9-4 元素的性質及週期性

元素. 電子組態. E1. E2. E3. E4. 價電子. Na. 1s22s22p63s1 ... 例如：游離能Cl->F->Br->I- 6. 一般非金屬元素之電子親和力均比金屬元素大；所有元素 ... 9-4元素的性質及週期性 一、游離能 二、電子親和力 三、電負度 四、元素的週期性 五、ⅠA、ⅡA及ⅧA族之比較 一、游離能 [return] 1.   定義：從氣態原子移出一個束縛最鬆的電子所需的能量，稱為該原子的游離能(ionization energy，常簡稱為IE或I) M(g)→M(g)++e-         △H=I1 Þ游離能即為移出氣態原子最高能階軌域之一個電子從n=1至n=∞所需的能量 Þ游離能必為吸熱反應 例如：將氣態氫原子的一個電子從n=1至n=∞能階所需的能量為  J/個e  kJ/mole  kcal/mole  eV/個   2.   從氣態的原子移出束縛最鬆的第一個電子所需的能量稱為第一遊離能(first ionizationenergy，以I1表示，若無特別聲明，一般所說的"游離能"均指"第一遊離能"而言) 依次移去第二個、第三個、......、第n個電子所吸收的能量稱為第二游離能(I2)、第三游離能(I3)、......、第n游離能，即 M+(g)→M(g)2++e-                      △H=I2 M2+(g)→M3+(g)+e-                     △H=I3 M3+(g)→M4+(g)+e-                     △H=I4，.......... 其大小為I1Mg2+>Na+ ‚一般而言，同一列元素，其IE隨原子序增加降低 (2) 軌域主量子數n 愈大，電子距離核較遠，故游離能愈小 同族元素游離能隨原子序增加而降低 游離能：Li>Na>K>Rb>Cs (3) 主量子數n相等，因能階高低為nsp>d>f 例如：Mg(3s)>Al(3p) (4) 內層電子之遮蔽效應(shieldingeffect) 內層電子數增加，電子間的相斥力減弱原子核對外層電子的吸引力，使游離能降低 同族元素游離能隨原子序增加而降低 (5) 若價軌域已全滿(如s2、p6、d10、f14)或半滿(如p3、d5、f7)，因電子雲對稱，故游離能較大 porbital全滿(鈍氣組態)，IE同列最大 ‚porbital半滿(s，d全滿)，IE較鄰者高 例如：8O   7N   7N的質子數比8O少1，但因N的2p軌域為半滿，而O的2p軌域非半填滿，故N的游離能大於O但是，7N的質子數比9F少2，故N的原子核吸引電子力量較F少，因而N的游離能小於F ∴游離能OMg2+>Na+ ‚相同元素時 M3+>M2+>M+>M>M->M2- ƒ陰離子之遊離能需考慮電子親和力 任何陰離子之遊離能均比任何中性原子游離能低 6.   游離能在週期表之規律性 (1)  A族元素 同行：游離能隨原子序增加而減小 隨原子序增加，外層電子距原子核較遠，受核之吸引力小，故游離能減小 Li>Na>K>Rb>Cs ‚同列：隨原子序增加(即核電荷增大)而呈鋸齒形增加 IE1：LiB  1s22s22p1 Be 1s22s2 ∵能階 2p>2s(比n+l值)   ∴游離能：Be>B O  1s22s22p4 N  1s22s22p3 (p半滿，較穩定) ∴游離能：N>O IE2：Be+C+ 1s22s22p1 B+ 1s22s2 ∵能階 2p>2s   ∴游離能：C+F+同週期(同列)元素游離能：1<3<2<4<6<5<7<8 (2)  B族元素：游離能大小相差不大 同列過渡元素之遊離能相差不大Þ(n-1)d內層電子遮蔽效應 ‚同列過渡元素IE1均大於同列ⅠA、ⅡA金屬Þ核電荷較大 (3)  同列A族元素之第n游離能以第n行最小，第(n-1)行元素最大 第二週期：IE1：最大Ne    (1-1=0ⅦA)        最小 Li IE2：最大Li        最小 Be (4)  ⅡA(鹼土金族)元素，這是因為ⅡA族元素的價電子組態為ns2，即第一遊離能(I1)及第二游離能(I2)所移去的電子均為ns軌域的電子 M(g)+IE1→M+(g)+e- M+(g)+IE2→M2+(g)+e- 依庫侖靜電力 ∵M2+電量為M+之兩倍∴I2/I1≒2 同理，ⅢA族元素價電子組態為ns2np1，I1及I2所移去的電子為不同種軌域的電子，故無上述之規律性，但因I2及I3所移去的電子均為ns軌域的電子，又由M+(g)+IE2→M2+(g)+e-、M2+(g)+IE3→M3+(g)+e-，M3+帶電量為M2+的3/2倍，再依庫侖靜電力知I3是I2的3/2倍，即ⅢA族(鋁族)元素之   7.   游離能最大者為He，所有存在於自然界的元素中，游離能最小者為Cs。

而氫的I1大於任何金屬的I1   二、電子親和力(Electronaffinity) [return] 1.   定義：一中係性氣態原子吸引一電子成帶負電的離子時之能量變化稱為電子親和力。

X(g)+e-→X-(g)   △H=電子親和力 2.   特性： (1)一般而言，電子親和力為放熱反應，即△H<0 但ⅡA(ns2)、ⅤⅢA(ns2np6)及ⅤA(ns2np3)的N，因為電子組態安定 ∴△H>0 (2)電子親和力愈大，△H"負值"愈大，即放熱愈多 (3)電子親和力的絕對值永遠小於游離能 (4)第二(或更高級)之電子親和力均為吸熱反應 如O-(g)+e-→O2-(g) △H=+845kJ/mole Þ即所有的陰離子之電子親和力△H皆為正值； 但所有的陽離子加入一個電子皆為放出能量△H<0 O+(g)+e-→O(g) △H=-1314kJ/mole 此即為游離能之逆反應故為放熱反應△H<0 3.   影響電子親和力之因素 (1)核電荷：核電荷愈大，吸引電子力量愈大，放熱愈多 (2)原子大小：原子半徑愈大(n值大)，外層電子距核愈遠，電子親和力放熱較小 (3)電子組態： ⅡA、ⅤⅢA族之價電子組態依次為ns2、ns2np6，電子成對，故電子不易再增加至空軌域∴△H>0 ‚ⅤA的N元素之價電子組態為2s22p3，由於電子雲對稱的安定性使其電子親和力為吸熱 但是N以外之ⅤA族元素由於核電荷增大，且外層有nd軌域(如P原子有3d軌域，但N原子無2d軌域)，故電子親和力均為放熱 4.   電子親和力在週期表中之傾向 (1)A族同列元素隨原子序增加，核電荷增大，電子親和力放熱愈多 ∴ⅦA族放熱最多 (2)A族同行元素電子親和力大致隨原子序增加而放熱愈少 ∵同行原子序愈大，n值愈大，電子離核愈遠，受原子核束縛力較小，故放熱愈少 例外：Cl>F>Br>I F原子半徑F->Br->I-  6.   一般非金屬元素之電子親和力均比金屬元素大；所有元素中以Cl的電子親和力最大，F 則次之 7.   陰離子移去一個電子所需之能量小於由原子或陽離子移去一個電子所需之能量，即電子親和力的絕對值永遠小於游離能 8.   任何陰離子之遊離能均比任何中性原子小 游離能F>Cl- ‚Na+>Ne>Na>F- ƒF+>F>F-   三、電負度(陰電性標electronegativity) [return] 1.   意義：一分子內，組成原子對共用電子吸引力大小程度稱為電負度 1932庖立依化學鍵強度導出電負度標 ÞF的電負度最大，定為4，其他元素原子電負度為與F之比較值 2.   電負度愈大，原子對共用電子吸引力愈大 3.   電負度在週期表中之規律性 電負度：F>Cl>Br>I 電子親和力：Cl>F>Br>I   四、元素的週期性 [return] 1.   原子半徑與離子半徑 (1)原子半徑 A族元素 同族元素，原子序愈大，n愈大∴原子半徑增大 ‚同週期(同列)元素，其原子半徑隨原子序的增大而減少 ∵原子序愈大，核電荷愈大，對核外電子吸引力愈大，故半徑減小 B族元素：半徑相差不多 原子序愈大，對核外電子吸引力愈大Þ半徑減小 原子序愈大，核外電子數愈多，電子間斥力愈大Þ半徑增大 ∴B族元素在此二效應作用之下，故半徑相差不大 (2)離子半徑 同一元素的陽離子半徑Fe3+、Cr2+>Cr3+ ƒ週期表同行元素的離子(電荷數相等)，其原子序愈大者，離子半徑愈大 如：Li+