原子结构与元素周期系课件

*薛定谔方程

奥地利科学家薛定谔(ErwinSchrödinger)在考虑实物微粒的波粒二象性的基础上，通过光学和力学的对比，把微粒的运动用类似于表示光波动的运动方程来描述，建立了薛定谔方程。

薛定锷方程是一个二阶偏微分方程，是描述微观粒子运动的基本方程。

“薛定谔方程”的主要作用是描述物质波的运动问题，它为系统地、定量地处理原子结构问题提供了理论基础。“薛定谔方程”的卓越贡献与牛顿运动方程在经典力学中的地位相似，为此薛定谔荣获了1933年度诺贝尔物理学奖。*

－量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道

(x,y,z)--波函数

E－轨道能量（动能与势能总和）；

V－

势能

m

—

微粒质量；

h—普朗克常数；

x,y,z—

微粒的空间坐标

*x=rsinθconφy=rsinθsinφz=rcosθψ(r,θ,φ)=R(r)×Y(θ,φ)或ψ(r,θ,φ)=R(r)×Θ(θ)×Φ(φ)

将直角坐标三变量x，y，z变换成球坐标三变量r，

，

yzxoPP′

r波函数的求解和三个量子数只要将R(r)、Θ(θ)、Φ(φ)分别解出后即可得到ψ的具体表达式。

R(r)与自然数n（n=1，2，3…）有关，主量子数

Θ(θ)与l（l=0，1，2，…，n-1，共n个）有关，角量子数

Φ(φ)与m（m=0，±1，±2，…±l，共2l+1个）有关，磁量子数当n、l、m确定时，R(r)、Θ(θ)、Φ(φ)即有确定的数学表达式，即ψ(r,θ,φ)有确定的的数学表达式。*关于波函数ψ的几个注意问题波函数

是包含n，l，m三个量子数的空间三维坐标x，y，z的函数；每一波函数

对应一固定的能量E；波函数

：代表电子的运动状态，但只是一种数学函数形式，从其本身无法确定具体的物理含义；|

|2：原子核外空间某处单位体积内电子出现的几率，称为几率密度，其空间图像称之为电子云；黑点密集的地方，|

|2的值大，几率密度大；反之几率密度小。

马克思.波恩

MaxBorn

（1882-1970）*电子云的概念

假想将核外一个电子每个瞬间的运动状态，进行摄影。并将这样数百万张照片重叠，得到如下的统计效果图，形象地称为电子云图。1s2s2p*波函数和原子轨道波函数：近似理解为电子在核外空间出现的范围，习惯上将其称为原子轨道。所谓的原子轨道并不是电子运动的轨迹，它只代表电子的某种运动状态，是波函数的代名词。

n：主层。n=1，第一主层，用K表示；n=2，第二层，用L表示；以下为M、N、O、P、Q…层。l：分层（亚层，轨道）。l=0，用s表示，即s轨道（s亚层）；l=1，用p表示，即p轨道（p亚层）；以下依次为d、f、g、h…。m：轨道的简并数目，即能量相等的轨道的数目。

*量子数描述核外电子运动的可能状态

例：

n=1l=0，m=01sn=2l=0，m=02s

l=1，m=0,12p

n=3l=0，m=03sl=1m=0,13pl=2m=0,1，23d

n=4?*部分原子轨道与三个量子数的关系

nlm轨道名称轨道数1001s12002s121-1，0，+12p33003s131-1，0，+13p332-2，-1，0，+1，+23d54004s141-1，0，+14p342-2，-1，0，+1，+24d543-3，-2，-1，0，+1，+2，+34f7*

角度分布图经过计算，得到

以及与其对应Y(

，

)

和|Y(

，

)|2

的数据。根据这些数据可以画出两种角度分布图：波函数的角度分布图和电子云的角度分布图。为角度部分。

则角度部分的几率密度为|Y

(

，

)|2=cos2

为径向部分，**a0玻尔半径，R，Y以外部分为归一化常数。（2Pz

的波函数）*Z

/°cos

cos2

01.001.00150.970.93300.870.75450.710.50600.500.25900.000.00120－0.500.25135－0.710.50150－0.870.75165－0.970.93180－1.001.00波函数的角度分布图*zy－+pypz－zx+zx+s各种波函数的角度分布图zx+px－*++－－yxdxy++－－zxdxz++－－zydyz－++－dx2－y2yx－+－+dz2zx*各种电子云的角度分布图zxspzzx

电子云的角度分布图比波函数的角度分布图略“瘦”些。电子云的角度分布图没有‘

’‘

’。dz2zxydx2－y2xydxyx

作为波函数的符号，它表示原子轨道的对称性，因此在讨论化学键的形成时有重要作用。

波函数的角度分布图有‘

’‘

’。这是根据解析式算得的。它不表示电性的正负。*电子云的角度部分图示***四个量子数的物理意义

（1）主量子数n

取值

1，2，3，4……n为正整数(自然数)，光谱学上用

K，L，M，N……表示。

意义

表示原子轨道的大小，核外电子离核的远近，或者说是电子所在的电子层数。

n的数值大，电子距离原子核远，则具有较高的能量。

主量子数n只能取1，2，3，4等自然数，故能量只有不连续的几种取值，即能量是量子化的。所以n称为量子数。*2、副（角）量子数（l）含义：（1）在多电子原子中与n一起决定电子亚层的能量，l

值越小，亚层能量越低。如：E4s<E4p<E4d<E4f

（2）每一个l值决定电子层中的一个亚层；（3）每一个l值代表一种电子云或原子轨道的形状。对于确定的主量子数n，角量子数

l可以为0，1，2，3，4……(n－1)，共n个取值，光谱学上依次用

s，p，d，f，g……表示

。副量子数(l):0123…（n-1）电子亚层符号:spdf…原子轨道（或亚层）：球形哑铃形花瓣形*

n=4，l有4种取值，即核外第四层有4种形状不同的原子轨道：

l=0表示s轨道，形状为球形，即4s轨道；

l=1表示p轨道，形状为哑铃形，4p轨道；

l=2表示d轨道，形状为花瓣形，4d轨道；

l=3表示f轨道，形状更复杂，4f轨道。

如n=3，角量子数

l

可取0，1，2共三个值

依次表示为

s，p，d

对应符号

3s，3p，3d

*（3）磁量子数m

磁量子数

m取值受角量子数l

的影响，对于给定的l

，m可取：0，

1，

2，

3，……，

l。共

2l+1个值。

若l=3，则m=0，1，2，3，共7个值。

m决定原子轨道的空间取向。n和

l

一定的轨道，如2p轨道（n=2，l=1）在空间有三种不同的取向。*

每一种m的取值，对应一种空间取向。zyx

m的不同取值，或者说原子轨道的不同空间取向，一般不影响能量。3种不同取向的2p轨道能量相同。我们说这3个原子轨道是能量简并轨道，或者说2p轨道是3重简并的。

而3d则有5种不同的空间取向，3d轨道是5重简并的。*

1925年，不到25岁的年轻大学生乌伦贝克和高斯米特提出电子自旋的大胆假设：电子不是点电荷，它除了有轨道运动以外，还有自旋运动。氢原子光谱的精细结构*

（4）自旋量子数ms

ms的取值只有两个，+1/2和-1/2。电子的自旋方式只有两种，通常用“”和“”表示。所以ms

也是量子化的。因为电子有自旋，所以电子具有自旋角动量，而自旋角动量沿外磁场方向上的分量，可用Ms表示，且有如下关系式

Ms=ms

式中ms为自旋量子数。

所以，描述一个电子的运动状态，要用四个量子数：n，l

，m，ms

同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。*

例：用四个量子数描述n=4，l=3的所有电子的运动状态。

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：

nlmms4301/243－11/24311/243－21/24321/243－31/24331/2

nlmms430－1/243－1－1/2431－1/243－2－1/2432－1/243－3－1/2433－1/2*原子结构综合知识

主量子数n1234567电子层符号KLMNOPQ角量子数l0010120123………………轨道符号sspspdspdf………………轨道名称1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f………………轨道个数1131351357………………每层轨道总数14916………………每层最多容纳电子数281832………………*《自然》：科学家首次拍摄到电子运动系列照片

一个欧洲研究小组首次成功使用阿秒激光脉冲观测分子里的电子运动。相关研究发表在2010.6.10出版的《自然》（Nature）杂志上。

为理解化学反应，科学家必须知道分子中电子的行为。但由于电子运动速度太快，一直以来，观测电子始终遭遇技术瓶颈。现在，一个由多国成员组成的欧洲研究小组在阿秒激光脉冲的帮助下攻克了这一难题。

20世纪80年代以来，科学家借助飞秒激光的帮助研究分子和原子（1飞秒=10-15秒）；然而，飞秒激光可以追踪到原子和分子的运动，却跟不上电子的运动。而1阿秒是10-18秒，在1阿秒内光只走不到百万分之一毫米，也只有阿秒级激光才能“赶上”分子内的电子。为产生这样短的激光脉冲，物理学家付出了巨大的努力，直到2001年，研究人员才首次成功研发出脉冲长度为250阿秒的激光脉冲。现在，科学家终于成功用阿秒激光拍摄出了分子内“电子运动”的系列照片。

物理学家们最先研究的是氢分子，这是两个质子和两个电子构成的最简单的分子结构。研究人员先用一个阿秒激光脉冲照射氢分子，使一个电子从分子中删除，分子被电离；然后再用红外激光束将其剪为两部分，这样就可以观察到两个部分的电荷分配情况。因为缺少一个电子，剪切后一部分呈中性，另一部分带正电，剩余的电子也就包含在了中性部分里，这就给研究人员有针对性地观测电子运动提供了可能。参与研究的马克斯•玻恩非线性光学和光谱短脉冲研究所（MBI）主任马克·弗拉肯教授说：“我们的实验首次证明，通过阿秒激光我们的确有了能够观察分子中电子运动的能力。”

尽管欧洲团队的阿秒激光实验给科学家们带来了惊喜，但为了能更好地阐明他们的测量，马德里大学的一个理论研究小组又加入了该项目。他们花了150万小时的电脑计算时间，带来了全新的发现。这些计算结果表明，该问题的复杂性远远大于以前的设想。研究人员表示：“我们还远没有解决问题，正如原先我们认为的，我们只打开一扇门，整个项目实际上会更加重要和有趣。”*a,PhotoexcitationofneutralhydrogenleadstotheexcitationoftheQ1(red)andQ2(blue)doublyexcitedstatesandionizationtothe1sσgand2pσustates,whichcanbefollowedbydissociation.R,internucleardistance;a.u.,atomicunit…

ElectronlocalizationfollowingattosecondmolecularphotoionizationG.Sansone,F.Kelkensberg,J.F.Pérez-Torres,F.Morales,M.F.Kling,W.Siu,O.Ghafur,P.Johnsson,M.Swoboda,E.Benedetti,F.Ferrari,F.Lépine,J.L.Sanz-Vicario,S.Zherebtsov,I.Znakovskaya,A.L’Huillier,M.Yu.Ivanov,M.Nisoli,F.Martín&M.J.J.Vrakking

Nature,Volume:465,Pages:763–766*a,Asymmetrycausedbytheinterferenceofawavepacketlaunchedinthe2pσustatebydirectEUVionizationorrapidionizationoftheQ11Σu+doubly-excitedstatesbytheinfraredpulseandawavepacketinthe1sσgstateresultingfromaut…

*第三节多电子原子中电子的分布

和元素周期系多电子原子中电子的分布和核外电子分布式

泡利（Pauli）不相容原理能量最低原理洪特（Hund）规则全充满半充满规律核外电子分布和元素周期系

*1．泡利不相容原理

多电子原子中电子的分布和核外电子分布式WolfgangPauli1900－19581945年诺贝尔奖1925年泡利根据实验结果提出：在同一个原子中不可能有四个量子数完全相同的电子存在，这一规律称为泡利不相容原理。通俗地讲，每一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，而且这两个电子的自旋方向必须相反。*该原理解决了各层和各亚层所能容纳的电子数。第一层n=1→l=0→m=0→ms=±1/2第二层n=2→l=0→m=0→ms=±1/2→l=1→m=0→

ms=±1/2

→m=1→ms=±1/2→m=-1→ms=±1/2第三层可容纳18个电子……*2.能量最低原理

电子在原子轨道上的分布，总是尽先排布在能量最低的轨道中，然后依次排布在能量较高的轨道中，以便使整个原子的能量处于最低状态，这一规律称为能量最低原理。*鲍林（Ｌ·Pouling）近似能级图第一组1s第二组2s2p第三组3s3p第四组4s3d4p第五组5s4d5p第六组6s4f5d6p第七组7s5f6d7p

其中除第一能级组只有一个能级外，其余各能级组均以ns开始，以np

结束。*莱纳斯·鲍林（1901－1994），国际著名的理论化学家，迄今为止惟一一位两次单独荣获诺贝尔奖的学者（1954年的化学奖，1962年的和平奖），被誉为20世纪的科学怪杰

。*从鲍林近似能级图可以看出：(1)角量子数相同时，轨道能级随主量子数的增大而升高。如1s<2s<3s…；2p<3p<4p…；3d<4d…(2)主量子数相同时，轨道能级随角量子数的增大而升高。如4s<4p<4d<4f。(3)主量子数和角量子数均不相同时，有能级交错现象。如4s<3d<4p；5s<4d<5p；6s<4f<5d<6p。*

鲍林能级图说明：（1）近似能级图是一归纳结果，不能完全反映情况，所以只有近似含义。（2）它原意是反映同一原子内各原子轨道间的相对高低，所以不能用它来比较不同元素原子轨道能级的相对高低。（3）经进一步研究发现，近似能级图实际上只反映同一原子外电子层中原子轨道能级的相对高低，而不一定能完全反映内电子层原子轨道能级的高低。（4）电子在某一轨道上的能量，实际与原子序数（核电荷）有关。核电荷越多，对电子的吸引力越大。电子离核越近，使其所在较高能量降得越低，轨道能级之间的相对高低，与近似能级图会有所不同。*例：

1H：1s1；

3Li：1s22s1

；

7N：1s22s22p3

；

19K：1s22s22p63s23p64s1

；

26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2；

35Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5

根据此原理，电子应首先从能级最低的1s轨道填充，然后按近似能级图依次再填入较高能级。*3．洪特规则N原子1s22s22p3的轨道表示式：FriedrichHermannHund

1896-1997

洪特规则是电子在等价轨道上的排布规律。在简并轨道中，若电子不止一个，则它们尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。这实际上也是能量最低原理的应用。因为这种情况下才能保证体系能量最低。

*

根据光谱实验得到的结果，可归纳出一个规律：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，也即下列电子结构是比较稳定的：半充满p3、d5

、f7

全充满p6、d10

、f14全空p0

、d0、f04．全充满半充满规律*因此，简并轨道全充满（如p6，d10、f14和半充满（如p3、d5、f7）或全空（p0、d0、f0）的状态都是能量较低的状态。这就造成24Cr的价层电子组态是3d54s1而不是3d44s2，29Cu的价层电子组态是3d104s1，而不是3d94s2的原因。

*核外电子的排布（原子的电子层结构）

1 HHydrogen 氢 1s1

*

2HeHelium 氦 1s2

3LiLithium锂 1s22s1

4 BeBeryllium 铍 1s22s2

5 B Boron 硼 1s22s22p1**6 C Carbon 碳 1s22s22p2

7 N Nitrogen 氮 1s22s22p3

8 O Oxygen 氧 1s22s22p4

9 F Fluorine 氟 1s22s22p5

10 Ne Neon 氖 1s22s22p6原子序数电子轨道图元素符号

英文名称中文名称电子结构式*

11 Na Sodium钠

1s22s22p63s112 Mg Magnesium镁1s22s22p63s213 Al Aluminium

铝1s22s22p63s23p114 Si Silicon 硅1s22s22p63s23p215P Phosphorus磷1s22s22p63s23p316Si Sulfur 硫1s22s22p63s23p417 Cl Chlorine 氯1s22s22p63s23p518Ar Argon 氩1s22s22p63s23p6原子序数元素符号英文名称中文名称电子结构式*

*

[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

**

21 Sc Scandium 钪 [Ar]3d14s222 Ti Titanium钛 [Ar]3d24s223 V Vanadium钒 [Ar]3d34s2

24

Cr Chromium铬[Ar]3d54s1

25 MnManganese锰[Ar]3d54s226 Fe Iron铁 [Ar]

3d64s227 Co Cobalt 钴[Ar]

3d74s228 Ni Nickel 镍 [Ar]

3d84s2

*

19 K Potassium 钾[Ar]4s120 Ca Calcium 钙 [Ar]4s2

*

29

Cu Copper铜[Ar]3d104s1

30

Zn Zinc锌[Ar]3d104s2

31

Ga Gallium镓4s24p1

32

Ge Germanium锗4s24p2

33

As Arsenic砷4s24p3

34

Se Selenium硒4s24p4

35

Br Bromine溴4s24p5

36

Kr Krypton氪4s24p6

*离子的核外电子分布式Cl:1s22s22p63s23p5；Cl-:1s22s22p63s23p6;3s23p6Ca:1s22s22p63s23p64s2

；Ca2+:1s22s22p63s23p6;3s23p6Cu:1s22s22p63s23p6

3d104s1；Cu2+:1s22s22p63s23p63d9;3s23p63d9

Zn:1s22s22p63s23p63d104s2；Zn2+:1s22s22p63s23p63d10;

3s23p63d10

2电子构型：Li+/1s28电子构型：Cl-

/3s23p6;Na+

/3s23p69-17电子构型：Cu2+/

3s23p63d9

；Fe3+/

3s23p63d5

18电子构型：Zn2+/3s23p63d10

18+2电子构型：Pb2+/5s25p65d106s2

；Sn2+/4s24p64d105s2

失电子优先失去的是最外层电子*元素周期律元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。这个规律叫做元素周期律。*三元素说（1829年，德国化学家贝莱纳）

锂3钠11钾19钙20锶88钡137氯17溴35碘127硫16硒79碲128锰55铬52铁56*六元素表（1864年，德国迈耶尔）*八音律（1865年，英国人纽兰兹）

H1F8Cl

15CoNi

22Br29Pd36I42PtIr

50Li2Na9K16Cu23Rb

30Ag37Cs44Os51B3Mg10Ca17Zn24Sr

31Cd

38BaV45Hg52Bo4Al11Cr19Y25CeLa

33U40Ta46Tl

51C5Si12Ti18In26Zr

32Sn

39W47Pb

54N6P13Mn

20As27DiMo

34Sb

41Nb

48Bi55O7S14Fe21Se28RoRu

35Te43Au49Os56*门捷列夫元素周期表*************************盲人用元素周期表******IUPAC元素命名法基本规则原则上，只有IUPAC拥有对新的元素命名的权利。

IUPAC元素系统命名法是一种序数命名法。这种命名法采用连结词根的方法为新元素命名（词根见表格），每个词根代表一个数字。这些词根来源于拉丁数字和希腊数字的英语拼写法。具体的使用方法是：参照表格，假如新发现的是元素周期表中的第217号元素，那么，这个元素的名称按规则应是：2-1-7(bi-un-sept)，在英语中，词尾-ium代表“元素”的意思，所以在bi-un-sept的后面应加上-ium，得到第217号元素的名称是Biunseptium（首字母要大写），它的元素符号就是“2-1-7”三个词根的首字母缩写，即Bus。********用于研究新物质的粒子加速器*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。HHe1

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BeLiBCNOFNe2

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

核外电子分布和元素周期系*MgNaAlSiPSClAr3

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

KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr4YZrNbMoTcRhPdRuAgCdSrRbInSnSbTeIXe5

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

BaCs6sCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu4fLaHfTaWReIrPtOsAuHg5dTlPbBiPoAtRn6p

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

RaFr7sThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr5fAcRfDbSgBhHsMtUunUuuUub6d7pUuoUusUuhUupUuqUut*长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区，ds区，p区4个区，有的教科书把ds区归入d区；副表(镧系和锕系)是f区元素。核外电子分布和元素周期系2元素的区和族*

s区元素包括IA族，IIA族，价层电子组态为ns1~2

，属于活泼金属。

p区元素包括IIIA族，IVA族，VA族，VIA族，VIIA族，0族（VIIIA族），价层电子组态为ns2np

1~6

，右上方为非金属元素，左下方为金属元素。

s区和p区元素的族数，等于价层电子中s电子数与p电子数之和。若和数为8，则为0族元素，也称为VIIIA族。

价层电子是指排在稀有气体原子实后面的电子，在化学反应中能发生变化的基本是价层电子。核外电子分布和元素周期系*

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(n－1)d1~8ns2

，为过渡金属。(n－1)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。

d区元素的族数，等于价层电子中(n－1)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。

ds

区元素价层电子组态为(n－1)d10ns1~2

。

有时将d区和ds

区定义为过渡金属。

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

(n－2)f0~14(n－1)d0~2ns2

，包括镧系和锕系元素，称为内过渡元素。(n－2)f中的电子由不充满向充满过渡。有时认为f区元素属于IIIB族。*（五）元素周期系与核外电子分布的关系

1、周期如何根据核外电子分布确定元素在周期表中的周期数?方法是：按填充顺序，最后一个电子填入的能级组序号，为该元素的周期数。如:35Br[Ar]3d104s24p5

；47Ag

[Kr]4d105s1

显然：各周期内所含的元素种数与相应能级组内轨道所能容纳的电子数相等。*2、元素周期系中元素的分区：根据元素原子价层电子构型的不同，可以把周期表中的元素所在位置分成s.p.d.ds和f五个区。3、族（主族、副族）：按传统习惯，周期系分为7个主族（A），7个副族（B）及第Ⅷ族，零族。

*确定方法：按电子填充顺序，最后一个电子进入的情况决定，有如下具体情况：说明：1986年IUPAC推荐了族的新表示法，即每一纵行为一族共18族，考虑到“族”的旧表示法仍有许多优势，所以我们仍用这种旧表示法。*

第四节原子性质的周期性原子的电子层结构随核电荷的递增呈现周期性变化，影响到原子的某些性质，如原子半径、电离能、电子亲合能和电负性等，也呈周期性变化。（一）原子半径原子没有鲜明的界面，所以原子半径是根据原子存在的不同形式来定义，常用的有以下三种：（1）共价半径：两相同原子形成共价键时，其核间距的一半，称原子的共价半径，如Cl—Cl核间距为198pm，rCl=99pm。有共价单键、双键、叁键。未说明时，通常指共价单键半径。（2）金属半径：金属单质的晶体中，两相邻金属原子核间距离的一半，称金属原子的金属半径，如dCu-Cu=256pm，rCu=128pm。（3）范德华半径：在分子晶体中，分子间以范德华力结合，如稀有气体相邻两原子核间距的一半，称该原子的范德华半径。如dNe-Ne=320pm,rNe=160pm。*原子半径变化规律：（1）周期：主族：由左向右，随核电荷的增加，原子共价半径的变化趋势总的是减少的。d区：由左向右，随核电荷的增加，原子半径会略有减少，从IB起略有增大。这是由于(n－1)d轨道的充满，较为显著地抵消核电荷对外层ns电子的引力。f区：内过渡元素，由于电子增加在(n－2)f轨道，半径减小的幅度比d区更小，从La到Lu共经过15种元素，原子半径仅收缩了12pm左右，La系收缩影响很大，使La后第六周期元素与上周期同族元素半径接近。（2）族：主族，从上到下，r显著增大。副族除Sc副族外从上到下一般略增大，第五、六周期元素半径接近。r对性质的影响：r越大，越易失电子；r越小，越易吸电子。但必须注意，难失电子不一定易得电子，如稀有气体，得失电子都不易（即还与电子层结构有关）。*原子半径***

(二）电离能（I）和电子亲合能（EA）：I——衡量失电子难易；EA——得电子难易1、电离能（I）气态原子失电子变成气态阳离子（即电离）克服核电荷的引力所需要的能量，单位：kJ·mol-1。从基态（能量最低状态）中性气态原子失去1个电子形成气态“+1”氧化值阳离子所须能量，称I1。依次类似有I2……等。如：Mg(g)-e-→Mg+(g)I1=△H1=783kJ·mol-1Mg+(g)-e-→Mg2+(g)I2=△H2=1451kJ·mol-1显然I值越大，失电子越难，因此可用于衡量失电子难易。I的变化规律：（1）周期：主族，从左到右，I1渐增大；过渡元素族，不十分规律；（2）族：主族，从上到下，I1渐减少（原子半径增大）；过渡元素略增大（核电荷起较显著作用，r增加不多）。注意：I只能衡量气态原子失电子变为气态离子的难易，至于金属在溶液中发生化学反应形成阳离子的影响，应根据电极电势来估量。**

2、电子亲合能（EA）基态的中性气态原子得到一个电子形成气态-1氧化值阴离子所放出的能量，称原子的EA1。

如O(g)+e-→O-(g)=-141kJ·mol-1

一般为负值，因电子落入中性原子的核场里，势能降低，体系能量减小，唯稀有气体（ns2np6）和IIA原子（ns2）最外电子亚层已全充满，需加合一个电子，环境必须对外做功，即体系吸收能量，此时，为正值，因环境要对体系做功。所有EA2都均为正值。

显然，代数值越小，原子越易得电子。变化规律：无论是周期或族中，主族元素的的代数值一般都是随着原子半径减小而减小的。∴同周期从左到右总的是（代数值）减小的（因r减小）。主族从上到下，总的趋势是增大的（用r增大）。注意：I和仅表示孤立气态原子或离子得失电子的能力。**（三）电负性（χ

）：分子中元素原子吸引电子的能力

某原子难失电子，不一定易得电子，为了能比较全面地描述不同元素原子在分子中对成键电子吸引的能力，鲍林提出了电负性的概念。他指定χ(F)=4.0，然后通过计算得到其它元素原子χ值。电负性(χ)越大，表示它的原子在分子中吸引成键电子的能力键强。变化规律：（1）同周期：从左到右，χ渐增大。（2）同族：主族：从上到下，χ渐减小；副族：从上到下：IIIB-VB，χ渐减小；