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原子结构与元素周期律37原子核外电子的运动状态3-2核外电子的排布3-3原子的电子层结构和元素周期表3-4元素基本性质的,237核外电子的运动状态n粒子波与波粒二象性H薛定诗方程H量子数H电子云3一、电子的波粒二象性和测不准原理1.光的波粒二象性既具有波的性质又具有粒子的性质。1718世纪一直在争论光的本质 的问题:光的干涉、衍射现象支持光的 光压、光电效应等支持光的通过爱因斯坦的质能关系式：E=2 及。=2-v有 mc=E/c=hvl c,p=h I兀式中：m为光子的运动质量，E=hv,h为普朗克常量：6.626 x 10-34J-s;c为光速：2.998x l08m-s-1;为光子的动量。说明，称为光的。42.德布罗意波德布罗意(18921989)法国物理学家。1910年获巴黎大学文学学士学位。1911年，他听到作为第一届索尔维物理讨 论会秘书的莫里斯谈到关于光、辐射、量 子性质等问题的讨论后，激起了强烈兴趣,特别是他读了庞加莱的科学的价值等 书，他转向研究理论物理学。1913年，他获理学硕士学位。第一次世界大战期间，在埃菲尔铁塔上的 军用无线电报站服役。战后他研究与量子 有关的理论物理问题，攻读博士学位。5德布罗意(de-Broglie)1924年提出微观粒子也具 有波的性质，并假设：2=h/p=h/mv式中，几为粒子波的波长；V为粒子的速率，加为粒子的质量1927年，粒子波的假设被汤姆森的电子衍射实验 所证实939年获得诺贝尔物理奖。6因此，电子等实物粒子也具有波粒二象性。电子衍射实验当经过电势差加速的电子束入射到锲单晶上，观察散射电子束 的强度和散射角的关系，结果完全类似于单色光通过小圆孔的衍射 图像。从实验所得的衍射图，可以计算电子波的波长，结果表明动量 p与波长2之荷3勺关系完全符合德花萝依亲法式 九=hJmv。电子衍射实验表明：一个动量另夕能量为的微观粒子，在运动 时表现为一个波长为/加V、频率为v=/力的沿微粒运动方向传播 的波（物质波）。一T晶光 II缝，狭 电-于束3.海森堡测不准原理沃纳海森堡于19 01年出生在 德国，1923年在慕尼黑大学获 得理论物理学博士学位。1932 年获得诺贝尔物理奖海森堡于1927年提出了著名的“测不准原理”。这条原理被 认为是科学中所有道理最深奥、意义最深远的原理之一。测不 准原理所起的作用就在于它说 明了我们的科学度量的能力在 理论上存在的某些局限性。8宏观物体的运动依据牛顿定律在任一瞬间的位置和动量 都可以准确确定。如卫星、导弹、飞机的运行，它的运 动轨迹（轨道）是可测知的。Ax（位置误差）与A（动量误差）的乘积为一定值力（力为普 朗克常数），即电子运动动量愈精确，切，则AxT,愈不确定。原子内高速运动的电子，不可能有固定的轨道。因而描 述微观粒子的运动不能用经典的牛顿力学，而必须用描 述微观世界的量子力学。9例 电子的质量为9.1091 x lO-3ik g,当在电势差为IV的也场中运动速度达6.00 x l05m.sT时，其波长为多少？z的函数。为核外电子总能量，忆为核外电子的势能,为普朗克常数)加为电子的质量。122.四个量子数和原子轨道在整个求解过程中，需要引入三个参数，几、/和加。结果 我们得到一个含有三个参数和三个变量的函数=%/，加(XJZ)根据要使函数具有明确物理意义的边界条件，可以确定参 数的取值由于上述参数的取值是非连续的，故被称之为量子数。当、/和加的值确定时，波函数即可确定，也即原子轨道 即可确定。三个量子数确定唯一的一个原子轨道或说在同一原子中，不可能有两个轨道具有完全相同的三个量子数(nm)。13主量子数决定原子轨道离核的远近。可取的数为，目前只到7,光谱学符号分别表示为n值愈大，电子离核愈远，能量愈高。由于只能取正整数，所以 的。对氢原子来说，其电子的能量可用下式表示：E=-3.6!n2eV14在多电子原子中，当相同时，不同的角量子数/（即不同的电子云形状）具有相同值的可视为处于同一“”。I可取的数为，共可取个，在光谱学中分别用符号，表示，相应为S亚层和P亚层、S轨道和p轨道之称。15m可取的数值为，共可例：当/=0蒲，按量子化条件加只能取0,即s 电子云在空间只有球状对称的一种取向，表 明s亚层只有一个轨道；当/=1时，加依次可取-1,0,+1三个值，表示 p电子云在空间有互成直角的三个伸展方向,分别以p%、P y P z表示，即P亚层有三个轨道。16d、f电子云分别有5、7个取向，有5、7个轨道。I 同一亚层内的原子轨道其能量是相同 的，称等价轨道或简并轨道。当一组合理的量子数、/、加确定后，电子运动的波函数少也随之确定，该电子 的能量、核外的概率分布也确定了。通常 将原子中单电子波函数称为17(4)自旋角动量量子数月光栅台压T真空，少量H2Electron spin visualized红 绿蓝紫高分辨率H光谱S想象中的曲子自旋 两种可能的自旋状点：用邑.=+1/2和-1/2表示，也可图示用 箱头T、J符号表示。产生方向相反的潴场 相反自旋的对曲子,戚场相互抵请C18纵上所述，主量子数n和轨道角动量量子 数1决定原子轨道的能量；轨道角动量量子数/决定原子轨道的形状；磁量子数夬定原子轨道 的空间取向或原子轨道的数目；自旋角动量量子 数S/夬定电子运动的自旋状态。也就是说，电子 在核外运动的状态可以用四个量子数来描述。轨道运动/核外电子运动 mI I 自旋运动 舟与一套量子数相对应MX/,加闻（具有确定的能量Ei）19核外电子的可能状态主量子教1234曲子层符号KLMN轨道角动量量子数/0010120123曲子花层符号1s2s2P3s3P3d4s4p4d4f000000000o1111112223亚层轨道教(2/[phone]曲子层轨道教14916自旋角动量量子数、+%或%各层可参纳的电子教28183220Questi例写出轨道量子数=4,/=2,加=0 的原子轨道的名称。解：原子轨道是由n,4 m三个量子教决定的。与 1=2对反的轨道是d轨道o因为=4,该轨道的名 称应该是4d轨道。磁量子数加=0在轨道名称中 得不到反映，但根据我们迄今学过的知识，加=0表 示该4d轨道是不同伸铁方向的5个4d轨道之。21料本身没有明确的物理意义。只能说,电子运动的规律 受它控制。波函数-绝对值的平方却有明确的物理意义。它O量子力学原理指出：在核外空间某点0（T,0,。）I附近微体积dr内电子出现的概率d0为d/7=|夕 12-dr所以I%|2表示电子在核外空间某点附近单位微体 积内出现的概率，即22电子云示意图本节小结：1）微观粒子与光子一样，具有波、粒二象性。2）电子运动分为轨道运动和自旋运动。3）在氢原子薛定将方程的求解过程中得到三个量子数。取值要遵循一定的规则。4）三个量子数确定一个原子轨道。四个量数确定原子 轨道只的一个电子。5）电子在轨道中的运动具有统计规律，可用电子云来 描述。243-2多电子原子的核外电子排布 多电子原子的能级 多电子原子电子排布规则 相近能级分组与特征电子构型25一.多电子原子的能级氢原子和类氢原子核外只有一个电子，它只受到核的吸引作用，其波动方程可精确 求解，其原子轨道的能量只取决于主量子数小 在主量子数乃相同的同一电子层内，各亚层的 能量相等。如等。在多电子原子中，电子不仅受核的吸引,电子与电子之间还存在相互排斥作用，相应 的波动方程就不能精确求解，电子的能量不 仅取决于主量子数，还与轨道角量子数/有 关。26量子化学大师鲍林(Linus pauling)鲍林是著名的量子化学家，他在化学的多个领域都有过 重大贡献。曾两次荣获诺贝尔奖金(1954年化学奖，1962 年和平奖)。1901年2月18日，鲍林出生在美国俄勒冈州波特兰市。幼年聪明好学，H岁认识了心理学教授捷夫列斯，捷夫列斯 有一所私人实验室，他曾给幼小的鲍林做过许多有意思的化 学演示实验，这使鲍林从小萌生了对化学的热爱，这种热爱 使他走上了研究化学的道路。鲍休鲍林在研究量子化学和其 他化学理论时，创造性地提出了许多新的概念。例如，共价 半径、金属半径、电负性标度、杂化轨道等。27IsOl(ls)28由北京大学徐光宪教授提出利用5+0.7/）值的大 小计算各原子轨道相对次序，并将所得值整数 部分相同者作为一个能级组。轨道角量子数/相同时，原子轨道的能量随着主 量子数值增大而升高：1sE2s3s 主量子数相同，轨道能量随着角量子数/值的 增大而升高：En s p En d En f 主量子数和角量子数/都不同则有能级交错现 象：29多电子原子中，电子除受到原子核的吸引外，还 受到其它电子的排斥，其余电子对指定电子的排斥作 用可看成是抵消部分核电荷的作用，从而削弱了核电 荷对某电子的吸引力，即使作用在某电子上的有效核 电荷下降。这种抵消部分核电荷的作用叫(shielding effect)o 核电荷数(Z)减去屏蔽常数(得 到有效核电荷(Z*):30钻穿效应：S轨道电子云出现在较内层空间 从而受到核电荷的有效吸引而降低能量的 现象。钻穿效应使得4s/5s轨道的能量低于3d/4d轨 道，6s/7 s轨道的能量低于4f75微道。这一 现象也称为。31二、核外电子排布的一般规则(1)能量最低原理系统能量L 稳定性色 所以基态原子核 外电子的排布尽可能先占据能量较低的轨道;Pauli不相容原理在同一原子中不存在四个量子数全部相 同的电子；或在耳/,加均相同的原子轨道上只 能容纳两个、不同的电子；各亚层可容电子数s:2;p:6;d:10;f:14;(3)Hund规则平行自旋规则电子在能量相同的轨道(简并轨道)上将 尽可能以相同自旋角动量量子数5,分占不同的 轨道；、K、电子填充顺序Hund规则补充亚层轨道全空、全满或半满时能量更低,更稳定。32根据Pauli不相衮原理,可得出各电子层的最大衮量KLMNn1234电子亚屋SSPSPdSPdf/0010120123m0000+3+2+2+2+1+1+1+1+1+1000000-1-1-1-1-1-1-2-22-3亚层最大家量2262610261014曲子层最大家量（2层）28183233根据，电子在简并轨道上的排布将尽可能以自旋相同(相同*)的方式分占各简并轨道。如6己C原子有6个电子，按能量最低原理，先填入1s轨道2个，再填入2s轨道两个，还有2个电子应填入2P轨道。而2P轨道有3个能 量相同的简并轨道(Px R,pz),根据Hund规则,电子应平行自旋填入 简并轨道，因而电子在2P轨道上的排布应为L而不是n或ni：可能的量子数为:2,1,0,+1/2;2,1,1,+1/2;或2,1,0,+1/2;2,1,1,+1/2;或244.+1/2;2,1-1.+1/2;或2,1,0,-1/2;2,1,1,-1/2;2,1,0,-1/2;2.1-1-1/2；2，1/2;2,1-1-1/2;34电子排布式与电子构型投的电子排布式为：这种用主量子数刀的数值和轨道角动量量子数/的符 号并在亚层右上角表出亚层电子数表示的电子排布 式称为电子构型）也叫电子组态、电子结构式、电子排布式。也可用轨道排布式表示:Is2Px 2py 2Pz0T35常把电子排布已达到稀有气体结构的内层，以稀有气体元素符号加方括号(称)表示。一 如钠原子的电子构型2s-2p(3：可表示为?|3so原子实以外的电子排布称外层价电子构型。必须注意，原子中电子是按近似能级图由低到高的顺序填充的，但在书写原子的电子构型时，外层电子构型应按(n-2)f.(n-l)d.ns、np的顺序书写。当原子失去电子时，按“pf“s f(-1)d-(-2)f的顺序失去 电子的。如F e的电子构型为Ar 3 d64s2,Fe2+的电子构型为Ar3d64s,而不是Ar3d44s2。36nNa IS2 2 s2 2 P63sl1 9K IS2 2 s2 2 P 63 s2 3P64sl3d1钾和钠具有相似性质，填布符合元素周期系的规律由于内层填满后都一样，故常仅填最外 层价电子，如K A r4sl（外层电子排布式）37高墙赍源网 【高考资源网-你身边的高考专家！电子排布与特征电子构型 382 4电子构型为2 9CU电子构型为8 2 P b电子构型为 基态：Is2 2 s2 2 P lA r3d54s1；A r 3d】04si;Xe 4fl45d1 06s2 6P2激发态：Is2 2 sl2 P239序数电子层结构序数电子层结柩1HIs119KAr4sl2HeIs220CaAr4s23LiHe2sl21ScAr 3dzs24BeHe2s222TiAr 3d24s25BHe2s22Pl23VAr 3d34s26CHe2s22P224CrAr 3d54sl7NHe2s22P325MnAr 3d54s28OHe2s22P426FeAr 3d64s29FHe2s22P27CoAr 3d74s210NeHe2s22P628NiAr 3d104s11NaNe3sl29CuAr 3d14sl12MgNe 3 s230ZnAr 3d4s213AlNe3s23Pl31GaAr 3d14SiNe3s23P232GeAr 3di4s2,15PNe3s23P333AsAr 3di4s2,16sNe3s23P434SeAr 3d14s2,元素周期律也称元素周期系，自门捷列.71 夫以来逐渐充实完善。20世纪30年代量子产 飞乂,学的发展使人们弄清了元素周期律与元素树 飞/I外电子的排布特别是外层电子的排布有关。懿 核外电子排布的周期性变化使得元素性,呈现周期性的规律，即元素周期律；门捷列夫，儿乩糜 元素的基态原子最外层电子的值即为元素 所在周期数；如 26FeAr3d64s2为第四周期元素；47AgKr4di。5sl为第五周期元素。118 1 A兀素周期表VIII A1H*2x lj 刁、/j zy j i 1 履 1 Lk发射科网仪南的0楠汽的1相时原质录用乎）年知时“质.以（”2为单m.元的相（周 上位数的而度加住在H的糖螟内2商处1 1的相时隙康罐凰为6 936 996-3电元*列杓天然卜成的同位京；A然放射 性元京物人造死京间位的逸利）-/旧际相 原r赋林的有夬文献.III AIV AV AVI AVIIA象4 002602(1)23 Li；锋6 941(2)21,4 Be 9钺 90I2IB2O)iraue*元拿力(修 H*A*元)卜仲“卜件汽电,w HHH 1生共1|W产3|（括9拘可的何及）Ifl q*9内力放射件凡拿6D io b 11 碉2a”ic amnc碳,12 0107(817NM 2?力14 00070物 V It氧2吊，9F小：10 w Ne；处w；201797(6)311 Na2512 HMg；：345678910111213Al”铝c、X9t”J*2)U u Si!硅“、il OB550,16 P,*昭D 417 Cl418 wAr j钠端22 XWOp)铁24 3050(6J.3III BIV BV BVI BVII BVIII B1 BII B磷 3sbpM1SJ76gJ2XS01双3.W 43*期2JV94B(I)419 K41 钾)9 O9B34I)4.120效 Ca:;钙40 071(4)44464121Sc 45杭mW44 95WICW22”却Ti胃 钛M1。23V e v 11M仙/SO 041X1124 w“Cr*格51 9%|(6)25 Mn”钻才”M 93-9)改54 MFe节 铁”认乂 2）27 Co”钻M”S1 0)3200(0)N1镶 69HU)29Cu名铜皿6JM6O)JO B 3 Zn-锌M-d65.30(2)31 Ga4 镣*，*wa Ge旷错4A72M(n33As肿八犷“阳“X”u nSe部 硒心?35Br寻 澳.“3汐79Kr：(：氟1 4tBJ Ml)537 Rb。铀1八 4071(3)川38Sr沪锢 497 62(1139Y w 钮(tW5S(2)Zr旷 错91 22M2)41Nb锡W92 0061s(2)42以s Mo洒 铝w95W A。1 毓。131”3(6)655Cs,M艳”112 9054X2)56 2 I D 2 I”Ba片山 钢14u?r(?71Lu景 第/W174 967(1)72;174 in Hf 5 m 11X 177 uu 住mV17S4”?)73Ta悭留 S4t1*09479(1)二;IW 出W ID IM IU 鸨WIM.1 14(1)75Re IS镣 5dk)1 Mi 207(1)76立高 0s加侬 IM俄190 ZM)77Tr阿 Ax曲铢/小192 2173)总“MPt *始 M*6.,I99 07R2)79 Au加金M%/190 96055(2)on t*ft wiHgP汞5dZ 2859(2)81Tl S 钝4g,204 33”3)n?XHUPb H铅8%207 Mh83Bi触zoexstG)84 Po工钟6中(210)85 At破 dimJUNopS 2|Rn必 IVi,222 找4,(222731W88 m Ra：镭皿)m7/103Lr 镑(w格(260)104 Rf M,皆*6d,7.,1105 Db w锹(MJ)106Sg 1c 铺.(263)107 Bh 3M锹(264)108 Hs小 锦.（押）109 Mt刈 钺.(26110 U*(269)111 U uuOT、(272)112 U ub 07.(2t7)系57 Lam 锢“M|J6|42Ce 2钝铺“Md 140 116(1)59Pr U l错，z140 4076X2)60 uu i*,Nd it!?做，,144 24(3)61Pm；：；策4l W,14，）62 144 150Sm；楮b，小伤4面150 刈3)63Eu最铺191 必1)AA 11 inGd 糕156轧 197.290)65Tb,w 做gIM92SMU)66 im 总Dy；花 情二310.90(3)67Ho阳 钛4%IM 91012(2)Er或 饵.I67 250(J69 Tm,w依1(4191421(2)70 ia inYb没收镣417104(3)w系89Ac m婀5/027)90Th猾 钛才十212 0311(1)91 Pa必 馍sh”l 0M*t(2)09If】R川 u触 5M7?21S 0Wl93Np%伴594二块“1P111 240 244怀4K(244)95Am图锚V(Ml)X M,Cm击 镯;“(247)5 c 心97Bk爆 脩;”，(M7)Cf瑞 南.(2SI)99Es z 镇,才卜/(252)100 Fmon*101Md黑 制1 CMQ”)102No中 锚;力M(2刑耳【大学张。1 5111t鼻出A|周期名称为廿 七子填充次序1 特短周期 1 1S12元素元素 个教2 短周期3 短周期4 长周期5 长周期2 2sl2.2pi63 3sl2-3pi64 4sl2-3d1i。-4Pl65 5sl2 f 4dii。-5pi6禺zHe 23Li ioNe 8nNa 18Ar 819K36&1837Rb-54Xe 186 特长周期6sl2T4f 114 f 5dl10f 6Pl655cs86区口 327未完全周期 77sl2 f 5fl14.6dii087Fr未完6各周期元素总和等于相应能级组中原子轨道所能容纳 的电子总数。43二、价电子构型与周期表中族的划分(1)价电子构型价电子是原子发生化学反应时易参与形成化学键的电子，相 应的电子排布即为价长子构型。主族元素：价电子构型=最外层电子构型(sp)；副族元素：价电子构型=(-2)f(n-l)d nsnp(2)主族元素IAVIIIA(即0族)：元素的最后个曲子成入s或硬亚层，价电子总数等于族教。如元素电子结构灰为Is22s22P3,最后个电子成入2P亚层，价电子总数为5,因而是VA元素。其中0族元素为稀有纪体，价6子构型为s2p6(除He),为8 电子稳定结构,板奖Hund规则补充,全满曲子构独特前稔定。44副族元素IIIBVin族+IBIIB共10列，其中VIII族有3列。副族元素 也称过渡元素(同一周期从S区向p区过渡)。-然IBIIB最后一个电子填入s藐道族薮=最外层电子数蟋IIIBVIIB最后一个电子填入(-l)d轨道 族数=最外层电子数+(-l)d电子数VIII族较特殊，有三个列，共9个元素。Fe Co Ni 为铁索元素Ru Os 屡La系和Ac系元素Rh Pd I Ir Pt;也称内过渡元素。第六周期niB位置从铜索元素到7iLu共15个元素称锢系元素,用符号Ln表示；第七周期 IIIB位置从8gAc到期口共15个元素春钠系元素，用符号An表 示。它们的最后一个电子填入外数第三层(-2)45三.价电子构型与元素分区IAIIIA VIIAIIIBVIIBVIIIS区 淞12 活泼 金属d区(-)于9后2 会为金属 呈多变氧化态非金属 p区J 后和金属La系Ac系f 区(一2)f14(-l)d02 7/S2 全为金属,Ac条为放射性元素463-4元素基本性质的周期性一、原子半径-dq 台匕,、Mi 目匕三、电子亲和能四、电负性47根据原子与原子间作用力的不同，原子半径的数据一般有三种：共价半径、金属半径和 范德华半径。共.半径同种元素的共价分子中原子核间距的一半(1/2);共价半卷48金属半径 金属晶体中相邻原子核间距的一半;范德华半径 当两个原子只靠范德华力（分子间作用力）互相吸引时，它们核间距的一半称为范 德半径；原子半径的大小主要取决于原子的有效核电荷 和核外电子层结构。同一周期：从左一右，7色对核外电子的吸引力色 力；同一主族：从上一下，电子层色 原子半径明显T；同一副族：元素的原子半径从上到下递变不是很明 显；第一过渡系到第二过渡系的递变较明显；而第 二过渡系到第三过渡系基本没变，这是由于锢系收 缩的结果。50镰I系收缩辆系元素从La到Lu整个系列的原子半径逐渐 收缩的现象称为铜东收缩。原因：电子依次填入(-2)层4f轨道，屏薮效 应较大，Z*缓慢增大，尸逐渐收缩。由于锢系收缩，铜系以后的各元素如Hf、Ta、W等原子半径也相应缩小，致使它们的半 彳至与上个周期的同族元素Zr、Nb、Mo 非常接近，相应的性质也非常相似，在自 然界中常共生在一起，很睢分寓。51电离能 基态的气态原子失去一个电子形成+1氧化态气态离子所 需要的能量，叫做第一电离能符号4M(g)f M+(g)+e-11=1=玩M+(g)-峭M(g)从+1氧化态气态离子再失去一个电子变为+2氧化态离子所需要 的能量叫做第二电离能，符号余类推。一般有 小依“如无特别说明，一般所指电离能即第一电离能。电离能的大小反映原子失电子的难易程度，即元素的金属 性的强弱。电离能愈小，原子愈易失去电子，元素的金属性愈 强。52电离能的周期性变化同一周期短周期 从左.右，介；因从左一右Z*色 4,对核外电子的吸 引力色 电离能逐渐增大；其中s,p,d,恪亚层半满、全满/较大。稀 有气体由于具有8电子稳定结构，在同一周期中电离能最大。长周期 中间的过渡元素电离能相近；因过渡元素的电子加在 次外层，有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，电离能增加不 明显。同一主族 从上一下，N;从上到下，有效核电荷增加不多，而原 子半径则明显增大，电离能逐渐减小。同一副族 从上一下，变化不很明显；注意：第二过渡系.第三过渡系d,原因：La系收缩；因而第三过渡系的金属性质特别稳 定，不容易氧化。53H主族元素的第一电寓能/l/k J-moLHe13122372LiBeBCN0FNe51990079910961401131016802080NaMgAlSiPSClAr4947365777861060100012601520KCaGaGeAsSeBrKr41859057776296694111401350RbSrInSnSbTeIXe40254855670783387010101170CsBaT1PbBiPoAtRn37650259071670381292010405455处于基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所 释放的能量为该元素原子的第一电子亲和能，用符号小表 示，4为负值(表示放出能量)，稀有气体等少数元素为正 值。第二电子亲和能是指-1氧化态的气态阴离子再得到一 个电子所需吸收的能量。因为阴离子再得到电子须克服负 电荷的排斥作用，必须吸收能量，所以为为正值。例如：O(g)+-0-4=-142 k J-mol-1O-(g)+f O-2 Ay=844 k J-mol-1电子亲和能的大小反映了原子得到电子的难易程度，即元素的非金属性的强弱常用4值(习惯上用-A值)来比 较不同元素原子获得电子的难易程度，-4值愈大表示该原 子愈容易获得电子，其非金属性愈强。56电子亲和能的周期性变化同一周期 从左一右|4|色 每一周期的卤素最大。氮族元素由 于其价电子构型为s2叩3,p亚层半满，根据Hund规 则较稳定，所以电子亲和能较小。稀有气体的价电子 构型为S2p6的8电子稳定结构，所以其电子亲和能 为正值。同一主族|41自上而下减小，但第二周期|力小于同族第三周期 相应元素，这就是第二周期的特殊性。第二周期元素 的原子轨道为Is2s2p,原子半径特别小，得到电子后 斥力很大）因而放山能量不多。注意：电离能/、电子亲和能仅反映元素的气态孤立原子得失电 子能力的大小，不适用于判断水溶液中元素得失电子能力的大小。此时应用电极电势的大小来判断元素得失电子能力即氧化还原能 力的大小。电负性 元素的原子在分子中吸引电子能力的相对大小 即对公用电子对的吸引力的相对大小。鲍林(L.Pauling)电负性xP:指定氟的电负性 与=4.0,而后可依次求出其他元素的电负性。电负性的周期性变化同一周期从左到右电负性逐渐增大；同一主族从上到下电负性逐渐减小。F元素的电负性是最大的；一般金属的电负性小于2;非金属的电负性大于2;过渡金属元素的电负性都比较 接近，没有明显的变化规律。58ZngPbgpQ2.8 59 1.衡量金属性和非金属性的强弱 X2.0非金属，XV2.0金属 2.估计键极性的大小 X1.7极，性键，A X1.7非极，性键60元素性质的周期性遹变金属性减弱非金属性增强z“、力、d、T、is除SC族外金属性减弱 d区原子半径增大 P金属性增强 非金属性减弱