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1、百度文库第一篇物质结构基础第 1 章 原子结构与元素周期系 教学要求 1掌握近代理论在解决核外电子运动状态问题上的重要结论：电子云概念，四个量子数的意义， s、p 、 d 原子轨道和电子云分布的图象。2了解屏蔽效应和钻穿效应对多电子原子能级的影响，熟练掌握核外电子的排布。3从原子结构与元素周期系的关系，了解元素某些性质的周期性。 教学重点 1量子力学对核外电子运动状态的描述。2基态原子电子组态的构造原理。3元素的位置、结构、性质之间的关系。 教学难点 1核外电子的运动状态。2元素原子的价电子构型。教学时数 8学时 教学内容 1-1道尔顿原子论（自学）原子论发展简史:1百度文库古希腊哲学家德谟克

2、利特（Democritus)臆想出原子是物质最小的，不可再分的，永存不变的微粒。17 至 18 世纪，波意耳第一次给出了化学元素的定义用物理方法不能再分解的最基本的物质组分。 1732 年，尤拉提出自然界存在多少种原子，就有多少种元素。1785 年，拉瓦锡用实验证明了质量守恒定律化学反应发生了物质组成的变化，但反应前后物质的总质量不变。1797 年，希特发现了当量定律。1799 年，普鲁斯特发现了定比定律。19 世纪初，道尔顿创立了化学原子论。1805 年，英国科学家道尔顿（John Dalton 1766 1844 ）：把元素和原子两个概念真正联系在一起，创立了化学原子论：每一种化学元素有一

3、种原子；同种原子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分； 一种不会转变为另一种原子；化学反应只是改变了原子的结合方式，使反应前的物质变成反应后的物质。倍比定律： 若两种元素化合得到不止一种化合物，这些化合物中的元素的质量比存在整数倍的比例关系。瑞典化学家贝采里乌斯（J. J. Berzelius 1779 1848 ）：确定了当时已知元素的原子量，发明了元素符号。1-2相对原子质量（原子量）1-2-1元素、原子序数和元素符号十九世纪原子分子论建立后，人们认识到一切物质都是由原子通过不同的方式结合而构成的。在氧气、氧化镁、水、二氧化硫、碳酸钙等性质各不相同的物质中都合有相同的氧原子， 于是元

4、素的概念被定义为： “同种的原于叫元素” 。元素是在原子水平上表示物质组分2百度文库的化学分类名称。原子核组成的奥秘被揭开以后，人们通过科学实验发现：同种元素的原子核里所含的质子数目是一样的，但中子数却可以不同。如自然界中氧元素的原子有% 是由 8 个质子和 8 个中于组成的8 16O) ，有是由 8 个质子和9个中子组成的(8 17 O) ，% 是由 8 个质子和 10 个中子组成的 (8 18 O) 。因为中于数不同，所以同一元素可以有原子质量不同的几种原子，但决定元素化学性质的主要因素不是原于质量而是核外电子数，核外电子数又决定于核内的质子数即核电荷数，所以质子数相同的一类原子，共化学性

5、质基本是相同的。元素 - 具有一定核电核数的原子。原子序数 - 按元素的核电核数进行排序所得的序号。元素符号 -迄今为止， 人们已经发现的化学元素有109 种 (但第 108 号元素尚待最后认定 )，它们组成了目前已知的大约五百万种不同物质。宇宙万物都是由这些元素的原子构成的。必须注意的是， 我们不要把元素、单质、 原子三个概念彼此混淆。 元素和单质是宏观的概念。单质是元素存在的一种形式( 自由态或称游离态)。某些元素可以形成几种单质，譬如碳的同素异性体有金刚石、石墨两种；硫的同素异性体有正交硫、单斜硫、 无定形硫和弹性硫等。元素只能存在于具体的物质( 单质或化合物 )中，脱离具体的物质，抽象

6、的元素是不存在的。从这个角度看，元素和单质既有联系又有区别。原子是微观的概念， 而元素是一定种类的原子的总称。元素符号既表示一种元素也表示该元素的一个原子。在讨论物质的结构时，原子这个概念又有量的涵义。如氧原子可以论个数，也可以论质量。 但元素没有这样的涵义，它指的是同一种类的原子。譬如：水是由氢氧两种元素组成的， 水分子中含有两个氢原子和一个氧原子，而绝不能说成水分子中含有两个氢元素和一个氧元素。3百度文库1-2-2核素、同位素和同位素丰度1. 核素 - 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。例： 16 O、17 O、18 O核素。它可以分为稳定核素和放射性核素；还可以分为单

7、核素元素和多核素元素。具有多种核素的元素称多核素元素。氧元素等都是多核素元素，天然存在的钠元素，只有质子数为 11 ，中于数为 12 的一种钠原子 11 23 Na ，即钠元素只有23 Na 一种核素，这样的元素称单一核素元素。2. 同位素 - 具有相同核电核数， 不同中子数的核素互称同位素。 例 , 氢的 3种同位素氕，氘，氚。3. 同位素丰度 - 某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）。4. 同量素 (同重异序素 ): 质子数和中子数不同 ,质量数相同 ,分属于不同元素的几种原子 ,互称为同量素 .29 65 Cu与30 65 Zn19 40 K与20 40 Ca5. 同中素 :中

8、子数相同 ,质子数、质量数均不同 ,分属于不同元素的几种原子 .14 30 Si与16 32 S1-2-3原子的质量某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量。1973 年国际计量局公布了原子质量的单位，规定一个12 C核素原子质量的 1 12 为“统一的原子质量单位”，用“u ”表示。 (有的资料中写为“amu ”，“ mu ” )。因此， 12 C的原子质量等于 12u 。通过质谱仪可以测定各核素的原子质量及其在自然界的丰度，据此就可以计算出元素的平均原子质量。如汞的平均原子质量为。4百度文库一个原子的质量很小，但是不等于构成它的质子和中子质量的简单加和。例如，1 摩尔氘原子的

9、质量比1 摩尔质子和1 摩尔中子的质量和小。 这一差值称为质量亏损，等于核子结合成原子核释放的能量- 结合能。单位是百万电子伏特（Mev ）。不同数量的核子结合成原子释放的能量与核子的数量不成比例，比结合能是某原子核的结合能除以其核子数。比结合能越大，原子核越稳定。1-2-4元素的相对原子质量（原子量）原子量是指一种元素的1 摩尔质量对核素12C 的1 摩尔质量的 1/12 的比值。这个定义表明相对原子质量：1 ）元素的相对原子质量是纯数。2 ）单核素的相对原子质量等于该元素的核素的相对原子质量。3 ）多核素元素的相对原子质量等于该元素的天然同位素相对原子质量的加权平均值。Ar=f*M相对原子

10、质量用符号Ar(E) 表示， A代表原子质量，下标r表示相对， E代表某元素。如氯元素的相对原子质量等于，可表示为Ar(Cl)= ，它表示 1mol氯原子的质量是核素12 C的 1摩尔质某元素的平均原子质量（）（ ）Ar ( X )12mC原子质量（121121）1212的倍。可见相对原子质量仅量1 12 的倍。亦即 1 个氯原子的平均质量是C原子质量1/12是一种相对比值，它没有单位。1-3原子的起源和演化（自学）1.宇宙之初：宇宙之初只有中子，大爆炸11min 后充满几乎等量的中子、质子和电子。2h 后，宇宙中绝大部分物质便是氢原子及相当数量的氦原子，其后，氢原子和氦原子凝聚成星团，其它原

11、子之生开始。5百度文库2.氢爆炸：核聚变，由氢转变成氦，释放出巨大能量。3.氦燃烧：产生12 C，导致诞生 16 O 、24 Mg 、 20 Ne 等新原子。4.碳燃烧：燃烧得到质量数为20 左右的镁钠等5.过程：反应放出氦核熔入12 C核产生更多的 16 O ，熔入 20 Ne 核产生更多的 24 Mg ，熔入24 Mg 核产生 28Si，熔入 28 Si产生 32 S，熔入 32 S核产生 36 Ar ，最后停止在生成40 Ca 。过程：新的核反应，产生从钛到铜各种原子。其中56Fe 的丰度最大。7.重元素诞生：“中子浮获”“质子俘获”，“中子浮获”诞生了质量数为的核素。“质子俘获”过程诞

12、生了种核素，从最轻的74 Se到最重的 196 Hg 。8.宇宙大爆炸理论的是非个事实支撑该理论：元素丰度、背景辐射、恒星光谱的红外现象。争论：宇宙年龄、宇宙大小、宇宙膨胀速度即所谓“哈勃常数”的取值不一致。1-4原子结构的玻尔行星模型1-4-1氢原子光谱牛顿 ：太阳光 (白光 )通过玻璃棱镜被折射成一条连续的色带：红、橙、黄、绿、青、兰、紫。1859 年基尔霍夫 和 本生 发明光谱仪。氢原子光谱实验：氢原子光谱在可见光区只有几条亮线(见书彩页 )。线状光谱、原子光谱。氢原子光谱的特征：1 、不连续光谱；2 、从长波到短波，谱线间的距离越来越小；3 、可见光区有四条明显的谱线： H 、H 、H

13、 、H 。6百度文库1883 年巴尔麦 提出了氢原子光谱可见光区各谱线波长间的关系式：n2=Bn2 4: 谱线波长的倒数, 波数 (cm -1 ).n: 大于 2 的正整数 .RH ：常数 , 10 7 m -1n = 2,巴尔麦系。n =3,帕邢系 (Pashen) 。n=1,莱曼系（ Lyman ）。 )121(122 nRvH - = 1-4-2波尔理论1. 1913 年，波尔总结当时的最近物理学发现，建立了氢原子核外电子模型，解释了氢原子光谱，后人称波尔理论，要点如下 :1 ）行星模型 波尔假定，氢原子核外电子是处在一定的线形轨道上绕核运行的。2 ）定态假设波尔假定，氢原子核外电子在轨

14、道运行时有一定的不变的能量，这种状态称为定态。基态 - 能量最底的定态。激发态 - 能量高于基态的定态。3 ）量子化条件波尔假设，氢原子核外电子的轨道是不连续的，在轨道运行的电子具有一定的角动量4) 跃迁规则 电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，反之，激发态的光子会放出光子返回基态或者能量较低的激发态。，光子的能量就是跃迁前后2 个能级的能量之差。7百度文库2. 波尔理论的优缺点波尔理论并未彻底抛弃经典力学，使其在计算稍复杂的原子光谱时有较大的误差；但是其合理的内核（核外电子处于定态时有确定的能量，原子光谱源自核外电子的变化），被后来的量子力学所继承发展，其“轨道”概念，也被量子力学赋予了

15、新的内涵。1-5氢原子结构的量子力学模型1-5-1光的波粒二象性对于光：P = mc = h/ c = h /对于微观粒子： = h / P = h /mu1-5-2微粒的波粒二象性(Louis de Broglie, 1924)= h /P = h / mu1-5-3德布罗意关系式1927 年，法国博士德布罗意 （ de Brolie ）大胆假定光的波粒二象性不仅表示光的特性，而且表示所有像电子，质子，中子，原子等实物微粒的特性。对于宏观物体，不必考察其波动性，而对于高速运动的微观物体，就不能不考察起波动性。1-5-4测不准原理 (Werner Heisenberg, 1926)微观粒子，不

16、能同时准确测量其位置和动量测不准关系式：xp h /(4 )x 粒子的位置不确定量p 粒子的动量不确定量1-5-5氢原子的量子力学模型1.电子云概率密度指粒子在空间任意微小区域出现的概率。8百度文库定态电子在核外空间的概率密度分布规律可以用波的振幅方程来描述。电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。电子云图象中的每一个小黑点表示电子出现在核外空间的一次概率（不表示一个电子），概率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。处于不同定态的电子的电子云图象具有不同特征，主要包括；1 ）电子云在核外空间扩展程度能层 -K, L, M ,N, O, P, Q.9百度文库2) 电子云的形状能级1s 2

17、s 2p 3s 3p 3d 4f3 ）电子云在空间的取向轨道 - 电子在核外空间概率密度较大的区域。2 电子的自旋自旋只有 2 种方向顺时针和逆时针3. 核外电子的可能运动状态4 四个量子数 主量子数：描述电子离核的远近及能量的高低n =1, 2, 3,对应K, L, M, N, O, P电子层与电子能量有关，对于氢原子而言，电子能量唯一决定于n 。n愈大，电子离核平均距离愈远，能量愈高。 角量子数：描述原子轨道的形状及能量的高低.l 的取值： 0 、1 、 2 、3 、4 、5 、 、 n-l对应符号： s、p 、 d 、 f 、 g 、 h 、 ( 亚层 )l 决定了的角度函数的形状，即决

18、定了原子轨道或电子云的形状.即每一个 l 取值对应一种电子云的形状。常见的电子云形状：l=0 时： s电子云是球形。见书 34 页图 1-5 。l=1 时： p 电子云是双纺锤形。10百度文库l=2 时： d 电子云是花瓣形。l=3 时： f 电子云是六角花瓣形。 磁量子数：描述原子轨道在空间的伸展方向m = 0 、1、2 、 、l每一个 m 值代表电子云在空间的一种取向。 其值决定了角度函数的空间取向，即m 值反应了波函数 (原子轨道 )或电子云在空间的伸展方向。一种取向相当于一个轨道，共可取2l + 1 个数值。n, l, m 一定，轨道也确定：0123轨道s p d f例如 : n =2

19、 ， l =0 ， m =0 ， 2sn =3 ， l =1 ， m =0 ， 3pzn =3 ， l =2 ， m =0 ， 3dz 2 自旋量子数：实验证明：电子在轨道上运动时存在着自旋。m s = 1/2, 表示同一轨道中电子的二种自旋状态5. 描述核外电子空间运动状态的波函数及其图象薛定谔方程 直角坐标与球坐标之间的关系 n,l,m （ x,y,z) (r，)n,l,m （ x,y,z) = R(n,l)(r)Y(l,m)，) 波函数的角度分布图Y(l,m)，)（原子轨道角度分布图）s、 p 、d 轨道角度部分剖面图：11百度文库电子云径向密度分布图(D - r )：1-6基态原子电子

20、组态1-6-1构造原理一、多电子原子的能级：除氢( 及类氢原子 ) 外的多电子原子中核外电子不止一个，不但存在电子与原子核之间的相互作用，而且还存在电子之间的相互作用。1 、屏蔽效应如：锂原子核外的三个电子是1s2 2s 1我们选定任何一个电子，其处在原子核和其余两个电子的共同作用之中，且这三个电子又在不停地运动，因此， 要精确地确定其余两个电子对这个电子的作用是很困难的。我们用近似的方法来处理。其余两个电子对所选定的电子的排斥作用，认为是它们屏蔽或削弱了原子核对选定电子的吸引作用。这种其余电子对所选定的电子的排斥作用，相当于降低了部分核电荷（）对指定电子的吸引力，称为屏蔽效应。Z* = Z-

21、 Z* 有效核电荷Z 核电荷“屏蔽常数”或将原有核电荷抵消的部分。2 、斯莱特规则他由光谱数据，归纳出一套估算屏蔽常数的方法：a、将原子中的电子按如下状态分为轨道组：1s ；2s、2p ；3s、3p ；3d ；4s、4p ；4d ；4f ；5s、 5p ； 5d ； 5f ；等。b 、位于被屏蔽电子右边各组，对被屏蔽电子的=0 。c、同一组内电子间的= ，其中 1s 轨道上电子间的 = 。d 、被屏蔽电子为ns 或 np 时，则主量子数为（n-1 ）的各电子对它们的= ，而小于（ n-1 ）12百度文库的各电子对它们的 = 。e 、被屏蔽电子为nd 或 nf 电子时，则位于它们左边的各电子对它

22、们的= 。（注：该方法用于n为 4 的轨道准确性较好，n 大于 4 后较差。）2.17910 18 (Z) 2这样能量公式为： En 2J从能量公式中可知E 与 n 有关，但与 l 有关，因此角量子数也间接地与能量联系。例：计算铝（ Al ）原子其它电子对一个3p 电子的值。解：铝原子的电子排布为：1s2 ； 2s 2 2p 6；3s 2 3p 1 。则 3p 电子的 = 2+ 8+1 2= Z*=例：求算基态钾原子的 4s 和 3d电子的能量。 (此题从填充电子的次序来看,最后一个电子是填入 3d 轨道 ,还是 4s 轨道 )K1s 22s 22p 63s 2 3p 63d 13d =181

23、=18,Z*=19-18=1K1s 22s 22p 63s 2 3p 64s 14s =101+8 =,Z*=E 3 d13.6(1918) 2 eV1.51 eV3 2E 4 s13.6(1916.8)2 eV4.11 eV4 2 E3d E4s最后一个电子是填入3d 轨道。3 、钻穿效应钻穿作用：外层电子钻到内部空间而靠近原子核的现象。13百度文库为什么电子在填充时会发生能级交错现象？这是因 4s 电子具有比 3d 电子较大的穿透内层电子而被核吸引的能力（钻穿效应）。从图中看出 4s 轨道 3d 轨道钻得深，可以更好地回避其它电子的屏蔽，所以填充电子时先填充 4s 电子。注 ： 一 旦 填

24、 充 上3d电 子 后3d电 子 的 能 量 又 比4s能 量 低 ， 如 铜 。n 相同时， l 愈小的电子，钻穿效应愈明显：ns np nd nf ， Ens Enp End Enf。 “能级分裂”钻穿能力： nsnpndnf。钻穿作用结果：使电子离核更近，电子能量降低。因此： EnsEnpEndEnf钻穿效应：由于电子钻穿作用不同而使其能量发生变化的现象。屏蔽效应和钻穿效应共同作用的结果就是能级交错。如： EnsE(n-1)dEnp(n4)二、构造原理基态时，原子核外电子运动遵循三个原理：1、泡利原理每个原子轨道至多只能容纳两个电子；而且，这两个电子自旋方向必须相反。或者是说，在同一个原

25、于中，不可能有两个电子处于完全相同的状态，即原子中两个电子所处状态14百度文库的四个量子数不可能完全相同。2 、洪特规则在n 和 l相同的简并轨道上分布的电子，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。3 、能量最低原理基态原子核外电子的排布应使整个原子的能量处于最低状态。 Pauling 原子轨道近似能级图由构造原理图可见，随核电核数的增加，电子填入能级的顺序是:1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p构造原理只是对大多数的电中性基态原子电子组态的总结，而不是所有原子。能级交错电子先填最外层的ns ，后填次外层的(n-1)d ，甚至填入倒数第三层的(

26、n-2)f 的规律。 徐光宪先生的近似规律 :多电子原子体系外层电子的能级与(n+有关 , (n+值越大 , 能级越高 ;对于离子的外层电子 , (n+值越大 , 能级越高 ;对于原子或离子来说 , 能级高低基本上由主量子数确定N 原子序数为7按洪特规则的基态电子构型是而不是1s1s下面举例说明 :2s2p2s2 pN ： 1s 2 2s 2 2p 3周期系中有约20个元素的基态电中性原子的电子组态（又叫构型或排布）不符合构造原理，其中的常见元素是：元素按构造原理的组态实15百度文库测组态(24 Cr)1s22s 2 2p 6 3s23p 63d 44s 21s2 2s 2 2p 63s 2p

27、3d 5 4s 1(29 Cu)1s22s 2 2p 6 3s23p 63d 94s 21s2 2s 2 2p 63s 23p 63d 10 4s 1不符合构造原理的情况：a、半满全满规则(42 页表 ) 全满： p 6 ， d 10 ，f 14 ；半满： p 3 ， d 5， f 7；全空： p 0 ， d 0， f 0。b 、副族元素基态原子失电子时，先失去最外层电子，导致正离子的电子组态不符合构造原理。失电子顺序（ n+ ）： np -ns-(n-1)d (n-2)f例如 : 元素电中性原子正离子价电子组态的价电子组态（最外层电子数）Fe3d 64s 2Fe2+3d 6（ 14 e）Fe

28、3+3d 5（ 13 e）1-7元素周期系1-7-1 元素周期律1. 元素周期律：元素的性质随核电荷数的递增而呈现周期性的变化。16百度文库随着原子序数（核电荷）的递增，原子最外电子层结构和最外层电子数呈周期性变化。最外电子层结构：ns1np0 ns2np6 ；最外层电子数：1 8 。2.造成元素周期律的原因:原子电子层结构的周期性是元素周期律的内因。1-7-2元素周期表1. 周期表的不同形式：见书48-50 页图 1-14 至 1-17门捷列夫短式周期表（最古老）门捷列夫发现元素周期律是对元素之间存在本质联系，即“元素是一个大家族”的信念的推动。这种信念比起前人发现某些元素可以归为一族(如碱

29、金属、卤素等)是质的飞跃。正因为有这种信念， 门捷列夫按原子量把当时已知元素排列起来，发现某些元素的位置跟信念中的周期性矛盾时，敢于怀疑某些元素的原子量测错了，敢于改正某些元素的化合价，敢于为某些没有发现的元素留下空位。维尔纳长式周期表（通用）长式周期表的结构：(1) 、周期短周期（第 2， 3 周期）长周期（第 4， 5 周期）特长周期（第 6 周期）未完成周期（第7周期） 列：一共有 18列 族：主族（ A族）17百度文库副族（ B族） 区：s区， d 区， ds 区， p 区 , f 区。 非金属三角区2 、原子结构与周期系的关系（ 1 ）周期与能级组的关系a、周期的划分实质是按原子结构

30、能级组高低顺序划分的。b 、周期数 = 最外电子层的主量子数= 最高能级组的组序数c、各周期所包含的元素数目= 相应周期最高能级组所容纳的电子总数（ 2 ）原子结构与族的关系a 、族实质是按价电子构型不同对元素进行分类的b 、族序数 : 主族 = 最外层电子数总和 (ns+np ）副族由 ns 和(n-1)d 电子的总和来决定：总和 10, 电子总和 -10= 副族族（ B、 B）总和 =8 10 ，第族3 、原子的电子层结构与元素的分区根据原子的电子层结构的特征，可以把周期表中的元素所在的位置分为五个区。(1) s区元素，最外电子层结构是 ns 1 和ns2 ，包括 IA 、 IIA 族元素

31、。(2) p区元素，最外电子层结构是 ns2 np 1-6 ，从第 A族到第 0族元素。(3) d区元素，电子层结构是 (n -1) d1-9 ns1-2 , 从第 B族到第类元素。(4) ds区元素，电子层结构是 (n -1) d 10 ns1和 (n -1) d 10 ns2 ，包括第 IB 、IIB 族。(5) f区元素，电子层结构是 (n-2) f 0-14 ( n-1) d 0-2 ns2 ，包括镧系和锕系元素。18百度文库1-8 元素周期性原子参数 - 像原子半径，离子半径，电离能，电子亲和能，电负性等概念被称为原子参数。1-8-1原子半径原子的大小以以原子半径来表示，在讨论原子半

32、径的变化规律时，我们采用的是原子的共价半径，但稀有气体的原子半径只能用范德华半径代替。原子半径有不确定的含义：原子半径有不确定的含义：单原子时：没有固定的边界。原子彼此化合时：平均核间距。原子半径的获得方式：1、 由固体密度，得到原子体积，进而得到原子半径。得到的数据不准。2、理论计算影响因素：核电荷数、核外电子数、电子层数。r a0 (n )2 z规律：同一周期从左至右，原子半径减小；同族从上至下增大。3、实验测定测定原子的核间距。根据原子间作用力的不同，原子半径有三种：共价半径： 同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半叫做原子的共价半径。19百度文库见书 94 页表 2-2

33、 。金属半径：金属晶格中金属原子核间距的一半叫做金属半径。范氏半径： 当两个原子靠分子间作用力互相接近时，两个原子之间的距离的一半叫做范德华半径。一般说来，共价半径最小，金属半径居中，范德华半径最大。显然，把3 种不同概念的原子半径混在一起是毫无意义的。要比较不同原子的相对大小，取用的数据必须来源一致。4 变化规律： 同周期原子半径的变化主族元素，同一周期，从左到右随着原子序数的增加，核电荷数在增大，原子半径在逐渐缩小。 但最后到稀有气体时，原子半径突然变大，这主要是因为稀有气体的原子半径不是共价半径， 而是范德华半径。副族元素原子半径变化与主族的趋势基本一致，原子半径逐渐缩小，但有例外。 同

34、族元素原子半径的变化在主族元素区内，从上往下，尽管核电荷数增多，但由于电子层数增多的因素起主导作用，因此原子半径显著增大。副族元素区内，从上到下，原子半径一般只是稍有增大。其中第5 与第 6 周期的同族元素之间原子半径非常接近，这主要是镧系收缩所造成的结果。1-8-2电离能定义：使一个基态的气态原子失去一个电子形成+1 价气态基态阳离子所需的能量，叫元素的第一电离势。M （ g） M + （ g） +erH=I 120百度文库电离势用符号 I表示，单位为 eV 或。相应：第二电离势、第三电离势、第四电离势等。各级电离势之间的关系为：I1 I 2I 3I 4 。影响因素：核电荷数、原子半径、价电

35、子结构。电离势在周期表中的变化规律：（1 ）同一周期，从左至右，核电荷增多，原子半径减小，I总趋势增大，但有曲折。（ 2 ）同一族中，从上而下，随半径的增加，电离势逐渐减小。但副族元素的电离能变化幅度较小，且不规则。元素的第一电离势越小， 表示它越容易失去电子， 即该元素的金属性越强。 因此，元素的第一电离势是该元素金属活泼性的一种衡量尺度。1-8-3 电子亲合能定义：使一个基态的气态原子得到一个电子形成-1 价气态阴离子所放出的能量，叫元素的第一电子亲合能。符号：E。M （ g ）+e M- （ g ）rH= E1第二、第三电子亲合势等。影响因素：核电荷数、原子半径、价电子结构。大多数元素的第一电子亲合势是放热的（正值），而第二电子亲合势则肯定吸热。规律：同一周期从左到右，E