📊元素周期律图表 - 电离能、电负性、原子半径、电子亲和能变化趋势与有效核电荷

如何使用元素周期律趋势图

1. 1选择要看的性质（电离能、电负性、原子半径、电子亲和能、Zeff、熔点、沸点）和原子序数范围
2. 2用“突出显示族 / 周期”单独查看某一族或周期的趋势、Zeff 和解释，或把鼠标移到图上读数
3. 3在周期表热图中点选元素，查看斯莱特规则 Zeff 推导、逐级电离能和两种性质的散点图

常见问题

第一电离能在周期表中怎样变化？

同周期从左到右总体增大，同族从上到下减小。原因是同周期核电荷增加、电子层数不变，有效核电荷增大、原子半径减小，最外层电子被抓得更牢；同族从上到下电子层增加，外层电子离核更远。所以电离能最大的是 He（2372 kJ/mol），最小的是 Cs（376 kJ/mol）这类碱金属。

为什么 B 的第一电离能比 Be 小，O 比 N 小？

Be（2s²）→ B（2s² 2p¹）：B 失去的是 2p 电子，2p 能量比 2s 高，还受到 2s 电子屏蔽，所以更容易失去，B 801 kJ/mol < Be 899 kJ/mol。N（2p³）→ O（2p⁴）：N 的 2p 半充满，三个电子各占一个轨道；O 有两个电子挤在同一轨道，互相排斥，因此 O 1314 kJ/mol < N 1402 kJ/mol。第三周期 Mg→Al、P→S 的下降是同样的道理。

斯莱特规则怎么算有效核电荷？

把轨道分组为 [1s] [2s,2p] [3s,3p] [3d] [4s,4p] [4d] [4f] [5s,5p] …；对 s、p 电子，同组其他电子各屏蔽 0.35（1s 为 0.30），n − 1 层的电子各屏蔽 0.85，n − 2 层及更内层各屏蔽 1.00；对 d、f 电子，同组 0.35，其左边所有电子各 1.00。Zeff = Z − σ。例如 Na（1s² 2s² 2p⁶ 3s¹）的 3s 电子：σ = 8 × 0.85 + 2 × 1.00 = 8.80，Zeff = 11 − 8.80 = 2.20；Cl 的 3p 电子：σ = 6 × 0.35 + 8 × 0.85 + 2 × 1.00 = 10.90，Zeff = 6.10。

为什么 Cl 的电子亲和能比 F 大？

按趋势 F 应该最大，但 F 原子太小，2p 轨道里电子很密集，新加入的电子受到强烈排斥，放出的能量反而较少：F 328 kJ/mol，Cl 349 kJ/mol，Cl 是电子亲和能最大的元素。同理 O（141 kJ/mol）小于 S（200 kJ/mol）。而 N 的 2p³ 半充满，加电子必须成对，N⁻ 不稳定，电子亲和能小于 0；稀有气体、Be、Mg 的负离子也不稳定。