基礎化學本學期學習內容化學原理四大化學平衡物質結構酸堿平衡沉淀-溶解平衡氧化還原平衡配位平衡原子結構——第11章分子結構——第12章——第5章——第7章——第9章——第13章化學熱力學基礎第1~3章氣體化學反應方向化學反應限度元素化學第十一章原子結構11.1原子的玻爾模型一、經典物理學局限性Rutherford“太陽-行星模型”的要點：1.所有原子都有一個核即原子核(nucleus)；2.核的體積只占整個原子體積極小的一部分；3.原子的正電荷和絕大部分質量集中在核上；4.電子像行星繞著太陽那樣繞核運動。

在對粒子散射實驗結果的解釋上,新模型的成功是顯而易見的,至少要點中的前三點是如此。根據當時的物理學概念,帶電微粒在力場中運動時總要產生電磁輻射并逐漸失去能量,運動著的電子軌道會越來越小,最終將與原子核相撞并導致原子毀滅。由于原子毀滅的事實從未發生,將經典物理學概念推到前所未有的尷尬境地。會不會？！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),其值為6.626×10-34J·s。 普朗克認為,物體只能按hv的整數倍(例如1hv,2hv,3hv等)一份一份地吸收或釋出光能, 而不可能是0.5hv,1.6hv,2.3hv等任何非整數倍。即所謂的能量量子化概念。普朗克提出了當時物理學界一種全新的概念,但它只涉及光作用于物體時能量的傳遞過程(即吸收或釋出)。愛因斯坦認為,入射光本身的能量也按普朗克方程量子化,并將這一份份數值為1hv的能量叫光子(photons),一束光線就是一束光子流.頻率一定的光子其能量都相同,光的強弱只表明光子的多少,而與每個光子的能量無關。

愛因斯坦對光電效應的成功解釋最終使光的微粒性為人們所接受。2.光電效應1905年,愛因斯坦(EinsteinA)成功地將能量量子化概念擴展到光本身,解釋了光電效應(photoelectriceffect)。3.原子光譜二、氫原子的玻爾模型愛因斯坦的光子學說普朗克的量子化學說氫原子的光譜實驗盧瑟福的有核模型Bohr在的基礎上，建立了Bohr理論1.玻爾原子模型的建立2.玻爾理論玻爾模型認為,電子只能在若干圓形的固定軌道上繞核運動。它們是符合一定條件的軌道：電子的軌道角動量L只能等于h/(2)的整數倍：

從距核最近的一條軌道算起,n值分別等于1,2,3,4,5,6,7。根據假定條件算得n=1時允許軌道的半徑為53pm,這就是著名的玻爾半徑。（1）關于固定軌道的概念p2hnmvrL==原子只能處于上述條件所限定的幾個能態。定態：所有這些允許能態之統稱。電子只能在有確定半徑和能量的定態軌道上運動,且不輻射能量。基態：n值為

1的定態。通常電子保持在能量最低的這一基態。基態是能量最低即最穩定的狀態。指除基態以外的其余定態.各激發態的能量隨n值增大而增高。電子只有從外部吸收足夠能量時才能到達激發態。激發態:（2）關于軌道能量量子化的概念E:軌道的能量ν：光的頻率h:Planck常量hEEEEh1212-=-=nn（3）★關于能量的吸收和發射玻爾模型認為,只有當電子從較高能態(E2)向較低能態(E1)躍遷時,原子才能以光子的形式放出能量,光子能量的大小決定于躍遷所涉及的兩條軌道間的能量差：ΔE=E2

－

E1=hν

3.玻爾理論成功之處●計算氫原子的電離能●解釋了H及He+、Li2+、B3+的原子光譜波型HαHβHγHδ計算值/nm656.2486.1434.0410.1實驗值/nm656.3486.1434.1410.2●說明了原子的穩定性●對其他發光現象（如Ｘ射線的形成）也能解釋4.玻爾理論不足之處●不能解釋氫原子光譜在磁場中的分裂●不能解釋氫原子光譜的精細結構●不能解釋多電子原子的光譜Why？11.2.原子的量子力學模型一、微觀粒子的波粒二象性1.光的波粒二象性電磁波是通過空間傳播的能量。可見光只不過是電磁波的一種。光的干涉、衍射等現象說明光有波動性；光電效應、原子光譜說明光具有粒子性。光具有這兩重性質，稱為光的波粒二象性。2.物質波德布羅依假設：電子等實物粒子也具有波動性，這種波稱為德布羅依波或物質波。【例11-1】分別計算一個質量為0.025公斤，運動速度為300米/秒的子彈和一個質量為9.1×10-31公斤，運動速度為1.5×106米/秒的電子的波長。子彈的波長：解：電子的波長：宏觀物體的波長極短以致難以察覺，主要表現為粒性，服從經典力學的運動規律。電子、原子等質量極小的微粒才具有與X射線數量級相近的波長,才符合德布羅依公式。二、微觀粒子測不準關系海森堡的不確定原理：不可能同時測得電子的精確位置和精確動量●重要暗示——不可能存在Rutherford和Bohr模型中行星繞太陽那樣的電子軌道。●具有波粒二象性的電子,不再遵守經典力學規律,它們的運動沒有確定的軌道,只有一定的空間概率分布。實物的微粒波是概率波三、波函數和薛定諤方程1.量子力學的基本假設：(1)由于核外電子具有波粒二象性，所以電子的運動狀態可用波函數描述。(2)描述電子運動狀態的波函數必須服從薛定諤方程。(3)電子在核外某一區域出現的幾率用幾率密度來描述：為電子在核外出現的幾率密度，形象地把它稱作電子云或電子云密度2.薛定諤方程與波函數★求解薛定諤方程,就是求得波函數ψ和能量E

;★解得的ψ不是具體的數值,而是包括三個常數(n,l,m)和三個變量(r,θ,φ)的函數式

Ψn,l,m(r,θ,φ);★有合理解的函數式叫做波函數(Wavefunctions)。波函數=薛定諤方程的合理解=原子軌道

四、原子核外電子運動狀態

1.原子軌道波函數也叫原子軌道(或原子軌函)，原子軌道是波函數的圖形表示，它代表電子在原子軌道所轄區域出現的幾率達90%以上。2.電子云電子在核外出現幾率密度的大小的疏密的表示，電子出現幾率密度大的區域用密集的小點來表示；電子出現幾率密度小的區域用稀疏的小點來表示，這樣繪成的圖形稱為電子云。所以電子云是幾率密度的圖形表示(1)幾率：電子在空間某一區域出現的機會稱為幾率。例如，在氫原子中，電子在l等于0的球體內出現的機會是90%，所以在該球體內出現的幾率為0.9。(2)幾率密度：電子在核外某處單位體積內出現的幾率稱為該處的幾率密度。這就是波函數絕對值的平方︱︱2的物理意義。3.四個量子數（1）主量子數

n(principalquantumnumber)◆與電子能量有關，對于氫原子，電子能量唯一決定于n◆確定電子出現概率最大處離核的距離具體怎么確定一個電子運動的狀態？◆不同的n值，對應于不同的電子層數１２３４５……..

KLMNO……..◆

與角動量有關，對于多電子原子,l也與E有關◆l的取值0，1，2，3……n-1(亞層）

s,p,d,f…...

◆l決定了ψ的角度函數的形狀（2）角量子數l(angularmomentumquantumumber)nl1234（亞層0000s111p22d3f

)◆與角動量的取向有關，取向是量子化的◆m可取0，±1,±2……±l◆取值決定了ψ角度函數的空間取向◆n,l

值相同的軌道互為等價軌道（3）磁量子數m(magneticquantumnumber)Lm軌道數0(s)1(p)2(d)3(f)0

＋10－1

＋2＋10－1－2

＋3＋2＋10－1－2－31357s軌道(l=0,m=0):m一種取值,空間一種取向,一條s軌道

p軌道(l=1,m=+1,0,-1)

m三種取值,三種取向,三條等價(簡并)p軌道d

軌道(l=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m五種取值,空間五種取向,五條等價(簡并)d

軌道

f

軌道(l=3,m=+3,+2,+1,0,-1,-2,-3):m七種取值,空間七種取向,七條等價(簡并)f軌道本課程不要求記住f軌道：具體形狀（4）自旋量子數

ms(spinquantumnumber)◆描述電子繞自軸旋轉的狀態◆自旋運動使電子具有類似于微磁體的行為◆

ms取值+1/2和-1/2，分別用↑和↓表示0123……軌道spdf……例如:n=2,l=0,m=0,2s

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

n=3,l=2,m=0,3dz2nlmms核外電子運動軌道運動自旋運動與一套量子數相對應（自然也有1個能量Ei)n,l,m一定,軌道也確定【例】假定有下列電子的各套量子數，指出哪幾種不可能存在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】寫出電子構型為1s22s22p5的原子中各電子的全套量子數

20000

21100

2111121－1n11l00m00ms五、波函數和電子云的空間圖形解薛定諤方程可得下列波函數R（r）函數是徑向r的函數，為波函數的徑向部分，Y（θ，φ）函數是θ和φ角的的函數，為波函數的角度部分。D（r）=4πr2R2(r)。這里所指的是ns電子的徑向分布函數，對其他運動狀態的電子，D（r）=r2R2(r)。徑向分布函數圖與量子數n和l有關，徑向分布函數圖中有（n-l）個波峰，即電子出現的幾率大，有（n-l）個波谷（D(r)為零的點，不包括原點），即電子出現的幾率小。1.徑向分布圖原子軌道的徑向分布圖是波函數R(r)在任意給定方向（θ、φ一定）上隨r變化所作的圖為波函數徑向分布圖，它表示波函數R(r)隨離核距離r變化的關系。下圖為電子云徑向分布圖2.角度分布圖原子軌道和電子云角度分布為別為Y（θ，φ）和Y2（θ，φ）。它們是電子出現的幾率隨θ，φ的改變而變化的函數，與離核的距離r無關，與量子數l有關。用Y（θ，φ）和Y2（θ，φ）作圖就得到原子軌道和電子云角度分布圖。電子云的角度分布圖與原子軌道角度分布圖相似，它們之間的主要區別有：由于Y1，因此Y2一定小于Y，因而電子云的角度分布圖要比原子軌道角度分布圖“瘦”些；b)原子軌道角度分布圖有正有負，而電子云角度分布圖都是正值，這是因為Y2總是正值。下列關于電子云的說法不正確的是()A.電子云是描述核外某空間電子出現的幾率密度的概念;B.電子云是││2的數學圖形;C.S原子軌道呈球形分布，氫原子的電子在S軌道上做圓周運動D.電子就象云霧一樣在原子核周圍運動,故稱為電子云.下列說法不正確的是()A.氫原子中,電子的能量只取決于主量子數n;B.多電子原子中,電子的能量不僅與n有關,還與l有關;C.波函數由四個量子數確定;D.ms=±?表示電子的自旋有兩種方式.n=4時m的最大取值為()A.4B.±4C.3D.02p軌道的磁量子數可能有()A.1.2B.0.1.2C.1.2.3D.0.+1.-111.3多電子結構和元素周期律一、屏蔽效應和鉆穿效應1.屏蔽效應在多電子原子中，一個電子受其他電子的排斥而能量升高，這種能量效應，稱為“屏蔽效應”。σ為屏蔽常數,它代表由于電子間的斥力而使原核電荷減少的部分。2.鉆穿效應外層電子進入原子的內部空間的現象叫原子軌道的鉆穿作用或稱鉆穿效應。鉆穿效應的存在不僅能引起軌道能級的分裂，而且還能導致能級的交錯。◆軌道的鉆穿能力通常有如下順序:ns>np>nd>nf，導致能級按E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)順序分裂。◆如果能級分裂的程度很大,就可能導致與臨近電子層中的亞層能級發生交錯。二、鮑林近似能級圖◆n值相同時,軌道能級則由l值決定,叫能級分裂；◆l值相同時,軌道能級只由n值決定,例:E(1s)<E(2s)<E(3s)<E(4s)◆n和l都不同時出現更為復雜的情況,主量子數小的能級可能高于主量子數大的能級,即所謂的能級交錯。能級交錯現象出現于第四能級組開始的各能級組中。三、多電子原子的核外電子排布規律根據原子光譜實驗和量子力學理論,基態原子的核外電子排布服從構造原理(buildingupprinciple)。即核外電子排布三原則1.泡利不相容原理同一原子中不能存在運動狀態完全相同的電子,或者說同一原子中不能存在四個量子數完全相同的電子。例如,一原子中電子A和電子B的三個量子數n,l,m已相同,ms就必須不同。量子數nlmms電子A210電子B210

n

l

軌道數

亞層最大容量

電子層最大容量

101個s22201個s2825個d10301個s21813個p613個p6401個s23213個p625個d1047個f14由泡利不相容原理并結合三個軌道量子數之間的關系,能夠推知各電子層和電子亞層的最大容量。亞層可容納的電子數為2（2+1）

2.能量最低原理

電子總是優先占據可供占據的能量最低的軌道,占滿能量較低根據順序圖,電子填入軌道時遵循下列次序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p鉻(Z=24)之前的原子嚴格遵守這一順序,釩(Z=23)之后的原子有時出現例外。的軌道后才進入能量較高的軌道。能級組電子的填充順序為ns(n-2)f(n-1)dnp3.洪特規則電子分布到等價軌道時,總是盡量先以相同的自旋狀態分占軌道。即在n和l相同的軌道上分布電子,將盡可得分布在m值不同的軌道上,且自旋相同。原子實表示：1s2[He];1s22s22p6[Ne];

1s22s22p63s23p6[Ar]1s22s22p63s23p64s23d104p6

[Kr]24Cr:按以上三規則,電子排布為[Ar]4s23d4,而實驗結果是[Ar]4s13d5,所以洪特規則還包括另一個內容：等價軌道全滿，半滿或全空時體系比較穩定。原子

能級排列序列

光譜實驗序列

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】寫出下列原子序數的元素的核外電子排布式[Kr]4d105s25p5[Xe]4f145d106s26p2[Ar]3d74s253：82：27:【例11-5】最外層只有一個電子，它的次外層角量子數為2的亞層內電子全充滿，滿足此條件的元素有（ ）。(A)1種；(B)2種；(C)3種；(D)4種。【例11-6】某元素的原子序數小于36，其原子失去三個價電子后，量子數l=2的亞層剛好半充滿。該元素是（ ）。(A)Cr；(B)Mn；(C)Fe；(D)As。四、原子核外電子排布與元素周期律1.元素周期與能級組元素周期的劃分就是原子核外電子能級的劃分，每一周期所能容納的元素總數等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數。原子最外層的電子結構隨原子序數的增加呈周期性的變化，即原子最外層的電子總是由ns1變化到ns2np6（第一周期除外），也就是說每一周期元素原子最外層上的電子數總是由1增加8，元素性質的周期性變化正是元素原子電子層結構周期性的結果。周期相應能級組原子軌道軌道數最大電子容量元素個數原子序數一11s1221～2二22s,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未充滿未充滿87～111每個電子層最多容納的電子數主量子數n1234

電子層KLMN角量子數l0123電子亞層spdf每個亞層中軌道數目每個亞層最多容納電子數135726101428182n2四、原子核外電子排布與元素周期律按核電荷數由小到大的順序給元素編號，這種編號，叫做原子序數。元素周期律：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性變化的規律。元素周期律主要表現在：元素原子的核外電子排布、原子半徑、電離能、電子親和能和電負性等方面。元素周期律的實質：是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。把這種周期性的變化用表格的形式反映出來，即為元素周期表。將電子填入的軌道按鮑林的能級組排成7個橫行并將各行中的同名軌道上下相對應，不難得到如下的形式：能級組s軌道f軌道d軌道p軌道

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區共七個周期,對應于順序圖中的七個能級組。各周期均以填充

s軌道的元素開始,并以填充p軌道的元素告終。與你能聯系起周期順序圖之間的關系嗎?周期數=電子層數(周期號等于構型式中最大的主量子數。)=能級組數每周期元素數目=該能級組容納電子總數1周期為特短周期,2-3周期為短周期，4-5周期為長周期，6、7周期為特長周期(7周期為未完成周期)。周期：表中的橫行叫周期。族：表中的直列叫族。兩種不同的族編號系統：(a)是IUPAC當今推薦的系統，自左向右將18個直列依次標為第1族到第18族，將第13族至第18族同時用羅馬數字Ⅲ，Ⅳ，V，Ⅵ，Ⅶ，Ⅷ當族號。國內不少教材仍用(b)系統，第Ⅰ至第Ⅶ主族元素都有與之對應的副族元素。

主族元素的族號用羅馬數字與英文大寫字母A組成的復合符號，副族元素的族號則用羅馬數字與英文大寫字母B組成的復合符號。第18直列的主族元素被標為0族；第8至第10直列不存在與之對應的主族元素，一起被標為第Ⅷ族。(a)族編號系統確定族號可按下述方法：價層只涉及ns電子時，阿拉伯數字表示的族號等于這些價電子的總和;Z=19K[Ar]4s1族號為1Z=12Mg[Ne]3s2族號為2價層只涉及ns和np電子時，阿拉伯數字表示的族號等于這些價電子的總和+10（羅馬數字表示的族號等于這些價電子的總和）

。Z=17Cl[Ne]3s23p5族號為17(Ⅶ)價層只涉及(n-1)d和ns(np)電子時，阿拉伯數字表示的族號等于這些價電子的總和；Z=24Cr[Ar]3d54s1族號為6Z=35Br[Ar]3d104s24p5族號為17價層涉及(n-2)f，(n-1)d和ns(np)電子時，族號等于除(n-2)f電子外其余價電子的總和；但(n-1)d電子為零時，其余價電子總和加1才等于族號。鑭系和錒系元素往往出現最后一種情況。Z=74W[Xe]4f145d46s2族號為6Z=69Tm(銩)[Xe]4f136s2族號為3鑭系Z=70Yb(鐿)[Xe]4f146s2族號為3鑭系(b)族編號系統周期表中共有16個族：7個主族，7個副族，1個零族，1個Ⅷ族。主族:最后一個電子填入ns或np能級；主族數等于ns和np軌道上電子數之和。副族：最后一個電子填入(n-1)d或(n-2)f能級的元素;

(n-1)dns軌道上電子數之和為3～

7時，副族數等于(n-1)dns軌道上電子數之和。

(n-1)dns軌道上電子數之和為11、12，則為ⅠB、ⅡB副族。

(n-1)dns軌道上電子數之和為8～

10時，副族數為第Ⅷ族。價層涉及(n-2)f和ns電子時，族號等于除(n-2)f電子外其余價電子總和加1才等于族號。鑭系和錒系元素往往出現這種情況。如果元素所在的周期號和族號為已知,你應該能夠迅速寫出原子的價電子組態.

區

價電子構型

s區

ns1~2

ns2np1~6

記住元素所在的周期號和族號p區d區f區(n–1)d1~10ns1~2(n–2)f1~14(n–1)d

0~1ns2價電子構型相似的元素在周期表中分別集中在4個區(block)就能夠寫出原子的價電子組態◆主族元素(main-groupelements):s區和p區元素

◆過渡元素(transitionelements):

d

區元素◆內過渡元素(innertransitionelements):f區元素。填入

4f亞層和5f亞層的內過渡元素分別又叫鑭系元素(lanthanide或lanthanoid)和錒系元素(actinide或actinoid)。【例11-7】請依據下列原子序數寫出其電子排布式、所在周期、族、區。11、21、53、60、8011[Ne]3s1、IA、s區、三周期21[Ar]4s23d1、IIIB、d區、四周期536080【例11-8】已知元素所在周期和族數,請寫出它們的核外電子排布。1、周期數為3、族數為IIA2、周期數為6、族數為VIIB3、周期數為4、族數為IVA1、[Ne]3s22、[Xe]6s24f145d53、[Ar]4s23d104p2[Kr]5s24d105p5、VIIA、p區、五周期[Xe]6s24f4、鑭系、f區、六周期[Xe]6s24f145d10、IIB、ds區、六周期【例11-9】已知某元素與Kr同周期,最外層只有兩個電子且失去兩個電子后內層l＝2的軌道全充滿,該元素所在族數為

,原子序數是

,元素名稱是

,核外電子排布式

。IIB30鋅[Ar]3d104s2練習題1．所謂的原子軌道是指（）A、一定的電子云B、核外電子的幾率C、一定的波函數D、某個徑向的分布2．下列電子構型中，屬于原子基態的是（）A、1s22s12p1B、1s22s2C、1s22s22p63s13p1

D、1s22s22p63s23p64s14p13．在多電子原子中，各電子具有下列量子數，其中能量最高的電子是（）A、2,1,-1,+1/2B、2,0,0,-1/2C、3,1,1,-1/2D、3,2,-1,+1/2CBD4．當基態原子的第六電子層只有二個電子，則原子的第五電子層的電子數為（）A、肯定為8電子B、肯定為18電子C、肯定為8～18電子D、肯定為8～32電子5．在多電子原子中，軌道能量是由什么決定的（）A、n（主量子數）B、n和lC、n﹑l﹑mD、n和m6．某金屬M2+離子的第三層中有15個電子，該金屬的名稱是（）A、FeB、MnC、CoD、NiCBC7．主量子數n=4，ms=+1/2時，可允許的最多電子數為（）A、6B、8C、12D、16D

8.氫原子的電子能級由量子數

決定，而鋰原子的電子能級由量子數

決定。

9.有兩個原子在n=4的電子層上都只有兩個電子，在次外層l=2的軌道中電子數分別為0和10。前一種原子是

，原子序數大的原子是

。

10.當n=4時，電子層的最大容量是

。

nn、lCaZn32

11.原子中量子數n=3，l=2，m=0的軌道最多可允許電子數是

。

12.2p原子軌道的l=

，4f原子軌道的n=

。2

14

13.某元素（Z≤36）其最外層有2個電子，次外層有13個電子，問該元素的符號，電子排布式，在周期表中的位置（族、周期）。答：該元素是Mn，核外電子構型是[Ar]3d54s2（或1s22s22p63s23p63d54s2），位于周期表第4周期，第7族(第ⅦB族)。

11.4主要原子參數及其變化規律一、原子半徑

Atomicradius二、電離能

Ionizationenergy三、電子親和能

Electronaffinity四、電負性Electronegativity原子參數(atomicparameters)是指用以表達原子特征的參數，它影響甚至決定元素的性質，并隨原子序數呈周期性變化。一、原子半徑嚴格地講，由于電子云沒有邊界，原子半徑也就無一定數。但人總會有辦法的。迄今所有的原子半徑都是在結合狀態下測定的。◆適用金屬元素◆固體中測定兩個最鄰近原子的核間距一半金屬半徑(metallicradius)◆適用非金屬元素◆測定單質分子中兩個相鄰原子的核間距一半共價半徑(covalentradius)不同情況下適用于不同原子半徑：共價半徑：形成共價鍵時核間距一半金屬半徑：金屬晶體范德華半徑：分子間力范德華半徑﹥金屬半徑﹥共價半徑討論半徑變化規律時，用共價半徑，稀有氣體則只能用范德華半徑Li157Be112Mg160Na191Ca197K235Rb250Sr215Ba224Cs272Sc164Mo140Cr129Mn137Tc135Re137Os135Ru134Fe126Co125Rh134Ir136Pt139Pd137Ni125Cu128Ag144Au144Hg155Cd152Zn137Ti147V135Nb147Y182Hf159Ta147W141Lu172Zr160B88C77N74O66F64Al143Si118P110S104Cl99Ge122Ga153Tl171In167Br114As121Se104Sn158Sb141Te137I133Bi182Pb175Source:WellsAF.StructuralInorganicChemistry,5thed.Oxford:ClarendonPress,1984(inpm)同周期原子半徑的變化趨勢(一)總趨勢：隨著原子序數的增大,原子半徑自左至右減小解釋:

電子層數不變的情況下,有效核電荷的增大導致核對外層電子的引力增大解釋:◆

主族元素:電子逐個填加在最外層,對原來最外層上的電子的屏蔽參數(σ)小,有效核電荷(Z*)迅速增大◆

過渡元素:電子逐個填加在次外層,增加的次外層電子對原來最外層上電子的屏蔽較強,有效核電荷增加較小◆

內過渡元素:電子逐個填加在外數第三層,增加的電子對原來最外層上電子的屏蔽很強,有效核電荷增加甚小同周期原子半徑的變化趨勢(二)相鄰元素的減小幅度：主族元素>過渡元素>內過渡元素同周期原子半徑的變化趨勢(三)內過渡元素有鑭系收縮效應15種鑭系元素，r減小的幅度很小。由于電子填到內層(n－2)f軌道，屏蔽參數更大，Z*增加的幅度更小。所以r減小的幅度很小。將15種鑭系元素，原子半徑自左向右緩慢減小的現象稱為鑭系收縮。◆內部效應:鑭系中相鄰元素的半徑十分接近,用普通的化學方法將很難分離。◆外部效應:使第5、6兩周期的同族過渡元素（如Zr-Hf,Nb-Ta等）性質極為相似，往往導致在自然界共生，而且相互分離不易。同族元素原子半徑的變化趨勢◆

同族元素原子半徑自上而下增大:電子層依次增加,有效核電荷的影響退居次要地位◆

第6周期過渡元素(如Hf,Ta)的原子半徑與第5周期同族元素(如Zr,Nb)相比幾乎沒有增大,這是鑭系收縮的重要效應之一1.下列原子半徑大小順序中，正確的是（）。A.Be<B<Na<MgB.B<Be<Mg<NaC.Be<B<Mg<NaD.B<Be<Na<Mg1.B二、電離能E(g)==E+(g)+e-I