有效核电荷和原子半径教案

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1、有效核电荷   在多电子原子中，最外层的电子由于受到内层电子的屏蔽作用，它所受到的核电荷应是有效核电荷Z－σ。    例如，Li原子(1s22s1)最外层的1个电子所受到的总屏蔽常数为σ=2×0.85=1.7，因而它受到的有效核电荷为3－1.7=1.3。实验证明，原子的核电荷随原子序数的增加而增加，但有效核电荷却呈现周期性的变化，如图8-12所示有效核电荷周期性变化曲线示意图。每个周期，从左到右，有效核电荷由小到大，短周期增长明显，长周期增加较慢，f区元素几乎不增加。原子半径一般所说的原子半径(atomicradius)有三种：以共价单键结合的两个

2、相同原子核间距离的一半称为共价半径(covalentradius)；单质分子晶体中相邻分子间两个非键合原子核间距离的一半称为范德华半径(vanderWaalsradius)；金属单质的晶体中相邻两个原子核间距离的一半称为金属半径(metallicradius)。表8-5列出了各种原子的原子半径，表中除稀有气体为范德华半径外，均为共价半径。表各种原子的原子半径H37 He54Li156Be105 B91C77N71O60F67Ne80Na186Mg160Al143Si117P111S104Cl99Ar96K231Ca197Sc161Ti154V131

3、Cr125Mn118Fe125Co125Ni124Cu128Zn133Ga123Ge122As116Se115Br114Kr99Rb243Sr215Y180Zr161Nb147Mo136Tc135Ru132Rh132Pd138Ag144Cd149In151Sn140Sb145Te139I138Xe109Cs265Ba210La169Hf154Ta143W137Re138Os134Ir136Pt139Au144Hg147Tl189Pb175Bi155Po167At145Rn140Fr270Ra220Ac200    从表看出，原子半径随原子序数的增加

4、呈现周期性变化。这与原子有效核电荷的周期性变化相关。因为有效核电荷愈大，对外层电子的吸引力愈大，原子半径就愈小。各周期的主族从左到右，电子层数不变，有效核电荷增加明显，原子半径的逐渐减少也就比较明显。长周期中的过渡元素原子半径先是缓慢缩小然后略有增大。内过渡元素，有效核电荷变化不大，原子半径几乎不变。表中稀有气体原子半径突然增大，因为它是vanderWaals半径。同一主族从上到下，由于电子层数增加，使屏蔽效应明显加大，所以原子半径递增。元素电负性   有些元素形成化合物时，既不是完全失去电子，也不是完全得到电子，如NH3中的N和H。因此不能仅仅从

5、电离能（某气态原子失去一个电子，变成一个气态正一价离子所需吸收的最低能量，称为该元素的第一电离能）来衡量元素的金属性或从电子亲和能（一个气态的基态原子与一个电子结合形成一个气态的负一价离子所放出的能量，称为该元素的第一电子亲合能）来衡量元素的非金属性，需要把两者结合起来考虑。鲍林在1932年引入电负性(electronegativity)的概念。所谓电负性是指元素的原子在分子中吸引电子的能力的相对大小，电负性大，原子在分子中吸引电子的能力强，反之就弱。鲍林是根据热化学的数据和分子的键能计算出电负性的数值，见表8-6。表鲍林的元素电负性H2.18 L

6、i0.98Be1.57 B2.04C2.55N3.04O3.44F3.98Na0.93Mg1.31Al1.61Si1.90P2.19S2.58Cl3.16K0.82Ca1.00Sc1.36Ti1.54V1.63Cr1.66Mn1.55Fe1.80Co1.88Ni1.91Cu1.90Zn1.65Ga1.81Ge2.01As2.18Se2.55Br2.96Rb0.82Sr0.95Y1.22Zr1.33Nb1.60Mo2.16Tc1.90Ru2.28Ru2.20Pd2.20Ag1.93Cd1.69In1.73Sn1.96Sb2.05Te2.10I2.66

7、Cs0.79Ba0.89La1.10Hf1.30Ta1.50W2.36Re1.90Os2.20Ir2.20Pt2.28Au2.54Hg2.00Tl2.04Pb2.33Bi2.02Po2.00At2.20Fr0.7Ra0.9Ac1.1    元素的电负性也呈现周期性的变化：同一周期中，从左到右电负性递增；同一主族中，从上到下电负性递减。副族元素电负性没有明显的变化规律。   元素电负性的大小可用以衡量元素的金属性和非金属性的强弱。一般地说，金属元素的电负性在2.0以下，非金属的电负性在2.0以上，但这不是一个严格的界限。氟电负性最大，位于周期表的右上

8、方，是非金属性最强的元素。   电负性有广泛的应用，电负性数据和其他键参数结合，可以预测化合物中化学键的类型。