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    原子的結構決定了元素的性質。原子的電子層結構隨著原子序數的遞增呈現(xiàn)周期性變化，導致元素的某些性質，如原子半徑徑、電離勢、電子親和能、電負性、金屬性、氧化數等性質，也呈現(xiàn)周期性變化。先來介紹下原子半徑與電離勢的周期性變化。

原子半徑
    原子半徑的大小主要取決于核外電子的層數和原子的有效核電荷。按照近代原子結構理論，核外電子呈幾率分布，因而原子本身無明顯的界面。但在單質和化合物中，原子常以化學鍵結合在一起，通常所說的原子半徑是按照以下三種方法來確定的：
    （1）共價半徑：當兩個相同原子以共價單鍵相連時，其核間距離的一半稱為該原子的共價半徑。例如把Cl-Cl分子的核間距的一半（99pm）定為Cl原子的共價半徑（圖4－6（a））。
    （2）金屬半徑：金屬單質的晶體中，兩個相鄰的金屬原子核間距離的一半，稱為該金屬原子的金屬半徑。例如把金屬銅中兩個相鄰Cu原子核間距的一半（128pm）定為Cu原子的半徑（圖4－6（b））。
    （3）范德華半徑：在分子晶體中，例如稀有氣體晶體，相鄰分子核間距的一半，稱為該原子的范德華半徑。例如Ne的范德華半徑為160pm（圖4－6（c））。

    總之，金屬原子取金屬半徑，非金屬原子取共價半徑，稀有氣體原子取范德華半徑。各元素原子的原子半徑相對大小見表4－3。

    從表4－3可以看出，同一周期主族元素自左往右，隨著原子序數遞增，核核電荷數依次增加，核對外層電子的引力增強，使得電子向核靠近；同時，核外電子數增加，電子與電子之間的排斥力增加，使得電子遠離核。兩者相比之下，核對外層電子的引力增強起主導作用，所以原子半徑變化的總趨勢是逐漸減小。主族元素，從上往下，盡管核電荷數增多，但是電子層數的增多起主導作用，因此原子半徑顯著增加。副族元素有類似的變化規(guī)律，但不如主族元素明顯。值得一提的是，鑭系元素，從₅₇La至₇₁Lu，新增加的電子填人外數第三層（n－2）f軌道上，部分抵消核對外層ns電子的引力，使得原子半徑收縮幅度很小，這種現(xiàn)象叫做系收縮。鑭系收縮使得鑭系元素的原子半徑接近，電子構型相似，化學性質相近。系收縮導致其后的元素與相應上一周期的同族元素的原子半徑非常接近，如Zr與Hf，Nb與Ta，Mo與W等，它們的化學性質也極相近，常共生于同一礦石中，并且分離困難。

電離勢
    電離勢（I）是指基態(tài)氣態(tài)原子或離子失去一個電子形成相應的氣態(tài)離子所需的能量（單位為kJ／mol），例如

Mg(g)－e → Mg⁺(g)；第一電離勢I₁＝737．7kJ／mol

Mg⁺(g)－e → Mg²⁺(g)；第二電離勢I₂＝1450．7kJ／mol

電離勢均為正值，且I₁＜I₂＜I₃＜…。元素原子的電離勢反映了原子失去電子的難易程度：電離勢越小，原子越容易失去電子；反之，電離勢越大，原子越難失去電子。可以根據原子的電離勢來衡量原子失去電子的難易程度。
    元素原子的電離勢可通過實驗測出，圖4－7給出了原子的第一電離勢與原子序數的關系。由圖可見，同一周期主族元素，自左往右，元素的I₁總體上由小變大，到稀有氣體達到最大值；副族元素自左往右，元素的I₁變化不十分規(guī)律。同一主族元素，自上往下，元素的I₁遞減。副族元素自上往下原子半徑只是略微增大，而且第五、六周期元素的原子半徑又非常接近，核電荷數增多的因素起了作用，電離勢變化沒有較好的規(guī)律。同一周期中，元素的I₁有些曲折變化，如從Li～Ne并非單調上升，Be、N、Ne都比相鄰的兩元素高，這是由于能量相同的軌道電子填充出現(xiàn)全充滿、半充滿或全空等狀況。Li的I₁最低，自Li到Be隨著核電荷數的增加，電離勢升高，這是由于Be的電子排布為2s²。B失去一個電子可得到2s²2p²的電子構型，所以B的I₁反而比Be低。N原子有較高的I₁，因為它為半充滿電子結構，O原子的I₁低于N原子，因為它失去一個電子可以得到p³的電子構型，Ne為2s²2p⁶的穩(wěn)定結構，在這一周期中電離勢最高。

    電離勢的大小除反映元素失電子的難易外，還可說明元素的常見氧化數。例如數據表明Na的I₁﹤﹤I₂，Mg的I₂﹤﹤I₃，Al的I₃﹤﹤I₄，Si的I₄﹤﹤I₅，…。因此Na通常為＋1，Mg為＋2，Al為＋3。對于任何元素，第三電離勢之后的各級電離勢數值都較大，高于＋3價的獨立離子通常很少存在。