【正文】 子層結構與元素周期系有著非常密切的關系 。 若已知元素的原子序數(shù) ， 便可寫出該元素的電子層結構 ， 并能判斷出該元素所在的周期和族；反之 ， 若已知元素所在的周期和族 ， 也可以推測它的原子序數(shù) ， 并寫出其原子的電子結構式 。 在推測原子的電子的構型時 ， 記住稀有氣體的元素符號和原子序數(shù)是很有幫助的 。 元素符號 He Ne Ar Kr Xe Rn 周期 1 2 3 4 5 6 原子序數(shù) 2 10 18 36 54 86 167。 513 元素基本性質(zhì)的周期性 ?一 . 原子半徑 ?二 . 電離能 ?三 .電子親合能 E ?四 . 電負性 ?五 . 氧化態(tài) 一 .原子半徑 ?1. 概念 ?1) 共價半徑 ?2) 金屬半徑 ?3) 范德華半徑 ?2. 原子半徑在周期表中的變化規(guī)律 ?1)同周期中 ?2) 同族中半徑變化 ? 1) 共價半徑 : 同種元素的兩個原子 , 以兩個電子用共價單鍵 相連時 , 核間距的一半 , 為共價半徑。 如 : H2 、 X2 等同核單鍵雙原子分子 , 均可測得其共價半徑。 2) 金屬半徑 : ? 金屬晶體中，金屬原子被看為剛性球體，彼此相切，其核間距的一半，為金屬半徑。 ? 3) 范德華半徑 ? 單原子分子 (He， Ne等 )，原子間靠范德華力，即分子間作用力結合 (未成鍵 )，在低溫高壓下形成晶體， 核間距的一半為范德華半徑。 半徑在周期和族中的變化規(guī)律 : ?一、原子半徑在族中的變化 ? 在同一 主族 中，一般原子半徑由上到下是依次增大的，因為每個族由上到下，隨著核電荷數(shù)增加，元素原子的電子層數(shù)增多，即主量子數(shù) n增大，所以原于半徑增大。 ? 副族 元素與主族元素的情況不同，副族元素的原子半徑變化不明顯，特別是第五周期和第六周期的元素，它們的原子半徑非常相近。這主要是由于鑭系收縮所造成的結果 二、原子半徑在周期中的變化 ? 在短周期中，從左到右隨著核電荷數(shù)的增加，原子核對外層電子的吸引作用也相應地增強，使原子半徑逐漸縮?。煌瑫r 由于新增加的電子是依次填充在相同主量子數(shù)的電子層上，而同一電子層上電子數(shù)的增加也增強了電子間的相互排斥作用，使原子半徑有增大的傾向，因此這是相互矛盾的因素。 在外電子層未達到 8電子的飽和結構之前， 核場力對外層電子的吸引是占主導的因素， 因此在同一周期中自左向右，隨著核電荷數(shù)增大，原子半徑逐漸縮小。 但最后的稀有氣體例外，原子半徑突然變大， 這主要是因為稀有氣體的原子半徑不是共價半徑，而是分子 (即單原子分子 )的接觸半徑，即范德華半徑。目前的稀有氣體原子半徑數(shù)據(jù)基本上是理論推算而得。 在長周期中，對于過渡元素來說，新增電子填入次外層的 d軌道上。對于決定原子大小的最外電子層來說，次外層上的電子對它的屏蔽作用比最外電子 層中電子間 的屏蔽作用大得多，所以在同一長周期中自左向右增加的核電荷，幾乎完全被增加的 (n1)d電子屏蔽掉。 即有效核電荷增加的比較緩慢，這就是同 — 周期過渡元素自左向右原子半徑縮小程度不大的原因。 由于 d10有較大的屏蔽作用，所以當 d電子充滿 d軌道時，即 (n1)d10，原子半徑又略為增大。在第 7周期中鑭系和錒系元素取得f7和 f14的結構時，也會出現(xiàn)原子半徑略有增大的類似情況。長周期中排到 p區(qū)元素時，由左向右仍然維持原子半徑變小的趨勢，到了末尾稀有氣體的原子半徑才又突然增大。 周期系中各相鄰元素原子半徑減小的平均幅度為： 非過渡元素 (～ 10pm) 過渡元素 (～ 5pm) 內(nèi)過渡元素 (1pm)。 (3)鑭系收縮： 所謂鑭系收縮是指鑭系元素隨著原子序數(shù)的增加，原子半徑在總趨勢上有所縮小的現(xiàn)象 (從鑭到镥的半徑總共只縮小了 )。鑭系元素原子半徑縮小的幅度雖然遠遠小于非過渡元素，但它的影響很大，由于鑭系收縮的存在，使鑭系后面的各過渡元素的原子半徑都相應縮小，致使同一副族的第五、六周期過渡元素的原子半徑非常接近。這就決定了 Zr與 Hf、 Nb與 Ta、 Mo與 W等在性質(zhì)上極為相似，難以分離。 原子半徑周期性圖例 二、電離勢的周期性 ?1. 電離能的基本概念 ? ? ? 1. 電離能的基本概念 : 某元素 1mol 基態(tài) 氣態(tài)原子 ，失去最高能級的 1mol電子，形成 1mol 氣態(tài)離子 (M+) 所吸收的能量，叫這種元素的第一電離能 (I1)； 1mol 氣態(tài)離子 (M+) 繼續(xù)失去最高能級的 1 mol 電子，則為第二電離能 (I2) ； …….I 3, I4…I n。 M ( g ) M + ( g ) + e I 1M + ( g ) M 2 + ( g ) + e I 2 = H= H 電離能是元素的重要的參數(shù)，電離能越小，表明該元素的原子越易失去電子，氣態(tài)時，其金屬性越強。 此外，電離能還可以說明該元素通常呈現(xiàn)的價態(tài)，同時也證明電子在核外是分層排布的。 電離能與價態(tài)之間的關系 Li： I2/I1 = ， 增大 14倍，不易生成 +2價離子， 所以 Li+ 容易形成 Be： I2/I1 = ， I3/I2 = ，所以 Be2+容易形成。 B： I3/I2 = ， I4/I3 = ，所以 B(III)容易形成。 C： I4/I3 = ， I5/I4 = ，所以 C(VI)容易形成。 N： I4/I3 = ， I6/I5 = ，所以 N(V)容易形成。 三 電子親合能 E（ electron affinity) ? 1. 概念 1mol 某元素的基態(tài) 氣態(tài)原子 ，得到 1mol 電子，形成 氣態(tài)離子 時所放出的能量，叫該元素的 電子親合能。同樣有 E1, E2, E3, E4, … 等。例如： F ( g ) + e F ( g ) E = H = 3 2 2 k J m o l 1 同周期中，核電荷 Z 大，原子半徑 r 小，核對電子引力大，結合電子后釋放的能量大，則電離能 E 大。 左向右，電子親合能 E 增大，其中氮原子 N 的 (58)是計算值 , 但為何為負值 ? 因為 N 的電子結構為 [He] ， 2p軌道半充滿 , 比較穩(wěn)定，不易得電子，如果得到電子， 非但不釋放能量，反而要吸收能量，所以 E為負值。 F元素反常的原因：因為半徑比較小，電子云密度大， 排斥外來電子 , 不易與之結合 , 所以 E反而比較小。出于同種原因 , O元素比同族的 S元素和 Se元素的電子親合能小。 既然 F 的電子親合能比 Cl 的電子親合能小 , 為何F2 反而比 Cl2活潑呢 ?(容易得電子 , 氧化能力強 )。 ?說明： ?（ 1） 元素的第一電子親合能是放熱的，第二、第三電子親合能是吸熱的。 ?（ 2）第一電子親合能最大的是 Cl ， 不是 F 。 第二周期元素的電子親合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半徑小、軌道數(shù)目少、電子間排斥力大等因素（如 N＜ P； O ＜ S）。 ?（ 3）電子親合能數(shù)值越大，該原子生成氣態(tài)負離子的傾向性越大。同一周期，自左至右， 第一電子親合能逐漸增大。 ?（ 4）元素具有較高的電離能，也傾向于具有較高的電子親合能。 四 電負性的周期性 （ The Periodicity of the Electron Negativities） 鮑林 首先在 1932年提出了電負性的概念：把原子在分子中吸引電子的能力或本領叫做該元素的電負性。