原子结构和元素周期律课件

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1、 原子结构和元素周期律原子结构和元素周期律原子结构和元素周期律原子结构和元素周期律 第三章第三章(原子结构和元素周期律)第一节第一节 核外电子的运动状态核外电子的运动状态 微微观观粒粒子子：质质量量和和体体积积极极其其微微小小，运运动动速速度度等等于于或或接接近近光光速速的的微微粒粒。如如电电子子、中中子子、质质子子和光子等。和光子等。 实物微观粒子实物微观粒子( (实物粒子实物粒子) )：因光子的静止质因光子的静止质量为量为0，把除光子以外的微观粒子叫做实物微，把除光子以外的微观粒子叫做实物微观粒子。观粒子。 (原子结构和元素周期律) 1.1 微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性 （1）

2、 波的微粒性波的微粒性 电磁波是通过空间传播的能量。可见光只电磁波是通过空间传播的能量。可见光只不过是电磁波的一种不过是电磁波的一种 。 The electromagnetic spectrum (原子结构和元素周期律) 在与光的传播有关的现象（如干涉、衍射等）在与光的传播有关的现象（如干涉、衍射等）中，光主要表现出波动性；在与实物相互作用有关中，光主要表现出波动性；在与实物相互作用有关的现象（如光压、光电效应等）中，光主要表现出的现象（如光压、光电效应等）中，光主要表现出粒子性。粒子性。 1900年年, 普朗克普朗克 (Plank M) 提提出了表达光的能量出了表达光的能量(E)与频率与频率

3、()关系的方程，关系的方程， 即普朗克方程：即普朗克方程：E = h h：普朗克常量：普朗克常量 , 6.62610-34 Js Plank 公式公式（描述光的二象性）（描述光的二象性） (原子结构和元素周期律) 1924年，德布罗依年，德布罗依大胆预言：电子等实物大胆预言：电子等实物粒子与光子一样，也有粒子与光子一样，也有波粒二象性。对于质量波粒二象性。对于质量为为m，运动速度为，运动速度为的的实物粒子，其波长实物粒子，其波长 德布罗依关系式德布罗依关系式（2） 微粒的波动性微粒的波动性(原子结构和元素周期律) 1.2 原子结构的波动力学模型原子结构的波动力学模型 波波动动力力学学模模型型是

4、是迄迄今今最最成成功功的的原原子子结结构构模模型型，它它是是19201920年年以以海海森森堡堡和和薛薛定定锷锷为为代代表表的的科科学学家家们们通通过过数数学学方方法法处处理理原原子子中中电电子子的的波波动动性性而而建建立立起起来来的的。该该模模型型不不但但能能够够预预言言氢氢的的发发射射光光谱谱( (包包括括玻玻尔尔模模型型无无法法解解释释的的谱谱线线) )，而而且且也也适适用用于于多多电电子子原原子子, , 从从而而更合理地说明核外电子的排布方式。更合理地说明核外电子的排布方式。 Heisenberg WSchrodinger E(原子结构和元素周期律)1.2.1 海森堡不确定关系海森堡不

5、确定关系 1927年，德国的海森堡从理论上证明了：实物年，德国的海森堡从理论上证明了：实物粒子的动量（或速度）和位置不可能同时被确定。粒子的动量（或速度）和位置不可能同时被确定。其数学表达式：其数学表达式： px：确定：确定x轴方向动量分量时的误差轴方向动量分量时的误差 x： 确定位置时的误差确定位置时的误差 (原子结构和元素周期律) 如果我们要用经典力学的两个物理量（坐如果我们要用经典力学的两个物理量（坐标和速度）来描述微观粒子的话，要想对其中标和速度）来描述微观粒子的话，要想对其中一个物理量测量得越准确，就会使另一个物理一个物理量测量得越准确，就会使另一个物理量测得越不准确。量测得越不准确

6、。即不能同时准确测定一个微即不能同时准确测定一个微观粒子运动的位置和速度。观粒子运动的位置和速度。 不确定关系式意思不确定关系式意思(原子结构和元素周期律)1.2.2 波函数和原子轨道波函数和原子轨道 1926年，薛定谔提出了一个描述单个实物粒年，薛定谔提出了一个描述单个实物粒子运动的定态（即具有一定能量的运动状态）的子运动的定态（即具有一定能量的运动状态）的基本方程基本方程薛定谔方程（二阶偏微分方程）：薛定谔方程（二阶偏微分方程）： x、y、z 实物粒子在空间的坐标实物粒子在空间的坐标 其其物理意义物理意义：对于一个质量为：对于一个质量为m的实物粒子，的实物粒子，在势能为在势能为V的势能场中

7、的运动状态，可用服从该的势能场中的运动状态，可用服从该方程的波函数来描述。方程的波函数来描述。 (原子结构和元素周期律) 每一个合理的解每一个合理的解 i 及相对应的及相对应的Ei代表系统中代表系统中电子的一种可能的定态（运动状态）。由此可见，电子的一种可能的定态（运动状态）。由此可见，在量子力学中是用波函数和与其对应的能量来描在量子力学中是用波函数和与其对应的能量来描述微观粒子运动状态的。述微观粒子运动状态的。 Ei的的数数值值是是不不连连续续的的，按按一一定定规规律律呈呈跳跳跃跃式式变变化（即量子化）和增加。化（即量子化）和增加。Ei的集合叫做能级的集合叫做能级。 对氢原子的电子，有对氢原

8、子的电子，有n=1、2、3 R=21.79 J Ei越小，表示氢原子系统的能量越低，电子被越小，表示氢原子系统的能量越低，电子被原子核束缚得越牢。原子核束缚得越牢。 (原子结构和元素周期律) 为为求求解解方方便便，把把直直角角坐坐标标（x、y、z）变变换换为为极坐标（极坐标（r、 、 ），）， 并并令令：（r、 、 ）= R（r）Y（ 、 ），即即把把含含有有三三个个变变量量的的偏偏微微分分方方程程分分离离成成两两个个较较易易求解的方程的乘积。求解的方程的乘积。 R（r）称称为为波波函函数数的的径径向向分分布布部部分分，与与离离核核的远近有关系；的远近有关系； Y（ 、 ）称为波函数的）称为波

9、函数的角度分布角度分布部分。部分。(原子结构和元素周期律) 波函数波函数 （x、y、z）或）或 （r、 、 ）的空）的空间图象可以表示电子在原子中的运动范围，即间图象可以表示电子在原子中的运动范围，即原原子轨道子轨道；原子轨道的数学表达式就是波函数；原子轨道的数学表达式就是波函数。 将将波波函函数数的的角角度度分分布布Y Y 随随 、 变变化化作作图图，所所得得的的图图象象就就称称为为原原子子轨轨道道的的角角度度分分布布图图。薛薛定定谔谔将将100多多种种元元素素的的原原子子轨轨道道的的角角度度分分布布图图归归纳纳为为4类，用光谱学的符号可表示类，用光谱学的符号可表示为为s、p、d、f。 (原

10、子结构和元素周期律)注意注意“+”、“”号不号不表示正、负电荷，而表示正、负电荷，而是表示是表示Y是正值还是是正值还是负值（即原子轨道角负值（即原子轨道角度分布图的对称关系：度分布图的对称关系：符号相同，表示对称符号相同，表示对称性相同；符号相反，性相同；符号相反，表示对称性不同或反表示对称性不同或反对称）。在讨论到化对称）。在讨论到化学键的形成时有意义学键的形成时有意义 。(原子结构和元素周期律)1.2.3 电子云电子云 原子内核外某处单位体积的空间中，电子出原子内核外某处单位体积的空间中，电子出现的几率密度（现的几率密度（ ）与该处波函数的绝对值平）与该处波函数的绝对值平方成正比：方成正比

11、： ，即用，即用 表示电子出现的表示电子出现的几率密度。几率密度。 用小黑点疏密来表示几率密度大小的话，所用小黑点疏密来表示几率密度大小的话，所得图象叫电子云。以得图象叫电子云。以 作图，即得电子云的近作图，即得电子云的近似图象。似图象。 (原子结构和元素周期律)(原子结构和元素周期律)1.2.4 量子数量子数 （1）主量子数（）主量子数（n）描述各电子层能量的描述各电子层能量的高低和离核的远近。高低和离核的远近。 原原子子核核外外电电子子按按能能级级的的高高低低分分层层分分布布，这这种种不不同同能能级级的的层层次次习习惯惯上上称称为为电电子子层层。用用统统计计观观点点来来说说，电电子子层层是

12、是按按电电子子出出现现几几率率较较大大的的区区域域离离核核的远近来划分的。的远近来划分的。 主主量量子子数数的的取取值值范范围围：n=1,2,3,4,5,6（除除零零以以外外的的正正整整数数）。在在光光谱谱学学上上另另用用一一套套拉拉丁丁字字母表示电子层，其对应关系为：母表示电子层，其对应关系为： 主量子数（主量子数（n） 1 2 3 4 5 6 电子层电子层 K L M N O P (原子结构和元素周期律) （2）副（角）量子数（）副（角）量子数（l） 某某一一电电子子层层内内还还存存在在着着能能量量差差别别很很小小的的若若干个亚层，用干个亚层，用 l 来描述。来描述。 副副量量子子数数的的

13、取取值值范范围围： l=0,1,2（n-1）的的正正整整数数。L 的的每每一一个个数数值值表表示示一一个个亚亚层层，也也表表示示一一种种原原子子轨轨道道或或电电子子云云的的形形状状。l与与光光谱谱学学规规定的亚层符号之间的对应关系为：定的亚层符号之间的对应关系为： 副量子数（副量子数（l） 0 1 2 3 4 5 亚层符号亚层符号 s p d f g h (原子结构和元素周期律) （3）磁量子数（）磁量子数（m） 同同一一亚亚层层中中有有时时还还包包含含着着若若干干个个空空间间伸伸展展方方向向不不同同的的原原子子轨轨道道。磁磁量量子子数数用用来来描描述述原原子子轨道或电子云在空间的伸展方向。轨

14、道或电子云在空间的伸展方向。 磁量子数的磁量子数的取值范围取值范围：m=0,1,2l的的整数。整数。 如：如：l=1，m=0,1；表示；表示p亚层有三个分别亚层有三个分别以以y、z、x轴为对称轴的轴为对称轴的py、pz、px原子轨道，原子轨道，三个轨道的伸展方向互相垂直。三个轨道的伸展方向互相垂直。 (原子结构和元素周期律) 在在没没有有外外加加磁磁场场情情况况下下，同同一一亚亚层层的的原原子子轨轨道道，能量是相等的，叫能量是相等的，叫等价（简并）轨道等价（简并）轨道。 n、l、m可可以以确确定定原原子子轨轨道道的的能能量量和和形形状状，故故常常用用这这3个个量量子子数数作作的的脚脚标标以以区

15、区别别不不同同的的波波函函数。例如数。例如 ，表示，表示n=1、l=0、m=0的波函数。的波函数。(原子结构和元素周期律) （4）自自旋旋量量子子数数（ms）：表表示示电电子子自自旋旋角角动动量在外磁场方向的分量。量在外磁场方向的分量。 实实验验证证明明，电电子子除除绕绕核核运运动动外外，还还有有绕绕自自身身的轴旋转的运动，称的轴旋转的运动，称自旋自旋。 ms= 和和 。其其中中每每一一个个数数值值表表示示电电子子的的一一种种自旋方向，即顺时针和逆时针方向。自旋方向，即顺时针和逆时针方向。 研研究究表表明明：同同一一原原子子中中，各各个个电电子子的的四四个个量量子子数数不不可可能能完完全全相相

16、同同，即即不不可可能能有有运运动动状状态态完完全相同的电子。全相同的电子。 由此可知：每一个轨道只能容纳两个自旋方由此可知：每一个轨道只能容纳两个自旋方向相反的电子。向相反的电子。 (原子结构和元素周期律) 例例 填入适当的量子数。填入适当的量子数。 (1) n? l2 m0 ms (2) n2 l? m 1 ms (3) n3 l0 m? ms (4) n4 4 l2 m 1 ms ? 10or (原子结构和元素周期律) 2 原子核外电子排布和元素周期律原子核外电子排布和元素周期律 2.1 基态原子中电子排布原理基态原子中电子排布原理 （1）鲍里（）鲍里（Pauli）不相容原理）不相容原理

17、在在同同一一原原子子中中，不不可可能能有有四四个个量量子子数数完完全全相相同同的的电电子子存存在在。每每一一个个轨轨道道内内最最多多只只能能容容纳纳两个自旋方向相反的电子。两个自旋方向相反的电子。(原子结构和元素周期律) （2）能量最低原理）能量最低原理 多电子原子处在基态时，核外电子的排布在多电子原子处在基态时，核外电子的排布在不违反鲍里原理的前提下，总是尽可能先占有不违反鲍里原理的前提下，总是尽可能先占有能量最低的轨道。只有当能量最低的轨道占满能量最低的轨道。只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。这就是后，电子才依次进入能量较高的轨道。这就是所谓能量最低原理。所谓能量最

18、低原理。 （3）洪特（）洪特（Hund）规则）规则 原原子子中中在在同同一一亚亚层层的的等等价价轨轨道道上上排排布布电电子子时时，将将尽尽可可能能单单独独分分占占不不同同的的轨轨道道，而而且且自自旋旋方方向向相相同同（或或称称自自旋旋平平行行）。这这样样排排布布时时，原原子的能量较低，体系较稳定。子的能量较低，体系较稳定。(原子结构和元素周期律) 2.2 鲍林近似能级图鲍林近似能级图Pauling,L.C.(1901-1994)(原子结构和元素周期律) 根据三个原理和鲍林近似能级图，根据三个原理和鲍林近似能级图，写出下列元素原子的核外电子排布式。写出下列元素原子的核外电子排布式。 21Sc：

19、25Mn： 1s22s22p63s23p63d14s2 1s22s22p63s23p63d54s2 也可写作：也可写作：Ar 3d14s2Ar 3d54s2方括号部分称方括号部分称原子实原子实 (原子结构和元素周期律) 对于等价轨道（同一电子亚层）来说，电对于等价轨道（同一电子亚层）来说，电子分布为子分布为全充满（全充满（p6，d10，f 14）、半充满（）、半充满（p3，d5，f 7）、全空（）、全空（p0，d0，f 0）时，电子云时，电子云分布呈球形，原子结构较为稳定。分布呈球形，原子结构较为稳定。 29Cu：24Cr： 注意注意1s22s22p63s23p63d104s1 1s22s22

20、p63s23p63d54s1 (原子结构和元素周期律) 2.3 屏蔽效应和钻穿效应屏蔽效应和钻穿效应 （1） 屏蔽效应屏蔽效应 在多电子原子中，核电荷（在多电子原子中，核电荷（Z）对某个电子的）对某个电子的吸引力，因其它电子对该电子的排斥而被削弱的吸引力，因其它电子对该电子的排斥而被削弱的作用称为作用称为屏蔽效应屏蔽效应。 屏蔽作用的大小用屏蔽常数（屏蔽作用的大小用屏蔽常数（）来表示，可）来表示，可理解为被抵消了的那一部分核电荷数。理解为被抵消了的那一部分核电荷数。 其定义式为：其定义式为：有效核电荷数（有效核电荷数（Z*）=核电荷数（核电荷数（Z）- -屏蔽常数（屏蔽常数（） (原子结构和元

21、素周期律) 对于对于 l 值相同的电子来说，值相同的电子来说，n值越大，值越大，能量越高。能量越高。如如E1sE2sE3sE4sE5sE6s 为什么为什么 对同一原子来说，离核越近的电子层内的电对同一原子来说，离核越近的电子层内的电子，受其它电子层电子的屏蔽程度较小，受核场子，受其它电子层电子的屏蔽程度较小，受核场引力较大，势能较低；而离核远的电子层内的电引力较大，势能较低；而离核远的电子层内的电子，由于被屏蔽程度大，受核场引力被削弱，势子，由于被屏蔽程度大，受核场引力被削弱，势能较高。能较高。 (原子结构和元素周期律) 若若n值相同，值相同，l值越大的电子，其能量越高。值越大的电子，其能量越

22、高。如如E3sE3pE3d。 这是因为这是因为在同一电子亚层中，屏蔽常数的在同一电子亚层中，屏蔽常数的大小与原子轨道的几何形状有关，其大小次序大小与原子轨道的几何形状有关，其大小次序为为spdf。 屏蔽效应造成能级分裂，使屏蔽效应造成能级分裂，使n相同的轨道相同的轨道能量不一定相同，能量不一定相同，只有只有n与与l 的值都相同的轨道的值都相同的轨道才是等价的。才是等价的。 (原子结构和元素周期律) （2） 钻穿效应钻穿效应 外外层层电电子子有有机机会会出出现现在在原原子子核核附附近近的的现现象象叫叫钻钻穿穿。由由于于钻钻穿穿而而使使电电子子能能量量发发生生变变化化的的现现象象叫叫做做钻穿效应钻

23、穿效应。 同同一一电电子子层层的的电电子子，钻穿能力大小：钻穿能力大小： spdf 钻钻穿穿能能力力强强的的电电子子受受原原子子核核的的吸吸引引力力较较大大，因因此此能能量量较低，较低， 故：故：E3sE3pE3d(原子结构和元素周期律) 如果能级分裂的程度很大如果能级分裂的程度很大, , 就可能导就可能导致与邻近电子层中的亚层能级发生交错。致与邻近电子层中的亚层能级发生交错。 例如，例如，4s电子云径向分布图上（图电子云径向分布图上（图11-4) )除除主峰外还有主峰外还有3个离核更近的小峰个离核更近的小峰, , 其钻穿程度其钻穿程度如此之大如此之大, , 以致其能级处于以致其能级处于3d亚

24、层能级之下亚层能级之下, , 发生了交错。发生了交错。(原子结构和元素周期律) 2.4 原子的电子层与元素周期表原子的电子层与元素周期表 （1） 周期与能级组周期与能级组 周期周期能级组能级组 能级组内各轨道电子排布顺序能级组内各轨道电子排布顺序 元素种类元素种类 1 1s1-2 22 2s1-22p1-6 83 3s1-23p1-6 844s1-23d1-104p1-6 1855s1-24d1-105p1-6 1866s1-24f 1-145d1-106p1-6 3277s1-25f 1-146d1- - 未排满未排满 各周期所包含的元素数目各周期所包含的元素数目= =相应能级组内轨道所能容

25、纳的电子数。相应能级组内轨道所能容纳的电子数。 周期数与能级组的序号完全对应。周期数与能级组的序号完全对应。 元素在周期表中的周期数等于该元素原子的电子层数。元素在周期表中的周期数等于该元素原子的电子层数。 (原子结构和元素周期律) （2） 区：区：根据元素原子的外层电子构型，根据元素原子的外层电子构型， 将元素划分成将元素划分成s、p、d、ds和和f五个区五个区 A01A AA 2s区区 ns1-2 BB，B Bp区区 ns2np1-6 3d区区 (n- -1)d1-9ns1-2 ds区区 (n- -1)d10ns0-2 4567镧系元素镧系元素 f 区区(n- -2)f 0-14 (n-

26、-1)d 0-2ns2 锕系元素锕系元素 (原子结构和元素周期律) 3 元素性质的周期性元素性质的周期性 3.1 原子半径原子半径 共价半径：共价半径：两个相同原子形成共价键时，两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半，称为该原子的共价半径。其核间距离的一半，称为该原子的共价半径。 如把如把ClCl分子的一半（分子的一半（99 pm）定为）定为Cl原原子的共价半径。子的共价半径。(原子结构和元素周期律) 金属半径：金属半径：金属单质的晶体中，两个相金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半，称为金属原子的邻金属原子核间距离的一半，称为金属原子的金属半径。金属半径。 如把金属铜中两个相邻

27、如把金属铜中两个相邻Cu原子核间距的一半原子核间距的一半（128 pm）定为）定为Cu原子的半径。原子的半径。 范范德德华华半半径径：希希有有气气体体分分子子间间只只能能靠靠较较弱弱的的相相互互作作用用力力（范范德德华华力力即即分分子子间间力力）形形成成晶晶体体，晶晶体体中中相相邻邻两两原原子子核核间间距距的的一一半半，称称为为该该原子的范德华半径。原子的范德华半径。 例如氖（例如氖（Ne）的范德华半径为）的范德华半径为160 pm。 (原子结构和元素周期律)原子半径在周期中的变化：原子半径在周期中的变化： 同同一一周周期期的的主主族族元元素素，从从左左向向右右随随着着有有效效核核电电荷荷Z*

28、的的增增加加，核核对对外外层层电电子子引引力力增增强强，原原子子半半径径缩缩小。小。 同同一一周周期期的的d区区过过渡渡元元素素，从从左左向向右右过过渡渡时时，新新增增电电子子填填入入次次外外层层的的（n-1）d轨轨道道上上，对对外外层层电电子子屏屏蔽蔽作作用用增增强强，Z*增增加加较较少少，原原子子半半径径只只是是略略有有减小。减小。 到到ds区，从区，从B族元素起，由于次外层的（族元素起，由于次外层的（n-1）d轨道已经全充满，对外层电子屏蔽作用更强，轨道已经全充满，对外层电子屏蔽作用更强，原子半径反而有所增大。原子半径反而有所增大。 (原子结构和元素周期律) 同一周期的同一周期的f 区内

29、过渡元素，新增加的电子区内过渡元素，新增加的电子填入外数第三层的（填入外数第三层的（n-2）f 轨道上，轨道上，Z*增加极少，增加极少，原子半径收缩更缓。例如镧系元素从镧（原子半径收缩更缓。例如镧系元素从镧（La）到）到镥（镥（Lu），中间经历了），中间经历了13种元素，原子半径只收种元素，原子半径只收缩了约缩了约13 pm左右，这个变化叫做左右，这个变化叫做镧系收缩镧系收缩。 内内部部效效应应： 镧镧系系中中相相邻邻元元素素的的半半径径十十分分接接近近, , 用普通的化学方法将很难分离。用普通的化学方法将很难分离。 外外部部效效应应：使使第第5、6两两周周期期的的同同族族过过渡渡元元素素（如

30、如Zr-Hf, Nb-Ta等等）性性质质极极为为相相似似，往往往往导导致在自然界共生，而且相互不易分离。致在自然界共生，而且相互不易分离。(原子结构和元素周期律)原子半径在族中的变化：原子半径在族中的变化： 主主族族元元素素从从上上往往下下过过渡渡时时，尽尽管管核核电电荷荷数数增增多多，但但是是电电子子层层数数增增多多的的因因素素起起主主导导作作用用，因因此此原子半径是显著增大。原子半径是显著增大。 同一副族元素除钪（同一副族元素除钪（Sc）分族以外，从上）分族以外，从上往下过渡时，原子半径增加较少。尤其是第五周往下过渡时，原子半径增加较少。尤其是第五周期和第六周期的同一副族元素之间，原子半径

31、非期和第六周期的同一副族元素之间，原子半径非常接近。这是镧系收缩的重要效应之一。常接近。这是镧系收缩的重要效应之一。(原子结构和元素周期律) 3.2 电离能和电子亲和能电离能和电子亲和能 （1） 电离能电离能（I）：衡量原子失去电子的难易）：衡量原子失去电子的难易 从基态（能量最低的状态）的中性气态原子从基态（能量最低的状态）的中性气态原子失去一个电子形成失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的能量，价气态阳离子所需要的能量，称为原子的第一电离能（称为原子的第一电离能（I1）；由）；由+1价气态阳离价气态阳离子再失去一个电子形成子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要的价气态阳离子所需要的能

32、量，称为原子的第二电离能（能量，称为原子的第二电离能（I2）；其余依次）；其余依次类推。类推。 E(g) e E+(g) I1 E+(g) e E2+(g) I2I1I2I3I4I5 (原子结构和元素周期律) 元素原子的电离能越小，原子就越易失去元素原子的电离能越小，原子就越易失去电子，该元素的金属性就越强；反之，元素原电子，该元素的金属性就越强；反之，元素原子的电离能越大，原子越难失去电子，该元素子的电离能越大，原子越难失去电子，该元素的金属性越弱。的金属性越弱。 同一周期主族元素，从左向右过渡时，同一周期主族元素，从左向右过渡时，电离能逐渐增大。电离能逐渐增大。 同一主族元素从上往下过渡时

33、，电离同一主族元素从上往下过渡时，电离能逐渐减小。能逐渐减小。(原子结构和元素周期律) （2） 电子亲和能电子亲和能（Y）：表示原子结合电子的）：表示原子结合电子的能力。能力。 电电子子亲亲合合能能是是指指一一个个基基态态的的气气态态原原子子得得到到一一个个电电子子形形成成1价价阴阴离离子子所所释释放放出出来来的的能能量量。按按结结合电子数目，有一、二、三电子亲合能之分。合电子数目，有一、二、三电子亲合能之分。 第一电子亲合能（第一电子亲合能（Y1）的代数值越小，表示）的代数值越小，表示元素原子结合电子的能力越强，即元素的非金属元素原子结合电子的能力越强，即元素的非金属性越强。性越强。 无论是

34、在周期或族中，电子亲合能的代数值无论是在周期或族中，电子亲合能的代数值一般都是随着原子半径的增大而增加的。一般都是随着原子半径的增大而增加的。 (原子结构和元素周期律) 3.3 电电负性负性 元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子将电子对吸引向自身的能力。越大，表示它在分子将电子对吸引向自身的能力。越大，表示它在分子中吸引成键电子的能力越强。中吸引成键电子的能力越强。 同一周期从左向右电负性逐渐增大，元素的金同一周期从左向右电负性逐渐增大，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。在同一主族中，属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。在同一主族中，从上往下电负性

35、逐渐减小，元素的非金属性逐渐减从上往下电负性逐渐减小，元素的非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。弱，金属性逐渐增强。 F的电负性最大。的电负性最大。(原子结构和元素周期律) 电电负负性性概概念念不不能能与与电电离离能能和和电电子子亲亲和和能能概念混用概念混用! ! 电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元素素( (非金属性强的元素非金属性强的元素) )，电负性小的元素通常是，电负性小的元素通常是那些电离能小的元素那些电离能小的元素( (金属性强的元素金属性强的元素) )。电负性。电负性与电离能和电子亲和能之间的确存在某种联系与电离能和电子亲和能之间的确存在某种联系, , 但并不意味着可以混用但并不意味着可以混用! ! 电离能和电子亲和能用来讨论电离能和电子亲和能用来讨论离子化合物离子化合物形形成过程中的能量关系成过程中的能量关系, ,例如热化学循环；例如热化学循环； 电负性概念则用于讨论电负性概念则用于讨论共价化合物共价化合物的性质，的性质，例如例如对共价键极性的讨论对共价键极性的讨论。(原子结构和元素周期律)