5.3.2 原子半径
定义：在单质分子（晶体）中，相邻的原子核间 定义：在单质分子（晶体） 平均距离的一半。 平均距离的一半。 原子半径：共价半径、金属半径、 原子半径：共价半径、金属半径、范德华半径 原子的核间距可以通过晶体衍射或光谱等实验测定。 原子的核间距可以通过晶体衍射或光谱等实验测定。
原子半径在周期和族中的变化关系
（3）有效核电荷数在周期表中的变化规律 ）
元素基本性质在周期表中的变化规律
同一周期（从左——右 同一周期（从左——右） 主族：Z’=1-0.35=0.65 显著增加 主族： =1副族：d区 Z’=1-0.85=0.15 增加较少 =1副族： ds区 d10 屏蔽效应大, Z’增加极少 屏蔽效应大, Z’ f区 Z’=1.0-1.0=0 几乎不增加 =1.0同一族（从上——下） 同一族（从上——下 Z’增加极少 Z’增加极少
（2）屏蔽常数σ的确定 ）屏蔽常数σ
简化的斯莱脱法： 简化的斯莱脱法： 外层电子对内层电子： 计算Al原子中其余电子对一个 σ外=0 原子中其余电子对一个3p电子的 电子的σ及有效核电荷数 例 计算外层电子对内层电子： 原子中其余电子对一个 电子的 及有效核电荷数 Z = 13 1s 解： 13Al 同层电子之间： σn=0.35 =0.35（ =0.30） 同层电子之间： 22s22p63s23p1 （ σn1=0.30） 同层：2个3s电子 层电子： σ =0.85 同层：）层电子对n层电子×0.35=0.70 层电子对n σn=2× n-1 （n-1 个 电子 ： n-1层： 8个电子 σn-1=8×0.85=6.8 层 个电子 × 层电子对n层电子： （n-2）层电子对n层电子： σn-2=1.0 n-2层：2个电子 σn-2= 2×1.0=2.0 层 个电子 × σ 总=Σσ ∴ σ总=0.7+6.8+2.0=9.5 Z’ = 13 – 9.5 = 3.5
例如Cl 分子中， 例如 2分子中， Cl-Cl的核间距 的核间距 为198pm,氯原 氯原 子的共价半径 为99pm。 。
5.3.3 电离能、电子亲和能、电负性
元素的电负性（ ——元素的原子在分子中吸引成键电子的相对能力 元素的原子在分子中吸引成键电子的相对能力。 元素的电负性（X）——元素的原子在分子中吸引成键电子的相对能力。 1）元素的电负性是一个相对值， XF = 4.0 元素的电负性是一个相对值， 2）元素的电负性越大，该元素的非金属性越强，金属性越弱； 元素的电负性越大，该元素的非金属性越强，金属性越弱； 元素的电负性越小，该元素的非金属性越弱， 元素的电负性越小，该元素的非金属性越弱，金属性越强
第 5 章
原子结构和周期系
Atomic Structure And Periodic law
5.3 元素基本性质的周期性
5.3.1 有效核电荷数
（1）有效核电荷数与屏蔽效应 ）
Z’ = Z –σ σ——屏蔽常数 ——屏蔽常数
屏蔽效应：由于其余电子对某一个电子的排斥作 屏蔽效应： 用而抵消了一部分核电荷，从而引起有效核电荷 用而抵消了一部分核电荷， 降低，削弱了核电荷对该电子的吸引的现象。 降低，削弱了核电荷对该电子的吸引的现象。
原子半径的类型
金属半径： 金属半径：金属晶体中两个 最相邻近的金属原子之间的 核间距的一半为金属半径。 核间距的一半为金属半径。 共价半径：非金属元素常采 共价半径： 取单键共价半径， 取单键共价半径，它是以共 价单键结合的同种元素两原 子核间距的测定为依据。 子核间距的测定为依据。 范德华半径： 范德华半径：稀有气体的晶 体是由单原子分子构成的， 体是由单原子分子构成的， 原子间的作用力属于分子间 力又称范德华力。 力又称范德华力。所测得的 原子半径称为范德华半径。 原子半径称为范德华半径。
同一周期（从左——右 同一周期（从左——右） 主族：Z’增加，r减小， △r = 10pm 主族： 增加， 减小， 副族：d区 r递减缓慢，△r = 5pm 递减缓慢， 副族： 递减极少，
同一族（从上——下） 同一族（从上——下 n增大，Z’增加极少，r增加 增大， 增加极少， r变化不明显，略有增加 变化不明显， 特点：第五、六周期r 特点：第五、六周期r极为相近 镧系收缩） （镧系收缩）