原子结构与元素周期系详解

2024/11/21原子结构与元素周期系核外电子的运动状态核外电子的排布和元素周期系元素基本性质的周期性2024/11/22第一部分核外电子的运动状态氢原子光谱和玻尔理论微观粒子的波粒二象性波函数和原子轨道概率密度和电子云波函数的空间图象四个量子数2024/11/231━1氢原子光谱和玻尔理论氢原子光谱和玻尔理论玻尔理论的应用玻尔理论局限性

2024/11/24原子光谱——是不连续性的线状光谱氢原子光谱——是最简单的原子光谱玻尔的三点假设1、氢原子光谱和玻尔理论

2024/11/251.电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合一定条件的轨道上运动，即电子轨道的角动量P，必须等于h/2π的整数倍。这种符合量子化条件的轨道称为稳定轨道，电子在稳定轨道上运动时，并不放出能量。玻尔的三点假设2024/11/262.电子的轨道离核越远，原子所含的能量越大，原子在正常或稳定状态时（称为基态），各电子尽可能处在离核最近的轨道上，这时原子的能量最低。当原子从外界获得能量时（如灼热、放电、辐射等）电子可以跃迁到离核较远的轨道上去，即电子已被激发到较高能量级上，此时原子和电子处于激发态。

3.只有电子从较高的能级（即离核较远的轨道）跃迁到较低的能级（即离核较近的轨道）时，原子才会以光子形式放出能量。hν=E2-E1大家有疑问的，可以询问和交流可以互相讨论下，但要小声点2024/11/28玻尔理论局限性

对氢原子光谱的精细结构无法说明不能说明多电子原子光谱结论：量子性是微观世界的重要特征，要正确客观地反映微观世界微粒运动的规律，就必须用建筑在微观世界的量子性和微粒运动的统计性这两个基本特征基础上的量子力学来描述。2024/11/291━2微观粒子的波粒二象性一、光和实物粒子的波粒二象性

1924年德国物理学家

LdeBroglie(德布罗意)提出假设：既然光是一种微粒又是一种波，那么静止质量不为零的实物粒子也含有相似的二象性

1927年C.J.Pavisson(戴维逊)和L.H.Germer(盖末尔)获得一种晶体的电子衍射图，从实验上证实了deBroglie的假设，从此科学家们开始接受实物粒子的二象性。

2024/11/210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用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。2024/11/211结论：

1.电子等实物粒子具有波粒二象性；

2.不能用经典物理的波和粒的概念来理解它的行为。再次说明描述电子等微粒的运动规律只能用描述微粒运动规律的量子力学。2024/11/212

二、测不准原理和几率概念测不准原理：一个粒子的位置和动量不能同时地、准确地测定。注意：这里所讨论的不确定性并不涉及所用的测量仪器的不完整性，它们是内在固有的不可测定性。△x≥h/2πm×△v2024/11/213例1:对于m=10克的子弹，它的位置可精到

x

＝0.01cm,其速度测不准情况为：速度不准确程度过大∴对宏观物体可同时测定位置与速度2024/11/214例2:对于微观粒子如电子,m=9.1110-31Kg,半径

r=10-10m，则

x至少要达到10-11

m才相对准确，则其速度的测不准情况为：∴若m非常小，则其位置与速度是不能同时准确测定的2024/11/215结论：测不准关系很好地反映了微观粒子的运动特征——波粒二象性；根据量子力学理论，对微观粒子的运动规律只能采用统计的方法作出几率性的判断。测不准关系促使我们对微观世界的客观规律有了更全面更深刻的理解。2024/11/2161━3波函数和原子轨道薛定谔方程波函数和原子轨道

一定的波函数表示电子的一种运动状态，状态——轨道。

波函数叫做原子轨道，即波函数与原子轨道是同义词。2024/11/217从薛定谔方程中求出的具体函数形式，即为方程的解。它是一个包含nlm三个常数项的三变量（x、y、z）的函数。通常用表示。应当指出，并不是每一个薛定谔方程的解都是合理的，都能表示电子运动的一个稳定状态。所以，为了得到一个合理的解，就要求nlm不是任意的常数而是要符合一定的取值。在量子力学中把这类特定常数nlm称为量子数。通过一组特定的nlm就可得出一个相应的n，l，m（x、y、z），每一个即表示原子中核外电子的一种运动状态。2024/11/218

（2）波函数和原子轨道波函数在量子力学中起了核心作用，展示出原子和分子中电子的运动状态，是探讨化学键理论的重要基础。按照实物粒子波的本性和测不准原理的几率概念，物理学家玻恩M.Born假定粒子的波函数已不再是振幅的函数，取代它的是粒子出现的几率，当这个波函数的绝对值越大，粒子出现的几率也就越大。一定的波函数表示电子的一种运动状态，

状态——轨道。波函数叫做原子轨道，即波函数与原子轨道是同义词。2024/11/219原子核外电子的一种运动状态每一个波函数都有对应的能量E波函数ψ没有明确的直观的物理意义,但波函数绝对值的平方|ψ|2却有明确的物理意义（3）波函数的意义2024/11/2204概率密度和电子云概率和概率密度

概率＝ψ|(x·y·z)|2dτ

概率密度＝=ψ|(x·y·z)|2电子云

|ψ|2的空间图像就是电子云分布图像2024/11/221、

电子云

||2的空间图像就是电子云分布图像即电子云是从统计的概念出发，对核外电子出现的概率密度做形象化的描述。当电子云中黑点密的地方表示电子在此处出现的概率密度大，黑点稀的地方表示概率小。2024/11/2225、四个量子数量子

数

物

理

意

义取

值

范

围主量子数n描述电子离核远近及能量高低n=1,2,3,…正整数角量子数l描述原子轨道的形状及能量的高低l=0,1,2,…小于n的正整数磁量子数m描述原子轨道在空间的伸展方向自旋量子数ms描述电子的自旋方向ms=+1/2,-1/22－m=0,+1,-1,+2,,

…±l2024/11/223主量子数（n）角量子数（l）磁量子数（m）轨道符号轨道数1001s12002s110，＋1，-12p3

3003s110，＋1，-13p320，＋1，-1，＋2，-23d5

4

004s110，＋1，-14p320，＋1，-1，＋2，-24d530，＋1，-1，＋2，-2，＋3，-34f7

5005s110，＋1，-15p320，＋1，-1，＋2，-25d530，＋1，-1，＋2，-2，＋3，-35f7

40，＋1，-1，＋2，-2，＋3，-3,+4,-45g92024/11/224对比玻尔原子结构模型和波动力学模型两者所得的结果可得：两种理论都有着相同的能量表达式；波函数能解释其它一些原子的性质，如光谱线的强度等；从解薛定谔方程，量子数是通过边界条件自然的出现，但在Bohr模型中它们是人为规定的。在Bohr理论中，电子占据像行星绕太阳的轨道；在波动力学模型中（薛定谔方程）中，电子占据离域轨道，实验证明支持薛定谔方程所得图像2024/11/225第二部分核外电子的排布和元素周期系多电子原子的能级核外电子层结构的原则原子的电子层结构和元素周期系2024/11/2261、多电子原子的能级鲍林（L.Pauling）的近似能级图

屏蔽效应钻穿效应科顿原子轨道能级图2024/11/2272024/11/228（1）鲍林（L.Pauling）的近似能级图

近似能级图是按原子轨道的能量高低而不是按原子轨道离核的远近顺序排列起来。把能量相近的能级划为一组，称为能级

1s第一能级组

2s2p第二能级组

3s3p第三能级组

4s3d4p第四能级组

5s4d5p第五能级组

6s4f5d6p第六能级组

7s5f6d7p第七能级组在能级图中可以看到：相邻的两个能级组之间的能量差较大，而在同一能级组中各能级的能量差较小。2024/11/229在能级图中:所谓等价轨道是指其能量相同、成键能力相同，只是空间取向不同的轨道。角量子数l相同的能级，其能量由主量子数n决定，n越大，能量越高。主量子数n相同，角量子数l不同的能级，其能量随l的增大而升高。主量子数n和角量子数l同时变化时，从图中可知，能级的能量变化情况是比较复杂的。

2024/11/230（2）屏蔽效应与斯莱脱（Slater）规则

在多电子原子中，每个电子不仅受到原子核对它的吸引力，而且还要受到其它电子的斥力。我们把这种内层电子的排斥作用考虑为对核电荷的抵消或屏蔽，相当于使核的有效核电荷数减少。2024/11/231（2）屏蔽效应与斯莱脱（Slater）规则

Z*=Z－σE==

由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用和屏蔽效应。2024/11/232为了计算屏蔽参数，斯莱脱Slater提出规则可近似计算。Slater规则暂不介绍

Z*=Z－σE==

2024/11/233钻穿效应

在原子中，对于同一主层的电子，因s电子比p、d、f电子在离核较近处出现的概率要多，表明s电子有渗入内部空间而靠近核的本领，这种外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，称为钻穿作用。由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象，称为钻穿效应。由于钻穿效应的存在，使得电子在核外排布时出现了能级交错的现象。2024/11/2342024/11/2352、核外电子层结构的原则能量最低原理堡里不相容原理

（奥地利科学家）洪特（Hund）规则（德国科学家）2024/11/236⑴、能量最低原理

多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道，这称为能量最低原理。

2024/11/237⑵、堡里不相容原理

一个电子的四个量子数为（3、2、0、-1/2）另一个电子的四个量子数为（3、2、0、+1/2）从保里原理可获得以下几个重要结论：a)每一种运动状态的电子只能有一个。b)由于每一个原子轨道包括两种运动状态，所以每一个原子轨道中最多只能容纳两个自旋不同的电子。c)因为s、p、d、f各分层中原子轨道数为1、3、5、7所以各分层中相应最多只能容纳2、6、10、14个电子。d)每个电子层原子轨道的总数为n²个，因此，各电子层中电子的最大容量为2n²个。2024/11/238⑶、洪特（Hund）规则

电子分布到能量相同的等价轨道时，总是尽先以自旋相同的方向，单独占领能量相同的轨道。

例:

7N2p2s1s

2024/11/239作为洪特规则的特例，等价轨道：全充满p6、d10、f14

半充满p3、d5、f7

全空p0、d0、f0

的结构状态比较稳定例：19号K1s22s22p63s23p64s1

原子实结构式为[Ar]4s124号Cr[Ar]3d54s12024/11/2403、原子的电子层结构

和元素周期系原子的电子层原子的电子层结构与元素的分区原子的电子层结构与周期的关系原子的电子层结构与族的关系元素周期系的发展前景2024/11/241原子的电子层

注意几个例外:24号Cr3d54s129号Cu3d104s1

40号Zr4d25s241号Nb4d45s1

42号Mo4d55s143号Tc4d55s2

44号Ru4d75s145号Rh4d85s1

46号Pd4d102024/11/242原子的电子层结构

与元素的分区

2024/11/243核外电子的排布（原子的电子层结构）1 HHydrogen 氢 1s1

*2HeHelium 氦 1s2

3LiLithium锂 1s22s14 BeBeryllium 铍 1s22s2

5 B Boron 硼 1s22s22p1**6 C Carbon 碳 1s22s22p27 N Nitrogen 氮 1s22s22p38 O Oxygen 氧 1s22s22p49 F Fluorine 氟 1s22s22p510 Ne Neon 氖 1s22s22p6原子序数电子轨道图元素符号

英文名称中文名称电子结构式2024/11/24411 Na Sodium钠

1s22s22p63s112 Mg Magnesium镁1s22s22p63s213 Al Aluminium铝1s22s22p63s23p114 Si Silicon 硅1s22s22p63s23p215P Phosphorus磷1s22s22p63s23p316Si Sulfur 硫1s22s22p63s23p417 Cl Chlorine 氯1s22s22p63s23p518Ar Argon 氩1s22s22p63s23p6原子序数元素符号英文名称中文名称电子结构式2024/11/245

*[Ar]原子实，表示Ar的电子结构式1s22s22p63s23p6。原子实后面是价层电子，即在化学反应中可能发生变化的电子。

**

虽先排4s后排3d，但电子结构式中先写3d，后写4s

**21 Sc Scandium 钪 [Ar]3d14s222 Ti Titanium钛 [Ar]3d24s223 V Vanadium钒 [Ar]3d34s2

24

Cr Chromium铬[Ar]3d54s1

25 MnManganese锰[Ar]3d54s226 Fe Iron铁 [Ar]

3d64s227 Co Cobalt 钴[Ar]

3d74s228 Ni Nickel 镍 [Ar]

3d84s2

*19 K Potassium 钾[Ar]4s120 Ca Calcium 钙 [Ar]4s2

2024/11/2461元素的周期

周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。HHe1

第一周期：2种元素第一能级组：2个电子1个能级1s1个轨道BeLiBCNOFNe2

第二周期：8种元素第二能级组：8个电子2个能级2s2p4个轨道

(2)元素周期系2024/11/247MgNaAlSiPSClAr3

第三周期：8种元素第三能级组：8个电子2个能级3s3p4个轨道

KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr4YZrNbMoTcRhPdRuAgCdSrRbInSnSbTeIXe5

第五周期：18种元素第五能级组：18个电子3个能级5s4d5p9个轨道

第四周期：18种元素第四能级组：18个电子3个能级4s3d4p9个轨道

2024/11/248

第七周期：32种元素第七能级组：32个电子4个能级7s5f6d7p16个轨道

BaCs6sCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu4fLaHfTaWReIrPtOsAuHg5dTlPbBiPoAtRn6p

第六周期：32种元素第六能级组：32个电子4个能级6s4f5d6p16个轨道

RaFr7sThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr5fAcRfDbSgBhHsMtUunUuuUub6d7p2024/11/249

2元素的区和族s区元素包括IA族，IIA族，价层电子组态为ns1~2

，属于活泼金属。p区元素包括IIIA族，IVA族，VA族，VIA族，VIIA族，0族（VIIIA族），价层电子组态为ns2np1~6

，右上方为非金属元素，左下方为金属元素。s区和p区元素的族数，等于价层电子中s电子数与p电子数之和。若和数为8，则为0族元素，也称为VIIIA族。

价层电子是指排在稀有气体原子实后面的电子，在化学反应中能发生变化的基本是价层电子。2024/11/250d区元素包括IIIB族，IVB族，VB族，VIB族，VIIB族，VIII族。价层电子组态一般为(n－1)d1~8ns2

，为过渡金属。(n－1)d中的电子由不充满向充满过渡。第4，5，6周期的过渡元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素。d区元素的族数，等于价层电子中(n－1)d的电子数与

ns的电子数之和；若和数大于或等于8，则为VIII族元素。ds区元素价层电子组态为(n－1)d10ns1~2

。有时将d区和ds区定义为过渡金属。ds区元素的族数，等于价层电子中ns的电子数。f区元素价层电子组态为

(n－2)f0~14(n－1)d0~2ns2

，包括镧系和锕系元素，称为内过渡元素。(n－2)f中的电子由不充满向充满过渡。有时认为f区元素属于IIIB族。2024/11/251原子的电子层结构

与周期的关系

各周期元素的数目＝相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数＝2、8、8、18、18、32p区从左上到右下的对角线为B、Si、As、Te、At，在此诸元素的右上方位是非金属，左下方位金属，对角线上及附近的元素是准金属，有些具有半导体的性质，周期表中约4/5的元素是金属。2024/11/252原子的电子层结构

与族的关系

主族元素的族数（包括ds区）＝该元素原子的最外层电子数＝该族元素的最高化合价（除氧、氟外）副族元素的族数=最高能级组中的电子总数或副族数＝（s+d）电子数－10

2024/11/253副族元素的氧化态均能呈现多种2024/11/254元素周期系的发展前景2024/11/255第三部分

元素基本性质的周期性原子半径电离能

元素的电负性

电子亲合势

2024/11/256⑴

原子半径A.共价半径——同种元素的两个原子共价单键连接时，核间距的一半。一般单键半径>双键半径>叁键半径B.金属半径——紧密堆积的金属晶体中以金属键结合的同种原子核间距离的一半。同一原子的金属半径要大于共价半径10～15%。C.范德华半径——非键合原子之间只靠分子间的作用力互相接近时，两原子的核间距的一半。一般范德华半径最大（非键合），共价半径最小（轨道重叠），金属半径位中间（紧密堆积）2024/11/257⑵原子半径在周期中的变化在短周期中，从左往右随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引作用也相应地增强，使原子半径逐渐缩小。在长周期中，自左向右原子半径缩小程度不大。周期系中各相邻元素原子半径减少的平均幅度为：非过渡金属（～0.1pm）＞过渡元素（～0.05pm）＞内过渡元素（＜0.01pm）2024/11/258

（1）原子半径在周期表中的变化

只有当d5，d10，f7，f14半充满和全充满时，层中电子的对称性较高，这时②占主导地位，原子半径

r增大。

①核电荷数Z增大，对电子吸引力增大，使得原子半径r有减小的趋势。②核外电子数增加，电子之间排斥力增大，使得原子半径

r有增大的趋势。

以①为主。即同周期中从左向右原子半径减小。

(a)同周期中从左向右，在原子序数增加的过程中，有两个因素在影响原子半径的变化这是一对矛盾，以哪方面为主？2024/11/259

短周期的主族元素，以第3周期为例MgNaAlSiPSClArr/pm15413611811711010499154

长周期的过渡元素，以第4周期的第一过渡系列为例ScTiVCrMnFeCoNiCuZnSc——Ni，8个元素，r减少了

29pm。相邻元素之间，平均减少幅度4pm许。Na——Cl，7个元素，r减少了

55pm。相邻元素之间，平均减少幅度10pm许。

Ar为范德华半径，所以比较大。r/pm1441321221181171171161151171252024/11/260

短周期主族元素，电子填加到外层轨道，对核的正电荷中和少，有效核电荷Z*增加得多。所以r减小的幅度大。

长周期过渡元素，电子填加到次外层轨道，对核的正电荷中和多，Z*增加得少，所以r减小的幅度小。

短周期主族元素原子半径平均减少幅度10pm，长周期的过渡元素平均减少幅度4pm。造成这种不同的原因是什么？Cu，Zn为

d10

结构，电子斥力大，所以r不但没减小，反而有所增加。ScTiVCrMnFeCoNiCuZnr/pm144132122118117117116115117125

试设想超长周期的内过渡元素，会是怎样的情况。2024/11/261

（b）镧系收缩LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu15种元素，r共减小11pm。电子填到内层(n－2)f轨道，屏蔽系数更大，Z*增加的幅度更小。所以r减小的幅度很小。r/pm161160158158158170158r/pm169165164164163162185162Eu4f76s2，f轨道半充满，Yb4f146s2，f轨道全充满，电子斥力的影响占主导地位，原子半径变大。

将15镧系种元素，原子半径共减小11pm这一事实，称为镧系收缩。2024/11/262KCaScTiVCrr/pm203174144132122118RbSrYZrNbMor/pm216191162145134130CsBaLaHfTaWr/pm235198169144134130

镧系收缩造成的影响对于镧系元素自身的影响，使15种镧系元素的半径相似，性质相近，分离困难。

对于镧后元素的影响，使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近，性质相近，分离困难。

2024/11/263

(c)同族中同族中，从上到下，有两种因素影响原子半径的变化趋势①核电荷Z增加许多，对电子吸引力增大，使r减小；②核外电子增多，增加一个电子层，使r增大。

主族元素Li123pmNa154pmK203pmRb216pmCs235pmr增大

在这一对矛盾中，②起主导作用。同族中，从上到下，原子半径增大。2024/11/264副族元素

TiVCrr/pm132122118ZrNbMo145134130HfTaW144134130

第二过渡系列比第一过渡系列原子半径r增大

12－13pm。

第三过渡系列和第二过渡系列原子半径

r相近或相等。这是镧系收缩的影响结果。

2024/11/265原子半径在族中变化

在同一主族中，从上到下，随着核电荷数增加，元素原子的电子层数增多，原子半径增大。副族元素的元素半径变化不明显，特别是第五、六周期的元素的原子半径非常相近。这主要是由于镧系收缩所造成的结果。2024/11/266离子半径

在离子晶体中，正负离子间的吸引作用和排斥作用达平衡时，使正、负离子间保持着一定的平衡距离，这个距离叫核间距，结晶学上常以符号d表示。

离子半径大致有如下的变化规律：在周期表各主族元素中，由于自上而下电子层依次增多，所以具有相同电荷数的同族离子的半径依次增大。

例如Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+

F－<Cl－<Br－<I－

2024/11/267在同一周期中主族元素随着族数递增，正离子的电荷数增大，离子半径依次减小。

例如Na+>Mg2+>Al3+

若同一元素能形成几种不同电荷的正离子时，则高价离子的半径小于低价离子的半径。

例如rFe3+(60pm)＜rFe2+(75pm)负离子的半径较大，正离子的半径较小。周期表中处于相邻族的左上方和右上方斜对角线上的正离子半径近似相等。

例如Li＋(60pm)～Mg2＋(65pm)

Sc3＋(81pm)～Zr4＋(80pm)

Na+(95pm)～Ca2+(99pm)2024/11/2683—2电离能定义：从气态的基态原子中移去一个电子所需的最低能量，用焓的改变量来表示

从气态的一价正离子中移去一个电子的焓的改变量

元素的第一电离势越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。

2024/11/2692024/11/270影响因素原子核电荷——（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离势越大。原子半径——（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离势越小。电子层结构——稳定的8电子结构（同周期末层）电离势最大。2024/11/2713电离能与价态之间的关系

首先要明确，失去电子形成正离子后，有效核电荷数Z*增加，半径r减小，故核对电子引力大，再失去电子更加不易。所以对于一种元素而言有I1<I2<I3<I4……

结论电离能逐级加大。

分析下列数据，探讨电离能与价态之间的关系。I1I2I3I4I5I6Li520728911815Be90017571484921007B8012427366025026C10862353462162233783047277N1402285645787475944553266

电离能

kJ∙mol-12024/11/272I1I2I3I4I5I6Li520728911815Be90017571484921007B8012427366025026C10862353462162233783047277N1402285645787475944553266

电离能

kJ∙mol-1Li=14.02倍，扩大14倍。I2

过大，不易生成+2价离子，所以锂经常以+1价态存在，形成Li+

。Be=1.95倍，=8.45倍。I3

过大，不易生成+3价离子，所以铍经常以+2价态存在，形成Be2+。2024/11/273I1I2I3I4I5I6B8012427366025026C10862353462162233783047277N1402285645787475944553266

电离能

kJ∙mol-1B=1.38倍，=6.83倍。I4

过大，所以B(IV)不易形成，B(III)是常见价态。C=1.35倍，

=6.08倍。I5过大，所以

C(V)不易形成，C(IV)是常见价态。N=1.26倍，=5.67倍。I6

过大，所以

N(VI)不易形成，N(V)是常见价态。2024/11/274变化规律

同一主族元素，从上向下，随着原子半径的增大，元素的第一电离势依次减小。在同一周期中元素的第一电离势从左到右总趋势上依次增大，金属性减弱。2024/11/2753—3电子亲合势电子亲合能

电子亲合能(Y)是指气态的基态原子获得一个电子成为一价负离子所放出的能量：

具有最大电子亲合能为Cl原子，卤素的电子亲合能最大，和卤素相邻的氧族元素，电子亲合能也较大。2024/11/276在周期、族中的变化规律

电子亲合能随原子半径的减少而增大。因为半径减小，原子核对电子的引力增大。在周期中是按由左向右的方向增大，在族中是按由上向下的方向减少。反常现象是由于第二周期的氧、氟原子半径很小，电子云密集程度很大，电子间排斥力很强，以致当原子结合一个电子形成负离子时，由于电子间的相互排斥作用致使放出的能量减少。而第三周期的硫、氯原子半径较大，并且有空的d轨可以容纳电子，电子间的相互作用显著就减小，因而当原子结合电子形成负离子时放出的能量最大。2024/11/2773—4元素的电负性

L．Pauling定义电负性为“在一个分子中，一个原子将电子吸引到它自身的能力”。2024/11/278

两种原子所形成的异核键键能和两种同核键键能的平均值之间的差别，提出元素的电负性定量标度数据，称为电负性的Pauling标度χP。

2024/11/279

在同一周期中，从左到右电负性递增，元素的非金属性逐渐增强；在同一主族中，从上到下电负性递减，元素的非金属性减弱右上方氟的电负性最大，非金属性最强，左下方铯的电负性最小，金属性最强。2024/11/280

在同一周期中，从左到右电负性递增，元素的非金属性逐渐增强；在同一主族中，从上到下电负性递减，元素的非金属性减弱有上方氟的电负性最