chap6-2 原子結(jié)構(gòu)

1、1第六章第六章 原子結(jié)構(gòu)原子結(jié)構(gòu)6.1 微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性6.2 氫原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)氫原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)6.3 多電子原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)多電子原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)6.4 原子結(jié)構(gòu)和元素周期律原子結(jié)構(gòu)和元素周期律6.5 放射性同位素及其應(yīng)用（略）放射性同位素及其應(yīng)用（略）2原子核外電子排布原子核外電子排布（原子結(jié)構(gòu)）（原子結(jié)構(gòu)）保里不相容原理保里不相容原理能量最低原理能量最低原理洪特規(guī)則洪特規(guī)則元素周期律元素周期律周期、族、區(qū)的劃分周期、族、區(qū)的劃分元素基本性質(zhì)元素基本性質(zhì)原子半徑、電離能、電子親合能、電負(fù)性原子半徑、電離能、電子親合能、電負(fù)性屏蔽效應(yīng)屏蔽效

2、應(yīng)鉆穿效應(yīng)鉆穿效應(yīng)3多電子原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)多電子原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)中心力場模型中心力場模型多電子原子能級多電子原子能級屏蔽效應(yīng)屏蔽效應(yīng)鉆穿效應(yīng)鉆穿效應(yīng)斯萊特規(guī)則斯萊特規(guī)則能級交錯(cuò)能級交錯(cuò)能級圖能級圖原子軌道填充順序原子軌道填充順序三原則三原則不相容原理不相容原理能量最低原理能量最低原理洪特規(guī)則及特例洪特規(guī)則及特例注意注意原子實(shí)原子實(shí)書寫格式書寫格式離子的電子排布離子的電子排布特例特例原子核外電子排布原子核外電子排布4原子結(jié)構(gòu)和元素周期律原子結(jié)構(gòu)和元素周期律周期律本質(zhì)周期律本質(zhì)ns1 ns2np6 原子半徑原子半徑（范得華半徑（范得華半徑金屬半徑金屬半徑共價(jià)半徑）共價(jià)半徑）周期、族、區(qū)劃分

3、周期、族、區(qū)劃分同周期變化規(guī)律同周期變化規(guī)律同族變化規(guī)律同族變化規(guī)律鑭系收縮鑭系收縮電離能電離能(0)變化規(guī)律、元素金屬性變化規(guī)律、元素金屬性強(qiáng)弱（非溶液）強(qiáng)弱（非溶液）電子親和能電子親和能(正、負(fù)正、負(fù))變化規(guī)律變化規(guī)律電負(fù)性電負(fù)性規(guī)律（規(guī)律（ =2為劃分金屬、為劃分金屬、非金屬近似分界點(diǎn)）非金屬近似分界點(diǎn)）元素基本性質(zhì)元素基本性質(zhì)5 6.3 多電子原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)多電子原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài) 對于多電子，由于其他電子對指定的電子有非常復(fù)雜的作用，薛定諤方程無法精確求解薛定諤方程無法精確求解，可使用一種近似方法，即中心力場中心力場模型模型作近似處理，使問題簡單化。 中心力場模型中心力場

4、模型把多電子原子中其余電子對指定的某個(gè)電子的作用近似看作抵消一部分核電荷對該指定電子的吸引。這樣指定電子可處理成只受帶正電的原子核的作用只受帶正電的原子核的作用，與單電子原子中的情況相似與單電子原子中的情況相似。此時(shí)薛定諤方程可近似求解，得到一系列波函數(shù)及相應(yīng)的能級。波函數(shù)或原子軌道角度分布與氫相似，但軌道能級復(fù)雜得多。61 多電子原子的能級多電子原子的能級(1) 屏蔽效應(yīng)屏蔽效應(yīng)：在多電子原子中，核外電子不僅受到原子核的吸引，而且還受到電子間的相互排斥。設(shè)想把其他電子對指定電子的排斥力歸結(jié)為核對指定電子吸引力的減弱，實(shí)際作用在指定電子上的核電荷為Z-。這種因?yàn)槭芷渌娮优懦?，而使指定電這種因

5、為受其他電子排斥，而使指定電子感受到核電荷（稱為有效核電荷）減小的作用稱為屏蔽效子感受到核電荷（稱為有效核電荷）減小的作用稱為屏蔽效應(yīng)。應(yīng)。 Z * = Z- 利用中心力場模型的建立，得到多電子原子能級計(jì)算公式為En = -2.17910-18(Z*n)2= -2.17910-18(Z- n)2Z *為有效核電荷； 為屏蔽常數(shù) 該式并不直接包含副量子數(shù)l，但因與l有關(guān)，所以軌道能軌道能量由量由n和和l共同決定共同決定。7斯萊特（斯萊特（Slater）規(guī)則）規(guī)則 (可見可見是由n、l決定的) 將原子中的電子分組： (1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4

6、f) (5s,5p)余類推。 位于被屏蔽電子右邊的各組電子位于被屏蔽電子右邊的各組電子，對被屏蔽電子無屏蔽作用。即=0 組內(nèi)電子間也有屏蔽組內(nèi)電子間也有屏蔽，1s1s電子間電子間=0.30=0.30,其余各組組內(nèi)其余各組組內(nèi)電子間電子間=0.35=0.35。 被屏蔽電子為被屏蔽電子為nsns或或npnp時(shí)時(shí)，(n-1)(n-1)層的電子對它的=0.85=0.85, (n-2)(n-2)及更低層電子的=1.00=1.00。 被屏蔽電子為被屏蔽電子為ndnd或或nfnf時(shí)時(shí)，位于它左邊的各組電子對它的=1.00=1.00。8 萊斯特規(guī)則是一個(gè)很粗略的經(jīng)驗(yàn)規(guī)則，對萊斯特規(guī)則是一個(gè)很粗略的經(jīng)驗(yàn)規(guī)則，對

7、n n 4 4的軌道準(zhǔn)確的軌道準(zhǔn)確性稍好，而對性稍好，而對n n 4 4的軌道誤差很大。的軌道誤差很大。 屏蔽常數(shù)對各分層的能量影響很大。一般而言，在主量子數(shù)n相同的條件下，值越大，有效核電荷（Z-）就越小，核對該分層電子的吸引力就越小，因此，該分層電子的能量就升高。如如E E3d3d顯著大于顯著大于E E3s3s。 在多電子原子中，n相同時(shí)，其他電子對l越大的分層的電子的屏蔽作用就越大。即同一個(gè)內(nèi)層電子對外層的d、f電子的屏蔽作用比對s、p電子的屏蔽作用要大。其實(shí)質(zhì)其實(shí)質(zhì)應(yīng)歸結(jié)到電子云的徑向分布和穿透效應(yīng)。應(yīng)歸結(jié)到電子云的徑向分布和穿透效應(yīng)。9 結(jié)論：n、l相同的軌道將具有相同的能量，即處在

8、同一能相同的軌道將具有相同的能量，即處在同一能級上級上。從n =2開始，同一電子層內(nèi)將有兩個(gè)或兩個(gè)以上l值決定的不同能級，如2s,2p，等等。幾條能量相同的軌道處在同一能級的現(xiàn)象稱為簡簡并態(tài)（簡并軌道）并態(tài)（簡并軌道）。在氫原子中，因軌道能量只與n有關(guān)，所以n2（n=1：1(s); n=2：1(s)+3(p)=22;n=3：1(s)+3(p)+5(d)=32）條能量相同的軌道是簡并軌道；在多電子原子中，角量子數(shù)為l的能級具有(2l+1)條簡并軌道(sp d f, 而只是3個(gè)p軌道互為簡并軌道,5d,7f同理)。10思考題思考題1：按斯萊特規(guī)則計(jì)算F-離子中的2p電子的有效核電荷數(shù)為（1）9 （

9、2）4.85 （3）5.20 （4）4.55解： F-的一個(gè)2p電子受到（n-1）層1s上兩個(gè)電子與同一電子層上的其余7個(gè)電子的屏蔽作用。被屏蔽電子為ns或np時(shí)，(n-1)層的電子對它的=0.85，組內(nèi)電子間也有屏蔽，1s電子間=0.30,其余各組組內(nèi)電子間=0.35有效核電荷數(shù) Z * = Z- =9- 20.85- 70.35= 4.85(2)11(2)鉆穿效應(yīng)： 在原子核附近出現(xiàn)幾率較大的電子，可更多地避免其余電子的屏蔽，受到核較強(qiáng)的吸引而更靠近核。這種外層電子穿過內(nèi)層空間鉆入原子核附近時(shí)使屏這種外層電子穿過內(nèi)層空間鉆入原子核附近時(shí)使屏蔽作用減弱的效應(yīng)叫鉆穿效應(yīng)。蔽作用減弱的效應(yīng)叫鉆穿

10、效應(yīng)。鉆穿效應(yīng)與電子云的徑向分布函數(shù)有關(guān)（比如4s,3d軌道）。 n 相 同 ， l 不 同 的 各 個(gè) 電 子 ， 鉆 穿 效 應(yīng) 為nsnpndnf，則能量EnsEnpEndEnf。12能級交錯(cuò)：能級交錯(cuò)： 當(dāng)當(dāng)n、l都不同時(shí)都不同時(shí)，但由于4s的小峰鉆穿到離核近的地方，鉆穿效應(yīng)大，回避了內(nèi)層電子對它的屏蔽，因而E4sE3d。 這種某些n較大的原子軌道的能量反而低于n較小的原子軌道能量的現(xiàn)象，稱為能級交錯(cuò)能級交錯(cuò)。 能級交錯(cuò)是由鉆穿效應(yīng)引起的能級交錯(cuò)是由鉆穿效應(yīng)引起的。13結(jié)論：在一個(gè)原子中，電子的屏蔽效應(yīng)屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)鉆穿效應(yīng)同時(shí)存在，共同作用的結(jié)果使多電子原子中各軌道能量為：l相同

11、，n越大電子能量越高，如E1s E2s E3s 。n相同，l越大電子能量越高，如E3s E3p E3d .和Ens E(n-2)f E(n-1)d Enp。 14(3)能級圖：鮑林的原子軌道近似能級圖鮑林的原子軌道近似能級圖 注：左圖中的圓圈圓圈代表軌道，七個(gè)方框方框代表七個(gè)能級組能級組。同一能級內(nèi)，能級間的能量間隔較小；能級組之間的能量間隔較大。七個(gè)能級組與周期表中的七個(gè)周期相對應(yīng)。每當(dāng)電子開始填充一個(gè)新的能級組時(shí)，周期表就開始排列一個(gè)新的周期。7s6p 5d 4f 6p5d4f6s5s5p 4d 5p4d5s4s3d 4p 4p3d4s3s3p 3p3s2s2p 2p2s1s1s（一）（二

12、）（三）（四）（五）（六）（七）6s5f 6d 7p6d5f7s15由圖可知：當(dāng)l相同時(shí)，n值越大能級越高，如E1s E2s E3s , E2p E3p E4p ；當(dāng)n相同時(shí)，l越大能級越高，如Ens Enp EndEnf ；當(dāng)n和l都不相同時(shí)，用（n+0.7l）值判斷，例如，E4sE3d, E5sE4d,這就是所謂的能級交錯(cuò)。16原子軌道填充順序原子軌道填充順序172 原子核外電子排布原子核外電子排布 根據(jù)原子光譜實(shí)驗(yàn)和量子力學(xué)理論，原子核外電子排布遵守三個(gè)原則：保里不相容原理、能量最低原理、洪特規(guī)則（及特例）保里不相容原理保里不相容原理：在同一個(gè)原子里沒有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子；或，在同一

13、個(gè)原子里沒有四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。即在原子中，若電子的n,l,m相同，則ms一定不同，在同一條原子軌道最多可以容納兩在同一條原子軌道最多可以容納兩個(gè)自旋方向相反的電子個(gè)自旋方向相反的電子。18能量最低原理能量最低原理：多電子原子在基態(tài)時(shí)，核外電子總是盡可能的分布在能量最低的軌道，以使原以使原子體系的能量最低子體系的能量最低，這就是能量最低原理。洪特規(guī)則洪特規(guī)則：電子在簡并軌道上分布時(shí)，總是盡可能以自旋平行的方向分占不同的軌道，這樣才能使原子能量最低。洪特規(guī)則特例洪特規(guī)則特例：簡并軌道在全空（p0,d0,f0）、全滿（p6,d10,f14） 、半滿（p3,d5,f7）時(shí)較穩(wěn)定。19原子的電子

14、結(jié)構(gòu)式寫法需作以下說明：原子的電子結(jié)構(gòu)式寫法需作以下說明：（1）為了避免書寫過長的電子結(jié)構(gòu)式，通常將內(nèi)層已達(dá)到的稀有氣體原子結(jié)構(gòu)寫成“原子實(shí)”，即用相應(yīng)稀有氣體符號加方括號表示，而外層為其特征軌道，所以24鉻原子可寫成Ar3d54s1 (簡并軌道半充滿時(shí)較穩(wěn)定，注意：不是注意：不是Ar3d44s2 ).(2)電子結(jié)構(gòu)式中能級的書寫順序，一般將同一主一般將同一主量子數(shù)的各亞層按量子數(shù)的各亞層按s,p,d,f寫在一起寫在一起。例如，元素Cr的電子結(jié)構(gòu)式為 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1或 Ar 3d54s120(3) 離子的電子排布式離子的電子排布式 這取決于價(jià)電子層失去電子的次

15、序，實(shí)驗(yàn)和理論證明依下列次序失去電子： np、ns、 (n-1)d、 (n-2)f 例：26Fe：3d64s2 Fe2+： 3d6 Fe3+ ：3d5 33As：4s24p3 As3+：4s221(4) 注意：有些元素的原子核外電子排布比較特殊，即不遵守三原則，如44Ru: 不是1s22s22p63s23p63d104s24p64d65s2 而是1s22s22p63s23p63d104s24p64d75s1（實(shí)驗(yàn)結(jié)果）這些不遵守“三原則”排布的元素包括： Nb、Rh、Pd、W、Pt及La系和Ac系一些元素。22 6.4 原子結(jié)構(gòu)和元素周期律原子結(jié)構(gòu)和元素周期律1核外電子排布和周期表的關(guān)系核外電

16、子排布和周期表的關(guān)系元素周期律元素周期律：元素性質(zhì)（原子半徑、電離能、電子親和能、電負(fù)性等）隨核電荷數(shù)遞增而呈現(xiàn)周期性變化。周期律呈現(xiàn)了周期律呈現(xiàn)了原子最外層電子最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化 即：ns1 ns2np623(1) 周期：長式周期表分7個(gè)橫行，每個(gè)橫行為一個(gè)周期。原子的電子層數(shù)電子層數(shù)與該元素所在周期周期相對應(yīng)，而周期又與能級組能級組相對應(yīng)，即周期數(shù)等于原子的最外電子層的主量子數(shù)。因此，能級組劃分是導(dǎo)致周期系各能級組劃分是導(dǎo)致周期系各元素劃分為周期的本質(zhì)原因元素劃分為周期的本質(zhì)原因。24特短周期：第一周期（2種元素）短周期：第二、三周期（各有8種元素）長周期：第四、五周期（各有18

17、種元素）超長周期：第六周期（有32種元素）不完全周期：第七周期（目前有26種元素）周期表中各周期總是從ns軌道開始，到np軌道結(jié)束，最外層電子數(shù)最多不超過8個(gè)（ns2np6），次外層不超過18(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10個(gè)。元素電子排布的這種周元素電子排布的這種周期性決定了元素性質(zhì)的周期性。期性決定了元素性質(zhì)的周期性。25(2) 族：長式周期表將性質(zhì)相似的元素排成縱行，稱為族，共有8個(gè)主族（A族），第VIIIA族為稀有氣體，和8個(gè)副族（B族），第VIII族共有三個(gè)縱行，所以共有18個(gè)縱行，用羅馬字表示族數(shù)。1988年IUPAC建議，周期系不再分為A、B族，而用阿拉伯?dāng)?shù)字118表

18、示18個(gè)縱行為18個(gè)族。26主族主族元素的族數(shù)族數(shù)等于ns+np電子數(shù)電子數(shù)，即等于價(jià)電子數(shù)價(jià)電子數(shù)副族副族元素的族數(shù)分三種情況： IB、IIB族數(shù)等于ns電子數(shù)； IIIBVIIB族數(shù)等于(n-1)d+ns電子數(shù)（鑭系、錒系元素除外） VIIIB族(n-1)d+ns電子數(shù)等于8、9、10元素的族數(shù)和元素的價(jià)層電子結(jié)構(gòu)的關(guān)系如下：元素的族數(shù)和元素的價(jià)層電子結(jié)構(gòu)的關(guān)系如下：27(3) 區(qū)：根據(jù)原子的價(jià)電子構(gòu)型把周期表分為五個(gè)區(qū)，見下圖各區(qū)元素核外電子層分布的特點(diǎn)，如下表區(qū)spddsf原子價(jià)層電子構(gòu)型包括的元素ns12ns2np16(n-1)d19ns12(n-1)d10ns12(n-2)f114

19、(n-1)d02ns2IA,IIA族IIIAVIIA（He除外）IIIBVIII（過渡元素）IBIIB（過渡元素）鑭系、錒系元素（內(nèi)過渡元素）主族元素副族元素（Pd為(n-1)d10ns0）28IA011H1s1IIAIIIAIVAVAVIAVIIA2He1s223Li2s14Be2s25B2s22p16C2s22p27N2s22p38O2s22p49F2s22p510Ne2s22p6311Na3s112Mg3s2IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIIBIIB13Al3s23p114Si3s23p215P3s23p316S3s23p417Cl3s23p518Ar3s23p6419K4s12

20、0Ca4s221Sc3d14s222Ti3d24s223V3d34s224Cr3d54s125Mn3d54s226Fe3d64s227Co3d74s228Ni3d84s229Cu3d104s130Zn3d104s231Ga4s24p132Ge4s24p233As4s24p334Se4s24p435Br4s24p536Kr4s24p6537Rb5s138Sr5s239Y4d15s240Zr4d25s241Nb4d45s142Mo4d55s143Tc4d55s244Ru4d75s145Rh4d85s146Pd4d1047Ag4d105s148Cd4d105s249In5s25p150Sn5s25p

21、251Sb5s25p352Te5s25p453I5s25p554Xe5s25p6655Cs6s156Ba6s257-71La-Lu72Hf5d26s273Ta5d36s274W5d46s275Re5d56s276Os5d66s277Ir5d76s278Pt5d96s179Au5d106s180Hg5d106s281Tl6s26p182Pb6s26p283Bi6s26p384Po6s26p485At6s26p586Rn6s26p6787Fr7s188Ra7s289-103Ac-Lr104Rf6d27s2105Ha6d37s2106Unh6d47s2107Uns6d57s2108Uno6d67s2

22、109Une6d77s2元素分區(qū)元素分區(qū)12 3 4 5678 9 10 11 1213 14 15 16 1718s 區(qū)區(qū)d 區(qū)區(qū)ds 區(qū)區(qū)p 區(qū)區(qū)f 區(qū)區(qū)292 原子結(jié)構(gòu)與元素基本性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與元素基本性質(zhì)原子半徑、電離能、原子半徑、電離能、電子親合能、電負(fù)性電子親合能、電負(fù)性 （1）原子半徑）原子半徑任何原子半徑的測定是假定原子呈球形對稱，所以一般原子半徑是指形成共價(jià)鍵或金屬鍵時(shí)原子間接觸所表現(xiàn)出的半徑。 共價(jià)半徑共價(jià)半徑：同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)鍵連接時(shí)，其核間距的一半。 金屬半徑金屬半徑：金屬晶格中金屬原子核間距的一半。 范德華半徑范德華半徑：單原子分子（惰性氣體）或分子晶體中，分子

23、間以范德華力結(jié)合，非鍵的兩個(gè)同種原子核間距的一半。范德華半徑比共價(jià)半徑大，變動(dòng)范圍也大。 同一元素的原子的同一元素的原子的金屬半徑金屬半徑一般比一般比共價(jià)半徑共價(jià)半徑大大1015%，范德范德華半徑華半徑又比又比金屬半徑金屬半徑大得多。大得多。30501001502002503000102030405060708090Zr(pm)LiFNaClKGaBrRbCsEuYbBiInI原子半徑隨原子序數(shù)的變化原子半徑隨原子序數(shù)的變化31原子半徑在同一周期中的變化規(guī)律：原子半徑在同一周期中的變化規(guī)律：同一周期從左到右，電子層不變，隨原子序數(shù)增加，核電荷核電荷數(shù)增加數(shù)增加，核對外層電子吸引力增強(qiáng)，有使原子

24、半徑減小的趨勢有使原子半徑減小的趨勢。同時(shí)，同一周期從左到右，新增加的電子新增加的電子增大了電子間的排斥作用，有使原子半徑增大的趨勢有使原子半徑增大的趨勢。兩種相反的作用相比，核電荷數(shù)增加的影響要大，所以，最終是從左到右，原子半徑逐漸最終是從左到右，原子半徑逐漸減小。減小。每周期最后一個(gè)元素（0族）原子半徑大幅增加，是因?yàn)槎栊詺怏w只有范德華半徑，它比共價(jià)半徑要大得多。第二周期元素 Li Be B C N O F Ne原子半徑(pm) 123 89 82 77 70 66 64 112 32 長周期中主族元素原子半徑減小的幅度比副族元素大得多。 第四周期元素原子半徑變化(pm) K Ca Sc

25、Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 203,174, 144,132,122,118, 117, 117,116, 115,117, 125, 126,122,121,117,114, 169 主族元素主族元素從左到右，新增加的電子都填充在最外層最外層，它對內(nèi)層電子屏蔽作用較小小，故每向右移動(dòng)一元素，有效核電荷可增加0.65（它對同層電子的屏蔽常數(shù)0.35）。副族元素副族元素從左到右新增加的電子填充在次外層次外層的d軌道中，它對外層電子的屏蔽作用較大大，故有效核電荷只增加0.15 （對外層電子的屏蔽常數(shù)0.85），核對外層電子的引力增加不大，

26、所以原子半徑減小幅度不如主族元素。33原子半徑在同族中的變化規(guī)律：原子半徑在同族中的變化規(guī)律：同一主族同一主族自上而下，核電荷數(shù)的增加核電荷數(shù)的增加使原子半徑減小，電子層的增加電子層的增加使原子半徑增大，兩種作用方向相反，但電子層的影響要大得多，因此總的結(jié)果是從上到下原子半徑增大。同一副族同一副族自上而下原子半徑一般也增大，但增幅不大。特別是第五和第六周期的副族元素特別是第五和第六周期的副族元素，它們的原子半徑十分接近，這是由于鑭系收縮鑭系收縮所致。34主族元素半徑變化35 注意：注意：在討論原子半徑變化規(guī)律時(shí)，通常采用共價(jià)半徑，稀有元素用范德華半徑代替。不同教材或文獻(xiàn)上報(bào)道的原子半徑數(shù)據(jù)略有

27、差異。原子半徑(pm，10-12m) IIA VABe 89 N 70 Mg 136 P 110Ca 174 As 121Sr 191 Sb 141Ba 198 Bi 146IVB VB VIIIB IBTi 132 V 122 Fe 117 Cu 117Zr 145 Nb 134 Ru 125 Ag 134Hf 144 Ta 134 Os 126 Au 13436鑭系收縮鑭系收縮: 由于鑭系元素（周期表中第六周期周期表中第六周期IIIB族鑭這個(gè)位置族鑭這個(gè)位置代表了代表了57號元素鑭號元素鑭La 到到72號元素镥號元素镥Lu，共，共15種元素種元素的統(tǒng)稱的統(tǒng)稱）依次增加的電子是填充到4f軌道

28、軌道中，4f電子對其外層s電子和d電子的屏蔽并不完全，因此從鑭到镥隨核電荷和4f電子的逐步增加，有效核電荷也逐漸增加，核對外電子層的引力增強(qiáng)，致使外電子層逐致使外電子層逐漸向核收縮漸向核收縮，致使鑭系元素原子半徑隨原子序數(shù)增加逐漸減小。37鑭系收縮的結(jié)果導(dǎo)致鑭系收縮的結(jié)果導(dǎo)致：鑭系之后的過渡元素的原子半徑都相應(yīng)縮小了，致使第六周期的過渡元素原子半徑?jīng)]有因?yàn)殡娮訉拥脑黾佣笥诘谖逯芷谶^渡元素。第五、六周期同族的兩個(gè)元素因原子半徑的酷似，性質(zhì)也非常接近，在分離分離上存在很大困難。38結(jié)論結(jié)論原子半徑變化規(guī)律：原子半徑變化規(guī)律： 同一主族自上而下半徑增大；同一副族自上而下半徑一般也增大，但增幅不大，

29、由于鑭系收縮鑭系收縮，使第五和第六周期的副族元素的原子半徑十分接近。 同一周期從左到右，原子半徑逐漸減小，但主族元素比副族元素減小的幅度大得多。這是由于同層電子間屏蔽效應(yīng)弱。原子半徑的大小主要由原子的有效核電荷Z*和核外電子的層數(shù)決定的。39（2）電離能）電離能 基態(tài)的氣態(tài)原子氣態(tài)原子失去失去一個(gè)電子形成氣態(tài)氣態(tài)一價(jià)正離子時(shí)所需能量稱為元素的第一電離能（I1）； 元素氣態(tài)一價(jià)正離子失去一個(gè)電子形成氣態(tài)二價(jià)正離子時(shí)所需能量稱為元素的第二電離能（ I2）；依次類推，并且I1 I2 Na, 所以 Na + Cl Na+Cl-1932年鮑林首先提出電負(fù)性的概念，并指出氟的電負(fù)性為4.0，從而得出其他元

30、素的電負(fù)性。（4）電負(fù)性）電負(fù)性48 電負(fù)性標(biāo)度：電負(fù)性標(biāo)度： 密立根（Mulliken）電負(fù)性標(biāo)度 =0.0019（I + E） I：電離能E：電子親和能 電負(fù)性與鍵離解能的關(guān)系(較通用的方法)： D(A-B) = D(A-A)D(B-B)1/2 + 96.5(AB)2 D(A-B)，D(A-A) 和 D(B-B) 分別表示化學(xué)鍵A-B、A-A和 B-B的離解能； A和B分別為元素A和B的電負(fù)性； 并規(guī)定元素F的電負(fù)性為4.0，由此可求得其它元素的電負(fù)性。49電負(fù)性遞變規(guī)律：電負(fù)性遞變規(guī)律： 同一周期元素從左到右電負(fù)性逐漸增加，過渡元素的電負(fù)性變化不大； 同一主族元素從上到下電負(fù)性逐漸減小，

31、副族元素則從上到下電負(fù)性逐漸增加； 稀有氣體的電負(fù)性是同周期元素中最高的，其中Ne的電負(fù)性最高，不易形成化學(xué)鍵，Xe的電負(fù)性比O、F小，故有氙的氧化物及氟化物。 元素電負(fù)性是判斷元素的金屬或非金屬以及了解元素化學(xué)性質(zhì)的重要參數(shù)。電負(fù)性在電負(fù)性在2.02.0近似地標(biāo)志金屬和非金屬的分界點(diǎn)，電負(fù)性越大非金屬電負(fù)性越大非金屬性越強(qiáng)。性越強(qiáng)。50思考題思考題2：影響元素電離能大小的因素是（1）原子的有效核電荷 （2）原子半徑（3）原子的電子層結(jié)構(gòu) （4）（1）（2）（3）均有影響答：4思考題思考題3：Al與Mg的第一電離能（I1大小比較，正確的是（1）I1(Al)I1(Mg) （2） I1(Al) 金屬半徑金屬半徑共價(jià)半徑）共價(jià)半徑）周期、族、區(qū)劃分周期、族、區(qū)劃分同周期變化規(guī)律同周期變化規(guī)律同族變化規(guī)律同族變化規(guī)律鑭系收縮鑭系收縮電離能電離能