元素性质及周期反常现象.课件

1、本章学习要求： 1、用Slater规则计算电子的屏蔽常数及电子能量 2、了解电离能、电负性及原子半径的变化趋势 3、了解电负性的几种标度，理解环境对电负性的影响和基团电负性的概念 4、掌握单质及其化合物的性质的周期性变化规律 5、了解周期反常现象的几种表现形式及合理解释第一章 原子性质和周期反常现象元素周期表是以原子电子层结构的周期性变化为基础的第一节 原子性质及原子参数电子的运动状态用波函数描述，即原子轨道 Ei原子能量：E= Ei一、多电子原子的轨道能量 对于单电子体系，其能量为 以 Li 原子为例说明这个问题 ： 它受到核的 引力，同时又受到内层电子的 2 的斥力。 我们把 看成是一个整

2、体，即被中和掉部分正电的的原子核。 于是我们研究的对象 外层的一个电子就相当于处在单电子体系中。中和后的核电荷Z变成了有效核电荷 Z* 。多电子体系中心力场近似（Slater近似）1. 屏蔽效应：将其余电子对选定电子的排斥作用，认为相当于降低部分核电荷对指定电子的吸引力。这种作用称为屏蔽作用。 Z* 是有效核电荷数 是屏蔽常数 Z 是核电荷数n 是主量子数屏蔽常数 Slater屏蔽常数规则 将原子中的电子分组 (1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(4f);(5s,5p);(5d);(5f)等； 外组电子对内组电子的屏蔽常数0； 同组电子间的0.35 (

3、1s例外，1s的0.30); 对于ns或np上的电子，(n1)电子层中的电子的屏蔽常数0.85，小于(n1)的各层中的电子的屏蔽常数1.00; 对于nd或nf上的电子，位于它左边的各组电子对他们的屏蔽常数1.00。被屏蔽电子屏蔽电子1s2s,2p3s,3p3d4s,4p4d4f5s,5p1s0.302s,2p0.850.353s,3p1.000.850.353d1.001.001.000.354s,4p1.001.000.850.850.354d1.001.001.001.001.000.354f1.001.001.001.001.001.000.355s,5p1.001.001.001.00

4、0.850.850.850.35 例1：计算锌原子中作用于一个4s电子和一个3d电子的有效核电荷及相应的轨道能量。 Zn:(1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d10)(4s2) 4s=0.351+18 0.85 +101.00=25.65 Z4s*=30-25.65=5.34 3d=0.35 9+181.00=21.15 Z3d*=30-21.15=8.85例2：求算基态钾原子的4s和3d电子的能量。(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?)K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d1 3d=181=18, Z*=19-18=1K 1s2 2s2 2p6

5、 3s2 3p64s1 4s=101+8 0.85 =16.8, Z*=19-16.8=2.2E 4 s E 3 d ，先填充 4s 。思考：计算说明原子序数为17,27的元素中，4s和 3d哪个能级的能量高？17： 1s2 (2s2 2p6) (3s2 3p5 ) (3d0) (4s0)4s: Z = 17 (0.856 + 1.0 10) = 1.93d: Z = 17 (1.0 16) = 1E4s = - 13.6 (1.9 / 4)2 = -3.54eVE3d = - 13.6 (1/ 3)2 = -1.5eV27： 1s2 (2s2 2p6) (3s2 3p6 ) (3d7) (4

6、s2)4s: Z = 27 (0.351 + 0.85 15+1.0 10) = 3.93d: Z = 27 (0.356 +1.0 18) = 6.9E4s = - 13.6 (3.9 / 4)2 = -12.9eVE3d = - 13.6 (6.9/ 3)2 = -71.9eV4S和3d轨道的能级高低,随原子序数和电子填充情况的改变而变化.2.钻穿效应:指定电子避开其余电子的屏蔽,其电子云钻到近核区,使其能级降低的效应.电子云的径向分布图主量子数 n 相同的原子轨道 ， l 越小则内层几率峰越多。 3s 内层有两个几率峰，3p 内层有一个几率峰， 3d 无内层几率峰。主量子数 n 相同的原

7、子轨道 ， l 越小则内层几率峰越多。 3s 内层有两个几率峰，3p 内层有一个几率峰， 3d 无内层几率峰。钻穿效应导致：主量子数 n 相同时，l 越大，能量越高。 “能级分裂”Ens Enp End Enf8Z20时,4s对原子实的钻穿比3d大得多,这时E4sE3d 钻穿效应的实质：使受其它电子的屏蔽作用小，受核引力增大，E减小。 屏蔽效应和钻穿效应是同一问题的两个方面，是从不同角度解释同一问题(能级交错)。 n = 1 n = 2 n = 3 n = 4原子序数 z能量2s1s3s4s3p2p4p3d4f4d科顿（ F. A. Cotton ) 轨道能级图 科顿能级图讨论了原子轨道的能量

8、与原子序数之间的关系。定义：基态气态原子失去最外层的一个电子成为气态+1价离子所需的最低能量称为第一电离能：A(g)A+(g)+e- 一般用In作为电离能的符号，n=1，2，3分别叫第一电离能、第二电离能、第三电离能电离能的计算（要点）（1）电离能是离子中电子的总能量与原子中电子的总能量之差 I1=E(A+)-E(A) （2）原子和离子中电子的总能量等于每个电子能量的总和E(A)=Ei （3）电子的能量可以用轨道能量公式计算 E=-13.6(Z*/n)2(eV)=-1312.13(Z*/n)2(kJ/mol) 3、原子参数 电离能(Ionization Energy)计算C原子的第一电离能I1

9、和第二电离能I2 。（使用Slater规则）C：1s22s22p2 C+：1s22s22p1 C2+：1s22s2对C原子：1s=0.3 E1s(C)=-13.6(6-0.3)2/12=-441.86eV2s=0.852+0.353=2.75 E2s(C)=-13.6(6-2.75)2/22=-35.91eV2p=0.852+0.353=2.75 E2p(C)=-13.6(6-2.75)2/22=-35.91eV E(C)= 2E1s(C)+2E2s(C)+2 E2p(C)=-1027.36eV对C+原子：1s=0.3 E1s(C+)=-13.6(6-0.3)2/12=-441.86eV2s=

10、0.852+0.352=2.40 E2s(C+)=-13.6(6-2.40)2/22=-44.06eV2p=0.852+0.352=2.40 E2p(C+)=-13.6(6-2.40)2/22=-44.06eV E(C+)= 2E1s(C+)+2E2s(C+)+ E2p(C+)=-1015.9eVI1= E(C+)- E(C)=-1015.9-(-1027.36)=11.46 eV对C2+原子：1s=0.3 E1s(C+)=-13.6(6-0.3)2/12=-441.86eV2s=0.852+0.35=2.05 E2s(C+)=-13.6(6-2.05)2/22=-53.05eV E(C2+)

11、= 2E1s(C2+)+2E2s(C2+)=-989.82eVI2= E(C2+)- E(C+)=-989.82-(-1015.9)=26.08 eV注意：(1)原子的第一电离能在数值上不等于原子中最高能态电子的能量；(2)原于失去电子后，离子中电子受核的吸引增强，能量有所降低；(3)离子中外层电子的能量低于原子中相应电子的能量，故从A+离子中再失去一个电子所需的能量，即第二电离能必大于第一电离能依次类推，逐级电离能总是递增的，即IlI2I3等等。 电负性 表示一个元素的原子在化合物中对成键电子吸引能力的相对大小 Notice：并非单独原子的性质, 受原子在分子中所处环境的影响，是分子中原子的

12、性质。4、原子参数 电负性(Electronegtivities)Pauling（泡林）标度Mulliken（莫立肯）标度Allred-Rochow（阿莱-罗周）标度Sanderson（桑德逊）标度Allen（埃伦）标度（1）Pauling标度：1932 Pauling首先提出电负性的概念。EAB (EAA+EBB)/2原因: A B ，A-B键具有一定的离子成分。A和B原子的电负性差： A- B=1/2eV=0.1021/2kJ/mol，其中=EAB-（EAAEBB）1/2指定F的电负性为3.98，其它元素与氟相比，得出相应数据。 Li Be B C N O F X 0.98 1.57 2.

13、04 2.15 3.04 3.44 3.98 Cl 3.16 Br 2.96 I 2.66 同周期中，自左向右，电负性变大，非金属性增强同族中，自上而下，电负性变小，金属性增强（2）Mulliken标度：1934年， Mulliken根据元素的电离能(I)和电子亲和能(EA)制定电负性标度： M=（I+EA）/2如果以eV为单位，则Mulliken电负性与Pauling电负性之间有近似线性的关系： P M/2.78评价：把电离能、电子亲合能作为分子中原子吸引电子能力的参数，从概念上反映了电负性的含义，但I 和 EA 都是孤立原子的性质而不是分子中原子的性质，且由于 EA 的数据不足，此式在应用

14、中有局限性（3）Allred-Rochow标度：以原子的有效核电荷与成键原子的价电子之间的静电引力为元素电负性的标度： F=Z*e2/r2 AR=3590Z*/r2+0.744（r单位为pm） 与 p很接近评价：与Pauling电负性吻合较好 大多数元素的Z*和r值都可获得，因此AR数据很全，周期表中各元素的AR值的周期性的变化，也都可以从Z*和r的变化得到合理的解释。（4）Sanderson标度：1952，静电模型; 电子密度与电负性之间存在着联系（5）Allen标度： 1989，Allen根据光谱数据提出 用基态自由原子价电子的平均单电子能量作为电负性标度(A)。 原子的杂化状态 原子的杂

15、化状态对电负性的影响是因为s电子的钻穿效应比较强，s轨道的能量比较低，有较大的吸引电子的能力。所以杂化轨道中含s成分越多，原子的电负性也就越大。电负性取决于原子在分子中所处的环境，主要影响因素有：电负性与原子的化学环境 sp3 sp2 spC (2.55) 2.48 2.75 3.29 O (3.44)N (3.04) 3.08 3.94 4.67 F (3.98)CH4 C2H4 C2H2极性增加原子的偏移电荷对电负性的影响: 电负性与电荷的关系可用式 0b 表示。意义：大的、易极化的原子（如S原子）有较小的b值; 小的、难以极化的原子（如F原子） b值较大。 分子中原子所带的部分电荷 0

16、中性原子的电负性(中性原子0)b 电荷参数，表示电负性随电荷而改变的变化率电负性均衡原理:化合物中原子一旦成键,成键原子将自动调整各自电负性的初始值,直到电负性趋于某种平衡. 键联原子的诱导作用 一个原子的电负性可因受周围原子诱导作用的影响而发生变化。C CH3 CF3 I2.55 2.27 3.46 2.66 CH3I CF3I ：2.583.504.323.363.763.422.613.78C6H5COOCH3NO2COOHCNOHN(CH3)2NF22.782.963.103.193.322.322.30电负性NH2CI3CBr3CCl3CF3CH3CH2CH3基团考虑到如上述CH3和

17、CF3基团的中心原子受其他原子影响而改变了电负性值，从而提出了基团电负性的概念。 一个特定的基团有一个特定的电负性值(表)： 1、Cu E 4 s E 3 d ，形成 Cu+ 时，先失去 4s 电子 ； K E 4 s E(3d)。 周期反常现象的具体表现：（1）氢和第二周期元素的反常性质（2）第四周期p区元素的不规则性（3）第六周期p区元素的特殊性惰性电子对效应（4）第六周期重过渡元素的不规则性（5）次周期性（第二周期性）第四节 周期反常现象1 .丰度特殊 氢是宇宙中最丰富的元素，为一切元素之母。可以说在整个宇宙空间到处都有氢的出现。氢是太阳大气的主要成分，以原子百分比计，占81.75%。太

18、阳由发生氢核聚变为氦核的反应放出大量能量，是供地球上生物存在的最大能源。根据先锋飞船探测得知，木星大气含氢82%，氦17%，其它元素1%.大气层顶云 层 顶液 氢液态金属氢岩石核心 木星结构一、 氢的不规则性问题氢在地球的外壳的三界(大气、水和岩石)里以原子百分计占17%,仅次于氧居第2位,以质量百分比占1。 氢是组成化合物最多的元素，是人体必需的宏量元素。主要以化合态存在。 核外只有一个电子,最简单的原子,讨论原子结构,共价键都从氢开始。在所有分子中质量最小。同温同压下氢气密度最小。2.结构特殊 氢在周期里的位置，可放在周期表IA、VIIA、IVA上,不管放在那里都有道理，但却不充分。H氢是

19、周期表中唯一尚未找到确切位置的元素. 3.位置特殊 (1)与碱金属有类似性：氢的原子序数为1，电子结构1s1，符合碱金属电子构型ns1 均可作为还原剂。 差别：H+的半径只有10-3 pm，场强e/r2=为Li的2.5109倍，在溶液中不能独立存在，它也不易形成离子键。 (2)与卤素类似：从获得1个电子就能达到稳定的稀有气体结构看。 都可作为氧化剂。 差别: (i) H的电负性2.2，仅在与电负性极小的金属作用时才能获得电子成为H负离子； (ii)极易变形的H负离子只能存在于离子型的氢化物(如NaH)中；(iii)不能形成水合负离子H(aq) ，在水中将与质子结合生成H2 (HH3OH2OH2

20、) ； (iv)在非水介质中, H负离子能同缺电子离子, 如B3、Al3等结合成复合的氢化物。 如, 4H Al3 AlH4(v) H负离子特别大(154 pm)，比F(136 pm)负离子还要大, 显然其性质不可能是同族元素从I到F即由下到上递变的延续； (i) 电负性相近(H: 2.2；C: 2.5)；(ii) H2同C一样，既可作为氧化剂、又可作为还原剂；(iii) H2与金属形成氢化物，碳与金属生成金属型碳化物。 (3) 与C类似： 若将 H 的电子结构视为价层半满结构(2)形成离子键：与电负性很小的活泼金属（Na K Cs Ca等）形成氢化物（盐型氢化物） rH-=154pm，仅存在

21、于离子型氢化物的晶体中。(1)形成共价键a.形成一个非极性的共价键。如H2b.形成极性共价键。HCHCl rH共价键=37.1pm4.成键特殊(3)独特的键型金属氢化物。非整比化合物例：PdH0.8 ZrH1.30LaH2.87 间充型氢化物c. 氢键。b.氢桥键。B2H6 硼氢化合物及某些过渡 金属配合物，聚合型氢化物WPPHHCOOCOCiPriPriPriPriPriPrW(CO)3P(C3H7)32(2-H2) 1985年发现了第一个 H2 分子配合物 离子型 金属型 分子型 二、 第二周期元素的特殊性及对角线规则第二周期元素原子结构特点: (1)内层电子较少(1s2)：原子半径特别小

22、、电离能和电负性较高；能形成很强的共价键(2)价电子层不含d轨道 (2s2p) 第二周期1s22s2p第三周期1s22s22p63s3p3d一些性质与同族重元素不同:(1) 配位数 第二周期元素在成键时只限于使用s和p轨道(以s-p的杂化轨道成键)，共价数最大为4 ； 第三周期元素还可使用3d轨道(如sp3d、sp3d2、sp3d3杂化轨道成键)，共价数出现5、6、7 等 。eg. 形成化合物: NX3 CF4 NF3 OF2 FF PX3 PX5 SiF62- PF6- SF6 ClF5 IF7 水解: CX4不水解 SiX4剧烈水解(2)键能p-p键： ：成键 第二周期元素作中心原子时，只

23、以键同其他原子键合，而第三周期元素和更重元素除生成键外，还能生成pd 键。 例如：Et3NO：N O的 配位键Et3PO ：P O的 配位键， P-O的pd 键（-键）硫酸P: sp3杂化3s 3p 3dO:O:O:O:HHH O HOPOH OH两个d-p反馈H3PO4结构+1HXO次卤酸+3HXO2亚卤酸+5HXO3卤酸+7HXO4高卤酸(X为sp3杂化)羟基氧与卤原子形成sp3-p的键;端基氧由 O的2P电子与卤素3d空轨道间形成d-p键。第二周期元素特殊性的原因：（1）原子半径特别小；（2）内层电子特别少；（3）价电子层不含d 轨道；成键时只限于使用s和p轨道，共价数前者最大为4，第三

24、周期元素还可使用3d轨道共价数5、6、 等 。第二周期元素作中心原子时，只以键同其他原子键合，而第三周期元素和更重元素除生成键外，还能生成pd键。Li Li的电负性大， Li半径小，有极强的极化力，其化合物不如其它碱金属化合物稳定。如， Li与大的、易极化的H却能形成稳定的共价型氢化物(LiH)，而其它均为离子型，且易分解 LiH 很稳定 2NaH 2Na H2620 K Na2CO3 加热不反应 Li2CO3 Li2O CO22LiOH 加热 Li2O + H2O2NaOH 加热 不反应 (1) Li-Mg 能直接与N2反应生成氮化物，且Li3N稳定； Li、Mg都易生成有机金属化合物； 碳

25、酸盐加热分解为氧化物;氟化物、碳酸盐、磷酸盐难溶于水。一些性质与第三周期斜对角元素相似(2) Be-Al 离子势 (Be2)2/0.355.7(Z/r) (Al3)3/0.515.9 (Mg2)2/0.653.08 Be与Al成对角关系，其相似性更加明显。如 电极电势 (Be2/Be)1.85V (Al3/Al)1.61V (Mg2/Mg)2.38VBe、Al的化合物共价较强，许多盐可溶于有机溶剂；碳酸盐不稳定；氧化物和氢氧化物呈两性等。相近差异大差异大相近(3) B-Si B与同族的区别在于它几乎不具金属性,在性质上与对角的Si相似。如都不能形成简单正离子；都能生成易挥发的、性质活泼的氢化物

26、；BCl3 3H2O H3BO3 3HCl卤化物都易水解，水解产物为酸：SiCl4 4H2O H4SiO4 4HCl(4) C-P、N-S、O-Cl 同周期从左到右阳离子电荷升高、半径减小，极化力增强；同族从上到下阳离子电荷相同、但半径增加，极化力减弱；处于对角线的两元素,两种变化相互消长，离子势（ Z/r ）相近，从而使极化力相近，性质相似。 第二周期元素的性质与同族其它元素之间出现变化不连续性，却与第三周期斜对角元素相似的现象被称作对角线关系或对角线规则第四周期1s22s22p63s23p63d104s4p三、 第四周期p区元素的不规则性电子层结构上3d亚层第一次出现d10组态Al:I1=

27、577.6kJ/molGa:I1=578.8kJ/molGaCl，GeF2、GeS、Ge(OH)21、PCl5、SbCl5稳定，AsCl5难制取 (H3AsO4/HAsO3)0.56V （酸性条件下氧化I-）； (H3PO4/H3PO3)-0.28V2、SO3、TeO3较稳定，SeO3易分解 SF6 SeF6 TeF6 fHm -1210 -1030 -1369 H2SO4/H2SO3 H2SeO4/H2SeO3 H6TeO6/TeO2 (V) 0.17 1.15 1.023、Br()的化合物虽已制得，但其氧化性大于Cl()和I()的氧化性 XO4-/XO3-(V) : 1.19(Cl)，1.

28、76(Br)，1.60(I)最高价态的不稳定性 (2)d轨道参与形成键的能力上的差别：如，BrO4-和ClO4-Cl 3d Br 4d O 2p p-d 键 I 4f (1) As、Se、Br高价不稳定其电子层中出现了3d电子亚层，这些元素的有效核电荷较大，为达最高氧化态所需激发能不能被总键能的增加所抵消。原因：四、第六周期p区元素的特殊性 惰性电子对效应 惰性电子对效应：p 区过渡后各族非 金属元素自上而下，与族数（n）相同的高氧化态的稳定性依次减小；比族数小2（n-2）低氧化态的稳定性依次增加。主要表现：（1） Hg(0)特别稳定，单质汞是自然界游离存在的少数几种元素之一，它的第一电离能是

29、所有金属元素中最大的。（2） Tl(I)、Pb(II)、Bi(III)分别比Tl(III)、Pb(IV)、Bi(V)稳定 第六周期p 区元素内层有4f14，5d10，d，f电子的屏蔽效应较小，有效核电荷数增大，致使6s 电子的钻穿效应大, 平均能量低, 不易参与成键。 在这些族中，随原子半径增大，价轨道伸展范围增大，使轨道重叠减小。 键合原子的内层电子增加(4d、4f)，斥力增加，使平均键能降低。 如，GaCl3 InCl3 TlCl3 平均键能 B.E./kJmol1 242 206 153 形成高氧化态时需要更大的激发能 最近人们用相对论性效应解释6s2惰性电子对效应。 第二、四、六周期p

30、区元素的特殊性： 二 1s22s2p15 四 3d104s24p15 六 4f145d106s26p15 注意：反常现象主要表现在最高氧化态化合物性质方面，非最高氧化态化合物的性质，一般来说，随原子序数增加，变化较有规律。相对论性效应：旋轨作用； 相对论性收缩(直接作用)； 相对论性膨胀(间接作用)。旋轨耦合非相对论量子力学：轨道能量由n和l共同决定相对论量子力学：考虑电子的自旋磁矩与轨道磁矩之间的相互作用。分裂能E (Z*)4/n3 旋-轨分裂大致与(Z*)4/n3成正比，随有效核电荷数增大而增强，所以对重元素的价层轨道影响较大，最重元素的价层轨道的旋-轨分裂可大到几个eV。 C Si Ge

31、 Sn PbE(6p) (eV) ： 0.005 0.03 0.17 0.42 1.32根据Einstein相对论，物体的质量和他的运动速度之间的关系是：光速c=2.99792485108ms-1137a.u.可以算出其氢原子：mreal=1.00003m0对于原子序数为Z的原子可以近似算得1s电子的运动速度为Z a.u. 比如Hg，Z=80，则mreal=1.23m0 速度对重原子实际质量的影响更明显相对论性收缩按照Bohr模型氢原子1s电子的运动速度为：半径随质量增大而减小，即半径收缩，因此Hg的1s轨道平均半径比非相对论性的收缩约20%，它意味着轨道将靠近原子核，原子核对内层轨道电子的吸

32、引力增加，电子云收缩， 轨道能量降低，稳定性增加。这称为相对论性收缩(直接作用)。这种作用对s、p 轨道尤为显著。Bohr半径的表达式为： 由于内层轨道产生的相对论性收缩，屏蔽作用增加，使得原子核对外层电子的吸引减弱，电子云扩散，这意味着轨道远离原子核，导致外层轨道能级上升。这称为相对论性膨胀(间接作用)。 相对论性膨胀一般表现在d、f 轨道上。 外层的d和f轨道相对论性膨胀削弱了它们的屏蔽作用，增大了作用在最外层s和p轨道上的电子的有效核电荷，又引起它们的收缩。相对论性膨胀 由下面的图我们可以看见，较重的Au比Ag有更强的相对论性效应，其6s能级下降幅度大于Ag的5s。E小由于Au的6s能级

33、的相对论性收缩大于Ag的5s 能级： (1) Au的原子半径(144.2pm)小于Ag(144.4pm); (2) Au的第一电离势(890 kJmol-1)大于Ag (731 kJmol-1)，Au是更不活泼的惰性金属; (3) Au的电子亲合势大于Ag，Au能同Cs、Rb等生成Au显负价的化合物(如CsAu、RbAu)，而Ag却无负价(电负性 Au 2.4，Ag 1.9)； (4) Au的化合物的键长比Ag的类似化合物键长短； 由于Au的5d能级的相对论性膨胀大于Ag的4d 能级，因而又可解释： (6) Au可以形成高价化合物(3价、5价)，而 Ag的高价不稳定；Au 5d 6s 跃迁能级

34、差小( 2.3 eV, 1855.1cm-1), 相 当于539 nm，吸收蓝紫色光，显红黄色; Ag 4d 5s 距离较大, 吸收紫外光, 显银白色; (5) Au的第二电离势(1980 kJmol-1)小于Ag(2074 kJmol-1); (7) 颜色: 类似地，Tl、Pb、Bi最高价比In、Sn、Sb不稳定也完全可以从6s 电子的相对论性收缩得到解释。 上述相对论性效应可以进行推广，特别是对于第5、6周期元素的物理化学性质的解释，如 第六周期元素普遍比第五周期元素有更高的氧化数； 镧系元素最高价数是4(Ce、Pr、Tb), 而锕系元素有5、6(重元素的膨胀更大)。 第和两个现象可用相对论性间接作用(膨胀)使5d、5f 能级上升，比4d、4f 更易参与成键来解释。 6s收缩使汞具有类似于稀有气体的性质 (6s2惰性)，化学性质不活泼，常温下为液体，且易挥发； 同第四、五周期过渡元素的性质递变规律相比, 第五、六周期重过渡元素的相似性多于差异性, 出现了同族元素性质递变的不连续性。 相似性：他们的金属单质都不活泼，难与稀酸反应； 原子半径和离子半径非常接近， 化学性质非常相似，在自然界中共生，难以分离； 较易形成金属簇状化合物和有机金属化合物。五、第五和六周期重过渡元素的相似性 镧系收缩理论来解释，即由于填充在4f亚层的电子对核电荷不能完全屏蔽，从而使有效核电荷增