原子结构与元素周期律精选幻灯片.ppt

第5章原子结构和元素周期律,5.1近代原子结构理论的确立,5.2微观粒子运动的特殊性,5.3核外电子运动状态的描述,(AtomicStructureandperiodiclawofelement),5.4核外电子的排布,5.5元素周期表,5.6元素基本性质的周期性,第5章原子结构与元素周期律,AtomicStructureandperiodiclaw,第5章原子结构与元素周期律,AtomicStructureandperiodiclaw,了解微观粒子的波粒二象性、测不准原理、微观粒子运动的统计性规律；了解薛定谔方程，熟悉几率和几率密度的概念，了解波函数的径向分布和角度分布图；熟悉并掌握用四个量子数描述电子的运动状态；理解并掌握屏蔽效应和Slater规则，理解钻穿效应，掌握核外电子排布和元素周期系的关系；熟悉并掌握元素基本性质的周期性。,基本要求：,第5章原子结构与元素周期律,AtomicStructureandperiodiclaw,用四个量子数描述电子的运动状态；核外电子的屏蔽效应和钻穿效应以及Slater规则；核外电子排布和元素周期表；元素基本性质的周期性。,重点：,第5章原子结构与元素周期律,AtomicStructureandperiodiclaw,四个量子数n、l、m、ms的意义及取值；屏蔽效应和钻穿效应与能级分裂和能级交错的关系；多电子原子核外电子排布；原子半径、电离能、电子亲合能、元素电负性的周期性变化规律及反常现象的解释。,难点：,原子结构的探索过程,1.天然放射性的发现,2.电子的发现,3.原子核的发现,4.核电荷的确定,5.质子的发现,6.中子的发现,1.1879年Crooks发现阴极射线,2.1896年Becquerel发现铀的放射性,3.1897年Thomson测定了电子的荷质比,4.1898年Curie发现钚和镭的放射性,5.1900年Planck提出量子论,7.1905年Einstein提出光子论,6.1904年Thomson提出原子模型,8.1909年Millikand的油滴实验,10.1913年Bohr提出Bohr理论,9.1911年卢瑟福提出原子的有核模型,探索原子结构的重大事件,Dalton原子学说(1803年)Thomson“西瓜式”模型(1904年)Rutherford核式模型(1911年)Bohr电子分层排布模型(1913年)量子力学模型(1926年),5.1.1原子结构模型,（从经典力学到早期量子论）,（1）黑体辐射与能量量子化Planck提出量子论：微观领域能量的数值是不连续的，他只是某个最基本能量单位的整数倍，这个最基本的能量单位就是能量子。在微观领域，动量、电荷量等也是不连续的，这种不连续的现象称为“量子化”。,5.1近代原子结构理论的确立,（2）光电效应与光量子化Einstein提出光量子(光子)概念：应用普朗克的量子理论，解释了光电效应中光电子的初动能与入射光的强度无关，而与入射光的频率有关：E=hh普朗克常数一束光是由具有粒子特征的光子组成，每一个光子的能量与光的频率成正比。,微观世界中状态量子化的另一证据是原子的线状光谱。,连续光谱一般由分子发出，而线状光谱由原子发出。,任何单原子气体在激发态时都会产生线状光谱。每种元素都有自己的特征线状光谱。,1、实验,2、特点,在可见光有四条明显的谱线。,四条谱线的波长满足：,（当n=3、4、5、6时，为Balmer线系）,四条谱线的波数也满足Rydberg公式：,(n2n1，RH为Rydberg常数),n=3红（H）n=4青（H）n=5蓝紫（H）n=6紫（H）,Balmer线系：,（1）假设,核外电子不能沿任意轨道运动，而只能在确定半径和能量的轨道上运动；正常情况下，原子中电子尽可能处在离核最近的轨道上运动，此时能量最低原子处于基态（最低能级n1=1）。当原子受到辐射获得能量后，电子可跃迁到离核较远的轨道上原子处于激发态（较高能级n2）；,5.1.3玻尔理论(BohrsTheory),处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，能量差以电磁波的形式辐射,E：轨道能量(OrbitalEnergy)：频率(Frequency)h：Planck常数(PlanckConstant),普朗克,（2）求出氢原子轨道的半径、能量、辐射能频率,r=0.053n2(nm),如,n=1，r=0.053(nm)，E=-2.17910-18J,由Bohr模型,结合经典力学运动定律,可解出Rydberg常数的理论值，进而计算各已知线系波数.结果与实验值相当符合。,波尔理论的成功与缺陷,成功解释了氢原子光谱的产生；证实了里德堡公式；提出了能级概念；无法解释多电子原子的光谱和氢光谱精细结构等问题。未能完全冲破经典物理的束缚，电子在原子核外的运动采取了宏观物体的固定轨道，没有考虑电子本身具有微观粒子所特有的规律性波粒二象性。,5.2.1微观粒子的波粒二象性(wave-particlequality),1.实物粒子的波粒二象性,5.2微观粒子运动的特殊性,Newton认为：光是由光子流组成。,Huygens认为：光是一种波。,Maxwell用电磁场实验证实了波动性，Einstein的光子学说（光电效应）又证明了光的粒子性。,E=h,E=mc2,h=mc2,p=mc,LouisdeBroglie认为：对于光，其波动性发现在先，微粒性发现在后；对于实物微粒是否可以颠倒过来，即微粒性发现在先，波动性发现在后呢？同时指出：电子及所有实物粒子应与光相似，既具有波动性又具有微粒性。,deBroglie关系式为：,证实：电子衍射实验的干涉图纹,电子衍射示意图,1927年，Davisson和Germer实验：,定向电子射线,晶片光栅,衍射图象,应用Ni晶体进行的电子衍射实验，证实了电子具有波动性的假设。,48个铁原子在铜表面排列成直径为14.2纳米的圆形量子栅栏,Heisenberg指出：对于一个物体的动量(mv)的测量的偏差(mv)和对该物体的运动坐标，也就是该物体的位置(x)的测量偏差(x)的乘积处于Planck常数的数量级。,5.2.2不确定原理(uncertaintyprinciple),微观粒子的运动无轨迹，意味着在一定时间没有一确定的位置。,单缝衍射,1、电子束通过狭缝前，动量分量Px完全确定，坐标完全不确定。,2、电子束通过狭缝后，Px不确定度为Px，坐标不确定度为x。,3、x和Px可能同时精确测定，x和Px之积大于等于某个阀值。考察第一极小就能搞清楚这个阀值有多小。,由更详细的计算可以得出：,或：,位置的测量偏差和动量的测量偏差之积不小于常数h/(2)。,5.2.3微观粒子运动的统计规律,对于不能同时确定其位置与动量的粒子，并非无法对它的运动方式进行描述，而是需要换一种方式，即用概率来进行描述。,可以统计其在空间某区域内出现的机会的多少,原子核外电子已可以用统计规律来研究。即研究电子出现的空间区域，这需要一个函数，并该函数的空间图像应该与空间区域有关联，这个函数就是波函数。,奥地利物理学家。1911年起在维也纳大学从事固体物理学研究。后任苏黎世大学教授，研究热统计理论。1926年建立波动力学。1927年任柏林大学教授，1933年任牛津大学特别研究员。1938年去美国，任达布林研究所所长。1933年获诺贝尔物理学奖.他在20世纪40年代发表的名著生命是什么，对分子生物学的建立产生过重大影响。,5.3核外电子运动状态的描述,Schrdinger(18871961),5.3.1薛定谔方程(SchrdingerEquation),1、方程式,m：微观粒子的质量；V：势能E：总能量；h：Planck常数；：波函数，是薛定谔方程的解；,其中：x、y、z：空间直角坐标；,电子的质量m和电子的势能V是已知条件。,将直角坐标x，y，z变换成球坐标r，。,r：OP的长度(0)：OP与z轴的夹角(0)：OP在xoy平面内的投影OP与x轴的夹角(02),根据r，的定义，有x=rsincosy=rsinsinz=rcosr2=x2+y2+z2,P为空间一点,解薛定谔方程第一步：坐标变换,将以上关系代入薛定谔方程中，经过整理，得到：,n,l,m(r,)=Rn,l(r).Yl,m(,),Rn,l(r)是波函数径向分布函数,Yl,m(,)是波函数角度分布函数,(r,)=R(r).Y(,)=R(r).().(),引入参数m,m=0,1,2,引入参数l,l=0,1,2lm,引入参数n,n-1l,解薛定谔方程第二步：变量分离,说明：,引用该方程，不是在于掌握解法，而是要指出的出处以及与有关的电子在空间的运动情况（分布规律）。,Schrdinger方程不是从理论引证推导出来的，而是量子力学中的一个基本假设，合理性在于其推导出来的结果与实验相符。,2、意义与目的,反映了微观粒子的波粒二象性。,所谓求解薛定谔方程，就是求得描述微粒运动状态的波函数以及与该状态相对应的能量E。,波函数是量子力学中用以描述核外电子运动状态的函数，又称原子轨道。,与Bohr理论中的轨道有何区别？,氢原子的若干波函数,轨道(r,)R(r)Y(,),1s2s2pz,主量子数1234567电子层符号KLMNOPQ,意义：原子中电子出现几率最大的区域离核的远近；是决定电子能级高低的主要因素。取值：n个，从1（任何非零的正整数）。举例：n=1代表电子出现几率最大的区域离核最近；代表能量低的电子层。列表：,5.3.2量子数的概念,1.主量子数(PrincipalQuantumNumber),2.角量子数(AzimuthalQuantumNumber),意义：决定原子轨道符号及形状，对应着同一主层的电子亚层，和n共同决定电子能级。取值：n个，0n-1（n个从零开始的正整数）,l=0的原子轨道，在光谱中定为s轨道；l=0的原子轨道，说明角动量在各方向无变化，原子轨道呈球形；l=0的原子轨道，又称s亚层。,举例：,角量子数0123光谱符号spdf,角量子数的意义,角量子数l的不同取值代表同一电子主层中具有不同状态的亚层或分层。,s原子轨道,2p原子轨道,3d原子轨道,主量子数和角量子数关系,3.磁量子数(MagneticQuantumNumber),意义：描述原子轨道在空间的伸展方向(或空间取向)，每一个伸展方向相当于一个原子轨道。取值：2l+1个，从0l。,l=0，s轨道，m=2l+1=1个，m=0，1个s轨道l=1，p轨道，m=2l+1=3个，m=0，13个p轨道l=2，d轨道，m=2l+1=5个，m=0，1，25个d轨道,举例：,对于n，l相等但m不相等的轨道称为简并轨道或等价轨道，其能量相等：如3个np轨道、5个nd轨和7个nf轨道。,p电子云角度分布图的空间取向,4自旋量子数（ms）(SpinQuantumNumber),四个量子数的基本概念,解：,解：l=3对应的有m=0，1，2，3，共7个值。即有7条轨道。每条轨道中容纳两个自旋量子数分别为+1/2和1/2的自旋方向相反的电子，所以有27=14个运动状态不同的电子。分别用n，l，m，ms描述如下：,例：用四个量子数描述n=4，l=3的所有电子的运动状态,n，l，m，ms4301/24311/24311/24321/24321/24331/24331/2,n，l，m，ms4301/24311/24311/24321/24321/24331/24331/2,21243714601252510,例：填表。,原子轨道nlm个数容纳电子数,2px4f6s5d,1、电子云图,5.3.3用图形描述核外电子的运动状态,概率(几率)：电子在核外空间某区域出现的机会。,概率密度：电子单位体积内出现的概率。,概率与概率密度之间的关系：概率（W）=概率密度体积（V）,量子力学理论证明:概率密度=|2,本身没有明确的物理意义，只能说是描述核外电子运动状态的数学函数式；2有明确的物理意义：代表电子在原子空间的某点(r,)附近单位微体积内出现的概率即概率密度。,电子云是空间某单位体积内找到电子的概率分布的图形。即概率密度的形象化描述。,电子云的统计概念（二维投影）a)单张照片；b)二张照片；c)大量照片,原子轨道：电子出现概率较大的区域。它和波函数是同义词。,原子轨道,Bohr理论：电子运动的一条轨道（遵循的路径）,量子力学：电子出现的区域（概率总和90%）,电子云示意图a)s电子云；b)p电子云；c)d电子云,等概率密度：概率密度相等的点用曲面连结。,界面图：等密度面。概率在95%以上。,径向概率密度图：概率密度|2随r的变化，即表现为|R|2随r的变化。即|R|2对r做图。,2s,3s,2、径向分布图,（1）径向概率密度分布图,径向密度分布图和电子云图中黑点的疏密一致。,s状态：r0时，|R|2的值即概率密度值最大。2s比1s多一个峰，即多一个概率密度的极值。3s再多出一个峰。,p状态：r0时，|R|2值即概率密度为零。2p有一个概率密度峰，3p有2个概率密度峰。,d状态：r0时，|R|2的值即概率密度为零。3d有一个概率密度峰,2p,3d,3p,能否根据|2或的解析式画出其图象呢？,的图形无法画出来。所以只好从不同的角度，片面地去认识这一问题。把波函数分为径向部分和角度部分，分别加以讨论。,(r，)或(x，y，z)3个变量加1个函数，共四个变量。需要在四维空间中作图。,(r,)=R(r)Y(,)，为波函数与r之间的关系，即径向部分R(r)与r之间的关系。,径向概率分布应体现随着r的变化，或者说随着离原子核远近的变化，在单位厚度的球壳中，电子出现的概率的变化规律。,以1s为例，概率密度随着r的增加单调减少，但是在单位厚度的球壳中，电子出现的几率随r变化的规律就不是这样简单了。,离核距离为r，厚度为r的薄球壳内电子出现的概率。,用|R|2表示球壳内的概率密度，且近似地认为在这个薄球壳中各处的概率密度一致，则有W=|R|2V,半径为r的球面，表面积为4r2球壳的体积近似为V=4r2r,单位厚度球壳内概率为：,则厚度为r的球壳内电子出现的概率为W=|R|24r2r,令D(r)=4r2|R|2，D(r)称为径向分布函数。用D(r)对r图，即得到径向概率分布图。,必须注意的是，离中心近的球壳中概率密度大，但由于半径小，故球壳的体积小；离中心远的球壳中概率密度小，但由于半径大，故球壳的体积大。所以径向分布函数不是单调的(即不单调上升或单调下降)，其图象是有极值的曲线。,以1s为例来回答上述问题。,首先，看1s的径向几率分布图：,1s在r=a0处概率最大，是电子按层分布的第一层。ao=53pm，称Bohr半径。,概率峰之间有节面概率为零的球面。,1s有1个峰，2s有2个峰，3s有3个峰ns有n个峰；np有(n1)个峰；nd有(n2)个峰概率峰的数目的规律是：,在概率峰之间有几率为零的节面。节面的数目有规律：,节面的数目=nl1,2s，2p的最强概率峰比1s的最强峰离核远些，属于第二层；3s，3p，3d的最强几率峰比2s，2p的最强峰离核又远些，属于第三层如果说核外电子是按层分布的话，其意义应与径向概率分布有关。,概率峰的数目=nl。,n,l,m(r,)=Rn,l(r).Yl,m(,),3、角度分布图,（1）波函数的角度分布图,Rn,l(r)是波函数径向分布函数,Yl,m(,)是波函数角度分布函数,将Y(,)对，作图，即可得到波函数角度分布图。,例：s轨道角度分布图。,轨道(r,)Rn,l(r)Yl,m(,),（1）表达式：（2）列表：与角度无关。（3）作图：（4）结论：Yl,m与n无关，所有的s原子轨道角度分布图是一个半径为的球面，符号为正。,1s,例：pz轨道角度分布图,轨道,（1）表达式=Ylm(,)=Ypz(,)=,pz,（2）列表：不同角的Y值,（4）结论,由于三角函数在不同象限有正负值，导致原子轨道有正负；Y(l,m)与n无关，所有的pz都是双球形。,r,p(x,y,z)或(r,),p,x,y,z,o,x=rsincosy=rsinsinz=rsin,（3）作图,2pz轨道轮廓图,2p轨道角度分布图,3d轨道角度分布图,（2）概率密度的角度分布图,n,l,m(r,)=Rn,l(r)Yl,m(,),概率密度，2的空间分布叫电子云。,波函数径向分布函数,波函数角度分布函数,电子云径向分布函数,电子云角度分布函数,原子轨道角度分布图和电子云角度分布图的区别,原子轨道角度分布图较宽大，电子云图形较瘦小。,区别：,原子轨道角度分布图符号有正有负，电子云图形无正负号；,角量子数与磁量子数关系,角量子数lm个数m取值伸展方向数原子轨道数,0(s)1011个s轨道:s,1(p)303个p轨道:pz,px,py,2(d)505个d轨道:,dxz,dyz,+1,-1,+2,-2,+1,-1,3,5,5.4核外电子的排布,5.4.1影响轨道能量的因素,对于单电子体系，其能量为,即单电子体系中，轨道(或轨道上的电子)的能量，只由主量子数n决定。,n相同的轨道，能量相同：E4s=E4p=E4d=E4f,n越大能量越高：E1sE2sE3sE4s,多电子体系中，电子不仅受到原子核的作用，而且受到其余电子的作用。故能量关系复杂。所以多电子体系中，能量不只由主量子数n决定。,当n相同，l越大，原子轨道的能量越高：E4sE4pE4dE4f称为能级分裂,当n较小，l较大的原子轨道的能量高于n较小原子轨道的能量：E4sE3d称为能级交错,原因：出现了屏蔽效应和钻穿效应,（1）产生（2）定义由于其它电子对某一个电子的排斥作用，而抵消一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽效应。,（3）表示式Z*=Z-,Z*：有效核电荷数(EffectNuclearNumber)Z：核电荷数(NuclearChargeNumber)：屏蔽常数(ScreeningConstant),其中：,氢原子系统的总能量,多电子原子中每个电子的能量为,（4）Slater经验规则(值的估算),(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p),位于被屏蔽电子右边的各组轨道中的电子，对此电子无屏蔽作用，即=0；,将原子中的轨道分组：,1s轨道两电子之间的=0.30，其它主量子数相同的各分层电子之间=0.35；,被屏蔽电子为(ns,np)时，主量子数为(n-1)的各电子对屏蔽电子的=0.85，(n-2)及更小的各电子对屏蔽电子的=1.00；,被屏蔽电子为nd或nf时,位于它左边各组电子对屏蔽电子的=1.00，同组中各电子对屏蔽电子的屏蔽常数为0.35。,例：Sc(z=21)核外电子排布为1s22s22p63s23p63d14s2,试分别计算处于3p和3d轨道上电子的有效核电荷。,Z*=Z-=21-(0.357)+(0.858)+(1.002)=9.75,解：3p电子,（5）解释,E1sE2sE3sE2pE3pE4p,n越大，内层电子越多，屏蔽效应越大，有效核电荷越小，核外电子受到吸引力小，电子能级越高。,2n,l,m(r,)=R2n,l(r)Y2lm(,),2、钻穿效应(PenetrationEffect),EnsEnpEndEnfE4sE3dE4p,电子云径向分布函数,电子云角度分布函数,（1）产生,解释,O,O,（2）定义外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象称钻穿效应(穿透效应)。主要表现在穿入内层的小峰数目上。,（3）意义峰越多（峰数=n-l），钻入内层的小峰越多，穿透效应越大，屏蔽效应越小，Z*越大，E越低。,EnsEnpEnd,峰的数目越多，钻入内层的小峰就越多，穿透效应越大，屏蔽效应越小，能量越低。,（4）解释,E4s1，各轨道能量，基本随Z的升高而下降。3)n相同，l不同的轨道，能量下降幅度不同，产生能级分裂。(l大的，受屏蔽大，下降幅度小)：EnsE3d15-20号：E4sE3d,5.4.3核外电子排布,三种表达方式,1.Pauli不相容原理,(PaulisExclusionPrinciple),一、排布规则,2.能量最低原理(TheLowestEnergyPrinciple),提问：,3.洪特规则(HundsRule),（1）电子分布式,原则：,核外电子排布三原则，近似能级图。,举例：,Z=24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1Ar3d54s1Ar称为原子实Z=29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1Ar3d104s1,二、电子的排布,原则：,（2）价层电子分布式,主族元素：ns、np轨道电子排布,副族元素：(n-1)d、ns轨道电子排布,举例：,Cr：3d54s1Cu：3d104s1,（3）离子的价层电子分布式,负离子，仍按近似能级图,正离子，无能级交错,举例：,Cr3+：3s23p63d3Cu+：3s23p63d10,原则：,属类,11NaSodium钠1s22s22p63s112MgMagnesium镁1s22s22p63s213AlAluminium铝1s22s22p63s23p114SiSilicon硅1s22s22p63s23p215PPhosphorus磷1s22s22p63s23p316SiSulfur硫1s22s22p63s23p417ClChlorine氯1s22s22p63s23p518ArArgon氩1s22s22p63s23p6,原子序数,元素符号,英文名称,中文名称,电子结构式,*19KPotassium钾Ar4s120CaCalcium钙Ar4s2,*Ar原子实，表示Ar的电子结构式1s22s22p63s23p6。原子实后面是价层电子，即在化学反应中可能发生变化的电子。,*虽先排4s后排3d，但电子结构式中先写3d，后写4s。,*21ScScandium钪Ar3d14s222TiTitanium钛Ar3d24s223VVanadium钒Ar3d34s2,24CrChromium铬Ar3d54s1,5.5元素周期表,（periodictableofelement）,5.5.1元素的周期,周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。,周期划分的本质：能级组的划分,0,IIA,IA,元素周期表,第一周期：2种元素第一能级组：2个电子1个能级1s1个轨道,第二周期：8种元素第二能级组：8个电子2个能级2s2p4个轨道,第三周期：8种元素第三能级组：8个电子2个能级3s3p4个轨道,第五周期：18种元素第五能级组：18个电子3个能级5s4d5p9个轨道,第四周期：18种元素第四能级组：18个电子3个能级4s3d4p9个轨道,第七周期：32种元素第七能级组：32个电子4个能级7s5f6d7p16个轨道,第六周期：32种元素第六能级组：32个电子4个能级6s4f5d6p16个轨道,5.5.2元素的族,主族和B和B族：族数=最外层电子数，ns12,B和B族：族数=最外层电子数+次外层电子数，(n-1)d15ns12,族：族数=最外层电子数+次外层电子数，(n-1)d68ns2,零族：最外层电子数为2或8,5.5.3元素的分区,s区元素包括IA族，IIA族，价层电子组态为ns12，属于活泼金属。,p区元素包括IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA和0族(VIIIA族)，价层电子组态为ns2np16，右上方为非金属元素，左下方为金属元素。,d区元素包括IIIB族，IVB族，VB族，VIB族，VIIB族，VIII族。价层电子组态一般为(n1)d18ns2，为过渡金属。,d区元素的族数，等于价层电子中(n1)d的电子数与ns的电子数之和；若和数大于或等于8，则为VIII族元素。,(n1)d中的电子由不充满向充满过渡。第4，5，6周期的过渡元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素。,ds区元素价层电子组态为(n1)d10ns12。,ds区元素的族数，等于价层电子中ns的电子数。,f区元素价层电子组态为(n2)f014(n1)d02ns2，包括镧系和锕系元素，称为内过渡元素。(n2)f中的电子由不充满向充满过渡。,有时将d区和ds区定义为过渡金属。,区与原子结构的关系,长式周期表元素分区示意图,5.6元素基本性质的周期性,5.6.1原子半径,5.6.2电离能,(PeriodicRuleofElements),5.6.3电子亲和能,5.6.4电负性,0,IIA,IA,元素周期表,5.6.1原子半径,(AtomicRadius，用r表示),1、定义,同周期原子半径变化的影响因素：核电荷数Z增大，对电子吸引力增大，使得原子半径r有减小的趋势。（主要影响因素）核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径r有增大的趋势。,2、规律,原子半径在同周期中的变化：从左到右，原子半径减小。,短周期的主族元素，以第3周期为例：,r/pm15413611811711010499154,NaCl，7个元素，r减少了55pm。相邻元素之间，平均减少幅度10pm许。Ar为范德华半径，所以比较大。,只有当d5，d10，f7，f14半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时占主导地位，原子半径r增大。,Cu，Zn为d10结构，电子斥力大，所以r不但没减小，反而有所增加。,ScNi，8个元素，r减少了29pm。相邻元素之间，平均减少幅度4pm许。,长周期的过渡元素，以第4周期的第一过渡系列为例：,r/pm144132122118117117116115117125,短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，有效核电荷Z*增加得多。所以r减小的幅度大。长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中和多，Z*增加得少，所以r减小的幅度小。,同周期原子半径变化的影响因素：核电荷Z增加许多，对电子吸引力增大，使r减小；增加一个电子层，使r增大。,原子半径在同族中的变化,同一主族元素从上到下，原子半径增大；,同一副族元素半径增加的幅度减小，镧系收缩所致。,主族元素Li123pmNa154pmK203pmRb216pmCs235pm,r增大,副族元素TiVCrr/pm132122118ZrNbMo145134130HfTaW144134130,第二过渡系列比第一过渡系列原子半径r增大1213pm。,第三过渡系列和第二过渡系列原子半径r相近或相等。镧系收缩影响的结果。,特点：缓慢，积累。,导致结果：B族后第五、六周期各对元素分离困难；金属活泼性减弱。,定义：镧系元素从镧到镥整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩。,镧系收缩(LanthanideContraction),15种元素，r共减小9pm。电子填到内层(n2)f轨道，屏蔽系数更大，Z*增加的幅度更小。所以r减小的幅度很小。,r/pm177178176176176193174,r/pm183182182181183180208180,Eu：4f76s2，f轨道半充满，Yb：4f146s2，f轨道全充满，电子斥力的影响占主导地位，原子半径变大。,KCaScTiVCrr/pm203174144132122118RbSrYZrNbMor/pm216191162145134130CsBaLaHfTaWr/pm235198169144134130,对于镧系元素自身的影响，使15种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。,对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。,镧系收缩造成的影响：,5.6.2电离能(IonizationEnergy，I表示),（1）定义,元素的基态气