1232.5元素周期表与元素周期性质I1和I2与Z的关系●原子结构参数分为两类：一类与气态自由原子的性质关联，如I、Y、原子光谱线波长等，与别的原子无关，数值单一；另一类是用来表征化合物中原子性质的参数，如原子半径，因原子并没有明显的边界，原子半径在化合物中才有意义，且随化合物中原子所处环境不同而变。●原子半径的数值具有统计平均的含义，原子半径包括：共价半径(单键、双键、三键)、离子半径、金属半径和范德华半径等等。3.原子的电离能衡量一个原子(或离子)丢失电子的难易程度，非常明显地反映出元素性质的周期性。由图可明显反映出各族元素的化学性质：(1)稀有气体的I1总是处于极大值(完满电子层)，碱金属的I1处于极小值(原子实外仅一个电子)，易形成一价正离子；碱土金属的I1比碱金属稍大，I2仍较小，所以易形成二价正离子。(2)除过渡金属外，同一周期元素的I1基本随Z增加而增大(半径减小)；同一族中随Z增加I1减小；因此周期表左下角金属性最强，右上角元素最稳定。(3)过渡金属的I1不规则地随Z增加，同一周期中，最外层ns2相同，核电荷加一，(n－1)d轨道加一电子，所加电子大部分在ns以内，有效核电荷增加不多，易失去最外层的s电子。(4)同一周期中，I1有些曲折变化，如，Be,N,Ne都较相邻两元素为高，这是因为，Be(2s2,全满)，比Li的I1高，B失去一个电子后为2s22p0(s全满,p全空)，I1反而比Be低；N为2s22p3，I1高；O失去1个电子变为2s22p3，I1比N小；Ne为2s22p6。(5)I2总是大于I1，峰值向Z+1移动；碱金属的I2极大；碱土金属的I2极小。4.电子亲和能●Pauling的电负性标度(p)：以F的电负性为4.0作为相对标准，由一系列电负性数据拟合，得出经验方程：A－B＝0.102△1/2；A－B表示A－B键中A原子和B原子的电负性差，△表示A－B键键能与A－A键和B－B键键能的几何平均值之差。例如，H－F键的键能为565kJ•mol－1，H－H和F－F键的键能分别为436和155kJ•mol－1，它们的几何平均值为(436×155)1/2=260。△＝305kJ•mol－1，则H的电负性为B＝4.0－0.102×(305)1/2＝2.2●Pauling的电负性标度是用两元素形成化合物时的生成焓（键能）的数值来计算的，△是测定电负性的依据。▲Mulliken(穆立根)的电负性标度(M)：M＝0.21(I1＋Y)，I1和Y的单位需用eV，均取正值。例如，F的I1＝17.4eV，Y的数值为3.399eV，∴M＝4.37■Allred(阿尔雷特)和Rochow(罗昭)的电负性标度(AR)：AR＝3590Z*/r2+0.744，r为共价半径(pm)，Z*=Z－，可按Slater法估算。例如，F：1s2∣2s22p5，＝6×0.35＋2×0.85＝3.8，r＝72pm，∴AR＝4.34◆Allen(阿伦)的光谱电负性标度(S)：基态时自由原子价层电子的平均单电子能量，用下式计算主族元素电负性的绝对值：S＝(mp+ns)/(m+n)。m和n分别为p轨道和s轨道上的电子数，p和s为价层p轨道和s轨道上电子的平均能量(电子结合能)。上式算出的电负性以eV为单位，为与Pauling电负性标度拟合，需乘以(2.30/13.60)因子。例如，对于F，m＝5，n＝2，p＝17.4eV，s＝37.9eV，∴S＝3.93●周期表中电负性的特点：金属的电负性小，非金属的电负性大，＝2可作为金属和非金属的分界点；同周期从左到右电负性增加，同族从上到下电负性减小；电负性差别大离子键为主，电负性相近的非金属元素以共价键结合，金属元素以金属键结合，还有过渡性化学键，电负性是研究键型变异的重要参数；Ne的电负性最大(4.79)，几乎不能形成化学键；Xe(2.58)比F和O的电负性小，可形成氟化物和氧化物，Xe和C的电负性相近，可形成共价键。6.相对论效应对元素周期性质的影响◆相对论的稳定效应：重原子由于运动速度快，质量增大，轨道半径收缩而使能量降低的效应。按Bohr模型，H原子1s电子：mv2/r=e2/40r2，mvr=nh/2，则，mv=nh/2r∴v=e2/40r（2r/nh）＝e2/20hn，n=1，用原子单位，v=1au=2.187×106m/s只有光速的1/137，此时m为m0的1.00003倍，差别不大。对于原子序数为Z的原子，1s电子的平均速度为v=Z/n=Zau，速度增大Z倍。如Hg原子，Z=80，m=1.23m0，由于r=n2h20/me2Z，m增大，r收缩。由于正交性，2s，3s，4s，5s