元素第一电离能的周期性变化

如：
Be(2s2) 899.5
B(2s22p1) 800.6
N(2s22p3) O(2s22p4) 1402.3 1314.0
I1(kJ· mol-1)
原因：Be和N的原子结构电子排布为全满、半满状 态，较稳定，难失去电子，电离能较大。



三、 电子亲和能 E 定义：基态的气态原子得到一个电子，生成氧化值为-1价的 气态负离子时所放出的能量称为第一电子亲和能E1，相应地 有第二、第三电子亲和能。 O(g) + e- = O-(g) E1 = 141 kJ· mol-1 O-(g)+ e- = O2-(g) E2 = －780 kJ· mol-1， 注：电子亲和能习惯上和 H符号相反，即放出能量用正值 表示
同一主族：从上到下，原子半径增大，则电子亲和能逐渐 减小。 但第二周期的F、O、N它们的电子亲和能反而比相应的第 三周期的元素小，这是因为其半径小，接受电子时所受的 斥力较大，从而放出的能量减小。



4. 电负性 电负性是指元素的原子在分子中吸引电子的能力。 元素的电负性越大，表示该原子在分子中吸引电子的能力 越强。
Zr(145pm) Nb(134pm) Mo(129pm) La-Lu Hf(144pm) Ta(134pm) W(130pm)




二、 原子结构与电离能 I
定义：元素的基态气态原子失去一个电子形成 +1价的气态离子所需 的能量称为该元素的第一电离能(I1)。 电离能的大小反映了原子失去电子能力的大小，电离能越小，原子 越易失去电子。
CH
4
无机化学
第十六讲 原子结构与元素基本性质 主讲人：彭艳芬
一、 原子结构与原子半径

元素的基本性质与原子结构密切相关，因而也呈现明显的周期性变 化规律。
1. 原子半径


电子在原子核外各处都有可能出现，单个原子没有明确界面，所谓 原子半径是根据相邻原子的核间距测出的。

共价半径：同种元素的原子以共价键结合时，它们核间距 离的一半。如Cl2

有多种标度电负性的方法，较为通用的是电负性标度。 （鲍林电负性值）。
变化规律： 主族元素：同一周期从左到右，元素的电负性逐
渐增大；同一族从上到下，元素的电负性逐渐减 小。
副族元素：变化不明显。素：有效核电荷增加不多，但电子层数逐
渐增加，故原子半径逐渐增大。
副族元素：原子半径一般也增大，但第五、六周
期同族元素原子半径相近，这是由于镧系收缩。

镧系收缩是指镧系元素整个系列原子半径缩小 的现象，镧系收缩使镧以后的元素原子半径都缩 小，使它们的半径和第五周期同族元素相近。
金属半径：金属晶体中，相邻两原子核间距离的一半。

范德华半径：分子晶体中非键的两个同种原子核间距离的一半

原子半径在周期表中的变化规律： （1）同一周期从左到右

主族元素：电子填充在最外层，有效核电荷增大，而电子 层数不变，故原子核对电子的吸引力增大，原子半径明显 减小。
副族元素：电子填充在次外层，有效核电荷增加不多，从 而原子半径减小较慢，且有例外。

一般第一电子亲合能为正，第二电子亲合能为负， 因为负离子带电排斥外来电子，要结合电子必须 吸收能量以克服电子的排斥。
电子亲和能的大小反映了原子得电子的难易， 电子亲和能越大，表示原子得到电子时放出的能 量越多，即越易得到电子。


变化规律：

同一周期：从左到右有效核电荷增大，原子半径减小，故 电子亲和能逐渐增大。