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本课件从氢原子光谱与玻尔理论出发，引入微观粒子的波粒二象性、薛定谔方程与四个量子数，讲解原子轨道与电子云的角度分布图像及近似能级图，进而说明核外电子排布三原则与周期表的周期、族、分区，最后归纳原子半径、电离能与电负性的周期变化规律。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I第五章原子结构和周期系(Structure of the Atom and the PeriodicTable)
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I物质结构的研究对于化学乃至整个自然科学的研究来说，相当于基石的作用。因为结构决定性质，只有深入了解物质的深层结构，才有可能深入把握物质的性质及其变化规律。前言
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I道尔顿（英）——1803.原子论“近代化学之父”汤姆逊（英）——1897.“蛋糕”模型1906.获Nobel奖卢瑟福（英）——1911.“核式结构”模型1908.获Nobel奖玻尔（丹麦）——1913.“定态轨道模型”1922.获Nobel物理奖薛定谔（奥地利）——1926.“量子学理论”1933.获Nobel物理奖原子结构理论发展简史：
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I§5-1氢原子光谱和玻尔理论(Spectrum of hydrogen and Bohr’s theory)一、氢原子光谱任何元素的气态原子在高温火焰的激发下，能发光，经棱镜分光后，产生一条条不连续的谱线，称为线状光谱。它与太阳光或白炽灯的光产生的光谱不同，后者是一条七色的连续光谱。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I每种元素都有它自己的特征光谱。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I氢原子的原子光谱(atomic spectrum)在可见光区，有5条谱线。根据每条谱线的波长，可以计算出发射光的能量：
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I1885年，巴尔麦（J.J.Balmer，瑞士）研究发现，这5条谱线的频率符合下式：(n为大于2的正整数)随着对氢原子光谱研究的进一步深入，在紫外区和红外区又分别找到若干条谱线，1890年，里德堡(J.R.Rydberg1854—1919，瑞典)将所有的谱线频率统计发现它们都符合同一公式：n2>n1
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I由此式可见，氢原子的光谱不是任意的，而是随两个正整数的改变作跳跃式的改变。当n1为不同数值时，即成为几个光谱系。如n1= 1紫外区，拉曼系；n1= 2可见光区，巴尔麦系；n1= 3红外区，帕邢系；…。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I为什么气态原子会发光，而且每种元素的谱线都具有特征的波长、频率和能量？丹麦的物理学家玻尔针对氢原子线状光谱的特点，应用了普朗克的量子论的观点，提出了自己的原子结构理论——玻尔理论。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I★普朗克（M.Plank, 1858—1947,德）的量子论：1900年普朗克在研究黑体辐射问题时，提出了著名的量子化理论。该理论指出，物体吸收或辐射能量是不连续的、量子化的，也就是说，物体吸收和发射能量，就像物质微粒一样，只能以单个的、一定份量的能量，一份一份的或按照这一基本份量的倍数吸收或发射能量，即能量是量子化的，这种能量的最小单位称为能量子或量子(quantum)。每个能量子为一个hv，其中h即著名的普朗克常数：6.626×10-34J·s。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I二、玻尔理论玻尔理论的中心思想有两点：1、定态轨道核外电子的运动轨道具有一定的半径，在轨道上运动的电子既不吸收能量，也不放出能量，其能量状态是稳定的，所以叫定态轨道。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I2、轨道能级电子在不同的定态轨道上运动，具有不同的能量，离核越近，能量越低；离核越远，能量越高，这些一级一级的能量状态，就称为能级。每个能级的能量公式：n=1,2,3,……
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I原子在常态时，电子尽可能处于能量最低的轨道，这种状态称为基态。氢原子的基态：n=1，当电子受外界能量（如火花、电弧）激发时，会跑到能量较高的轨道上，这个过程叫跃迁。这时原子所处的状态叫激发态：n=1→2→3（n=2,3,…）。处于激发态的电子不稳定，会从高能级轨道再跃迁回低能级轨道，这个过程要释放能量，这部分能量以光能的形式释放出来：E=En－En-1＝hv，就产生了一条一条的线状光谱。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I因为所以谱线频率
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I玻尔理论成功地解释了氢原子光谱产生的原因和规律性。他的理论关键在于引入了量子化的概念，认为电子的运动状态是定态的，不连续的，所以电子跃迁发射出的原子光谱也是线状的，不连续的。这条基本思想在现代结构理论中被保留下来。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I但是玻尔没有认识到电子运动的另外一个重要特征——波粒二象性，他依然按照宏观物体的运动规律来描述电子的运动，只是在经典力学连续性概念的基础上，人为地加上了一些量子化的条件，未能完全冲破经典物理学的束缚，所以对多电子原子的光谱无法作出圆满的解释。光的波粒二象性返回
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I§5-2核外电子运动状态的描述一、波粒二象性二十世纪初，人们就认识到光具有波粒二象性：波动性—λ、v；粒子性—E、p。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I——德布罗依公式根据这一公式，可以算出电子的波长：1924年，法国物理学家德布罗依认为，既然光具有粒子性，那么微观的实物粒子如质子、电子等也可以具有波动性，其波长也可以表示为：m—电子质量h—普朗克常数p—电子动量υ—电子速度
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I这相当于x射线的波长范围。1927年，美国科学家Davison等人，进行电子衍射实验(electrondiffraction)，得到的衍射图与x射线的衍射图完全一致，证明了德布罗依的预言。后来，又陆续证明了质子、中子、原子等实物粒子都具有波粒二象性。波粒二象性是一切微观粒子的一种特性。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I★物质波的意义物质波是一种几率波。在电子衍射时，一个或若干个电子，它们不能形成衍射条纹，这表明电子具有粒子性。但重复多次相同的实验就能显示出条纹。用较强的电子流可以在较短时间内得到电子衍射照片（明暗相间的环纹）;用较弱的电子流只要时间足够长也可以得到同样的相片。电子衍射环纹是大量电子集体行为或单个电子的亿万次行为的结果。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I衍射强度是物质波强度的一种反映。从衍射条纹来说，衍射强度大的地方表示电子出现的次数多，即电子出现的几率大；衍射强度小的地方表示电子出现的次数少，即电子出现的几率小。统计的解释认为：在空间任一点物质波的强度与微粒出现的几率密度（单位体积中出现的机会）成正比。因此，物质波是具有统计性规律的几率波。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I宏观物体，我们可以用位置和速度来精确描述它的运动状态，对于微观粒子却行不通。海森堡——测不准关系式：Δχ·Δp＝h（χ—位置坐标；p—动量）海森堡1901-1976
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I对于电子来说，它在原子核外运动，原子半径的数量级为10-10m，Δχ应该小于10-11m。此时：
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I电子本身的运动速度数量级为106～107m·s-1，速度的测不准量已经大大超过了合理的误差范围。也就是说，位置测得越准确（Δχ越小），速度的测不准量就越大；而Δυ越小，则Δχ就越大。即无法同时测准其位置和速度。这说明，经典力学对于物体运动的描述方法不适用于微观粒子。因此，量子化学借用了物理学中波的描述方法，用波函数来描述电子的运动状态。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I薛定谔方程是微观粒子的运动方程，是一个二阶偏微分方程，是整个量子化学和物质结构的基础。通过求解薛定谔方程，可以得到波函数的具体形式和相应的能量值（ψi、Ei）。二、波函数（wave function）的概念波函数是描述核外电子运动状态的数学函数式。用“ψ”表示。ψ的具体形式是通过求解薛定谔方程得到的。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry Iψ是一个数学函数式，它是空间坐标x，y，z的函数——ψ(x,y,z)，一般是复函数，比较复杂。每个ψ都代表电子的一种空间运动状态，每种状态都有确定的能量E。习惯上，人们借用经典力学中轨道的说法来表示波函数，把一个波函数称为一个“原子轨道”。电子处于某种运动状态，也可以说电子在某个原子轨道上运动。“ψ原子轨道电子的空间运动状态”说法等价。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I波函数的平方|ψ|2反映了电子在核外空间某微小体积内出现的几率大小，即几率密度：几率密度的分布可以形象地用电子云来描述，也就是小黑点图。黑点密的地方表示该处电子出现的几率大；稀的地方表示该处电子出现的几率小。★注意：黑点的多少不代表电子的多少！
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I波函数的数学形式非常复杂，通常人们在描述电子运动状态时，并不是直接用波函数的数学式来表示，而是用四个量子数来标记。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I在求解薛定谔方程时，为了求得合理的解，引入了称为量子数的三个重要特征参数：主量子数n；角量子数l；磁量子数m。波函数ψ的具体表达式与这三个量子数有关，当这三个量子数一定，ψ的表达形式就一定。所谓求解薛定谔方程，就是要解出对应一组n、l、m的波函数ψ(n,l,m)及相应的能量E(n,l,m)除了上述三个量子数外，在量子力学中，为了解释原子光谱中的精细结构，提出了电子自旋的假设，引入了第四个量子数：自旋量子数ms。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I三、四个量子数每个量子数(quantum number)都有它们特定的意义和取值范围。1、主量子数n(principal quantum number)n是决定核外电子能量高低和离核的平均距离的主要因素。取值范围：n＝1,2,3,4,…正整数
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry In越大，说明电子离核的平均距离越远，电子的能量越高。在同一原子中，n相同的电子离核距离基本相同，差不多都在同样的空间范围内运动，所以把n相同的原子轨道形象地称为一个电子层。现在发现的元素，电子最多可以排到七层。n：1 2 3 4 5 6 7光谱符号：K L M N O P Q
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I2、角量子数l(azimuthal quantum number)电子在核外运动时，同一电子层中的电子，能量仍然稍有差别，所以电子层还可以细分为若干个不同的电子亚层。我们用角量子数l来代表电子亚层，同时，l还确定了原子轨道的形状。在多电子原子中，l和n共同决定电子的能量。取值范围：l＝0，1，2，3，…，（n－1）（小于n的非负整数）符号：s，p，d，f
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I【例如】n＝3，l＝0，1，2l可以有三个取值。也就是说，第三电子层有三个亚层，分别是：3s、3p、3d。同一层中（n相同），l越大，则轨道的能量越高。另外，l不同的原子轨道，形状不一样。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I···43210角量子数···gfdps亚层符号·········花瓣型哑铃型球形轨道形状角量子数与电子亚层、轨道形状的对应关系主量子数与角量子数的关系4321nNMLK电子层0 1 2 30 1 20 10l4s 4p 4d 4f3s 3p 3d2s 2p1s轨道符号
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I3、磁量子数m(magnetic quantum number)同一形状的原子轨道（l相同），在空间会有不同的取向，用m来表示。取值范围：m＝0，±1，±2，…，±l（可以取2l＋1个值）m决定原子轨道在空间的取向。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry Il＝1，说明p轨道在空间有三个不同的取向，分别用px、py、pz来表示这三个不同取向的原子轨道。l＝2，m＝-2，-1，0，+1，+2五个取值，说明d轨道在空间有5个不同取向的原子轨道：
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry Im与轨道的能量无关，只要n和l相同，轨道的能量就相同。能量相同的轨道称为简并轨道（或等价轨道），如：3px、3py、3pz互相称为等价轨道。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I根据n、l、m三个量子数的取值范围，可以确定每个电子层中原子轨道的数目。n＝1：l＝0，m＝01个轨道（1s）n＝2：4个轨道（2s、2px、2py、2pz）n＝3：9个轨道（3s、3px、3py、3pz、∴每个电子层中的轨道数＝n2（或者说：每个电子层中电子的运动状态有n2种））
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I4、自旋量子数ms(spin quantum number)ms表示电子的自旋运动状态。电子除了在核外空间绕核的运动，还有本身的自旋运动。电子的自旋运动状态由ms表示。取值范围：通常用“↑”、“↓”来表示。电子的自旋运动状态只有两种。“↑↓”表示自旋相反，“↑↑”表示自旋平行。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry In、l、m三个量子数分别确定了原子轨道能量的高低、轨道的形状和轨道的取向，只要这三个量子数取一定的值，就确定了唯一的一个波函数ψ，或者说确定了一个原子轨道，再加上自旋量子数，我们就可以完全确定电子所处的运动状态。尽管我们不知道波函数本身的具体数值，但从四个量子数的取值，我们仍然可以了解电子运动的有关信息。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I表示电子处于2pz轨道，自旋方向为或“↑”。n＝4，l＝0，m＝0，4s轨道，自旋“↓”例如：n＝2，l＝1，m＝0，
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I波函数是一个三维空间的函数，形式复杂，很难用图形表示清楚。四、原子轨道的空间图像坐标转换：将直角坐标转换为球坐标XYZPrθφx=rsinθcosφy=rsinθsinφz=rcosθ球坐标与直角坐标的关系
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I径向波函数角度波函数以θ、φ为自变量，以Y值为函数值，画出Y(θ,φ)的图形，就是原子轨道的角度分布图，即它的空间图像。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I原子轨道的角度分布图表示在同一球面的不同方向上，波函数值的相对大小。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I【注意】（1）图形中的“＋”、“－”号，表示的是函数值的正负（波函数表达式中有θ、φ的三角函数，在不同象限有正、负之分），而不是正负电荷。（2）原子轨道的形状与n无关，只与l有关。不管n是几，只要l相同，轨道的形状都是一样的。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I五、几率密度和电子云|ψ|2代表电子的几率密度，同样可分为角度和径向两部分。|Y(θ,φ)|2表示几率密度随角度的变化，用图形表示出来，就是电子云的角度分布图。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I电子云的角度分布图与相应的原子轨道角度分布图很相似，但是有两点区别：（1）没有“＋”、“-”之分。（2）图形形状比原子轨道要“瘦”。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I由薛定谔方程解出的每一个波函数都对应着相应的能量值：ψi～Ei。也就是说，电子处于不同的运动状态时，就具有不同的能量状态，这些能量状态也是量子化的，不连续的，称为原子轨道的能级。把这些能级按能量从低到高的顺序排列起来，就是原子轨道能级图。六、原子轨道能级图
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I1、单电子原子（氢原子）轨道能级图
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I2、多电子原子轨道近似能级图这种能级图有许多种，其中最简单明了，用得最多的就是鲍林近似能级图。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I方框表示能量近似的轨道，构成一个能级组。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I（1）轨道能量高低不仅与n有关，还与l有关。n相同时，l越大，能量越高；l相同时，n越大，能量越高。（2）能级交错现象：n不同，l也不同的时候，并不是n越大，能量越高，如：能级交错现象是由于电子之间的相互作用造成的。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I电子在核外的运动状态是决定元素化学性质的关键因素，所以人们对各元素核外电子的分布进行了深入研究，通过总结大量光谱实验的结果，得出了所有元素（已发现）核外电子的分布情况，并从中总结出了核外电子分布的三个原则和一个特例。返回
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I选择题：1.下列各组量子数中，合理的是( )A.n=3,l=2,m=-2 B.n=1,l=0,m=1C.n=2,l=2,m=1 D.n=4,l=-2,m=02.下列原子轨道不可能存在的是()A.8s B. 2d C.4f D. 8p3.下列原子中，原子轨道能量与角量子数无关的是()A.He B. Li C. H D. BeABC
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I§5-3多电子原子结构与周期系(Structure of multielectron atoms and periodic law)一、原子核外电子的分布1、泡利不相容原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子，或者说，不可能有运动状态完全相同的电子。由泡利不相容原理可以推知：每个原子轨道最多只能容纳两个电子。所以每一层中最多容纳的电子数为2n2。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I2、能量最低原理在不违背泡利不相容原理的前提下，电子将优先占据能量最低的轨道，保持体系的能量处于最低状态。所以，根据鲍林能级图，电子应首先排在1s，然后依次是2s、2p、3s。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I3、洪特规则在n和l相同的等价轨道上分布的电子，总是尽可能分占不同的轨道，并且自旋平行（自旋状态相同）。通过量子力学的计算证明，这样分布可以使体系处于能量最低状态。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I原子的电子分布式(electron distributing pattern)举例：7N：1s22s22p324Cr：×√22Ti：1s2s2p3d4s
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I★洪特规则特例29Cu也符合洪特规则特例：29Cu：等价轨道处于全充满、半充满和全空状态时，体系状态最稳定。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I【书写电子分布式的注意事项】（1）轨道排列顺序按主量子数由小到大排列，而电子的填充按轨道能级顺序由低到高填入。26Fe：（2）当原子序数较大时，为了书写方便，常把内层电子分布用相应的稀有气体元素代替，叫做“原子实”，然后写出外层电子分布：26Fe：（18Ar：19K：
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I【思考】为什么最外层电子数不会超过8个；次外层电子数不会超过18个？
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I二、原子核外电子的分布和元素周期系元素周期表是1869年，俄国的门捷列夫创建的。当时，已经发现了60多种元素，门捷列夫把它们按原子量的大小进行排列，发现元素的许多性质随着原子量的递增呈现出周期性的变化。这就是元素周期律，根据周期律，他把所有的元素分类排列，组成了最初的元素周期表。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I二十世纪初，随着电子和质子、中子的发现，人们认识到元素性质周期性变化的内在因素不是原子量，而是核电荷数。直到30年代量子力学弄清了核外电子的分布后，人们才最终认识到元素性质呈现周期律的根本原因是核外电子分布的周期性变化引起的。现在的元素周期表就是按电子层结构来划分的。
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I元素周期表共有109种元素，横向可以分为七个周期，纵向分为八个主族、八个副族，根据外层电子构型的特点，还可以分为五个区。1、周期周期是根据电子层数来划分的。每一横行为一个周期，随着元素原子序数的递增，核外电子数也逐渐递增，电子层数越来越多。电子排满一层，开始排下一层时，就是一个新的周期的开始。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I∴周期数＝原子的电子层数周期中元素数目＝相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数第一周期：1s 2种元素第二周期：2s、2p 8种元素第三周期：3s、3p 8种元素第四周期：4s、3d、4p 18种元素第五周期：5s、4d、5p 18种元素第六周期：6s、5d、4f、6p 32种元素第七周期：7s、6d、5f、7p（应有32种元素，实际23种）
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I2、族族是根据外层电子构型来划分的。外层电子构型相同或相近、化学性质相似的元素划为一族，排在同一列中。主族：最后一个电子填入s、p轨道的元素（A）副族：最后一个电子填入d、f轨道的元素（B）（过渡元素）共分为8个主族（ⅠA－ⅦA，0族），8个副族（ⅢB－Ⅷ，ⅠB、ⅡB）
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I族数＝外层电子数♦主族：最外层电子数；副族：最外层＋次外层d轨道电子数但ⅠB、ⅡB、Ⅷ例外：ⅠB、ⅡB：Ⅷ：
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I除了按周期和族划分外，还可以根据元素外层电子构型的特征把周期表分为五个区。s区：（ⅠA、ⅡA）p区：（ⅢA—ⅧA、0族）d区：（ⅢB－Ⅷ）ds区：（ⅠB、ⅡB）f区：（镧系、锕系元素）★电子层结构与元素的分区★3、区
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I【例5-1】（1）写出29号和22号元素的电子分布式，并指出其在周期表中的位置。第四周期、ⅠB族、ds区22Ti：第四周期、ⅣB族、d区反过来，已知元素在周期表中的位置，也应该能够写出它的电子分布式，确定是什么元素。解：电子分布式：29Cu：
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I（2）已知某元素在第四周期、ⅦA族，指出是什么元素？n＝4，最外层电子数＝7，外层电子构型：∴电子分布式：→35号Br元素的性质决定于核外电子的分布。在周期表中，元素核外电子的分布呈周期性变化，所以元素的许多性质：原子半径、电离能、电负性等也呈现周期性变化。返回
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I§5-4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：
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I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：0.1 nm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。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I周期表中原子半径的变化规律
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I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：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；
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I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/pm227197161145131125RbSrYZrNbMor/pm248215178159143136CsBaLaHfTaWr/pm267217187156143137“镧系收缩”
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I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。）
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I二、电离能(ionization energy)（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。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I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。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I周期表中第一电离能的变化
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I电离能变化趋势稀有气体元素电离能明显高于同周期其他元素，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
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I三、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。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I电负性随原子序数的变化
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I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
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I四、元素的氧化数(oxidation number)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原子的价电子总数（F、O除外）。其最低氧化数一般为：最高氧化数－82、副族元素的氧化数IIIB-VIIB：元素的最高氧化数=价电子总数（价电子[(n-1)d1-5+ns2]）。但IB和ⅧB族元素的氧化数变化不规律，IIB的最高氧化数为+2。
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I以上就是元素基本性质在周期表中的变化规律，也就是元素周期律。元素周期律使人们对化学元素的认识系统化、完整化。返回
Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I居里夫人普朗克洛仑兹爱因斯坦朗之万玻尔玻恩海森堡泡利薛定谔德拜狄拉克
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Chapter 5原子结构与周期系化学原理（I）Principle of Chemistry I【本章作业】P1623、6、10、12、14、15、16
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