3.2.2原子结构与元素周期律

元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。

原子核外电子排布的周期性决定了元素性质的周期性。

元素周期表是周期律的表现形式。周期表有多种形式，常用的是长式周期表。

元素的分区

根据特征电子构型，把元素周期表上的元素分为5个区域，其中ds区有个特例，即是46号元素钯，其最外层电子构型是4d10，其5s轨道是空的，不符合ds区元素特征电子构型的通用公式。之所以出现这种情况，是因为其特殊的原子核的带电量和原子核半径决定的。

由于这是针对机械、土木等非化学化工类专业的工科化学，所以元素化学部分不做详解。

元素周期律主要指以下四项：

3.2.2.1原子半径

在同一周期中，从左到右减小

由于核电荷的增加，核外电子受核的引力增大，原子半径减小。短周期元素（前三周期）的原子半径的变化规律尤为显著。

在同一族中，从上到下增加

由于主量子数n的增加，原子半径一般增加。主要是主族元素。副族元素的原子半径，第五周期比第四周期增加，第六周期与第五周期接近。

3.2.2.2电离能

处于基态的1mol气态原子失去1mol电子成为气态一价阳离子所需的能量，称为该元素的第一电离能。

气态一价阳离子再失去一个电子成为气态二价阳离子所需的能量称为第二电离能，以此类推。

电离能大小反映原子得失电子的难易程度。

用电离能比较原子稳定性

思考1：第一电离能与原子半径之间的关系如何？

原子半径r大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小。

思考2：电离能与金属活泼性之间的关系如何？

电离能越小，金属的活泼性越强。

同一周期中

自左至右，第一电离能一般增加，但有一些波动。当电子结构为全充满或半充满时，其第一电离能相应较大。

同一族中

主族（包括IIIB族），自上而下第一电离能依次减小

副族，规律不明显，因为新增的电子进入内层的d轨道，而最外层的电子数基本相同。自上而下第一电离能略有增加。

3.2.2.3电负性

电负性是元素的原子在分子中吸引成键电子的能力。电负性越大的原子，在成键的过程中，吸引电子的能力的更强，即是电负性大的元素在化合物中显负价。

1932年，鲍林（Pauling）首先提出了电负性的概念。鲍林指定氟（F）的电负性为4.0，从而求出其它元素的电负性。

电负性是一个相对数值

在同一周期中，从左到右电负性增加。

在同一族中，自上而下电负性下降。右上角的电负性最大，左下角电负性最小，另电负性没有负值，并且电负性的对象是元素，不是原子，可以说F元素的电负性是4.0，不能说F原子的电负性是4.0

思考：电负性最大的前三种和最小的元素分别是什么？

F的电负性(4.0)最大，其次是O(3.5)和N(3.0)。电负性最小的元素是Cs和Fr(0.7)。

思考题：元素周期表中哪个元素没有负价？（答案见本章评论区）

2.2.4元素的氧化值

元素的氧化值又叫氧化数或氧化态，是按一定规则给元素指定一个数字，以表征元素在各物质中的表观电荷（又叫形式电荷）数，在一定程度上标志着元素在化合物中的化合状态。

主族元素中：最高氧化值与其族数相同(F、O除外)。

副族元素中：d区金属除最外层的s电子外,次外层d电子也可全部或部分参与成键，因此最高氧化值可等于最外层s电子和次外层d电子数之和，大多有可变价，VIII族元素中只有Ru、Os为+8价。ds区元素中Cu、Au的氧化数常可高于其族数。

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