第11章原子结构

基础化学本学期学习内容化学原理四大化学平衡物质结构酸碱平衡沉淀-溶解平衡氧化还原平衡配位平衡原子结构——第11章分子结构——第12章——第5章——第7章——第9章——第13章化学热力学基础第1~3章气体化学反应方向化学反应限度元素化学第十一章原子结构11.1原子的玻尔模型一、经典物理学局限性Rutherford“太阳-行星模型”的要点：1.所有原子都有一个核即原子核(nucleus)；2.核的体积只占整个原子体积极小的一部分；3.原子的正电荷和绝大部分质量集中在核上；4.电子像行星绕着太阳那样绕核运动。

在对粒子散射实验结果的解释上,新模型的成功是显而易见的,至少要点中的前三点是如此。根据当时的物理学概念,带电微粒在力场中运动时总要产生电磁辐射并逐渐失去能量,运动着的电子轨道会越来越小,最终将与原子核相撞并导致原子毁灭。由于原子毁灭的事实从未发生,将经典物理学概念推到前所未有的尴尬境地。会不会？！1.Plank公式1900年,普朗克(PlankM)提出著名的普朗克方程：E=hv式中的h叫普朗克常量(Planckconstant),其值为6.626×10-34J·s。 普朗克认为,物体只能按hv的整数倍(例如1hv,2hv,3hv等)一份一份地吸收或释出光能, 而不可能是0.5hv,1.6hv,2.3hv等任何非整数倍。即所谓的能量量子化概念。普朗克提出了当时物理学界一种全新的概念,但它只涉及光作用于物体时能量的传递过程(即吸收或释出)。爱因斯坦认为,入射光本身的能量也按普朗克方程量子化,并将这一份份数值为1hv的能量叫光子(photons),一束光线就是一束光子流.频率一定的光子其能量都相同,光的强弱只表明光子的多少,而与每个光子的能量无关。

爱因斯坦对光电效应的成功解释最终使光的微粒性为人们所接受。2.光电效应1905年,爱因斯坦(EinsteinA)成功地将能量量子化概念扩展到光本身,解释了光电效应(photoelectriceffect)。3.原子光谱二、氢原子的玻尔模型爱因斯坦的光子学说普朗克的量子化学说氢原子的光谱实验卢瑟福的有核模型Bohr在的基础上，建立了Bohr理论1.玻尔原子模型的建立2.玻尔理论玻尔模型认为,电子只能在若干圆形的固定轨道上绕核运动。它们是符合一定条件的轨道：电子的轨道角动量L只能等于h/(2)的整数倍：

从距核最近的一条轨道算起,n值分别等于1,2,3,4,5,6,7。根据假定条件算得n=1时允许轨道的半径为53pm,这就是著名的玻尔半径。（1）关于固定轨道的概念p2hnmvrL==原子只能处于上述条件所限定的几个能态。定态：所有这些允许能态之统称。电子只能在有确定半径和能量的定态轨道上运动,且不辐射能量。基态：n值为

1的定态。通常电子保持在能量最低的这一基态。基态是能量最低即最稳定的状态。指除基态以外的其余定态.各激发态的能量随n值增大而增高。电子只有从外部吸收足够能量时才能到达激发态。激发态:（2）关于轨道能量量子化的概念E:轨道的能量ν：光的频率h:Planck常量hEEEEh1212-=-=nn（3）★关于能量的吸收和发射玻尔模型认为,只有当电子从较高能态(E2)向较低能态(E1)跃迁时,原子才能以光子的形式放出能量,光子能量的大小决定于跃迁所涉及的两条轨道间的能量差：ΔE=E2

－

E1=hν

3.玻尔理论成功之处●计算氢原子的电离能●解释了H及He+、Li2+、B3+的原子光谱波型HαHβHγHδ计算值/nm656.2486.1434.0410.1实验值/nm656.3486.1434.1410.2●说明了原子的稳定性●对其他发光现象（如Ｘ射线的形成）也能解释4.玻尔理论不足之处●不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂●不能解释氢原子光谱的精细结构●不能解释多电子原子的光谱Why？11.2.原子的量子力学模型一、微观粒子的波粒二象性1.光的波粒二象性电磁波是通过空间传播的能量。可见光只不过是电磁波的一种。光的干涉、衍射等现象说明光有波动性；光电效应、原子光谱说明光具有粒子性。光具有这两重性质，称为光的波粒二象性。2.物质波德布罗依假设：电子等实物粒子也具有波动性，这种波称为德布罗依波或物质波。【例11-1】分别计算一个质量为0.025公斤，运动速度为300米/秒的子弹和一个质量为9.1×10-31公斤，运动速度为1.5×106米/秒的电子的波长。子弹的波长：解：电子的波长：宏观物体的波长极短以致难以察觉，主要表现为粒性，服从经典力学的运动规律。电子、原子等质量极小的微粒才具有与X射线数量级相近的波长,才符合德布罗依公式。二、微观粒子测不准关系海森堡的不确定原理：不可能同时测得电子的精确位置和精确动量●重要暗示——不可能存在Rutherford和Bohr模型中行星绕太阳那样的电子轨道。●具有波粒二象性的电子,不再遵守经典力学规律,它们的运动没有确定的轨道,只有一定的空间概率分布。实物的微粒波是概率波三、波函数和薛定谔方程1.量子力学的基本假设：(1)由于核外电子具有波粒二象性，所以电子的运动状态可用波函数描述。(2)描述电子运动状态的波函数必须服从薛定谔方程。(3)电子在核外某一区域出现的几率用几率密度来描述：为电子在核外出现的几率密度，形象地把它称作电子云或电子云密度2.薛定谔方程与波函数★求解薛定谔方程,就是求得波函数ψ和能量E

;★解得的ψ不是具体的数值,而是包括三个常数(n,l,m)和三个变量(r,θ,φ)的函数式

Ψn,l,m(r,θ,φ);★有合理解的函数式叫做波函数(Wavefunctions)。波函数=薛定谔方程的合理解=原子轨道

四、原子核外电子运动状态

1.原子轨道波函数也叫原子轨道(或原子轨函)，原子轨道是波函数的图形表示，它代表电子在原子轨道所辖区域出现的几率达90%以上。2.电子云电子在核外出现几率密度的大小的疏密的表示，电子出现几率密度大的区域用密集的小点来表示；电子出现几率密度小的区域用稀疏的小点来表示，这样绘成的图形称为电子云。所以电子云是几率密度的图形表示(1)几率：电子在空间某一区域出现的机会称为几率。例如，在氢原子中，电子在l等于0的球体内出现的机会是90%，所以在该球体内出现的几率为0.9。(2)几率密度：电子在核外某处单位体积内出现的几率称为该处的几率密度。这就是波函数绝对值的平方︱︱2的物理意义。3.四个量子数（1）主量子数

n(principalquantumnumber)◆与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n◆确定电子出现概率最大处离核的距离具体怎么确定一个电子运动的状态？◆不同的n值，对应于不同的电子层数１２３４５……..

KLMNO……..◆

与角动量有关，对于多电子原子,l也与E有关◆l的取值0，1，2，3……n-1(亚层）

s,p,d,f…...

◆l决定了ψ的角度函数的形状（2）角量子数l(angularmomentumquantumumber)nl1234（亚层0000s111p22d3f

)◆与角动量的取向有关，取向是量子化的◆m可取0，±1,±2……±l◆取值决定了ψ角度函数的空间取向◆n,l

值相同的轨道互为等价轨道（3）磁量子数m(magneticquantumnumber)Lm轨道数0(s)1(p)2(d)3(f)0

＋10－1

＋2＋10－1－2

＋3＋2＋10－1－2－31357s轨道(l=0,m=0):m一种取值,空间一种取向,一条s轨道

p轨道(l=1,m=+1,0,-1)

m三种取值,三种取向,三条等价(简并)p轨道d

轨道(l=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m五种取值,空间五种取向,五条等价(简并)d

轨道

f

轨道(l=3,m=+3,+2,+1,0,-1,-2,-3):m七种取值,空间七种取向,七条等价(简并)f轨道本课程不要求记住f轨道：具体形状（4）自旋量子数

ms(spinquantumnumber)◆描述电子绕自轴旋转的状态◆自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为◆

ms取值+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示0123……轨道spdf……例如:n=2,l=0,m=0,2s

n=3,l=1,m=0,3pz

n=3,l=2,m=0,3dz2nlmms核外电子运动轨道运动自旋运动与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei)n,l,m一定,轨道也确定【例】假定有下列电子的各套量子数，指出哪几种不可能存在3,2,2,1/2b.3,0,－1,1/2c.2,2,2,2d.1,0,0,0e.2,－1,0,1/2f.2,0,－2,1/2解：b，c，d，e，f都不可能存在解：【例】写出电子构型为1s22s22p5的原子中各电子的全套量子数

20000

21100

2111121－1n11l00m00ms五、波函数和电子云的空间图形解薛定谔方程可得下列波函数R（r）函数是径向r的函数，为波函数的径向部分，Y（θ，φ）函数是θ和φ角的的函数，为波函数的角度部分。D（r）=4πr2R2(r)。这里所指的是ns电子的径向分布函数，对其他运动状态的电子，D（r）=r2R2(r)。径向分布函数图与量子数n和l有关，径向分布函数图中有（n-l）个波峰，即电子出现的几率大，有（n-l）个波谷（D(r)为零的点，不包括原点），即电子出现的几率小。1.径向分布图原子轨道的径向分布图是波函数R(r)在任意给定方向（θ、φ一定）上随r变化所作的图为波函数径向分布图，它表示波函数R(r)随离核距离r变化的关系。下图为电子云径向分布图2.角度分布图原子轨道和电子云角度分布为别为Y（θ，φ）和Y2（θ，φ）。它们是电子出现的几率随θ，φ的改变而变化的函数，与离核的距离r无关，与量子数l有关。用Y（θ，φ）和Y2（θ，φ）作图就得到原子轨道和电子云角度分布图。电子云的角度分布图与原子轨道角度分布图相似，它们之间的主要区别有：由于Y1，因此Y2一定小于Y，因而电子云的角度分布图要比原子轨道角度分布图“瘦”些；b)原子轨道角度分布图有正有负，而电子云角度分布图都是正值，这是因为Y2总是正值。下列关于电子云的说法不正确的是()A.电子云是描述核外某空间电子出现的几率密度的概念;B.电子云是││2的数学图形;C.S原子轨道呈球形分布，氢原子的电子在S轨道上做圆周运动D.电子就象云雾一样在原子核周围运动,故称为电子云.下列说法不正确的是()A.氢原子中,电子的能量只取决于主量子数n;B.多电子原子中,电子的能量不仅与n有关,还与l有关;C.波函数由四个量子数确定;D.ms=±½表示电子的自旋有两种方式.n=4时m的最大取值为()A.4B.±4C.3D.02p轨道的磁量子数可能有()A.1.2B.0.1.2C.1.2.3D.0.+1.-111.3多电子结构和元素周期律一、屏蔽效应和钻穿效应1.屏蔽效应在多电子原子中，一个电子受其他电子的排斥而能量升高，这种能量效应，称为“屏蔽效应”。σ为屏蔽常数,它代表由于电子间的斥力而使原核电荷减少的部分。2.钻穿效应外层电子进入原子的内部空间的现象叫原子轨道的钻穿作用或称钻穿效应。钻穿效应的存在不仅能引起轨道能级的分裂，而且还能导致能级的交错。◆轨道的钻穿能力通常有如下顺序:ns>np>nd>nf，导致能级按E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)顺序分裂。◆如果能级分裂的程度很大,就可能导致与临近电子层中的亚层能级发生交错。二、鲍林近似能级图◆n值相同时,轨道能级则由l值决定,叫能级分裂；◆l值相同时,轨道能级只由n值决定,例:E(1s)<E(2s)<E(3s)<E(4s)◆n和l都不同时出现更为复杂的情况,主量子数小的能级可能高于主量子数大的能级,即所谓的能级交错。能级交错现象出现于第四能级组开始的各能级组中。三、多电子原子的核外电子排布规律根据原子光谱实验和量子力学理论,基态原子的核外电子排布服从构造原理(buildingupprinciple)。即核外电子排布三原则1.泡利不相容原理同一原子中不能存在运动状态完全相同的电子,或者说同一原子中不能存在四个量子数完全相同的电子。例如,一原子中电子A和电子B的三个量子数n,l,m已相同,ms就必须不同。量子数nlmms电子A210电子B210

n

l

轨道数

亚层最大容量

电子层最大容量

101个s22201个s2825个d10301个s21813个p613个p6401个s23213个p625个d1047个f14由泡利不相容原理并结合三个轨道量子数之间的关系,能够推知各电子层和电子亚层的最大容量。亚层可容纳的电子数为2（2+1）

2.能量最低原理

电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道,占满能量较低根据顺序图,电子填入轨道时遵循下列次序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p铬(Z=24)之前的原子严格遵守这一顺序,钒(Z=23)之后的原子有时出现例外。的轨道后才进入能量较高的轨道。能级组电子的填充顺序为ns(n-2)f(n-1)dnp3.洪特规则电子分布到等价轨道时,总是尽量先以相同的自旋状态分占轨道。即在n和l相同的轨道上分布电子,将尽可得分布在m值不同的轨道上,且自旋相同。原子实表示：1s2[He];1s22s22p6[Ne];

1s22s22p63s23p6[Ar]1s22s22p63s23p64s23d104p6

[Kr]24Cr:按以上三规则,电子排布为[Ar]4s23d4,而实验结果是[Ar]4s13d5,所以洪特规则还包括另一个内容：等价轨道全满，半满或全空时体系比较稳定。原子

能级排列序列

光谱实验序列

Cr

Mo

Cu

Ag

Au

[Ar]3d

44s

2

[Kr]4d

45s

2

[Ar]3d

94s

2

[Kr]4d

95s

2

[Xe]4f

145d

96s

2

[Ar]3d

54s

1

[Kr]4d

55s

1

[Ar]3d

104s

1

[Kr]4d

105s

1

[Xe]4f14

5d106s

1

【例11-4】写出下列原子序数的元素的核外电子排布式[Kr]4d105s25p5[Xe]4f145d106s26p2[Ar]3d74s253：82：27:【例11-5】最外层只有一个电子，它的次外层角量子数为2的亚层内电子全充满，满足此条件的元素有（ ）。(A)1种；(B)2种；(C)3种；(D)4种。【例11-6】某元素的原子序数小于36，其原子失去三个价电子后，量子数l=2的亚层刚好半充满。该元素是（ ）。(A)Cr；(B)Mn；(C)Fe；(D)As。四、原子核外电子排布与元素周期律1.元素周期与能级组元素周期的划分就是原子核外电子能级的划分，每一周期所能容纳的元素总数等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。原子最外层的电子结构随原子序数的增加呈周期性的变化，即原子最外层的电子总是由ns1变化到ns2np6（第一周期除外），也就是说每一周期元素原子最外层上的电子数总是由1增加8，元素性质的周期性变化正是元素原子电子层结构周期性的结果。周期相应能级组原子轨道轨道数最大电子容量元素个数原子序数一11s1221～2二22s,2p4883～10三33s,3p48811～18四44s,3d,4p9181819～36五55s,4d,5p9181837～54六66s,4f,5d,6p16323255～86七77s,5f,6d,7p16未充满未充满87～111每个电子层最多容纳的电子数主量子数n1234

电子层KLMN角量子数l0123电子亚层spdf每个亚层中轨道数目每个亚层最多容纳电子数135726101428182n2四、原子核外电子排布与元素周期律按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。元素周期律主要表现在：元素原子的核外电子排布、原子半径、电离能、电子亲和能和电负性等方面。元素周期律的实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。把这种周期性的变化用表格的形式反映出来，即为元素周期表。将电子填入的轨道按鲍林的能级组排成7个横行并将各行中的同名轨道上下相对应，不难得到如下的形式：能级组s轨道f轨道d轨道p轨道

1

1s1→2

2

2s1→2

2p1→…6

3

3s1→2

3p1→…6

4

4s1→2

3d1→…104p1→…6

5

5s1→2

4d1→…105p1→…6

6

6s1→2

4f1→…14

5d1→…106p1→…6

7

7s1→2

5f1→…14

6d1→…107p1→…6f区共七个周期,对应于顺序图中的七个能级组。各周期均以填充

s轨道的元素开始,并以填充p轨道的元素告终。与你能联系起周期顺序图之间的关系吗?周期数=电子层数(周期号等于构型式中最大的主量子数。)=能级组数每周期元素数目=该能级组容纳电子总数1周期为特短周期,2-3周期为短周期，4-5周期为长周期，6、7周期为特长周期(7周期为未完成周期)。周期：表中的横行叫周期。族：表中的直列叫族。两种不同的族编号系统：(a)是IUPAC当今推荐的系统，自左向右将18个直列依次标为第1族到第18族，将第13族至第18族同时用罗马数字Ⅲ，Ⅳ，V，Ⅵ，Ⅶ，Ⅷ当族号。国内不少教材仍用(b)系统，第Ⅰ至第Ⅶ主族元素都有与之对应的副族元素。

主族元素的族号用罗马数字与英文大写字母A组成的复合符号，副族元素的族号则用罗马数字与英文大写字母B组成的复合符号。第18直列的主族元素被标为0族；第8至第10直列不存在与之对应的主族元素，一起被标为第Ⅷ族。(a)族编号系统确定族号可按下述方法：价层只涉及ns电子时，阿拉伯数字表示的族号等于这些价电子的总和;Z=19K[Ar]4s1族号为1Z=12Mg[Ne]3s2族号为2价层只涉及ns和np电子时，阿拉伯数字表示的族号等于这些价电子的总和+10（罗马数字表示的族号等于这些价电子的总和）

。Z=17Cl[Ne]3s23p5族号为17(Ⅶ)价层只涉及(n-1)d和ns(np)电子时，阿拉伯数字表示的族号等于这些价电子的总和；Z=24Cr[Ar]3d54s1族号为6Z=35Br[Ar]3d104s24p5族号为17价层涉及(n-2)f，(n-1)d和ns(np)电子时，族号等于除(n-2)f电子外其余价电子的总和；但(n-1)d电子为零时，其余价电子总和加1才等于族号。镧系和锕系元素往往出现最后一种情况。Z=74W[Xe]4f145d46s2族号为6Z=69Tm(铥)[Xe]4f136s2族号为3镧系Z=70Yb(镱)[Xe]4f146s2族号为3镧系(b)族编号系统周期表中共有16个族：7个主族，7个副族，1个零族，1个Ⅷ族。主族:最后一个电子填入ns或np能级；主族数等于ns和np轨道上电子数之和。副族：最后一个电子填入(n-1)d或(n-2)f能级的元素;

(n-1)dns轨道上电子数之和为3～

7时，副族数等于(n-1)dns轨道上电子数之和。

(n-1)dns轨道上电子数之和为11、12，则为ⅠB、ⅡB副族。

(n-1)dns轨道上电子数之和为8～

10时，副族数为第Ⅷ族。价层涉及(n-2)f和ns电子时，族号等于除(n-2)f电子外其余价电子总和加1才等于族号。镧系和锕系元素往往出现这种情况。如果元素所在的周期号和族号为已知,你应该能够迅速写出原子的价电子组态.

区

价电子构型

s区

ns1~2

ns2np1~6

记住元素所在的周期号和族号p区d区f区(n–1)d1~10ns1~2(n–2)f1~14(n–1)d

0~1ns2价电子构型相似的元素在周期表中分别集中在4个区(block)就能够写出原子的价电子组态◆主族元素(main-groupelements):s区和p区元素

◆过渡元素(transitionelements):

d

区元素◆内过渡元素(innertransitionelements):f区元素。填入

4f亚层和5f亚层的内过渡元素分别又叫镧系元素(lanthanide或lanthanoid)和锕系元素(actinide或actinoid)。【例11-7】请依据下列原子序数写出其电子排布式、所在周期、族、区。11、21、53、60、8011[Ne]3s1、IA、s区、三周期21[Ar]4s23d1、IIIB、d区、四周期536080【例11-8】已知元素所在周期和族数,请写出它们的核外电子排布。1、周期数为3、族数为IIA2、周期数为6、族数为VIIB3、周期数为4、族数为IVA1、[Ne]3s22、[Xe]6s24f145d53、[Ar]4s23d104p2[Kr]5s24d105p5、VIIA、p区、五周期[Xe]6s24f4、镧系、f区、六周期[Xe]6s24f145d10、IIB、ds区、六周期【例11-9】已知某元素与Kr同周期,最外层只有两个电子且失去两个电子后内层l＝2的轨道全充满,该元素所在族数为

,原子序数是

,元素名称是

,核外电子排布式

。IIB30锌[Ar]3d104s2练习题1．所谓的原子轨道是指（）A、一定的电子云B、核外电子的几率C、一定的波函数D、某个径向的分布2．下列电子构型中，属于原子基态的是（）A、1s22s12p1B、1s22s2C、1s22s22p63s13p1

D、1s22s22p63s23p64s14p13．在多电子原子中，各电子具有下列量子数，其中能量最高的电子是（）A、2,1,-1,+1/2B、2,0,0,-1/2C、3,1,1,-1/2D、3,2,-1,+1/2CBD4．当基态原子的第六电子层只有二个电子，则原子的第五电子层的电子数为（）A、肯定为8电子B、肯定为18电子C、肯定为8～18电子D、肯定为8～32电子5．在多电子原子中，轨道能量是由什么决定的（）A、n（主量子数）B、n和lC、n﹑l﹑mD、n和m6．某金属M2+离子的第三层中有15个电子，该金属的名称是（）A、FeB、MnC、CoD、NiCBC7．主量子数n=4，ms=+1/2时，可允许的最多电子数为（）A、6B、8C、12D、16D

8.氢原子的电子能级由量子数

决定，而锂原子的电子能级由量子数

决定。

9.有两个原子在n=4的电子层上都只有两个电子，在次外层l=2的轨道中电子数分别为0和10。前一种原子是

，原子序数大的原子是

。

10.当n=4时，电子层的最大容量是

。

nn、lCaZn32

11.原子中量子数n=3，l=2，m=0的轨道最多可允许电子数是

。

12.2p原子轨道的l=

，4f原子轨道的n=

。2

14

13.某元素（Z≤36）其最外层有2个电子，次外层有13个电子，问该元素的符号，电子排布式，在周期表中的位置（族、周期）。答：该元素是Mn，核外电子构型是[Ar]3d54s2（或1s22s22p63s23p63d54s2），位于周期表第4周期，第7族(第ⅦB族)。

11.4主要原子参数及其变化规律一、原子半径

Atomicradius二、电离能

Ionizationenergy三、电子亲和能

Electronaffinity四、电负性Electronegativity原子参数(atomicparameters)是指用以表达原子特征的参数，它影响甚至决定元素的性质，并随原子序数呈周期性变化。一、原子半径严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。但人总会有办法的。迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的。◆适用金属元素◆固体中测定两个最邻近原子的核间距一半金属半径(metallicradius)◆适用非金属元素◆测定单质分子中两个相邻原子的核间距一半共价半径(covalentradius)不同情况下适用于不同原子半径：共价半径：形成共价键时核间距一半金属半径：金属晶体范德华半径：分子间力范德华半径﹥金属半径﹥共价半径讨论半径变化规律时，用共价半径，稀有气体则只能用范德华半径Li157Be112Mg160Na191Ca197K235Rb250Sr215Ba224Cs272Sc164Mo140Cr129Mn137Tc135Re137Os135Ru134Fe126Co125Rh134Ir136Pt139Pd137Ni125Cu128Ag144Au144Hg155Cd152Zn137Ti147V135Nb147Y182Hf159Ta147W141Lu172Zr160B88C77N74O66F64Al143Si118P110S104Cl99Ge122Ga153Tl171In167Br114As121Se104Sn158Sb141Te137I133Bi182Pb175Source:WellsAF.StructuralInorganicChemistry,5thed.Oxford:ClarendonPress,1984(inpm)同周期原子半径的变化趋势(一)总趋势：随着原子序数的增大,原子半径自左至右减小解释:

电子层数不变的情况下,有效核电荷的增大导致核对外层电子的引力增大解释:◆

主族元素:电子逐个填加在最外层,对原来最外层上的电子的屏蔽参数(σ)小,有效核电荷(Z*)迅速增大◆

过渡元素:电子逐个填加在次外层,增加的次外层电子对原来最外层上电子的屏蔽较强,有效核电荷增加较小◆

内过渡元素:电子逐个填加在外数第三层,增加的电子对原来最外层上电子的屏蔽很强,有效核电荷增加甚小同周期原子半径的变化趋势(二)相邻元素的减小幅度：主族元素>过渡元素>内过渡元素同周期原子半径的变化趋势(三)内过渡元素有镧系收缩效应15种镧系元素，r减小的幅度很小。由于电子填到内层(n－2)f轨道，屏蔽参数更大，Z*增加的幅度更小。所以r减小的幅度很小。将15种镧系元素，原子半径自左向右缓慢减小的现象称为镧系收缩。◆内部效应:镧系中相邻元素的半径十分接近,用普通的化学方法将很难分离。◆外部效应:使第5、6两周期的同族过渡元素（如Zr-Hf,Nb-Ta等）性质极为相似，往往导致在自然界共生，而且相互分离不易。同族元素原子半径的变化趋势◆

同族元素原子半径自上而下增大:电子层依次增加,有效核电荷的影响退居次要地位◆

第6周期过渡元素(如Hf,Ta)的原子半径与第5周期同族元素(如Zr,Nb)相比几乎没有增大,这是镧系收缩的重要效应之一1.下列原子半径大小顺序中，正确的是（）。A.Be<B<Na<MgB.B<Be<Mg<NaC.Be<B<Mg<NaD.B<Be<Na<Mg1.B二、电离能E(g)==E+(g)+e-I