第二节-核外电子的排布和元素周期律2课件

一、屏蔽效应和钻穿效应（一）屏蔽效应1.屏蔽效应多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用看作部分地抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸引，

即其他电子起到了部分地屏蔽核电荷对某电子的吸引力，而该电子只受到“有效核电荷”Z*的作用。

1一、屏蔽效应和钻穿效应1

Z*=Z-：屏蔽常数，2Z*=Z-：屏蔽常换个角度考虑:将研究电子之外的原子其余部分,均视为原子核,则将复杂的多原子体系简化为单电子体系:说明:相当于内层电子抵消或中和掉部分正电荷,使被讨论的电子受核的吸引下降,离核更远,能量更高,即为内层电子对外层电子的屏蔽作用.屏蔽效应越大,受屏蔽的电子的能量越高,是电子远离核的作用.

3换个角度考虑:将研究电子之外的原子其余部分,均视为原子核※不同电子所受的屏蔽作用不同.其大小与角量子数l有关:※l大的电子,受屏蔽大,能量高;※l小的电子,受屏蔽小,能量升高的幅度小.※

对于运动状态不同的电子,或n相同,l不同的原子轨道,有:

4※不同电子所受的屏蔽作用不同.其大小与角量子数l有关:2.屏蔽常数的计算(Slater)规则：(1)分组：按以下次序(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),(5d),(5f)(2)每一小组右边各组的电子对该组电子不产生屏蔽作用。

52.屏蔽常数的计算(Slater)规则：5(3)在(ns,np)同组中，每一个电子屏蔽同组电子为0.35，而1s组内的电子相互屏蔽0.30。(4)内层(n-1)层中每一个电子对外层(ns,np）上电子屏蔽为0.85。(5)更内层的(n-2)层中每一个电子对外层(ns,np)上电子屏蔽为1.00。6(3)在(ns,np)同组中，每一个电子屏蔽同6(6)当被屏蔽电子是(nd)组或(nf)组电子时，同组电子屏蔽为0.35，左边各组电子屏为1.00。在计算某原子中某个电子的值时，可将有关屏蔽电子对该电子的值相加而得。例：计算铝原子中其它电子对一个3P电子的值，其Z*=？解：按斯来特规则分组（1S）2（2S，2P）8（3S，3P）37(6)当被屏蔽电子是(nd)组或(nf)组电子7

=0.35×2+0.85×8+1.00×2=9.50Z*=Z–=13–9.50=3.5

思考题：1、分别计算Sc的一个3S电子和一个3d电子的值？2、试比较钾原子的最后一个电子填充在3d轨道和4S轨道上的能量。8=0.35×2+0.85×8+1.00（二）钻穿效应

1.钻穿效应n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量，这种由于s，p，d，f轨道径向分布不同而引起的能量效应。（penetratingeffect)。9（二）钻穿效应9

意义:电子钻入内部,靠近核的作用(使自身能量下降)可以从径向分布函数图加以解释:

10意义:电子钻入内部,靠近核的作用(使自身10可以看出:l大的，钻穿效应小,远离核,能量升高。l大的,屏蔽效应大,远离核,能量升高。相反:l小的，钻穿效应大,靠近核,能量下降。l小的,屏蔽效应小,靠近核,能量下降.亦即:n相同,l小的电子,在离核近处,有小的

11可以看出:11

几率峰出现,相当于电子靠近核,受核作用强,同时回避了内层电子的屏蔽作用,自身能量下降.这种效应称为钻穿效应。可以用钻穿效应解释能级分裂,即同一能级组(n相同),l大的电子能量高,l小的电子可以钻入内部,自身能量降低,产生能级分裂。总之,屏蔽效应使电子的能量上升,钻穿效应使电子能降低。12几率峰出现,相当于电子靠近核,受核作用强,同时回避入内部,自身能量降低,产生能级分裂。总之,屏蔽效应使电子的能量上升,钻穿效应使电子能降低。

※对于多电子原子体系,能量高低由什么因素决定?

由n和l同时决定:

※l相同,n大的能量高,即E2s<E3s<E4s,因为依次受屏蔽作用增大,Z*依次下降,所以能量依次升高。

13入内部,自身能量降低,产生能级分裂。总之,屏蔽效应※n相同,l大的能量高,E3s<E3p<E3d,因为依次受屏蔽作用增大,自身钻穿作用依次减小,均使能量升高。※n和l均不同,则n+0.7l大的,能量高(北大徐光宪先生提出的).如:4s3d

4+0.7X0=43+0.7X2=4.414※n相同,l大的能量高,E3s<E3p<

所以,E3d>E4s此种现象在21号元素Sc的左右发生,称为能级交错(外层轨道的能量反而比内层轨道能量低的现象)可用径向分布图解释:

15

所以,E3d>E4s此种现象在21号元素

2.能级交错：钻穿越深的电子对其他电子的屏蔽越大，使不同轨道上的电子能级发生变化，ns电子能量变的更低，nd,nf电子能量变的更高。从而引起能级上的交错。二、原子的价电子层结构

162.能级交错：16ns1~2(n-1)d1~9ns1~2ns2np1~6(n-1)d10ns1~2价层——价电子所在的亚层价层电子构型——指价层的电子分布式（1）基态原子的价层电子构型17ns1~2(n-1)d1~9ns1~2

基态原子外层电子填充顺序：

→ns→(n-2)f→(n-1)d→np价电子电离顺序：→np→ns→(n-1)d→(n-2)f

（2）简单基态阳离子的电子分布例

26Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2Fe2+1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6原子实——原子中除去最高能级组以外的原子实体经验规律18基态原子外层电子填充顺序：（2）简单基态阳离子的电子分

三、元素周期律与核外电子排布的关系Sddspfns1~2(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2ns2np1~6(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2最后一个电子一般填入次外层d亚层1、分区最后一个电子一般填入次外层d亚层最后一个电子填入s亚层19三、元素周期律与核外电子排布的关系Sddspfns1~2Sddspf区最后一个电子填入外层p亚层最后一个电子一般填入外数第三层f亚层20Sddspf区最后一个电子填入外层p亚层最后一个电子一般填入

区根据最后一个电子填入的亚层确定21区根据最后一个电子填入的亚层确定21

族根据区和最外层、次外层电子数确定22族根据区和最外层、次外层电子数确定222、元素的周期

周期数=能级组数,所以共有7个周期

232、元素的周期周期数=能级组数,所

元素周期表元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布例

20Ca写出电子排布式1s22s22p63s23p64s2周期数＝电子层数四周期最后一个电子填入s亚层s区元素族号＝最外层电子数＝2ⅡACa为第四周期、ⅡA族元素24元素周期表元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布例

24Cr写出电子排布式1s22s22p63s23p63d54s1周期数＝电子层数四周期最后一个电子填入次外层d亚层d区元素族号＝(最外层+次外层d)电子数＝(1+5)=6ⅥBCr为第四周期、ⅥB族元素25元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布例47Ag写出电子排布式[Kr]4d105s1周期数＝电子层数五周期最后一个电子填入次外层d亚层，而d电子数为10ds区元素族号＝最外层电子数＝1ⅠBAg为第五周期、ⅠB族元素26元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布例已知某副族元素A原子，最后一个电子填入3d轨道，族号＝3。电子排布式1s22s22p63s23p63d14s2周期数＝电子层数=4最后一个电子填入次外层d亚层，为d区元素，最外层电子数＝2族号＝(最外层+次外层)电子数＝3则d电子数=3-2=127元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的四、元素基本性质的周期性

1原子半径共价半径——两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半。

定义d=198pmr(Cl)=99pmd=154pmr(C)=77pm28四、元素基本性质的周期性共价半径——两个相同原子形成共价键金属半径——金属单质晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半。

定义d=256pmr(Cu)=128pm29金属半径——金属单质晶体中，两个相邻定义d=256pm29范德华半径——分子晶体中，两个相邻分子核间距离的一半。

定义d=320pmr(Ne)=160pm30范德华半径——分子晶体中，两个相邻定义d=320pm30变化规律非金属为共价半径、金属为金属半径、稀有气体为范德华半径31变化规律非金属为共价半径、金属为金属半径、稀有气体为范德华半1、原子半径（1）共价半径（2）金属半径（3）范德瓦尔半径2、原子半径的变化规律（1）同一主族元素原子半径变化规律：同一主族元素，自上而下，由于主量子数的增大，原子半径增大。(2)同一副族元素，自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近。(3)同一周期元素原子半径的变化规律321、原子半径32（3）由于La系收缩，使第三过渡系元素电离能大于第二过渡系对应元素的电离能。3、电离能第一电离能：基态的气体原子失去最外层的第一个电子成为+1价离子所需的能量。A(g)→A+(g)+eI1第二电离能：由体+1价离子再失去一个电子成为+2价离子所需的能量。I1<I2<I3<I4

33（3）由于La系收缩，使第三过渡系元素电33关于电离能：(1)电离能越小，说明原子在气态时越易失去电子，金属性越强。(2)元素的电离势随Z的变化而呈现周期性的变化。同一周期自左至右，I基本上依次增大。反常：Be与B，Mg与Al，P与S，Zn与Ga，As与Se,Cd与In，Hg与Tl34关于电离能：34

因为：电离能不仅与原子的核电荷有关，也与元素的电子层结构有关。例：IB<IbeB(2s22p1)

B+(2s22p0)B+具有较稳定的结构。Be(2s2)

Be+(2s1)Be(2s2)

全充满，稳定(3)

同一周期过渡元素及内过渡元素自左至右电离能变化不大，规律性也较差。35因为：电离能不仅与原子的核电荷有关，35(4)主族元素自上而下电离能应减少,但Sc系收缩使Iga>Ial;La系收缩使ITl>Iin,

IPb>Isn,通常主族元素金属性自上而下依次增大.(5)副族元素电离能变化规律不规则.4、电子亲合能（electronaffinity)元素的一个气态原子在基态得到一个电子形成基态、气态负离子所释放的能量。(符号Eea)用焓变的负值(-H)表示。36(4)主族元素自上而下电离能应减少,但Sc系收缩使Iga说明：（1）元素的第一电子亲合能是放热的，第二、第三电子亲合能是吸热的。问题：常见的氧化物和硫化物都是以-2价存在的，为什么？（2）第一电子亲合能最大的是F，不是Cl。原因：（3）电子亲合能数值越大，该原子生成气态37说明：37负离子的倾向性越大。同一周期，自左至右，第一电子亲合能逐渐增大（IIA、VA有特殊）。（4）元素具有较高的电离能，也倾向于具有较高的电子亲合能。（5）第二周期元素的电子亲合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半径小、轨道数目少、电子间排斥力大等因素。38负离子的倾向性越大。同一周期，自左至38

5、电负性

※表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。

※以最活泼非金属元素原子χp(F)=4.0为基础，计算其它元素原子的电负性值。

※电负性越大,元素原子吸引电子能力越强,

即元素原子越易得到电子,越难失出电子;电负性越小,元素原子吸引电子能力越弱,即元素原子越难得到电子,越易失出电子。395、电负性39电负性说明：1.鲍林电负性是一个相对值,无单位;2.现已有多套电负性数据,应尽可能采用同一套数据。40电负性说明：1.鲍林电负性是一个相对值,无单位;404.03.53.02.52.01.51.00.5χp原子序数HLiFNaBrClKIRbAtCs

同一周期，从左到右,电负性逐渐增大。

同一主族，从上到下,电负性逐渐减小。同一副族，从上到下,

ⅢB~ⅤB电负性逐渐减小，ⅥB~ⅡB电负性逐渐增大。414.0χp原子序数HLiFNaBrClKIRbAtCs同一五、元素的金属性和非金属性金属性—在化学反应中失出电子的特性非金属性—在化学反应中流入电子的特性判断金属性：电负性、电离能元素的电负性越小或电离能越小，金属性越强。非金属性：电负性、电子亲合能元素的电负性越大或电子亲合能越小，非金属性越强。42五、元素的金属性和非金属性金属性—在化学反应中失出电子的特性

变化规律同一周期,从左大右,元素原子的电负性增大,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。同一主族,直上而下,元素原子的电负性减小,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。ⅢB～ⅤB,同一副族,直上而下,元素原子的电负性减小,金属性增强;ⅣB～ⅡB,同一副族,直上而下,元素原子的电负性增大,金属性减弱。43变化规律同一周期,从左大右,元素原子的电负性增大,

小结44小结44六、金属元素和金属材料结构Ni:1s22s22p63s23p63d84s2Cu:1s22s22p63s23p63d94s2半径Ni：0.1246nmCu：0.1278nm

45六、金属元素和金属材料半径45溶液固溶体Solidsolution（1）定义46溶液固溶体（1）定义46Solvent溶剂Solute溶质

一个（或几个）组元的原子（化合物）溶入另一个组元的晶格中，而仍保持另一组元的晶格类型的固态晶体。固溶体47Solvent溶剂Solute溶质一个（或几个）①溶质和溶剂原子占据一个共同的晶体点阵，点阵类型和溶剂的点阵类型相同。

②有一定的成分范围③具有比较明显的金属性质（2）基本特征solidsolubility结合键主要是金属键48①溶质和溶剂原子占据一个共同的晶体点阵，点阵类型和溶剂的点按溶质原子在点阵中的位置混合物合金固熔体合金金属化合物合金（3）分类按各组元原子分布的规律性

取代固熔体合金间隙固熔体合金按固溶度FinitesolidsolutionInfinitesolidsolution

49按溶质原子在点阵中的位置混合物合金金属化合物合金（3）分类按A、置换型固溶体——由溶质原子代替一部分溶剂原子而占据着溶剂晶格某些结点位置所组成。50A、置换型固溶体——由溶质原子代替一部分溶剂原子而占据着溶剂结构Ni:1s22s22p63s23p63d84s2Cu:1s22s22p63s23p63d94s2半径Ni：0.1246nmCu：0.1278nm

51结构半径51MgO的结构中Mg2+离子被Fe2+离子所取代。条件：1.半径相近 2.电荷数相同Ca2+能取代Mg2+吗？Li+能取代Mg2+吗？铁固熔体52MgO的结构中Mg2+离子被Fe2+离子所取代。条件：1.晶格结构的空隙越大，越有利于形成固溶体。形成填隙型固溶体的次序？片沸石、CaF2、TiO2、MgO

为什么高温下碳易于填入铁晶格的空隙？53晶格结构的空隙越大，越有利于形成固溶体。形成填隙型固溶体的次在热力学处于平衡状态的固溶体中，溶质原子的分布宏观上是均匀的。C、无序固溶体——各组元原子的分布是随机的。54在热力学处于C、无序固溶体——各组元原子的分布是随机的。54D、有序固溶体——组元原子在晶体点阵中不是随机分布的，而是出现某种倾向性排列，如异类原子互相吸引形成有规则的排列结构。Ordering固溶体的有序化55D、有序固溶体——组元原子在晶体点阵中不是随机分布的，而是出铁—铬、铁—铜、铁—镍有限固溶体——固溶度小于100%。F、无限固溶体（又称连续固溶体）——是由两个（或多个）晶体结构相同的组元形成的，任一组元的成分范围均为0～100%。铜—锌、铜—锡56铁—铬、铁—铜、铁—镍有限固溶体——固溶度小于100%。F、无限置换固溶体中两组元素原子置换

57无限置换固溶体中两组元素原子置换57

固溶强化溶质原子的溶入，使固溶体的强度、硬度升高。（4）应用碳原子溶入-Fe

硅原子溶入-Fe

58固溶强化（4）应用碳原子溶入-Fe硅原精品课件！59精品课件！59精品课件！60精品课件！60

本节重点一、多电子原子的能级二、核外电子的排布三、原子的电子层结构和元素周期系四、元素性质的周期性61本一、屏蔽效应和钻穿效应（一）屏蔽效应1.屏蔽效应多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用看作部分地抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸引，

即其他电子起到了部分地屏蔽核电荷对某电子的吸引力，而该电子只受到“有效核电荷”Z*的作用。

62一、屏蔽效应和钻穿效应1

Z*=Z-：屏蔽常数，63Z*=Z-：屏蔽常换个角度考虑:将研究电子之外的原子其余部分,均视为原子核,则将复杂的多原子体系简化为单电子体系:说明:相当于内层电子抵消或中和掉部分正电荷,使被讨论的电子受核的吸引下降,离核更远,能量更高,即为内层电子对外层电子的屏蔽作用.屏蔽效应越大,受屏蔽的电子的能量越高,是电子远离核的作用.

64换个角度考虑:将研究电子之外的原子其余部分,均视为原子核※不同电子所受的屏蔽作用不同.其大小与角量子数l有关:※l大的电子,受屏蔽大,能量高;※l小的电子,受屏蔽小,能量升高的幅度小.※

对于运动状态不同的电子,或n相同,l不同的原子轨道,有:

65※不同电子所受的屏蔽作用不同.其大小与角量子数l有关:2.屏蔽常数的计算(Slater)规则：(1)分组：按以下次序(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),(5d),(5f)(2)每一小组右边各组的电子对该组电子不产生屏蔽作用。

662.屏蔽常数的计算(Slater)规则：5(3)在(ns,np)同组中，每一个电子屏蔽同组电子为0.35，而1s组内的电子相互屏蔽0.30。(4)内层(n-1)层中每一个电子对外层(ns,np）上电子屏蔽为0.85。(5)更内层的(n-2)层中每一个电子对外层(ns,np)上电子屏蔽为1.00。67(3)在(ns,np)同组中，每一个电子屏蔽同6(6)当被屏蔽电子是(nd)组或(nf)组电子时，同组电子屏蔽为0.35，左边各组电子屏为1.00。在计算某原子中某个电子的值时，可将有关屏蔽电子对该电子的值相加而得。例：计算铝原子中其它电子对一个3P电子的值，其Z*=？解：按斯来特规则分组（1S）2（2S，2P）8（3S，3P）368(6)当被屏蔽电子是(nd)组或(nf)组电子7

=0.35×2+0.85×8+1.00×2=9.50Z*=Z–=13–9.50=3.5

思考题：1、分别计算Sc的一个3S电子和一个3d电子的值？2、试比较钾原子的最后一个电子填充在3d轨道和4S轨道上的能量。69=0.35×2+0.85×8+1.00（二）钻穿效应

1.钻穿效应n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量，这种由于s，p，d，f轨道径向分布不同而引起的能量效应。（penetratingeffect)。70（二）钻穿效应9

意义:电子钻入内部,靠近核的作用(使自身能量下降)可以从径向分布函数图加以解释:

71意义:电子钻入内部,靠近核的作用(使自身10可以看出:l大的，钻穿效应小,远离核,能量升高。l大的,屏蔽效应大,远离核,能量升高。相反:l小的，钻穿效应大,靠近核,能量下降。l小的,屏蔽效应小,靠近核,能量下降.亦即:n相同,l小的电子,在离核近处,有小的

72可以看出:11

几率峰出现,相当于电子靠近核,受核作用强,同时回避了内层电子的屏蔽作用,自身能量下降.这种效应称为钻穿效应。可以用钻穿效应解释能级分裂,即同一能级组(n相同),l大的电子能量高,l小的电子可以钻入内部,自身能量降低,产生能级分裂。总之,屏蔽效应使电子的能量上升,钻穿效应使电子能降低。73几率峰出现,相当于电子靠近核,受核作用强,同时回避入内部,自身能量降低,产生能级分裂。总之,屏蔽效应使电子的能量上升,钻穿效应使电子能降低。

※对于多电子原子体系,能量高低由什么因素决定?

由n和l同时决定:

※l相同,n大的能量高,即E2s<E3s<E4s,因为依次受屏蔽作用增大,Z*依次下降,所以能量依次升高。

74入内部,自身能量降低,产生能级分裂。总之,屏蔽效应※n相同,l大的能量高,E3s<E3p<E3d,因为依次受屏蔽作用增大,自身钻穿作用依次减小,均使能量升高。※n和l均不同,则n+0.7l大的,能量高(北大徐光宪先生提出的).如:4s3d

4+0.7X0=43+0.7X2=4.475※n相同,l大的能量高,E3s<E3p<

所以,E3d>E4s此种现象在21号元素Sc的左右发生,称为能级交错(外层轨道的能量反而比内层轨道能量低的现象)可用径向分布图解释:

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所以,E3d>E4s此种现象在21号元素

2.能级交错：钻穿越深的电子对其他电子的屏蔽越大，使不同轨道上的电子能级发生变化，ns电子能量变的更低，nd,nf电子能量变的更高。从而引起能级上的交错。二、原子的价电子层结构

772.能级交错：16ns1~2(n-1)d1~9ns1~2ns2np1~6(n-1)d10ns1~2价层——价电子所在的亚层价层电子构型——指价层的电子分布式（1）基态原子的价层电子构型78ns1~2(n-1)d1~9ns1~2

基态原子外层电子填充顺序：

→ns→(n-2)f→(n-1)d→np价电子电离顺序：→np→ns→(n-1)d→(n-2)f

（2）简单基态阳离子的电子分布例

26Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2Fe2+1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6原子实——原子中除去最高能级组以外的原子实体经验规律79基态原子外层电子填充顺序：（2）简单基态阳离子的电子分

三、元素周期律与核外电子排布的关系Sddspfns1~2(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2ns2np1~6(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2最后一个电子一般填入次外层d亚层1、分区最后一个电子一般填入次外层d亚层最后一个电子填入s亚层80三、元素周期律与核外电子排布的关系Sddspfns1~2Sddspf区最后一个电子填入外层p亚层最后一个电子一般填入外数第三层f亚层81Sddspf区最后一个电子填入外层p亚层最后一个电子一般填入

区根据最后一个电子填入的亚层确定82区根据最后一个电子填入的亚层确定21

族根据区和最外层、次外层电子数确定83族根据区和最外层、次外层电子数确定222、元素的周期

周期数=能级组数,所以共有7个周期

842、元素的周期周期数=能级组数,所

元素周期表元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布例

20Ca写出电子排布式1s22s22p63s23p64s2周期数＝电子层数四周期最后一个电子填入s亚层s区元素族号＝最外层电子数＝2ⅡACa为第四周期、ⅡA族元素85元素周期表元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布例

24Cr写出电子排布式1s22s22p63s23p63d54s1周期数＝电子层数四周期最后一个电子填入次外层d亚层d区元素族号＝(最外层+次外层d)电子数＝(1+5)=6ⅥBCr为第四周期、ⅥB族元素86元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布例47Ag写出电子排布式[Kr]4d105s1周期数＝电子层数五周期最后一个电子填入次外层d亚层，而d电子数为10ds区元素族号＝最外层电子数＝1ⅠBAg为第五周期、ⅠB族元素87元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的分布例已知某副族元素A原子，最后一个电子填入3d轨道，族号＝3。电子排布式1s22s22p63s23p63d14s2周期数＝电子层数=4最后一个电子填入次外层d亚层，为d区元素，最外层电子数＝2族号＝(最外层+次外层)电子数＝3则d电子数=3-2=188元素在周期表的位置(周期、区、族)取决于该元素原子核外电子的四、元素基本性质的周期性

1原子半径共价半径——两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半。

定义d=198pmr(Cl)=99pmd=154pmr(C)=77pm89四、元素基本性质的周期性共价半径——两个相同原子形成共价键金属半径——金属单质晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半。

定义d=256pmr(Cu)=128pm90金属半径——金属单质晶体中，两个相邻定义d=256pm29范德华半径——分子晶体中，两个相邻分子核间距离的一半。

定义d=320pmr(Ne)=160pm91范德华半径——分子晶体中，两个相邻定义d=320pm30变化规律非金属为共价半径、金属为金属半径、稀有气体为范德华半径92变化规律非金属为共价半径、金属为金属半径、稀有气体为范德华半1、原子半径（1）共价半径（2）金属半径（3）范德瓦尔半径2、原子半径的变化规律（1）同一主族元素原子半径变化规律：同一主族元素，自上而下，由于主量子数的增大，原子半径增大。(2)同一副族元素，自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近。(3)同一周期元素原子半径的变化规律931、原子半径32（3）由于La系收缩，使第三过渡系元素电离能大于第二过渡系对应元素的电离能。3、电离能第一电离能：基态的气体原子失去最外层的第一个电子成为+1价离子所需的能量。A(g)→A+(g)+eI1第二电离能：由体+1价离子再失去一个电子成为+2价离子所需的能量。I1<I2<I3<I4

94（3）由于La系收缩，使第三过渡系元素电33关于电离能：(1)电离能越小，说明原子在气态时越易失去电子，金属性越强。(2)元素的电离势随Z的变化而呈现周期性的变化。同一周期自左至右，I基本上依次增大。反常：Be与B，Mg与Al，P与S，Zn与Ga，As与Se,Cd与In，Hg与Tl95关于电离能：34

因为：电离能不仅与原子的核电荷有关，也与元素的电子层结构有关。例：IB<IbeB(2s22p1)

B+(2s22p0)B+具有较稳定的结构。Be(2s2)

Be+(2s1)Be(2s2)

全充满，稳定(3)

同一周期过渡元素及内过渡元素自左至右电离能变化不大，规律性也较差。96因为：电离能不仅与原子的核电荷有关，35(4)主族元素自上而下电离能应减少,但Sc系收缩使Iga>Ial;La系收缩使ITl>Iin,

IPb>Isn,通常主族元素金属性自上而下依次增大.(5)副族元素电离能变化规律不规则.4、电子亲合能（electronaffinity)元素的一个气态原子在基态得到一个电子形成基态、气态负离子所释放的能量。(符号Eea)用焓变的负值(-H)表示。97(4)主族元素自上而下电离能应减少,但Sc系收缩使Iga说明：（1）元素的第一电子亲合能是放热的，第二、第三电子亲合能是吸热的。问题：常见的氧化物和硫化物都是以-2价存在的，为什么？（2）第一电子亲合能最大的是F，不是Cl。原因：（3）电子亲合能数值越大，该原子生成气态98说明：37负离子的倾向性越大。同一周期，自左至右，第一电子亲合能逐渐增大（IIA、VA有特殊）。（4）元素具有较高的电离能，也倾向于具有较高的电子亲合能。（5）第二周期元素的电子亲合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半径小、轨道数目少、电子间排斥力大等因素。99负离子的倾向性越大。同一周期，自左至38

5、电负性

※表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。

※以最活泼非金属元素原子χp(F)=4.0为基础，计算其它元素原子的电负性值。

※电负性越大,元素原子吸引电子能力越强,

即元素原子越易得到电子,越难失出电子;电负性越小,元素原子吸引电子能力越弱,即元素原子越难得到电子,越易失出电子。1005、电负性39电负性说明：1.鲍林电负性是一个相对值,无单位;2.现已有多套电负性数据,应尽可能采用同一套数据。101电负性说明：1.鲍林电负性是一个相对值,无单位;404.03.53.02.52.01.51.00.5χp原子序数HLiFNaBrClKIRbAtCs

同一周期，从左到右,电负性逐渐增大。

同一主族，从上到下,电负性逐渐减小。同一副族，从上到下,

ⅢB~ⅤB电负性逐渐减小，ⅥB~ⅡB电负性逐渐增大。1024.0χp原子序数HLiFNaBrClKIRbAtCs同一五、元素的金属性和非金属性金属性—在化学反应中失出电子的特性非金属性—在化学反应中流入电子的特性判断金属性：电负性、电离能元素的电负性越小或电离能越小，金属性越强。非金属性：电负性、电子亲合能元素的电负性越大或电子亲合能越小，非金属性越强。103五、元素的金属性和非金属性金属性—在化学反应中失出电子的特性

变化规律同一周期,从左大右,元素原子的电负性增大,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。同一主族,直上而下,元素原子的电负性减小,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。ⅢB～ⅤB,同一副族,直上而下,元素原子的电负性减小,金属性增强;ⅣB～ⅡB,同一副族,