第五章基础化学

第五章原子结构5.1玻尔的氢原子模型5.2氢原子的量子力学模型

5.3多电子原子结构5.4电子层结构与元素周期表5.5元素的基本性质的周期性5.1玻尔的氢原子模型5.1.1经典原子模型的建立汤姆逊阴极射线管西瓜模型汤姆逊(Thomson)模型汤姆逊1897年发现电子，1903年提出西瓜模型卢瑟福(Rutherford)模型1908年获得诺贝尔化学奖卢瑟福1911年提出核式结构模型太阳-行星模型所有原子都有一个核即原子核(nucleus)；核的体积只占整个原子体积极小的一部分；原子的正电荷和绝大部分质量集中在核上；电子像行星绕着太阳那样绕核运动。根据当时的物理学概念，带电微粒在力场中运动时总要产生电磁辐射并逐渐失去能量，运动着的电子轨道会越来越小，最终将与原子核相撞并导致原子毁灭。由于原子毁灭的事实从未发生，将经典物理学概念推到前所未有的尴尬境地。

氢原子光谱连续光谱5.1.2玻尔模型建立的基础从上到下：氢、氦、锂、钠、钡、汞、氖的发射光谱线状光谱氢原子光谱HαHβHγHδ

不连续光谱，即线状光谱其频率具有一定的规律经验公式：氢原子光谱特征：n=3,4,5,6能量量子化MaxK.E.L.Planck（1858－1947）1918年获得诺贝尔物理学奖Planck的量子假说（1900年）：能量有一最小单位E0，称为能量子或量子，E0

=hv；宇宙中的任何振动所具有的能量都是量子hv的整数倍：v：电磁波频率h：Planck常数，等于6.626×10-34J·sε=nhv

能量量子化和光子学说光子学说AlbertEinstein

（1879－1955）1921年获得诺贝尔物理学奖Einstein的光子学说（1905年）：一束光是由光子组成，光的能量是不连续的，光能的最小单位是光子；光子的能量E0=hvv：光的频率，h：Planck常数，等于6.626×10-34J·s。

核外电子在符合量子化条件的轨道(经典轨道)上绕核作圆周运动时，不辐射也不吸收能量，这些轨道称为定态轨道。离核最近的轨道(基态)能量最低，离核越远(激发态)能量越高。正常情况下，原子中的各电子尽可能的处在离核最近的轨道上。定态假设三点假设：5.1.3玻尔的氢原子模型m:电子质量；v:电子运动速度；r:轨道半径；n:量子数n＝1，2，3……

核外电子绕核运动的轨道不是任意的，只能在符合量子化条件(有固定的半径和能量)的轨道上运动，这些轨道的角动量L(L＝mvr)必须等于h/2π的整数倍。量子化条件E：轨道能量h：Planck常数

原子从外界吸收能量，电子可从低能量状态跃迁至高能量状态。处于高能态的电子不稳定，可以跃迁至离核较近的轨道，这时会以光子形式放出能量。光的频率决定于两个轨道能级之间的能量差。频率假设Bohr氢原子模型示意图最高轨道能量基态激发态电子在定态轨道上运动时，不吸收也不放出能量。吸收能量，跃迁。放出能量，回到基态。NielsBohr（1885－1962）1922年获得诺贝尔物理学奖玻尔理论的成功之处量子化概念引入原子结构说明了原子的稳定性解释了H及He+、Li2+、B3+

的原子光谱玻尔理论的不足之处不能解释氢原子光谱的精细结构不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂不能解释多电子原子光谱光的波动性：光在传播时体现。如干涉、衍射光的粒子性：光与实物相互作用时体现。如辐射、吸收、光电效应光的波粒二象性P

=h/λ能量动量频率波长E=hv粒子性波动性5.2氢原子的量子力学模型5.2.1微观粒子的波粒二象性物质波假设1924年deBroglie假设：

所有的实物微观粒子，如电子、原子、分子等和光子一样，也具有波粒二象性，并且预言λ:波长m:粒子的质量υ:粒子运动的速度Note：实物微粒所具有的波称为德布罗意波(物质波)。思考：正确吗？德布罗意(LouisVictordeBroglie

1892-1987)

法国著名理论物理学家，1929年诺贝尔物理学奖获得者，波动力学的创始人，物质波理论的创立者，量子力学的奠基人之一。1924年获巴黎大学博士学位，在博士论文中首次提出了“物质波”概念。1929年获诺贝尔物理学奖。1932年任巴黎大学理论物理学教授，1933年被选为法国科学院院士。感光屏幕薄晶体片

衍射环纹电子枪电子束

电子衍射实验示意图

电子枪发射高速电子通过薄晶体片射击感光荧屏，得到明暗相间的环纹，类似于光波的衍射环纹。物质波是几率波测不准原理Heisenberg（1901－1976）1932年获得诺贝尔物理学奖不能同时测准微观粒子的位置和动量Δx：粒子所在位置的不确定度Δpx：粒子动量的不确定度1).测不准原理≠不可知论，而是人们对微观物体运动规律认识的深化。2).测不准原理来源于微观粒子运动的波粒二象性，不是目前测量技术不够精确。3).宏观物体可以同时具有确定的坐标和动量，是由于其测不准原理的影响可以忽略。Note:粒子m/kgΔx/mΔυ/m·s-1电子9.1×10-311.0×10-117.3×107子弹1.0×10-21.0×10-66.6×10-26

测不准原理是微观粒子运动的固有特性，对于宏观物体没有实际意义。

薛定谔方程ErwinSchrÖdinger

（1887－1961）1933年获得诺贝尔物理学奖5.2.2氢原子的量子力学模型解薛定谔方程时的几点说明：将直角坐标变成球坐标，解得的波函数由ψ（x，y，z）转换成ψ（r，θ，φ）Schrödinger方程的解为系列解，每一个解都有一定能量E和其对应为了得到合理解，必须引入三个常数项n，l，m，称为量子数原子轨道、波函数及量子数在量子力学中用和E描述微观粒子运动状态通常把一个波函数称作一个原子轨道原子轨道和波函数注意这里的轨道(orbital)，不是经典力学意义上的轨道(orbit)，而是服从量子力学意义上的轨道。每一个波函数都被一组量子数限定四个量子数n，l，m，ms(1)主量子数n

(principalquantumnumber)取值：n只能取正整数，n=1,2,3,4,…光谱学上依此用

K，L，M，N…表示物理意义：①决定电子离核的远近，即电子层数，

n越大，电子与原子核的平均距离越远；②决定电子能量高低的主要因素。⑵角量子数l

(azimuthalquantumnumber)取值：受主量子数n的限制，

l=0，1，2，3，4，5…(n－1)

光谱学上依此用s，p，d，f，g…表示物理意义：①决定原子轨道或电子云的形状；②决定电子能量高低的次要因素。s轨道：球形p轨道：哑铃形d轨道：花瓣形多电子原子轨道能量E=E(n，l)n相同，l越大，E越高E3s<E3p<E3dE4s<E4p<E4d<E4f

从能量角度看，亚层也可以称为能级l相同，n越大，E越高E1s<E2s<E3s<E4sE2p<E3p<E4pn，l都不同，有时发生能级交错E4s<E3d氢原子或类氢原子只有一个电子，n相同，E相同。如：n=4E4s=E4p=E4d=E4f单电子原子轨道能量E=E(n)能级由n，l共同定义，一组(n，l)对应于一个能级（氢原子的能级由n定义）；能量相同的轨道称为简并轨道。⑶磁量子数m

(magneticquantumnumber)取值：磁量子数m取值受角量子数l的影响，m=

0，1，2，3，……l，m也可用光谱学符号表示，如：l=0时，m=0，光谱学符号用s表示l=1时，m=0，±1，光谱学符号为：(px

，py，pz)l=2时，m=0，±1，±2，光谱学符号为：物理意义：决定原子轨道或电子云在空间的取向（或伸展方向）

p

轨道(l=1，m=+1,0,-1)

m三种取值，三种取向，三条等价(简并)p

轨道s

轨道(l=0,m=0)m一种取值，空间一种取向，一条s

轨道d轨道(l=2，m=+2，+1，0，-1，-2)m五种取值，空间五种取向，五条等价(简并)d轨道⑷自旋量子数ms

(spinquantumnumber)

电子既有围绕原子核的旋转运动，也有自身的旋转，称为电子的自旋。物理意义：表示电子在空间的自旋方向取值：ms的取值只有两个，+1/2和－1/2，表示自旋只有两个方向：顺时针、逆时针，通常用“”、“”表示。

Electronspinvisualized测试电子自旋现象的实验装置综上所述：描述一个原子轨道要用三个量子数(n、l、m)，而描述一个原子轨道上运动的电子，要用四个量子数(n、l、m、ms)。主量子数n决定原子轨道的大小（即电子层数）和电子的能量；角量子数l决定原子轨道或电子云的形状同时也影响电子的能量；磁量子数m决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向；自旋量子数ms决定电子的自旋方向。例题：下列各组量子数哪些不合理？

1.n=2,l=1,m=02.n=2,l=0,m=-13.n=2,l=2,m=-14.n=2,l=3,m=25.n=3,l=1,m=16.n=3,l=0,m=-1

2346基础化学（11级）64-65B10466-68B11069-73C20174-75B10176-77B1022011-2012（2）期中考试安排时间：4月21日（周六）14:00–16:00电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系n电子层l电子亚层m轨道数1K01s012L012s2p0－1,0,+1133M0123s3p3d0

－1,0,+1－2,－1,0,+1,+21354N01234s4p4d4f0

－1,0,+1

－2,－1,0,+1,+2－3,－2,－1,0,+1,+2,+3135749161波函数的有关图形表示坐标变换：r2=x2+y2+z2x=rsincosy=rsinsinz=rcos0≤r∞0≤≤π

0≤≤2πyzxPOθφrP′Rn,l(r)：波函数的径向部分，由n，l决定Yl,m(,)：波函数的角度部分，由l，m决定(1)波函数（原子轨道）角度分布图——[Y(，φ)

-，φ

图]

Yl,m(,)图的作图方法：(了解即可)以原子核为原点建立三维空间直角坐标系，从原点引一线段，方向为（θ，φ），长度为|Yl,m(,)|值，将所有这些线段的端点连起来，在空间形成一个曲面，并在曲面各部分标上Y的正、负号，就得到波函数的角度分布图。例如：s轨道的角度波函数为：从原点出发，半径为作图故s原子轨道的角度分布图是球形zx+s轨道例如：pz轨道的角度波函数为：θ0153045607590Y0.4890.4720.4230.3450.2440.1260θ18016515013512010590Y-0.489-0.472-0.423-0.345-0.244-0.12600.472+-yz15°注意：由于Y(，φ)

与量子数n无关，只与l、m有关，因此，n不同，但l、m相同时，它们的角度分布图形状和伸展方向相同；角度分布图有正负之分，但不是表示正负电荷，丝毫没有“电性”意义，表示波函数有正负值，这一性质在讨论成键时有一定用途。波函数角度分布图(平面示意)s波函数角度分布图(立体示意)注：其中，浅色为“＋”号，深色为“－”号px，py，pz之间的位置关系:互相垂直⑵电子云图

波函数的平方||2代表电子在空间单位体积中出现的几率，即电子在空间出现的几率密度。

可用小黑点的疏密来表示空间各点的几率密度大小。

这种形象化的几率分布好像带负电荷的电子云，故称电子云图。1s、2s、3s电子云图1s2s3s2p、3p轨道电子云图2p3p⑶电子云的角度分布图——[Y2(，φ)

-，φ

图]

表示电子在核外空间不同角度出现的几率密度的大小特点：①原子轨道角度分布图有正、负之分，而电子云角度分布图全部为正值，这是由于|Y|平方后，总是正值；②电子云角度分布图比原子轨道角度分布图“瘦”些，这是因为|Y|值小于1，因此|Y|2一定小于|Y|

。电子云角度分布图(平面示意)⑷电子云的径向分布图反映电子出现的几率在任意角度随r的变化情况假若考虑电子出现在半径为r，厚度为dr的薄球壳的几率rdr几率=几率密度体积因此这个球壳内电子出现的几率=│R│24πr2dr

单位厚度的球壳夹层的几率（用D(r)表示）D(r)=│R│24πr2dr/dr=│R│2

4πr2

离核近（r小），│R│2大，4πr2

小离核远（r大），│R│2小，4πr2

大讨论：有极值，在a0处最大52.9

氢原子电子云径向分布函数图径向分布函数图特点①不同状态的径向分布函数图有(n－l)个峰。3s?②n相同，l越小，最小峰离核越近，最大峰离核越远。n=3，l=0，有三个峰③l相同，n越大，主峰离核越远，小峰离核越近。几种电子云的总体分布图原子轨道的含义并不等于电子的几率密度分布，更不等于电子云。原子轨道是指电子一定的空间运动状态，而电子在一定空间运动状态除了有一定的几率密度分布外，还有一定其他物理性质，如能量、半径等。

电子云只是电子在空间出现的几率密度分布的形象化表示。而且用波函数表示原子轨道的图象和电子云的图象也不同，除了形状略有不同外，主要差别在于波函数的图象有正负之分，而电子云的图象则没有正负号。+2He++2He2-He屏蔽效应

我们把电子之间的排斥相当于部分抵消了核对电子的吸引作用称为屏蔽效应(screeningeffect)。5.3多电子原子结构5.3.1屏蔽效应与钻穿效应单电子体系(氢原子、类氢离子)能量：只与n有关(z：核电荷数=1)多电子体系能量：与n，l都有关，电子排斥使能量升高。(

，屏蔽常数)σ反映了其余电子对所讨论电子的排斥作用结论：屏蔽效应，使电子的能量升高钻穿效应外层电子钻到内层，出现在离核较近的地方，使受到内层电子的屏蔽作用减小，受核的引力较强，这种现象称为钻穿效应(penetrationeffect)。D(r)r3d3p3s结论：钻穿效应，使电子的能量降低3d与4s轨道的径向分布图钻穿能力：4s>3d能量大小：E4s<E3d屏蔽效应：其他电子（屏蔽电子）对某轨道上电子（被屏蔽电子）的屏蔽能力钻穿效应：某轨道上电子（被屏蔽电子）回避其他电子的屏蔽能力从两个侧面描述电子之间的作用，着眼点不同，本质上都是一种能量效应。⑴综合屏蔽效应和钻穿效应，一般规律1)n不同，l相同：E1s<E2s<E3s<……

n越大，电子云的径向分布图的主峰离核越远，轨道能量越高；

n越大，已填入的相对于n的内层轨道上的电子数就越多，受到的屏蔽效应越大，有效核电荷越小，所以轨道能量也越高。

多电子原子轨道能级2)n相同，l不同：Ens<Enp<End<Enf<……（能级分裂）n相同，l越小，峰数(n－l)越多。对于主峰离核越远，轨道能量越高；对于小峰离核越近，受到核的引力强，同时受到其它电子的屏蔽也小，轨道能量越低。两方面矛盾，但小峰影响因素为主。3)n不相同，l不同：发生能级交错如：E3d>E4sE4f>E6s3d与

4s轨道的径向分布图思考：比较Li2+中E2SE2p=

E3d

E4s⑵

能级组和近似能级图能级组：由于n，l决定能量，徐光宪把(n+0.7l)的第一位数字相同的能级并为一个能级组，并称为第几能级组。能级组IIIIIIIVVVI原子轨道1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p同一能级组内能级间的间隔较小，组与组之间的能量间隔较大。组内电子数288181832Pauling近似能级图核外电子排布的原则能量最低原理：电子先填充能量低的轨道，后填充能量高的轨道，尽可能保持体系的能量最低。（见书P33图2.17）Pauli（保利）不相容原理：即同一原子中没有运动状态完全相同的电子，即同一原子中没有四个量子数完全相同的两个电子，因此每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。Hund（洪特）规则：电子在能量简并的轨道中，尽量以相同的自旋方式，分占不同的轨道，则体系的能量低。

多电子原子核外电子构型洪特规则的特例：等价轨道处于全充满、半充满时，或全空状态较稳定。

轨道全空半充满全充满注意：写电子排布式时，将主量子数相同的轨道写在一起，按n小的在前，n大的在后的顺序排布。价电子排布是指：主族元素只写最外层ns，np轨道的电子排布，副族元素只写(n－1)d，ns轨道的排布。例如：K4s1，Cu3d104s1为了避免电子结构式书写过长，通常把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K的电子结构式可表示为〔Ar〕4s1有些元素电子排布情况与上述规律不完全符合，我们必须尊重事实。

例如：44号钌的价电子层结构是4d75s145号铑是4d85s1实验表明，当原子失去电子形成正离子时，总是首先失去最外层电子。Z′=Z－σZ′：有效核电荷(effectivenuclearcharge)，指被其它电子屏蔽后的核电荷；σ：屏蔽常数(screeningconstant)，反映了其它电子对所选电子之间的排斥作用多电子原子的能量公式变为：规律：内层电子对外层电子的屏蔽作用大，同层电子间的屏蔽效应较小，不考虑外层电子对内层电子的作用。屏蔽效应使得核对电子的引力减弱，因而电子具有的能量增大。所以多电子原子中，l相同n不同的电子，n越大，所受的屏蔽作用越强，能量越高，即E1s<E2s<E3s<…；E2p<E3p<E4p<…；E3d<E4d<E5d<…等等。钻穿效应对于n相同而l不同的轨道上的电子，由于电子云的径向分布不同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量的现象称为钻穿效应(penetrationeffect)。D(r)r3d3p3s其结果是使电子的能量降低屏蔽效应：其他电子（屏蔽电子）对某轨道上电子（被屏蔽电子）的屏蔽能力钻穿效应：某轨道上电子（被屏蔽电子）回避其他电子的屏蔽能力从两个侧面描述电子之间的作用，着眼点不同，本质上都是一种能量效应。多电子原子轨道能级⑴

一般规律1)n不同，l相同：E1s<E2s<E3s<……

n越大，电子云的径向分布图的主峰离核越远，轨道能量越高；

n越大，已填入的相对于n的内层轨道上的电子数就越多，受到的屏蔽效应越大，有效核电荷越小，所以轨道能量也越高。2)n相同，l不同：Ens<Enp<End<Enf<……（能级分裂）n相同，l越小，峰数(n－l)越多。对于主峰离核越远，轨道能量越高；对于小峰离核越近，受到核的引力强，同时受到其它电子的屏蔽也小，轨道能量越低。两方面矛盾，但小峰影响因素为主。3)n不相同，l不同：发生能级交错如：E3d>E4sE4f>E6s3d与

4s轨道的径向分布图⑵

能级组和近似能级图能级组：由于n，l决定能量，徐光宪把(n+0.7l)的第一位数字相同的能级并为一个能级组，并称为第几能级组。能级组IIIIIIIVVVI原子轨道1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p同一能级组内能级间的间隔较小，组与组之间的能量间隔较大。组内电子数288181832Pauling近似能级图5.3.2多电子原子核外电子排布核外电子排布的原则能量最低原理：电子先填充能量低的轨道，后填充能量高的轨道，尽可能保持体系的能量最低。Pauli（保利）不相容原理：即同一原子中没有运动状态完全相同的电子，即同一原子中没有四个量子数完全相同的两个电子，因此每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。Hund（洪特）规则：电子在能量简并的轨道中，尽量以相同的自旋方式，分占不同的轨道，则体系的能量低。洪特规则的特例：等价轨道处于全充满、半充满时，或全空状态较稳定。

轨道全空半充满全充满Note：写电子排布式时，将主量子数相同的轨道写在一起，按n小的在前，n大的在后的顺序排布。价电子排布是指：主族元素只写最外层ns，np轨道的电子排布，副族元素只写(n－1)d，ns轨道的排布。例如：K4s1，Cu3d104s1为了避免电子结构式书写过长，通常把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K的电子结构式可表示为〔Ar〕4s1有些元素电子排布情况与上述规律不完全符合，我们必须尊重事实。

例如：44号钌的价电子层结构是4d75s145号铑是4d85s1实验表明，当原子失去电子形成正离子时，总是首先失去最外层电子。5.4电子层结构与元素周期表周期表中共有七行，每一行为一个周期，对应一个能级组，共有七个周期周期数=电子层数=最外层电子的主量子数n元素数目=相应能级组中原子轨道的最大电子容量例如：19K？核外电子排布：[Ar]4s1

，最外层电子对应n=4，所以钾元素属于第四周期。5.4.1周期(period)能级组IIIIIIIVVVI原子轨道1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p周期数原子

序数元素数目最高能级组最大电子容量11~221s第一能级组223~1082s,2p第二能级组8311~1883s,3p第三能级组8419~36184s,3d,4p第四能级组18537~54185s,4d,5p第五能级组18655~86326s,4f,4d,6p第六能级组32787~116(未完)307s,5f,5d,7p第七能级组32周期的划分和轨道能级组的关系原子的电子层结构相似的元素落在同一列，称为族。凡包含长、短周期元素的各列，称为主族从IA到VIIA再加0族共8个主族仅包含有长周期元素的各列，称为副族从IB到VIIB和Ⅷ族共8个副族5.4.2族(group)

按电子填充顺序，凡最后一个电子填入ns或np轨道的元素。其内层电子处于全满状态，共有8个主族。例如：16S？核外电子排布：1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4

价电子为：3s23p4

族数：VIA主族

表示：ⅠA~ⅦA和0族

族数=最外层电子数=价层电子数=最高氧化值

按电子填充顺序，凡最后一个电子填入次外层(n－1)d轨道或倒数第三层(n－2)f

轨道的元素，共有8个副族。

表示：IB~ⅦB和VIII价电子层：ns、np、(n-1)d

和(n-2)f轨道，最外层一般只有1~2个电子。副族②ⅢB~ⅦB族：(n-1)d1－5

ns1－2，

族数=(n-1)d+ns

电子总数例如：25Mn，[Ar]3d54s2ⅦB族①ⅠB和ⅡB族：(n-1)d10

ns1－2，族数=ns

电子数

例如：29Cu，ⅠB族③Ⅷ族：(n－1)d6－9ns1－2。 包括了三个纵列、9种元素。

特殊：Pd：[Kr]4d105s0。s区元素：价电子构型为ns1～2，包括IA和IIA族元素。p区元素：价电子构型为ns2np1～6，包括ⅢA～ⅦA和0族。d区元素：价电子构型为(n－1)d1～9ns1～2，包括ⅢB～ⅦB

和第Ⅷ族元素。ds区元素：价电子构型为(n－1)d10ns1～2，包括IB和IIB元素。f区元素：价电子构型为(n－2)f1～14d0～1ns25.4.3特征电子组态例题：已知某元素在周期表中位于第五周期，ⅥA族，试写出基态原子的电子排布式、元素名称、符号、原子序数解：在周期表中位于第五周期，则为第五能级组：5s4d5p；ⅥA族，则最外层价电子总数为610得到其电子排布式为：[Kr]4d105s25p4元素名称:碲、Te、52故：5s2

4d5p4金属半径：在金属晶体中，相邻两个金属原子核间距的一半称为该原子的金属半径。范德华(vanderWaals)半径：当同种元素的两个原子只靠范德华力（分子间作用力）相互吸引时，其核间距的一半称为范德华半径。共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，原子核间距离的一半称为该原子的共价半径。一般来说，同一原子：共价半径＜金属半径＜范德华半径5.5元素的基本性质的周期性5.5.1原子半径(atomicradius)比较不同原子的原子半径，必须采用同一原子半径标度，一般采用的是共价半径，其周期性变化规律如下：主族元素：从左到右，r减小，从上到下r增大。副族元素：从左到右，r缓慢减小，从上到下r略有增大，但变化情况不太规律。镧系元素：从左到右，r减少幅度更小，镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减少不明显的现象称为镧系收缩。⑴

定义

一个气态原子在基态失去1个电子而成为+1价气态离子所需的能量，称为该元素的第一电离能(I1)；从+1价气态离子再失去一个电子成为+2价气态离子所需的能量，称为该元素的第二电离能(I2)，余此类推。单位：kJ·mol-1

5.5.2原子的电离能(ionizationenergy)Note：一般来说，I1＜I2＜I3。因为原子失去一个电子后，成为带一个单位正电荷的阳离子，则其余电子受核的吸引力增大。I越小，该元素越容易失去电子，金属性越强；I越大，该元素越不容易失去电子，金属性越弱；可见电离能是衡量元素金属性强弱的重要参数。电离能的大小主要取决于有效核电荷、原子半径以及电子层构型。一般来说，有效核电荷越大，r越小，I越大，反之亦然。电子层构型越稳定，I越大。电离能随原子序数增加的变化⑵电离能的周期性变化同一周期：主族元素从IA到卤素，Z′增大，r减小，I增大。同一主族：从上到下，最外层电子数相同，