高中化學《原子結構與元素的性質》素材1

1、第三節(jié) 原子結構與元素性質第一個稀有氣體化合物的發(fā)現(xiàn)在加拿大工作的英國年輕化學家巴特列特（NBartlett）一直從事無機氟化學的研究。自1960年以來，文獻上報道了數(shù)種新的鉑族金屬氟化物，它們都是強氧化劑，其中高價鉑的氟化物六氟化鉑（PtF6）的氧化性甚至比氟還要強。巴特列特首先用PtF6與等摩爾氧氣在室溫條件下混合反應，得到了一種深紅色固體，經(jīng)X射線衍射分析和其他實驗確認此化合物的化學式為O2PtF6，其反應方程式為： O2PtF6O2PtF6 這是人類第一次制得O2+的鹽，證明PtF6是能夠氧化氧分子的強氧化劑。巴特列特頭腦機敏，善于聯(lián)想類比和推理。他考慮到O2的第一電離能是1175.7

2、千焦摩爾，氙的第一電離能是1175.5千焦摩爾，比氧分子的第一電離能還略低，既然O2可以被PtF6氧化，那么氙也應能被PtF6氧化。他同時還計算了晶格能，若生成XePtF6，其晶格能只比O2PtF6小41.84千焦摩爾。這說明XePtF6一旦生成，也應能穩(wěn)定存在。于是巴特列特根據(jù)以上推論，仿照合成O2PtF6的方法，將PtF6的蒸氣與等摩爾的氙混合，在室溫下竟然輕而易舉地得到了一種橙黃色固體XePtF6： XePtF6XePtF6 該化合物在室溫下穩(wěn)定，其蒸氣壓很低。它不溶于非極性溶劑四氯化碳，這說明它可能是離子型化合物。它在真空中加熱可以升華，遇水則迅速水解，并逸出氣體： 2XePtF66H

3、2O2Xe+O2+2PtO2 12HF這樣，具有歷史意義的第一個含有化學鍵的“惰性”氣體化合物誕生了，從而很好地證明了巴特列特的正確設想。1962年6月，巴特列特在英國Proccedings of the Chemical Society雜志上發(fā)表了一篇重要短文，正式向化學界公布了自己的實驗報告，一下震動了整個化學界。持續(xù)70年之久的關于稀有氣體在化學上完全惰性的傳統(tǒng)說法，首先從實踐上被推翻了?；瘜W家們開始改變了原來的觀念，摘掉了冠以稀有氣體頭上名不副實的“惰性”的帽子，拆除了人為的樊籬，很快形成了一個合成和研究新的稀有氣體化合物的熱潮，開辟了一個稀有氣體化學的新天地。元素性質的周期性1核外電

4、子構型元素的化學性質很大程度上取決于價電子構型。凡基態(tài)呈稀有氣體構型，即填滿p電子(np6)構型者是穩(wěn)定結構。這種結構的原子具有相當?shù)幕瘜W惰性。其它結構的原子或獲取或丟失電子達到穩(wěn)定結構而呈現(xiàn)化學活性。各族元素外層能級都有相似的電子構型。因而價態(tài)及氧化值相似、化學性質相似。其中過渡元素，電子除填入(n-1)d或(和)(n-2)f軌道上外，常還有一兩個更易丟失的ns電子，因而它們既有共同的價態(tài)，又有各自的多種氧化態(tài)，可形成多種價態(tài)的化合物，而且它們常各自呈現(xiàn)獨特又美麗的顏色。2原子半徑關于原子半徑r， 按近代原子結構的概念，核外電子呈幾率分布，因而原子的大小無明確界限。但在單質和化合物中，元素的

5、原子常以化學鍵結合在一起，因此原子的半徑實際上根據(jù) 測定它們的核間距離的實驗結果推導而得。通常將同種相鄰原子形成單鍵鍵距之半定為共價半徑，在金屬晶體中則稱金屬半徑。周期表中同周期內(nèi)的主族元 素自左向右核電荷逐漸增加，各元素的最后一個電子都填充在最外層上，由于同層上電子屏蔽較弱，因此有效核電荷是明顯增加的，從而導致了原子半徑的明顯變 ??；若自上而下按族遞增時，增加了電子層，而電子構型基本不變，因內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽較有效，因此有效核電荷的增加不顯著，原子半徑顯著增大。副族 元素自左向右遞變時，各元素的最后一個電子都填充在(n-1)層上，由于較內(nèi)層電子對外層電子屏蔽較強，因此有效核電增加不明顯

6、，因而大體上原子半徑變化不大。但當次外層的d軌道全充滿時由于(n-1)d10的較大的屏蔽作用而導致原子半徑突然明顯增大。副族自上而下，有效核電荷增加不明顯，因而原子半徑基本不變。至于鑭系元素從左至右，各元素的最后一個電子都填充在(n-2)層上，由于內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽較有效，因此有效核電荷增加很少，因此原子半徑略有收縮(約1pm)，但累計有14個元素導致鑭系原子半徑相近，加上電子構型相似因而La系15個元素(常還包括釔)化學性質相近。鑭系元素原子半徑的收縮(鑭系收縮)，又導致其后的元素與其相應上一周期的同族元素的原子半徑非常接近，如Zr與Hf，Nb與Ta，Mo與W等，它們的化學性質也極相近

7、，常以共生礦在地球共存，化學上分離它們具有一定難度。周期表中的原子半徑的周期性。3電離能與電子親合能在化學反應中，各元素原子將得到或失去電子使自己的外層電子構型變成穩(wěn)定的構型，其得失電子的能力可用電離能(I)，電子親合能(Y)與電負性(X)來描述。電離能(I)指基態(tài)氣態(tài)原子或離子失去一個電子形成其相應的氣態(tài)離子所需最低能量：Me(g)Me (g) e- 第一電離能I1=H1(正值) Me (g)Me2 (g) e- 第二電離能I2=H2(正值)顯然多級電離能有I1I2I3，它們皆為正值。同一周期中，自左向右元素的I1總體上由小變大，到稀有氣體時達到最大值，但會出現(xiàn)有規(guī)律的曲折變化，這與電子處于

8、充滿或半充滿時(s2，p3，p6，d5)的構型較為穩(wěn)定有關，如I1(B)I1(Be)，I1(O)I1(N)等。同一主族內(nèi)自上而下元素的I1遞減。I1的周期性變化。電子親合能(Y)指基態(tài)氣態(tài)原子獲取一個電子成為氣態(tài)負離子時釋放的能量：A(g) e-A-(g) 電子親合能Y=-H當負離子再結合電子成帶二個負電荷的負離子所釋放的能量為第二電子親合能(Y2)。一般Y1為正值即放熱過程，但由于電子與負離子間的靜電斥力，故Y2是負值，即為吸熱過程。實際上僅有少數(shù)元素能形成穩(wěn)定負離子，加之確定Y值較困難，因而這方面數(shù)據(jù)較少，且僅少數(shù)元素的電子親合能數(shù)據(jù)是準確的。4電負性一個原子既有得電子能力又有失電子能力，

9、當它處于指定分子中時究竟傾向于得電子還是失電子呢？為統(tǒng)一說明原子在分子中的行為，鮑林(* LPauling(美)因在化學鍵和蛋白質分子結構方面的重要貢獻而獲1954年諾貝爾化學獎)。綜合了原子得失電子的能力，提出了元素電負性的概念。電負性是元素的原子在分子中吸引成鍵電子的能力。鮑林比較了A與B兩原子間的生成熱和AA，BB的鍵能數(shù)據(jù)，且指定F的電負性X=4.0，從而依此得出了其它元素的電負性。電負性越大的元素的原子在分子中吸引成鍵電子能力越大。在周期表中總變化趨勢是：同一周期元素，從左到右電負性加大，同一族元素，從上到下電負性遞減。因此，表的左下角元素電負性最小，右上角則最大，其余元素居中。電負性X的周期性變化。5金屬性元素的金屬性和非金屬性是指其原子在化學反應中失去和得到電子的能力。自然，比較電離能I、電負性X的數(shù)值可判斷元素的這個屬性。凡I，X越小，元素的金屬性