(42)--3.4 元素性质的周期性.ppt

§3-4元素性质的周期性变化与原子结构的关系一、原子半径（r）通常说的原子半径是指原子在形成化学键或者相互接触时，最接近的两个原子核之间的距离的一半。根据原子间相互作用力的不同，原子半径可以分为三类：

共价半径(rc)、金属半径(rm)、范氏半径(rV)（非金属元素）（金属元素）（稀有气体元素）数量级：0.1nm影响原子半径大小的因素主要有两个：核电荷数和电子层数

周期表中原子半径的变化规律

长周期（四、五、六、七）中：主族元素原子半径的变化趋势与短周期相同，而副族元素原子半径从左到右减小趋势较弱——屏蔽作用。【变化规律】同周期中：在短周期（一、二、三周期）中，从左到右，随原子序数增大，核电荷数增多，核对外层电子吸引力增强，原子半径逐渐减小；

同族中：从上到下，半径逐渐增大。主族的变化趋势较明显，副族较弱一些。而第五、第六周期同一副族中两个元素的原子半径非常接近——“镧系收缩”?KCaScTiVCrr/pm227197161145131125?RbSrYZrNbMor/pm248215178159143136?CsBaLa-LuHfTaWr/pm267217187156143137“镧系收缩”

原子半径在周期表中的变化趋势r减小r增大

原子半径的大小与原子得失电子的能力有密切关系。一般来说，原子半径越大，核对外层电子的吸引力越弱，原子越容易失去电子，而得电子越困难；原子半径越小，核对外层电子吸引力越强，原子越容易得到电子，而失电子越困难。（但稀有气体元素是个例外，它们本身具有非常稳定的电子结构，所以既不容易得电子，也不容易失电子。）

二、电离能(ionizationenergy)（I）使处于基态的气态原子或离子失去一个电子所需要的最小能量。第一电离能（I1）第二电离能（I2）元素电离能越小，说明元素的原子或离子越容易失去电子；越大，说明元素的原子或离子越难失去电子。

例如：Mg(g)?Mg+(g)+e-I1=737.7kJ·mol-1Mg+(g)?Mg2+(g)+e-I2=1450.7kJ·mol-1Mg2+(g)?Mg3+(g)+e-I3=7732.8kJ·mol-1I1＜I2＜I3Mg：1s22s22p63s2………

电离能的大小，主要取决于原子半径和电子层结构。同一周期中：电子层数相同，从左到右，随核电荷数升高，原子半径减小，核对外层电子吸引力增大，所以电离能逐渐增大。同一族中：从上到下，电子层数越来越多，半径越来越大，核对外层电子吸引力越来越小，所以电离能逐渐减小。

周期表中第一电离能的变化

电离能变化趋势稀有气体元素电离能明显高于同周期其它元素，因为其外层轨道全充满，处于稳定状态，所以不容易失电子。I1增加I1减小

三、电子亲合能(EA)(electronaffinity)结合电子的难易程度可以用电子亲合能来衡量。与电离能刚好相反，原子的第一电子亲合能是指基态气体原子得到一个电子形成-1价气态负离子所放出的能量，用EA1表示。和电离能一样，电子亲合能也有EA1、EA2…之分。

例如：S(g)+e-?S-(g)EA1=-200kJ·mol-1S-(g)+e-?S2-(g)EA2=530kJ·mol-1EA1＜0（特例:稀有气体，ⅡA元素EA1＞0）EA2、EA3…＞0

元素周期表中第一电子亲合能的变化同周期：主族EA1↘同族：主族EA1↗

四、电负性(electronegativity)电负性表示元素的原子在分子中吸引电子的能力。它直接反映了元素在成键时（相互化合）对电子吸引能力的大小。电负性越大，说明原子在分子中吸引电子的能力越强；电负性越小，说明原子在分子中吸引电子的能力越弱。非金属元素的电负性一般大于2.0，而金属元素的电负性一般小于2.0。

电负性随原子序数的变化

电负性变化趋势在周期表中：同一周期从左到右，电负性逐渐增大；同一族中，从上到下，电负性逐渐减小。习惯上，称电负性大的元素，非金属性强；电负性小的元素，金属性强。χ增加χ减小

五、元素的金属性和非金属性金属性↘，非金属性↗金属性↗，非金属性↘

六、元素的氧化数(oxidationnumber)元素的氧化数与原子的价层电子数直接相关。1、主族元素的氧化数主族元素原子只有最外层是价电子，能参与成键，因此：主族元素最高氧化数等于该