵 (chemical bonding) 分子或晶體中原子 (或離子 )之間強(qiáng)烈的作用力叫做 化學(xué)鍵 。 化學(xué)鍵主要有 金屬鍵 、 離子鍵 和 共價鍵 等三類。 組成化學(xué)鍵的兩個原子間 電負(fù)性 差 大于 時，一 般生成 離子鍵 ， 小于 時一般生成 共價鍵 。而 金屬原 子 之間則生成 金屬鍵 。 (Ionic bond) (1)定義 由正、負(fù)離子間的靜電引力形成的化學(xué)鍵 叫做 離子鍵 。由離子鍵形成的化合物叫離子化合物 . (2) 離子鍵的形成 ① 原子得 ne成負(fù)離子，原子失 ne成正離子； ② 正負(fù)離子以 靜電引力 結(jié)合，成離子化合物； ③ 離子鍵強(qiáng)度，正比于電荷 q，反比于半徑 r。 (3) 離子鍵的特征 ① 離子鍵有極性； ② 離子鍵無飽和性、方向性。 (4) 離子的特征 ①離子的電荷 ——原子得、失電子數(shù)。 ②離子的電子層結(jié)構(gòu) 原子得電子，填于最外層 ,成稀有氣體結(jié)構(gòu)；原子失電子時，按 (n+)計(jì)算能級高低。 26Fe3+ 為 [Ar]3d5 4s0, 而不是 [Ar]3d3 4s2 正離子的電子構(gòu)型 可分為： 1 917 電子型 s區(qū) ds區(qū) d區(qū) 如： Li+ Ag+ Fe2+、 Fe3+ ③ 離子的半徑 ——離子在 晶體中的接觸半徑。 即： d=r++r 如 : 通常以 r(O2)=132pm r(F )=133pm 推算其他離子的半徑。 例題 :下列離子所屬的類型 :BrBa2+Zn2+Bi3+Ti4+ 解 :35Br :[Ar]3d10 4s2 4p6—8電子型 ； 56Ba2+:[Xe]6s0=[Kr]5s25p6—8電子型 ； 30Zn2+:[Ar]4s0=[Ne]3s23p63d10—18電子型 。 22Ti2+[Ar]3d24s0=[Ne]3s23p63d2—917電子型 2. 共價鍵 (Covalent bond) 早期共價鍵理論是路易斯的公用電子對理論。即 :原子間靠公用電子對結(jié)合起來的化學(xué)鍵是共價鍵。如： 各原子滿足稀有氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。但是： 像 PCl5 ： 和 SF6 ： 是沒有 稀有氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的。 1927年，海特勒、倫敦解 H2分子的薛定諤方程， 共價鍵的本質(zhì)才得以解釋。 (1)價鍵理論 ——VB法 解氫分子的薛定諤方程時得知 :兩個氫原子的 未成對電子 靠近時，系統(tǒng)能量的變化如圖 : 目前共價鍵理論有 價鍵理論 (VB法 )和 分子軌道理論 (MO法 )。 ① 氫分子的形成： 自旋平行 ，出現(xiàn) 斥態(tài) ， 系統(tǒng)能量高； 自旋相反 ，出現(xiàn) 基態(tài) ， 引力增強(qiáng)，能量降低。 此時， d=74pm， Es=436kJmol1。 74pm 2a0=106pm 說明原子 軌道 發(fā)生了 重疊 。 ?成鍵原子的 未成對電子 自旋相反 ； ?最大重疊原理： 成鍵原子的原子軌道 重疊程度 （面積） 越大 ，鍵越牢。 ?對稱性匹配原理： 原子軌道的重疊，必須發(fā)生于 角度分布圖中 正負(fù)號相同的軌道 之間。 ② 價鍵理論要點(diǎn)： + + 對稱性匹配 —成鍵 + + 對稱性不匹配 ③ 共價鍵的特征 飽和性 ——電子配對后不再與第三個電子成鍵； 方向性 ——除 s軌道，最大重疊必有方向 + + + + + + + ④ 共價鍵的類型 ?σ 鍵 :原子軌道沿鍵軸方向“ 頭碰頭 ”式重疊 。 ?π 鍵 :原子軌道沿鍵軸方向“ 肩并肩 ”式重疊 由