第七章 原子的电子结构

第七章原子的电子结构1803年Dalton原子学说（原子是不可分割的最小微粒）19世纪发现电子(阴极射线)1874年斯通尼(G.J.Stoney)把在导线内流动的电的基本单元称为电子1897年汤姆逊(J.J.Thomson)通过带电粒子在电场和磁场中的运动规律，测出了电子的荷质比：

e/me=1.75881961011C·kg-1

1906年米立根(R.A.Millikan)悬浮油滴法测定出：电子的电荷：e=1.602177310-19C

电子的质量:me=9.1110–31kg1904年，汤姆逊提出了第一个原子模型：枣糕模型

原子犹如一个体积颇大的带正电球体，一定数量的电子均匀地分布在这个球体中，与球内的正电荷中和，因而整个原子呈电中性。松软的蛋糕

粒子散射实验

(1909,盖革和马斯登射)卢瑟福(E.Rutherford)

粒子：

He2+

质量数4V=1.60107ms-1金箔约万分之一个别推测：（1）原子中存在带正电的基本粒子，而且质量比较大，但体积很小（个别折回）；（2）大部分空间是空的（大部分直线通过）1911年卢瑟福提出核型原子模型：原子中心有一个很小的正电荷核心，称为原子核，原子的全部质量几乎都集中在原子核上，而数量和核电荷数相等的电子围绕着原子核运行。104号元素电磁波谱

1.氢原子光谱与玻尔理论可见光区：400nm700nm紫外区：10nm400nm红外区：700nm1000m氢原子光谱

紫外区

可见区

红外区397.007410.120434.010486.074656.210氢原子光谱是线光谱（可见区有5条谱线），而不是连续的带光谱，这一实验结果不符合经典电磁学理论。按照经典电磁学理论，电子绕核作圆周运动，原子不断发射连续的电磁波（即原子光谱），故原子光谱应该是连续的；而且电子的能量逐渐降低，最后坠入到原子核里去，使原子不复存在。1885年巴尔默(J.J.Balmer)上述五条谱线的波长可以用一个简单公式表示：

=B=364.6nm

n=3=656.210nmn=4=486.074nmn=5=434.010nmn=6=410.120nmn=7=397.007nm

1890年里德堡(J.R.Rydberg)提出了描述氢光谱的通用公式为:

(波数)==

n:正整数,

n2>n1,R=1.09737107m-1(里德堡常数

)

n1=1,n2=2,3,4,……赖曼(Lyman)系远紫外区

n1=2,n2=3,4,5,……巴尔默

(Balmer)系可见区

n1=3,n2=4,5,6,……派兴(Paschen)系近红外区

n1=4,n2=5,6,7,……勃拉克(Bracket)系红外区

n1=5,n2=6,7,8,……芬德(Pfund)系红外区

Planck旧量子论(1900):

物质吸收或者释放能量不是连续的，而是量子化的,也就是说,能量只能按某一个最小单位一份一份地吸收或者释放的。这一最小的能量单位称为“能量子”。光的能量单位称为“光量子”或“光子”。光子的能量大小E光=h

=C/

总能量E总=nh

玻尔理论（1913）中的两个重要假设

1.量子化条件：核外电子只能在有确定半径和能量的特定轨道上运动，而且每一个稳定轨道的角动量P是量子化的，它等于h/(2)的整数倍

P=nh/(2)P=mvr

定态轨道的半径：

r=nh/(2mv)

r=定态轨道半径n=不连续的正整数

h=Planck常数（6.62610-34J•s）

m=电子的质量v=电子的运动速度2.频率条件：电子在这些轨道上运动时并不辐射出能量，电子在不同轨道之间跃迁时，原子会吸收或辐射能量（光子），并且光子的能量为跃迁轨道的能量之差。

E光=E=E2

E1

E光=h

=c/E=hc/

在此假设基础上运用牛顿力学原理,计算出氢原子各定态轨道的半径和能量.在定态上，向心力和离心力达平衡：

=因为：mevr=nh/(2)

所以:v=nh/(2mer)=r==a0(a0=)r=a0n2/Z

a0

：波尔半径，52.9pm（即0.529Å）Z：核电荷数；n：正整数氢原子或类氢原子（单电子离子：He+,Li2+,Be3+等）

氢原子各定态轨道的半径:

r=a0n2n=1r=52.9(1)2=52.9pmn=2r=52.9(2)2=212pmn=3r=52.9(3)2=477pmn=4r=52.9(4)2=634.8pm电子在各定态的总能量E为:E=Ek+EpEk=Ep=-=E

=

Ek+Ep=-=-Eh

Eh

(其中Eh=)=-氢原子或类氢原子（单电子离子：He+,Li2+,Be3+等）各定态轨道的能量:Eh=27.2eV=1a.u.Eh:哈特里能；a.u.：能量的原子单位e:1.60210-19CZ：核电荷数；n：正整数

氢原子各定态轨道的能量:

Eh=27.211396eV=1a.u.Eh:哈特里能；a.u.：能量的原子单位；e:1.60210-19Cn=1E=-0.5a.u.n=2E=-0.125a.u.n=3E=-0.056a.u.n=4E=-0.031a.u.n=E=0氢原子的轨道和能级图

轨道图

能级图

Bohr理论对氢光谱的解释:因为轨道的半径不连续，所以轨道的能量也不连续因为E=hc/，所以只能发射某些波长的光因为氢原子的轨道能量

1/=n2>n1

Eh/(2hc)=RH

1.0967759107m-1

实验结果：

1.09737107m-1

2.1.微观粒子具有波粒二象性微观粒子：电子、原子、中子等1923年，德布罗意(L.deBroglie)指出：微观粒子也有波粒二象性，它们的波长为：

=h/PP=mv=h/(mv)

任何运动的物体都有波动性例：重0.10kg、速度为5.0m·s-1的篮球

=6.62610-34/(0.105.0)=1.310-33m后来，电子的衍射实验证明了德布罗意的观点。

2.微观粒子的特性和运动规律2.2.

不确定性原理(测不准原理)

测不准关系式：

x

p=x：位置的测量误差（或不确定性）p：动量的测量误差（或不确定性），即反映速度的测量误差（或不确定性）p=mv

x

v=h/(4m)

h:planck常数6.62610-34J•s例：考察在一个直径约为1.010-10m的原子内电子的运动。若原子内电子的空间位置的不确定性为x=1.010-10

m，计算其速度的不确定性。这个实例说明，原子内部电子运动的速度不确定性非常大。如果已知某一瞬间电子的空间位置，要问过一段时间电子在哪里？问答只能是：“不知道。”因为速度误差实在太大了薛定谔(Schrödinger)方程(1925年)

-------描述原子核外电子运动的波动方程用波动方程描述微观粒子运动的科学称为波动力学或量子力学3.氢原子的量子力学模型+V=E

（在以x,y,z为变量的正交坐标系中）

：核外电子运动的波函数me：电子质量9.110-31Kgh：planck常数6.62610-34J•sE：电子的总能量；V：电子的势能–电子的一种运动状态（物理意义不明确）2

–核外空间某处电子出现的“几率密度”（单位体积里出现的几率）在一个体积为d=dxdydz的微小空间内发现波粒子的几率为：

w=2d因为在全部空间内发现一个粒子的总几率是1，所以描述几率密度的波函数必须满足条件：

=1n：主量子数，1，2，3，…..，nl：角量子数，0，1，2，…..，n-10123456…..spdfghi…..m（ml）：磁量子数

0，1，2，……，l

原子轨道名称波函数n=1,l=0,m=01s1s

n=2,l=0,m=02s2s

l=1,m=02Pz2pz

m=1,-12Px,2py2px,2py

原子轨道名称波函数n=3,l=0,m=03s3s

l=1,m=03Pz3pz

m=1,-13Px,3py3px,3py

l=2,m=03dz2

m=1,-13dxz,3dyzm=2,-23dxy,3dx2-y2

P轨道组：PxPyPzd轨道组：dz2dxzdyzdxydx2-y2

=E-

（在以r,,为变量的球极坐标系中）坐标转换(n,l,m)(r,,)=R(n,l)(r)Y(l,m)(,)R(n,l)(r)：径函数Y(l,m)(,)：角函数通过必要的数学运算，可以得到三个通解（氢原子和类氢原子）：E=-n（主量子数）=1,2,3,4,5…………..l（角量子数）=0,1,2,3,4…………..n–1m（磁量子数）=0,1,2,………….l将量子数n,l,m代入后，得到一个特解,例如：

1s轨道：

n=1,l=0,R10(r)=l=0,m=0,

=2pz

轨道：

n=2,l=1,R21(r)=

l=1,m=0,

=a0：波尔半径

52.9pmZ：核电荷数氢原子1s轨道：

n=1,l=0,R10(r)=2p轨道：

n=2,l=1,R21(r)=

R(n,l)(r)：径函数氢原子轨道的径函数

r=2a0r=1.9a0,7.1a0R(r)：没有明确的物理意义R2(r)：电子沿径向出现的几率密度（概率密度）径节面数：nl11s2s3s2p3p3d径节面数：012010氢原子径向几率密度函数和电子云密度图

一个半径为r、厚度为dr的球壳

半径为r的球的表面积：4r2

厚度为dr的球壳的体积为：

4r2dr

该球壳中出现电子的几率：

R2(r)4r2dr

单位厚度球壳出现电子的几率：

R2(r)4r2dr/dr=R2(r)4r2R2(r)4r2：在半径为r，单位厚度球壳内发现电子的几率氢原子电子的径向分布图

r=1a0Y(l,m)(,)：角函数pz

轨道：l=1,m=0,

=pz轨道

a.角函数b.角度几率密度函数c.电子云角度分布剖面图在z轴方向角度几率密度最大！Y(,)：没有明确的物理意义Y2(,)：电子沿角向出现的几率密度（概率密度）角节面数：l

spdf角节面数：0123总节面数(径节面数+角节面数)：nl1+l=n1如：3s:2；3p：2；2p：1px和py轨道

角

函

数

角度几率密度函数

电子云角度分布

pxpyPx:在x轴方向角度几率密度最大！Py:在y轴方向角度几率密度最大！s:l=0,m=0s:在任何方向角度几率密度都一样！d轨道

:在z轴方向角度几率密度最大！:在x轴和z轴的角平分线方向角度几率密度最大！:在y轴和z轴的角平分线方向角度几率密度最大！:在x轴和y轴方向角度几率密度最大！:在x轴和y轴的角平分线方向角度几率密度最大！2pz和3pz轨道的电子云空间分布

五个3d轨道的电子云空间分布的截面

n---

主量子数（正整数）描述原子中电子出现几率最大处离核的远近，是决定原子轨道能量高低的主要因数。对氢原子和类氢原子：在氢原子和类氢原子中，轨道的能量仅仅由主量子数n决定，跟角量子数l和磁量子数m无关。对同一个单电子原子或离子（即Z相同），相同主量子数的轨道有相同的能量。如：E3s=E3p=E3dEns=Enp=End=EnfEh=27.2eV=1a.u.Eh:哈特里能a.u.：能量的原子单位Z：核电荷数氢原子的能级图

单电子原子或离子中电子运动状态的能量仅由主量子数n决定，跟角量子数l、磁量子数m

无关。

l-----

角量子数是一个决定电子绕核运动的角动量的量子数。因为在量子力学中，电子绕核运动的角动量M为：

M=决定轨道的形状s:l=0,球形p:l=1,哑铃形d:l=2,花瓣形

m（ml）

--–磁量子数决定轨道的伸展方向s:m=0,向四周伸展Pz:m=0,沿z轴方向伸展

Px

沿x轴方向伸展

m=1Py

沿y轴方向伸展n,l,m三个量子数为电子绕核运动的量子数原子轨道是由n,l,m三个量子数决定的ms–----自旋量子数描述电子的自旋方向的量子数取值：+1/2或–1/2氢原子束在不均匀磁场中的分裂电子的运动状态是由n,l,m,ms四个量子数决定的原子轨道是由n,l,m三个量子数决定的例1：给出下列量子数组所描述的轨道的符号n=3,l=23p轨道3d轨道n=3,l=1给出2p轨道量子数（n,l,m）的组合n=2,l=1,m=0,1给出3d轨道量子数（n,l,m）的组合n=3,l=2,m=0,1,2例2：写出电子在下列轨道中的所有可能的量子数（包括自旋量子数），并指出每个轨道包括多少个不同的电子运动状态？n=3,l=1,m=0,1,ms=1/23p轨道包括6个不同的电子运动状态3p3pzn=3,l=1,m=0,ms=1/23pz轨道包括2个不同的电子运动状态例3：在铜的x射线谱中，当一个电子从2p轨道变到1s轨道时，发射出波长为1.54Å的射线。在铜中这些轨道间能量差为多少？解：E=h

=hc/=6.62610-343108/(1.5410-10)=1.2910-15(J)例4：下面哪些量子数组决定的运动状态是允许的（A）。

A.n=2,l=1,m=0,ms=-1/2B.n=2,l=2,m=-1,ms=1/2C.n=3,l=0,m=1,ms=-1/2D.n=2,l=3,m=2,ms=-1/24.1.多电子原子的轨道能级

中心场近似

V=Z*：有效核电荷数

其中一个重要结论:在多电子原子中，电子的运动状态也是由n,l,ml

和ms

四个量子数决定的，电子在由这四个量子数所决定的各运动状态上的空间分布特征完全和在单电子原子中一样。4.多电子原子的结构与周期律原子光谱给出的锂和钠的能级图能级分裂:Ens<Enp<End<Enf

能级交错:E4s<E3d,E5s<E4d

对于同一个多电子原子，原子轨道能量不仅与主量子数n有关，还与角量子数l有关。4.2.屏蔽效应和穿透效应(其中Eh为哈特里能，即1a.u.)

Z*----称为作用在电子上的有效核电荷和原子的核电荷数Z之间的关系为：

Z*=Z

-----称为屏蔽常数

屏蔽效应E=-Z*2Eh/

(2n*2)穿透效应（穿透作用）电子在主量子数相同而角量子数不同的轨道上的径向分布是不一样的，从而导致内层电子对它们的屏蔽效应不同，这种影响就形象地称为穿透效应2s和2p电子向1s电子云的穿透

E2s<E2pE=-Z*2Eh/

(2n*2)Z*=Z2s轨道上的电子穿入1s电子云的比例较大穿透能力：ns轨道>np轨道>nd轨道>nf轨道>...屏蔽常数：ns<np<nd<nf轨道能量：Ens<Enp<End<Enf在多电子原子中，角量子数l对原子轨道能量的影响起源于电子的径向分布原子序数小时，不会发生能级交错原子序数大时，会发生能级交错，因为此时穿透效应比较明显多电子原子轨道

能级图

随原子序数增加多电子原子中各原子轨道能量的变化趋势

原子序数Z=1，氢原子Ens=Enp=End=Enf同一个多电子原子：1s<2s<2p<3s<3p<3d能级交错：E3d>E4s

（Z=1519：P,S,Cl,Ar,K）E4d>E5s

同样的轨道在不同的原子中，能量也是不一样的，总的趋势是Z增加，E下降E=-Z*2Eh/

(2n*2)Z*=Z原子轨道在能量上的这种变化特征最终决定了多电子原子的电子结构，即电子的排布4.3.多电子原子的基态电子构型（电子排布）核外电子在各原子轨道上的分配称为原子的电子结构基态：原子处于能量最低的状态，电子排布是唯一的激发态：电子排布不是唯一的，与激发的能量有关按照核内加1个质子、核外加1个电子的方式逐个构建原子，随着原子序数的递增，每个新增加的核外电子将按如下顺序陆续填满各个原子轨道，这条经验规则就叫构造原理。

占有这些轨道的元素目前还没有被发现

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p(1s)(2s2p)(3s3p)(4s3d4p)(5s4d5p)(6s4f5d6p)(7s5f6d7p)分成7个能级组，每个能级组中原子轨道的能量相接近。4s3d4p：第四周期元素所对应的能级组7s5f6d7p：第七周期元素所对应的能级组

光谱学家把n相同的电子分为一层，如n=1,K层，

n=2,L层，n=3M层……

化学家喜欢根据能量上的某种相似性把由n和l决定的各亚层按如下的方式分层：

第1层：1s

第2层：2s2p第3层：3s3p

第4层：4s3d4p第5层：5s4d5p

第6层：6s4f5d6p第7层：7s5f6d7p1.泡里原理（泡里不相容原理）

---在原子中不存在四个量子数完全相同的二个电子。也可以说：每个由三个绕核量子数决定的轨道只能接纳二个自旋相反的电子。排布规则：s:2,p:6,d:10,f:14,g:182.

能量最低原理---在不违反泡里原理的前提下，电子总是先进入能量最低的轨道。Z=2He1s21s12s1(激发态)Z=3Li1s22s11s12s2(激发态)1s12s12p1(激发态)1s3(不允许或禁阻)3.洪特规则---

第一规则：在填充主量子数和角量子数相同的各个轨道时，电子总是先按自旋平行的方式单独地占有各个轨道，而后再配对。等价轨道：能量相等，轨道形状大致相同，成键能力相等（2p，3d，4f）

第二规则：主量子数和角量子数相同的轨道组处于半充满或全充满状态时，体系的能量低，这二种状态相对比较稳定。电子排布式N31s22s22p6Z=22Ti1s22s22p63s23p63d24s2

或[Ar]3d54s1

Z=24Cr1s22s22p63s23p63d54s1

或[Ar]3d54s1

电子构型的轨道图式：填充电子时，先填4s轨道，再填3d轨道！失去电子时，先失去4s轨道上的电子，再失去3d轨道上的电子！Cr3+

1s22s22p63s23p63d3

Mo[Kr]4d55s1Z=26Fe1s22s22p63s23p63d64s2

电子构型的轨道图式：Fe2+1s22s22p63s23p63d6Fe3+1s22s22p63s23p63d5

Z=29Cu1s22s22p63s23p63d104s1

或[Ar]3d104s1

Cu+1s22s22p63s23p63d10

Cu2+1s22s22p63s23p63d9

Ag[Kr]4d105s1

Au[Xe]4f145d106s1

然而视电子在(n-1)d轨道的交换能以及(n-1)d和ns轨道的能量差的相对大小，有些原子也会采取(n-1)d4ns1、

(n-1)d7ns1、(n-1)d8ns1、(n-1)d9ns1甚至(n-1)d10ns0等电子构型。例如：

Nb：[Kr]4d45s1Ru：[Kr]4d75s1Rh：[Kr]4d85s1

Pt：[Xe]4f145d96s1Pd：[Kr]4d10顺磁性：具有成单电子，成单电子数越多，原子（或离子）的顺磁性越大。

O1s22s22p4

Fe1s22s22p63s23p63d64s2

Cu1s22s22p63s23p63d104s1

Cu+1s22s22p63s23p63d10

(，2个成单电子)(，4个成单电子)(，1个成单电子)(X，没有成单电子)8个主族：1A,2A,3A,4A,5A,6A,7A,8A8个副族：1B,2B,3B,4B,5B,6B,7B,8B共18个族：1,2,3,4,…..,17,18

7个周期第一周期：1s2

第二周期：2s2p8

第三周期：3s3p8

第四周期：4s3d4p18

第五周期：5s4d5p18

第六周期：6s4f5d6p32

第七周期：7s5f6d7p32共：118短周期元素长周期元素s区

价层电子填充在ns亚层的元素,包括第1族(碱金属元素)、第2族(碱土金属元素)元素。价电子构型：ns1-2p区

价层电子填入np亚层的元素,包括第13至18族元素。价电子构型：ns2np1-6d区

价层电子陆续填充(n1)d亚层的元素，包括第3到12

族元素。d区元素的性质在第2族和第13族元素之间逐步过渡，所以也叫过渡元素。价电子构型：(n-1)d1-6ns1-2

f区

价层电子陆续填充(n2)f亚层的元素，包括第6周期的镧系和第7周期的锕系等28个元素,也称为内过渡元素。例5：根据电子排布规律预测：（1）第八周期有多少个元素（2）首次出现5g电子的元素的原子序数（3）Z=114的元素在周期表的位置要求：第一到第四周期元素和所有主族元素的原子序数、元素符号、基态电子构型（电子排布式）、电子构型的轨道图式。8s8p8d8f8g9s9p9d9f9g（1）第八周期对应的能级组

8s5g6f7d8p

2+18+14+10+6=50种元素（2）首次出现5g电子的元素的原子序数：118+2+1=121（3）Z=114的元素在周期表的位置：第七周期第14族(或4A族)例6：Ni的价电子构型：3d84s2在周期表中第____四___周期，第____10____族，____d____区，成单电子数____2______。5.1.原子半径(r)

共价半径---同种元素两个原子以共价单键结合时两原子核间距的一半。单质的结晶半径----单质晶体中相邻两个原子的核间距的一半。

vanderWaals半径---原子间以vanderWaals力相互作用时相邻两个原子的核间距的一半。

5.元素基本性质的周期变化规律范德华半径>

单质的结晶半径>

共价半径比较不同原子的半径时，应以同一种原子半径进行比较！同一族元素的原子半径随周期数增加而增大（从上到下依次增加）。副族元素：同一族元素从上到下原子半径增加的幅度比主族元素小，特别是第五、六周期的原子半径比较接近。同一周期元素的原子半径随原子序数增加而减小（从左到右依次减小）。长周期元素：主族元素原子半径减小的幅度与短周期元素原子半径减小的幅度相同，过渡元素原子半径减小的幅度明显要小，内过渡元素原子半径减小的幅度更小。原子半径变化规律

H的原子半径最小，Fr的原子半径最大（不考虑放射性则为Cs）特殊性：F<Ne,Cl<Ard区元素的缩容效应镧系缩容效应（镧系收缩效应）第11族(铜分族)和第12族(锌分族)元素的原子半径也都比同周期的其它d区元素的原子半径要大一些H

30

78120

原子半径（单位：pm）He128122Li123152Be

89113.3H

30

78120元素符号共价半径单质的结晶半径范德瓦尔半径B

88

83208C

77185N

70

71154O

66140F

58

70.9135Ne160Na153.7231Mg136160Al125143.1205Si117117200P110115190S104104185Cl

99181Ar174191K203227231Ca174197.3Sc144160.6Ti132144.8V132.1Cr124.9Mn117124Fe117124.1Co116125.3Ni115124.6Cu117127.8Zn125133.2Ga125122.1Ge122122.5As121125200Se117125.2200Br114195Kr189198Rb247.5244Sr192215.1

Y162181Zr145160Nb134142.9Mo129134.2Tc135.8Ru124134Rh125134.5Pd128137.6Ag134144.4Cd141148.9In150162.6Sn140140.5Sb141182220Te137143.2220I133215Xe209218Cs235265.4262Ba198217.3La169187.7Hf144156.4Ta134143W130137.0Re128137.0Os126135Ir126135.7Pt129138Au134144.2Hg144160Tl155170.4Pb154175.0Bi152155240Po153167AtRnFr270Ra223Ac187.8镧系缩容效应（镧系收缩效应）

YZrNbMo

162145134129160181142.9134.2

LaHfTaW

169144134130187.7156.4143137.05.2.电离能(I)

电离：Ionization

气态基态原子失去电子变为气态基态离子时所吸收的能量称为原子的电离能。I（正值）

E(g)=E

(g)+e

(g)H1=I1E

(g)=E2

(g)+e

(g)H2=I2例如：

Na(g)=Na+(g)+e

(g)I1=

496kJ/molNa+(g)=Na2+(g)+e

(g)I2=

4562kJ/mol

Mg:I1=738kJ/molI2=

1451kJ/molI3=

7733kJ/mol

同一族元素的电离能都随原子序数增加而减小。（从上到下依次减小）同一周期元素的电离能随原子序数的增加而增大。（从左到右依次增加）

He最大不考虑放射性Cs最小全部元素的电离能随着原子序数的增加呈现：在同一周期由小变大，进入一个新的周期后突然减小而后有逐渐增大的周期性变化趋势。

第一电离能变化规律第2和第3周期元素的第一电离能

特殊性：Be>B,N>OMg>Al,P>S

ns2

ns2np3d区元素的缩容效应镧系缩容效应（镧系收缩效应）电离能的大小反映了原子金属性的强弱，电离能越小，表示越容易失去电子，金属性越强。H1312电离能I（单位：kJmol-1）He23725250Li5207298Be9001757V6541496元素符号第一电离能第二电离能B8012427C10862353N14022856O13143388F16813374Ne20813952Na4964562Mg7381451Al5781817Si7871577P10121903S10002251Cl12512297Ar15212666K4193051Ca5901145Sc6311235Ti6851310V6501414Cr6541496Mn7171509Fe7591561Co7581646Ni7461753Cu7371958Zn9061733Ga5791979Ge7621537As9441798Se9412045Br11402100Kr13512350Rb4032633Sr5501064Y6161181Zr6601267Nb6641382Mo6851558Tc

7021472Ru7111617Rh7201744Pd8051875Ag7312074Cd

8681631In5581821Sn7091412Sb8321595Te8691790I10081846Xe11702046Cs3762230Ba

503965La5381067Hf6541440Ta761W

770Re

760Os

840Ir

880Pt

8701791Au8901980Hg10071810Tl5891971Pb7161450Bi7031610Po812AtRn1037

气态基态原子获得一个电子变为气态基态负离子时所释放的能量称为电子亲和能

E(g)+e-(g)=E-(g)A=-H

例如:Cl(g)+e-(g)=Cl-(g)H=-349kJ/mol

A=349kJ/mol5.3.电子亲和能(A)

例如：

S(g)+e-

S-(g)H1=-200.4kJ/molA1=-H1=200.4kJ/molS-(g)+e-

S2-(g)H2=590kJ/molA2=-H2=-590kJ/mol周期性变化的总趋势和电离能的变化趋势一致：同族元素的电子亲和能随原子序数增加而减小（从上到下依次减小)同周期元素的电子亲和能随原子序数增加而增大(从左到右依次增大）电子亲和能的变化规律特殊性：惰性气体的亲和能为负值，第2,12族有类似行为np半满的元素比相邻者略小第2周期的B、C、N、O、F等元素的电子亲和能都比第3周期的同族元素Al、Si、P、S、Cl的电子亲和能小。这是由于第2周期元素的原子半径特别小，外面进去的电子会受到已占电子的较大排斥，因而就削弱了这些元素的气态原子亲合电子的能力。