原子結構和元素周期律知識學習教材

1、原子結構和元素周期律原子結構和元素周期律2.3 多電子原子核外電子的運動狀態(tài)與周期律多電子原子核外電子的運動狀態(tài)與周期律2.1 原子結構理論的發(fā)展概述原子結構理論的發(fā)展概述2 2.2 原子的量子力學模型原子的量子力學模型 2.4 元素的性質與原子結構的關系元素的性質與原子結構的關系 本章要求本章要求1、了解近代微觀粒子結構的初步概念；了解微觀粒子的波粒二象性、能量量子化和統(tǒng)計解釋。2、了解波函數(shù)、原子軌道、電子云、能級的基本概念。3、掌握n，l，m，ms四個量子數(shù)及其物理意義；理解s，p，d原子軌道和電子云角度分布圖的特征。4、理解原子軌道的能級組，屏蔽效應理論及有效核電荷的計算。5、掌握核外

2、電子的分布原則及電子分布式的書寫，元素周期律和周期表，元素性質與原子結構的關系；理解原子半徑、鑭系收縮、元素的電離能、電子親和能、電負性、氧化數(shù)、金屬性和非金屬性的概念及其周期變化規(guī)律。第一章第一章 原子結構和元素周期律原子結構和元素周期律一、含核的原子模型一、含核的原子模型 2.1 原子結構理論的發(fā)展概述原子結構理論的發(fā)展概述 古中國和古希臘的物質結構學說； 道爾頓 的原子學說（ 1808 ）：原子不可分； 盧瑟福的含核原子模型（ 1911 ）。 二、玻爾的原子模型二、玻爾的原子模型 （一）（一）氫原子光譜氫原子光譜 （二）玻爾氫原子理論（二）玻爾氫原子理論（1913 ） 原子結構理論的幾點

3、原子結構理論的幾點假設： 穩(wěn)定軌道（stable orbital）具有固定的能量，沿此軌道運動的電子，稱為處在定態(tài)的電子，它不吸收能量，也不發(fā)射能量 1、在原子中，電子不是在任意軌道上繞核運動，而是在一些符合一定條件（從量子論導出的條件）的軌道上運動。 2、電子在不同軌道上運動時具有不同的能量，通常把這些具有不連續(xù)能量的狀態(tài)稱為能級（energy level）。 玻爾氫原子能級為：玻爾氫原子能級為： n稱為量子數(shù)（quantum number），其值可取1，2，3等任何正整數(shù)。B為常數(shù)，其值等于 2.1810-18J。 3、當電子從某一軌道躍遷到另一軌道時，有能量的吸收或放出。其頻率 可由兩個

4、軌道的能量差E決定：E2- E1 = E = h h為普朗克常量，其數(shù)值為6.626181034Js。2nBE 優(yōu)點：優(yōu)點：（三）對玻爾理論的評價（三）對玻爾理論的評價 首先引入量子化的概念，解釋了氫原子光譜為不連續(xù)光譜。 不足：不足： （1）未能完全沖破經(jīng)典力學連續(xù)概念，只是勉強加進了一些人為的量子化條件和假定。 （3）未考慮其運動的波動性，采用了宏觀軌道的概念。 （2）不能解釋多電子原子（核外電子數(shù)大于1的原子）、分子或固體的光譜。亦不能解釋氫光譜的每條譜線實際上還可分裂為兩條譜線的現(xiàn)象。 穩(wěn)定軌道（四）幾個基本概念（四）幾個基本概念 在原子中一些符合一定條件（從量子論導出的條件）的軌道。

5、 穩(wěn)定軌道的特點具有固定的能量。 定態(tài)電子 能級具有不連續(xù)能量的狀態(tài)。 穩(wěn)定軌道上運動的電子，不吸收能量，也不發(fā)射能量 基態(tài) 軌道離核最近，能量最低，這時的能量狀態(tài)。 激發(fā)態(tài)除基態(tài)以外的任何能級狀態(tài)。一、微觀粒子的運動特征一、微觀粒子的運動特征 2 2.2 原子的量子力學模型原子的量子力學模型 1. 量子性量子性 如果某一物理量的變化是不連續(xù)的，而是以某一最小單位作跳躍式的增減，這一物理量就是量子化的，其最小單位就稱這一物理量的（quantum）。 如物體所帶的電荷量從Q增加到Q+dQ，QdQ，但dQ所包含的電子個數(shù)卻是很大的(例如1庫侖的電荷量為6.241018個電子的電量) 在微觀領域里，

6、一個微觀粒子如果是一個離子，所帶電荷只有一個或幾個電子，從而離子所帶電荷的變化，如A- A2- A3-，就不能認為是連續(xù)變化的，而是跳躍式的變化。 從宏觀上Q Q+dQ可以認為是連續(xù)變化的。 波粒二象性：與光子一樣，電子、質子、中子、原子和分子等微觀粒子都具有波動和粒子兩重性質。2. 波粒二象性波粒二象性 德布羅依波或物質波：實物微粒除具有粒子性外，還具有波的性質，這種波稱為（matter wave）。 德布羅依預言高速運動電子的波長為： m電子的質量；電子運動的速率，h普朗克常量。mh 波動性的實驗證明 概率密度：概率密度：單位體積的概率。3、微觀粒子運動的統(tǒng)計性、微觀粒子運動的統(tǒng)計性 在空

7、間某一點波的強度和粒子出現(xiàn)的概率密度成正比。 衍射實驗： 用強度很弱的電子流，即讓電子一個一個地通過晶體到達底片時，底片上就會出現(xiàn)一個一個顯示電子微粒性的斑點，如圖（a），但斑點的位置無法預言，似乎是毫無規(guī)則地分散在底片上。 若時間足夠長，斑點最后會形成和強電子流所得的衍射圖案一樣，顯示了電子的波動性，如圖（b）示。 對大量粒子行為而言，衍射強度大的地方，出現(xiàn)粒子的數(shù)目就多，強度小的地方出現(xiàn)粒子數(shù)目就少； 對一個粒子的行為而言，通過晶體后粒子所到達的地方是不能預測的，但衍射強度大的地方，粒子出現(xiàn)的機會也多（概率大），而強度小的地方，粒子出現(xiàn)的機會也少（概率小）。 衍射強度大小即表示波的強度大小

8、，即電子出現(xiàn)概率的大小。 概率波：概率波：電子運動在空間出現(xiàn)的概率可以由波的強度表現(xiàn)出來，因此電子及其微觀粒子波（物質波）又稱。1. 1. 薛定鍔方程薛定鍔方程二、核外電子運動狀態(tài)的近代描述二、核外電子運動狀態(tài)的近代描述 形式：形式： 求解：求解： 常將直角坐標的函數(shù)(x,y,z)，經(jīng)坐標變換后，成為球極坐標的函數(shù)(r,) ，再用分離變量法將(r,) 表示成為 R(r)和 Y(,)兩部分，Y(,)又可分為 ()和()。 變換關系如圖 ：0)(822222222VEhmzyx(r,) = R(r)Y(,) Y(,) = ()() R(r)只與電子離核半徑有關，故稱為波函數(shù)的徑向部分；波函數(shù)的徑向

9、部分； Y(,)只與、兩個角度有關，故稱為波函數(shù)的角度部分波函數(shù)的角度部分 在解R(r)方程時，要引入一個參數(shù)n，在解()方程時要引入另一個參數(shù)，在解()方程時還要引入一個參數(shù) m。 2、波函數(shù)與原子軌道波函數(shù)與原子軌道 n稱為主量子數(shù)，稱為角量子數(shù)，m稱為磁量子數(shù)。它們的取值范圍分別是： n = 1，2，3，4，7 l = 0，1，2，3，n-1，共可取n個數(shù)值。 m = 0，1，2，3，。共可取2l +1個數(shù)值。 解薛定鍔方程，可得波函數(shù)的徑向部分Rn l (r)和角度部分Yl m(,) 原子軌道：在量子力學中，三個量子數(shù)都有確定值的波函數(shù)稱為。 微觀粒子的波函數(shù)本身沒有明確的物理意義，但

10、|2的物理意義明確：|2代表微粒在空間某點出現(xiàn)的概率密度。 注意：注意：原子軌道的含義不同于宏觀物體的運動軌道，也不同于玻爾所說的固定軌道，它指的是電子的一種空間運動狀態(tài)。 3、概率密度和電子云、概率密度和電子云 概率密度：概率密度：單位體積內的概率 (probability density) 電子云：電子云：|2在原子核外空間電子出現(xiàn)概率的大小的圖形(electron cloud) 。 電子云沒有明確的邊界，在離核很遠的地方，電子仍有出現(xiàn)的可能，但實際上在離核300pm以外的區(qū)域，電子出現(xiàn)的概率可以忽略不計。 當氫原子處于激發(fā)態(tài)時，也可得到各種電子云的圖形，但要復雜得多。注意注意：對于氫原子

11、來說，只有1個電子，圖中黑點的數(shù)目并不代表電子的數(shù)目，而只代表1個電子在瞬間出現(xiàn)的可能位置。 為了使問題簡化，也可以分別從兩個不同的側面來反映電子云，即畫出電子云的徑向分布圖和角度分布圖。 （1）主量子數(shù)）主量子數(shù)n （principal quantum number） 4、四個量子數(shù)的物理意義 描述電子層能量的高低次序和離核遠近的參數(shù)。 即主量子數(shù)決定電子在核外出現(xiàn)概率最大區(qū)域離核的平均距離。 電子在原子核外不同殼層區(qū)域內（電子層）運動，具有不同的能級。在光譜學上另用一套拉丁字母表示電子層，其對應關系為：主量子數(shù)(n)123456電子層KLMNOP 描述電子云的不同形狀,形狀不相同，能量稍有

12、差別。l值可以取從0到n-1的正整數(shù)，l = 0，1，2，（n-1），共可取n個數(shù)。l的數(shù)值受n的數(shù)值限制。（2）角量子數(shù)）角量子數(shù)l （azimuthal quantum number） n = 1(K層)：l=0(s態(tài))，只有1s一個亞層。原子軌道（或電子云）球形對稱，或稱s軌道（或s電子云）。 n = 2(L層)：l= 0(s態(tài))，l=1(p態(tài))，有2s,2p兩個亞層。其中l(wèi)=1時，原子軌道（或電子云）呈紡棰形（或啞鈴形）分布。 n = 3(M層)：l=0(s態(tài))， l =1(p態(tài))， l =2(d態(tài))，有3s,3p,3d三個亞層。其中l(wèi) =2時，原子軌道（或電子云）呈花瓣形分布。 n

13、= 4(N層)： l = 0(s態(tài))， l =1(p態(tài))， l = 2(d態(tài))， l = 3(f態(tài))，有4s,4p,4d,4f四個亞層。其中l(wèi)=3時，原子軌道（或電子云）形狀復雜 結論：結論：l值反映了波函數(shù)即原子軌道（或簡稱軌道）的形狀。每種值表示一類原子軌道的形狀，其數(shù)值常用光譜符號表示： l = 0，1， 2， 3的軌道分別稱為s、p、 d、f軌道。 描述原子軌道（電子云）在空間的伸展方向。（3）磁量子數(shù)）磁量子數(shù)m （magnetic quantum number） m值受l值的限制，可取從+ l到- l ，包括0在內的整數(shù)值，故 l 確定后m可有2 l +1個數(shù)值。 原子軌道：常把n

14、、 l和m都確定的電子運動狀態(tài)。 等價軌道：等價軌道：l相同的幾個原子軌能量等同稱（equivalent orbital）?；蚝啿④壍篮啿④壍溃╠egenerate orbital）。 （4）自旋量子數(shù)）自旋量子數(shù)ms （spin quantum number） 電子不僅繞核旋轉，還繞著本身的軸作自旋運動。 用（）（）或+1/2和-1/2兩個值，分別代表電子順時針和逆時針的兩個自旋方向?？偨Y：總結：四個量子數(shù)結合，才可說明電子在原子中所處的狀態(tài)。若表示能級只要二個量子數(shù)（n，l）即可。 1、波函數(shù)的、波函數(shù)的角度分布圖角度分布圖 三、原子軌道和電子云的圖像三、原子軌道和電子云的圖像 用圖形表示

15、Yl,m的數(shù)值大小隨角度，的變化。 以|2作圖得到的圖像。 2、電子云的角度分布圖電子云的角度分布圖 電子云的角度分布圖和相應的原子軌道的角度分布圖是相似的，它們之間主要區(qū)別有兩點： （1）原子軌道角度分布圖有正、負之分，而電子云的角度分布圖因角度函數(shù)經(jīng)平方后無正、負之分； （2）電子云的角度分布圖比原子軌道角度分布圖“瘦”，因角度函數(shù)Yl，所以Y2值比Y值更小。 （1）原子軌道的徑向部分）原子軌道的徑向部分 3、徑向分布圖、徑向分布圖 原子軌道的徑向部分又稱徑向波函數(shù)R(r)。以R(r)對r作圖，表示任何角度方向上，R(r)隨r變化的情況。 氫原子的徑向波函數(shù)氫原子的徑向波函數(shù) 表示電子出現(xiàn)

16、概率密度和離核遠近關系。（2）電子云的徑向部分）電子云的徑向部分 4s,3d態(tài)電子云的徑向分布函數(shù)圖態(tài)電子云的徑向分布函數(shù)圖 徑向分布圖對討論原子軌道能級高低、屏蔽效應和鉆穿效應很有用。 一、一、多電子原子原子軌道的能級多電子原子原子軌道的能級2.3 多電子原子核外電子的運動狀態(tài)與周期律多電子原子核外電子的運動狀態(tài)與周期律 1 1、鮑林近似能級圖和能級組、鮑林近似能級圖和能級組 來源來源：光譜實驗 意義意義：反映了核外電子填充的一般順序 1s；2s,2p；3s,3p；4s,3d,4p；5s,4d,5p；6s,4f,5d,6p；7s,5f 近似能級圖：近似能級圖：將原子核外的原子軌道能量按由低到

17、高排列出來，所得的能量相對大小關系圖。能級組能級組：能量較接近的原子軌道所形成的組。 能級組的存在，是周期表中化學元素可劃分為各個周期及每個周期應有元素數(shù)目的根本原因。 （1）各電子層能級相對高低為KLMN 從能級圖中可以看出： （2）同一原子同一電子層內，各亞層能級的相對高低為： （4）同一原子內，不同類型的亞層之間，有能級交錯現(xiàn)象，如E4sE3dE4p。注意：注意：Pauling能級圖（1）不能完全反映出每種元素的原子軌道能級的相對高低，有例外（2）不能用此圖來比較不同元素原子軌道能級的相對高低。 EnsEnpEndEnf （3）同一電子亞層，各原子軌道能級相同： Enpx=Enpy=En

18、pz （1）原子的外層電子，（n+0.7l）越大，電子能量越高。 （2）離子的外層電子，（ n+0.4l）越大，電子能量越高。 （3）原子或離子的較深的內層電子，能量高低基本上取決于主量子數(shù)n。 徐光憲的能級高低順序規(guī)律： 能級交錯能級交錯： ns能級均低于(n-1)d，即n大的亞層的能量反而比n值小的能量為低的現(xiàn)象。 （1 1）屏蔽效應和屏蔽常數(shù)）屏蔽效應和屏蔽常數(shù) 2、屏蔽效應及有效核電荷數(shù)屏蔽效應及有效核電荷數(shù) 屏蔽效應屏蔽效應：多電子原子中其余電子抵消核電荷對指定電子的作用。 屏蔽常數(shù)屏蔽常數(shù)：反映其余電子抵消核電荷能力強弱的經(jīng)驗常數(shù)。 屏蔽常數(shù)屏蔽常數(shù) 的近似計算規(guī)則的近似計算規(guī)則：

19、 寫出原子的電子分布式； 將原子中的電子按如下分組： 1s；2s,2p；3s,3p；3d；4s,4p；4d；4f；5s,5p；5d 內層電子對指定電子的屏蔽常數(shù)數(shù)值規(guī)定如下： a、位于被屏蔽電子右邊各組的電子，對被屏蔽電子的0 b、1s軌道上的2個電子相互間=0.3，其他同一軌道上其余每一個屏蔽電子被電子的=0.35 ； c、(n-1)層軌道上每一個電子對被屏蔽的ns或np電子的=0.85，(n-2)層軌道及其以內的每一個電子對n軌道電子的=1.0； d、被屏蔽電子為nd或nf時，則位于它左邊的每一個電子對它的 =1.0。 將原子中其余電子對被屏蔽電子的屏蔽常數(shù)求和：，即得其余電子對指定電子總

20、的屏蔽常數(shù)。例題 結論：在核電荷為Z的主量子數(shù)相同的條件下，屏蔽常數(shù)越大，有效核電荷Z*越小，核對該電子的吸引力就越小，因此該層的電子的能量就越高。 3、鉆穿效應、鉆穿效應 鉆穿效應：鉆穿效應：由于電子鉆穿而引起能量發(fā)生變化的現(xiàn)象。 結果結果：降低了其他電子對它的屏蔽作用，起到了增加有效核電荷，降低軌道能量的作用。電子鉆穿得愈靠近核，其能量愈低。鉆穿效應能很好地解釋能級交錯現(xiàn)象。 1、核外電子分布的三個原則 二、多電子原子核外電子的分布及周期律二、多電子原子核外電子的分布及周期律 （l）能量最低原理（lowest energy principle） 核外電子總是分布到能量最低的軌道。 （2）泡

21、利不相容原理（exclusion principle）有三種表達形式 在同一個原子內沒有四個量子數(shù)完全相同的電子； 同一個原子中沒有運動狀態(tài)完全相同的電子； 任何一個原子軌道最多能容納兩個電子，且兩電子自旋方向相反 以四個量子數(shù)作不同的合理組合，可算出電子主層、亞層的軌道數(shù)和電子數(shù)的最大容量。例題 在同一亞層的各個軌道(等價軌道)上，電子將盡可能以自旋平行的方向分占不同的軌道。 （3）洪特規(guī)則（Hunds rule ） 洪特規(guī)則的特例 等價軌道全充滿（p6，d10，f14）、半滿（p3，d5， f7）或全空狀態(tài)是比較穩(wěn)定的。 例：氮原子的最外層2p軌道共3個電子，按照洪特規(guī)則以如下分布 2s

22、2p 2、 基態(tài)原子中電子分布基態(tài)原子中電子分布 原子的電子結構分布式：表示原子的電子層結構的式子，簡稱電子分布式。 書寫基態(tài)原子的電子結構分布式的簡要步驟：（1）寫出原子軌道能級順序1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p； （2）按上述三原則在每個軌道上排布電子，直至原子核外的電子全部排完。 （3）將相同主量子數(shù)的各亞層按s,p,d的順序整理得。例題 原子實：原子中除去最高能級組以外的原子實體，常用稀有氣體元素符號加方括號來表示。如Ar 等 如 35Br的電子分布式寫成Ar3d104s24p5，26Fe原子電子分布式寫成Ar3d64s2，29Cu可寫成Ar 3d104s1 而不是Ar

23、3d94s2 等。 小巧門：（1）掌握惰性氣體元素的原子序數(shù)，寫出惰性氣體元素的原子實 2He，10Ne，18Ar，36Kr，54Xe，86Rn（2）用所要排布的原子的原子序數(shù)減去合適原子實的原子序數(shù)，剩余的電子排在原子實之外，即原子實以外的能級組上。如鐳88Ra可表示成（86+2） Rn7s2 鉛82Pb可表示成（54+28） Xe4f 145d106s26p2 銀47Ag可表示成（36+11） Kr5d105s1 外層電子分布式：外層電子分布式：只涉及化學反應的外層電子的分布式 注意：注意：（1）外層電子分布式與最外層電子分布式稍有區(qū)別。 （2）上述方法并不全部適用所有元素，有19種元素的

24、原子核外電子分布例外，部分遵從洪特規(guī)則。 失電子的順序與電子填序順序有時是不同的，失電子總是先從原子核外最外層開始，然后是次外層。 3、簡單基態(tài)陽離子的電子分布、簡單基態(tài)陽離子的電子分布 基態(tài)原子外層電子填充順序：ns(n-2)f(n-1)dnp 價電子電離順序為：價電子電離順序為：np ns (n-1)d(n-2)f 如Pb2+離子可表示成（54+26），外層電子分布為： Xe4f 145d106s2 價層電子：影響元素化學性質的電子層上的電子。 元素周期律的基礎：元素周期律的基礎： 三、元素的原子結構和周期系三、元素的原子結構和周期系 原子電子層結構的周期性的變化，造成了元素性質的周期性變

25、化，將這種變化以表格形式反映出來即為元素周期表。 長式周期表的結構：長式周期表的結構： 一個特短周期（第一周期）、兩個短周期（第二、三周期）、兩個長周期（第四、五）、一個特長周期（第六周期）和一個不完全周期（第七周期），共七個周期 。（自學） 比較原子的電子結構和元素周期系關系得如下結論： 四、原子結構和周期律四、原子結構和周期律（1）元素在周期表中的原子序數(shù)等于該元素原子的核電荷數(shù)或核外電子數(shù)。 （2）元素在周期表中的周期數(shù)等于該元素原子的電子層數(shù)或最高能級組數(shù)。 （3）在周期表中，同一周期元素的原子結構依次遞變，它們的性質也依次遞變，各元素的性質出現(xiàn)周期性 （4）周期系中元素的分族是原子的

26、電子構型所作分類的結果。 （5）同族元素在化學性質和物理性質上的類似性，決定于原子最外電子層結構的類似性，而同族元素在性質上的遞變則決定于電子層數(shù)的依次增加。 Mn Ar 3d54s2； Tc Kr 4d55s2Re Xe 4f145d54s2 例如VIIB族，最外層電子數(shù)與次外層d電子數(shù)之和是7，外電子構型相同為(n-1)d5ns2： 注意：注意：上述規(guī)則，對VIIIB不完全適用。 結論：元素性質的周期性，決定于原子的電子層結構的周期性，這就是周期系實質 族：族：性質相似的元素排成的縱行。 主族主族：族數(shù)等于最外層電子數(shù)。 副族副族：對次外層電子數(shù)在818之間的元素，其族數(shù)等于最外層電子數(shù)與

27、次外層d電子數(shù)之和。 周期表中的元素除了按周期和族劃分外，還可按元素的原子在哪一亞層增加電子，把它們劃分為s，p，d，ds，f 五個區(qū)： 五、原子的電子層結構與元素的分區(qū)五、原子的電子層結構與元素的分區(qū)（1）s 區(qū)元素：區(qū)元素：包括IA和IIA族，最外電子層的構型為ns12。（5）f 區(qū)元素：區(qū)元素：包括鑭系和錒系元素。電子層結構在f亞層上增加電子，外電子層的構型為(n-2)f114(n-1)d02ns2。（2）p區(qū)元素區(qū)元素：包括IIIA到VIIIA族，最外電子層的構型為ns2np16。（3）d 區(qū)元素：區(qū)元素：包括IIIB到VIIIB族的元素，外電子層的構型為(n-1)d19ns12（Pd

28、為(n-1)d10ns0）。（4）ds區(qū)元素：區(qū)元素：包括IB和IIB族的元素，外電子層的構型為(n-1)d10ns12。 一、原子半徑一、原子半徑（atomic radius） 2.4 元素的性質與原子結構的關系元素的性質與原子結構的關系 假設原子呈球形，在固體中原子間相互接觸，以球面相切，這樣只要測出單質在固態(tài)下相鄰兩原子間距離的一半就是原子半徑。2、范德華、范德華（van der Waals）半徑半徑 原子半徑的分類原子半徑的分類1、共價半徑、共價半徑 氣體分子組成的單質，原子半徑可以取為分子內原子中心距離的一半。 相鄰的不同分子中兩個非成鍵原子核間距的一半。 在稀有氣體的晶體中，兩個相

29、鄰原子核間距的一半，就是稀有氣體的范德華半徑。 金屬晶體中相鄰金屬原子核間距的一半。（3）金屬半徑）金屬半徑 原子半徑變化的規(guī)律：原子半徑變化的規(guī)律： s 區(qū)元素和p區(qū)元素：原子半徑顯著遞減； 1、同一周期從左向右、同一周期從左向右（1）短周期元素（稀有氣體除外）原子半徑顯著遞減。（2）長周期元素： d 區(qū)元素：原子半徑從左至右遞減較慢，且不規(guī)則。 ds區(qū)元素：原子半徑稍有增大。 f 區(qū)元素：原子半徑的遞減微小且不規(guī)則。鑭系元素的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小，導致的效應稱“鑭系收縮鑭系收縮”。 主族元素主族元素：原子半徑顯著遞增。原因原因：電子層數(shù)增加。 2、同一族從上至下：同一族從上至下：

30、 副族元素：副族元素：原子半徑的遞增不顯著（III B除外），特別是同副族的第二和第三兩個元素(如Zr和Hf； Nb和Ta)原子半徑相差很小。原原因因：較復雜，與鑭系收縮有關。 3、原子半徑對性質的影響、原子半徑對性質的影響： 原子半徑小，核電荷對外層電子吸引力強，原子難失電子易于與電子結合，非金屬性強； 原子半徑大，核電荷對外層電子吸引力弱，原子易失電子，金屬性強。 元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時失去一個電子成為一價氣態(tài)正離子所吸收的最低能量稱為該元素的第一電離能第一電離能（first ionization energy），常用符號I1表示。 二、元素的電離能 從一價氣態(tài)正離子再失去一個電子形成二價

31、正離子所需吸收的最低能量稱第二電離能I 2；依次類推 原子核對外層電子的吸引力越強，越不易失去電子，電離能越大 元素的電離能的大小順序是：I1 I2 I3I1，元素常呈+1價；若I3I2，常呈+2價； 使元素的一個基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子，形成一價氣態(tài)負離子時所放出的能量，常用EA1表示。 三、電子親和能三、電子親和能EA （electron affinity） 意義：意義： 注意：注意：難失電子，并非定易與電子結合。例，稀有氣體 EA的大小反映了原子得到電子的難易。 EA的絕對值隨原子半徑的減小，核對外層電子的引力增大而增大。 故EA在同一周期中從左至右增加，而同族中從上至下減小。 電負性是原子在分子中吸引電子的能力 四、元素的電負性元素的電負性 規(guī)律：規(guī)律： 意義意義： 電負性愈大，表示原子吸引電子能力愈強，非金屬性越強。電負性愈小，則金屬性越強。 （1）同一周期元素從左到右電負性逐漸變大，元素的非金屬性也逐漸增強。 （2）同一主族元素從上至下元素的非金屬性依次減小，金屬性增