知行經(jīng)理人之家-大學(xué)生成長(zhǎng)導(dǎo)圖

1、物 質(zhì) 結(jié) 構(gòu),2.1 原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)2.2 原子核外電子排布與元素周期律2.3 元素性質(zhì)的周期性,原子結(jié)構(gòu)和元素周期表,,,,物質(zhì)的微觀描述,2.1 原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài),2.1.1原子的組成,1911年盧瑟福通過?粒子的散射實(shí)驗(yàn)提出了含核原子模型（稱盧瑟福模型）：原子是由帶負(fù)電荷的核外電子與帶正電荷的原子核組成。原子是電中性的。,電子、質(zhì)子、中子等稱為基本粒子。 原子很小，基本粒子更小，但是它們都有確定的質(zhì)量與

2、電荷。,,( ),(,ì,ï,ì,í,í,ï,î,î,核外電子(負(fù)電荷),原子,質(zhì)子 正電,原子核(正電荷),中子 不帶電),,化學(xué)變化中，只是 核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài) 發(fā)生了改變。,核素:具有一定數(shù)目的質(zhì)子和中子的原子(即具有一定的原子核的元素)。元素:具有相同質(zhì)子數(shù)的同一類原子。 屬于宏觀概念

3、，只能論種類，沒有個(gè)數(shù)意義。同位素:同一元素的不同核素。例如氫元素有 11H(氕)、12H(氘)、13H(氚) 3種同位素，氘、氚是制造氫彈的材料。元素鈾(U)有 、 、 三種同位素，其中 是制造原子彈的材料和核反應(yīng)堆的燃料。,概念,,,原子有個(gè)數(shù)的意義,原子質(zhì)量數(shù)，用符號(hào)A表示，中子數(shù)用符號(hào)N表示，質(zhì)子數(shù)用符號(hào)Z表示，則：質(zhì)量數(shù)(A) = 質(zhì)子數(shù)(Z

4、) + 中子數(shù)(N)核電荷數(shù)由質(zhì)子數(shù)決定： 核電荷數(shù) = 質(zhì)子數(shù) = 核外電子數(shù) 歸納起來，用符號(hào) 表示一個(gè)質(zhì)量數(shù)為A，質(zhì)子數(shù)為Z 的原子，那么構(gòu)成原子的粒子間的關(guān)系為：,2.1.2 核外電子的運(yùn)動(dòng)特征,與宏觀物體相比，分子、原子、電子等物質(zhì)稱為微觀粒子。運(yùn)動(dòng)規(guī)律有別于宏觀物體，有其自身特有的運(yùn)動(dòng)特征和規(guī)律，即波粒二象性，體現(xiàn)在量子化及統(tǒng)計(jì)性。,1927年，德布羅依的假設(shè)為戴維遜(Davisso

5、n C J)和蓋革(Geiger H)的電子衍射實(shí)驗(yàn)所證實(shí)。,電子等實(shí)物粒子也具有波粒二象性。,圖為氫原子處于能量最低的狀態(tài)時(shí)的電子云，圖中黑點(diǎn)的疏密程度表示概率密度的相對(duì)大小。由圖可知：離核愈近，概率密度愈大；反之，離核愈遠(yuǎn)，概率密度愈小。,綜上所述，微觀粒子運(yùn)動(dòng)的主要特征是具有波粒二象性，具體體現(xiàn)在量子化和統(tǒng)計(jì)性上。,3.1.3 核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)描述,因?yàn)槲⒂^粒子的運(yùn)動(dòng)具有波粒二象性的特征，所以核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)不能用經(jīng)典的

6、牛頓力學(xué)來描述，而要用量子力學(xué)來描述，以電子在核外出現(xiàn)的概率密度、概率分布來描述電子運(yùn)動(dòng)的規(guī)律。,1.薛定諤方程,1926年，奧地利物理學(xué)家薛定諤(E.Schrodinger)根據(jù)電子具有波粒二象性的概念，提出了微觀粒子運(yùn)動(dòng)的波動(dòng)方程：,ψ ：波函數(shù) h：普朗克常數(shù) m：粒子質(zhì)量E ：總能量 V：體系的勢(shì)能 x、y、z：空間坐標(biāo),薛定諤方程的解 = 波函數(shù)：?(r, ? , ?),薛定諤方程,一個(gè)波函數(shù)：代

7、表原子核對(duì)電子的一種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)， 并對(duì)應(yīng)一定的能量值。,波函數(shù)也稱原子軌道,2.波函數(shù)(?)與電子云( ?? ?2),為了有利于薛定諤方程的求解和原子軌道的表示，把直角坐標(biāo)(x, y, z )變換成球極坐標(biāo)(r, ? , ?)，其變換關(guān)系見圖3-1。,解薛定諤方程得到的波函數(shù)不是一個(gè)數(shù)值，而是用來描述波的數(shù)學(xué)函數(shù)式?(r, ? , ?)，函數(shù)式中含有電子在核外空間位置的坐標(biāo)r, ? , ? 的變量。

8、 處于每一定態(tài)(即能量狀態(tài)一定)的電子就有相應(yīng)的波函數(shù)式。,?本身沒有明確的物理意義。只能說?是描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的數(shù)學(xué)表達(dá)式，電子運(yùn)動(dòng)的規(guī)律受它控制。波函數(shù)? 絕對(duì)值的平方卻有明確的物理意義。它代表核外空間某點(diǎn)電子出現(xiàn)的概率密度。量子力學(xué)原理指出：在核外空間某點(diǎn)p(r, ? , ?)附近微體積d? 內(nèi)電子出現(xiàn)的概率dp為dp= ?? ?2?d? (3-11)所以??

9、?2表示電子在核外空間某點(diǎn)附近單位微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率，即概率密度。,3. 量子數(shù),在求解薛定鍔方程時(shí)，為使求得波函數(shù)?(r,?,?)和能量E具有一定的物理意義，引入“量子數(shù)”這個(gè)概念。量子數(shù)：表示原子內(nèi)部電子活動(dòng)的能量、角動(dòng)量、伸展方向等的一組正數(shù)或半整數(shù)。,量子數(shù),主量子數(shù) n,角量子數(shù) l,磁量子數(shù)m,自旋量子數(shù)ms。,,(1)主量子數(shù)(n),在同一原子內(nèi)，具有相同主量子數(shù)的電子，可看作構(gòu)成一個(gè)核外電子層。 n可取的數(shù)為

10、1，2，3，4，… ，目前只到7，分別表示為K、L、M、N、O、P、Qn值愈大，電子離核愈遠(yuǎn)，能量愈高。由于n只能取正整數(shù)，所以電子的能量是量子化的。,角量子數(shù) (l ),具有相同l值的可視為處于同一“亞層”。l可取的數(shù)為0，1，2，… (n –1) ， 共可取n個(gè)，在光譜學(xué)中分別用符號(hào)s，p，d，f，…表示，相應(yīng)為s亞層和p亞層、s電子和p電子之稱?！灸壳爸谎芯康?.1.2.3】l反映電子在核外出現(xiàn)的概率密度(電子云)分布隨角

11、度(? , ? )變化的情況，即決定電子云的形狀。在多電子原子中，當(dāng)n相同時(shí)，不同的角量子數(shù)l（即不同的電子云形狀）也影響電子的能量大小。,(3)磁量子數(shù)(m),m值反映電子云在空間的伸展方向。m可取的數(shù)值為0，?1，?2，?3，…?l，共可取2l +1個(gè)值。例：當(dāng)l = 0時(shí)，按量子化條件m只能取0，即s電子云在空間只有球狀對(duì)稱的一種取向，表明s亞層只有一個(gè)軌道；當(dāng)l =1時(shí)，m依次可取?1，0，+1三個(gè)值，表示p電子云在空間有

12、互成直角的三個(gè)伸展方向，分別以px、py、pz表示，即p亞層有三個(gè)軌道。d、f電子云分別有5、7個(gè)取向，有5、7個(gè)軌道。,同一亞層內(nèi)的原子軌道其能量是相同的，稱等價(jià)軌道或簡(jiǎn)并軌道。但在磁場(chǎng)作用下，能量會(huì)有微小的差異，因而其線狀光譜在磁場(chǎng)中會(huì)發(fā)生分裂。當(dāng)一組合理的量子數(shù)n、l、m確定后，電子運(yùn)動(dòng)的波函數(shù)? 也隨之確定，該電子的能量、核外的概率分布也確定了。通常將原子中單電子波函數(shù)稱為原子軌道。,練習(xí)：是非題：4,(4)自旋量子數(shù) (m

13、s),用高分辨率的光譜儀在無外磁場(chǎng)的情況下,可觀察到氫原子光譜有分裂現(xiàn)象，說明電子運(yùn)動(dòng)應(yīng)該有兩種不同的狀態(tài)。為了解釋這一現(xiàn)象而提出第四個(gè)量子數(shù)——自旋量子數(shù)：ms。原因：電子除繞核運(yùn)動(dòng)外，自身還做自旋運(yùn)動(dòng)。用自旋量子數(shù)ms = +1/2或ms = ?1/2分別表示電子的兩種不同的自旋運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。通常圖示用箭頭?、?符號(hào)表示。,總結(jié):,主量子數(shù)n和角量子數(shù)l 決定核外電子的能量；

14、 (n和l都相同的，稱為等價(jià)軌道或簡(jiǎn)并軌道)角動(dòng)量子數(shù)l 電子云的形狀；磁量子數(shù)m 電子云的空間取向；自旋量子數(shù)ms 電子運(yùn)動(dòng)的自旋狀態(tài)。 根據(jù)

15、四個(gè)量子數(shù)可以確定核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。,,,,,課堂練習(xí),P49 練一練 P73 填空題第7題P75 選擇題6、7P75-76 判斷題1、4,量子數(shù),復(fù)習(xí),主量子數(shù)n、角量子數(shù) l、磁量子數(shù) m、自旋量子數(shù)ms,根據(jù)四個(gè)量子數(shù)可以確定核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。,,決定原子軌道,3.2 原子核外電子排布與元素周期律,氫原子和類氫原子核外只有一個(gè)電子，其核外的一個(gè)電子總是位于基態(tài)的1s軌道上。在多電子原子中，其核外電子是按照能

16、級(jí)順序排布的。,3.2.1 核外電子排布規(guī)則,1.圓圈表示原子軌道，位置高低表示各軌道能級(jí)的相對(duì)高低；2.每個(gè)框內(nèi)的幾個(gè)軌道能級(jí)是相近的，稱為一個(gè)能級(jí)組；3.每個(gè)能級(jí)組從S能級(jí)開始，于P能級(jí)終止（除第一能級(jí)組）；4.能級(jí)組數(shù)等于核外電子層數(shù)；,鮑林近似能級(jí)圖Pauling根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)及理論計(jì)算結(jié)果，把原子軌道能級(jí)按從低到高分為7個(gè)能級(jí)組。,l角量子數(shù)l相同時(shí)，原子軌道的能量隨著主量子數(shù)n值增大而升高： E1s &

17、lt; E2 s < E3 s l主量子數(shù)n相同，軌道能量隨著角量子數(shù)l值的增大而升高： En s <En p < En d <En f l主量子數(shù)n和角量子數(shù)l都不同則有能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象： E4 s< E3d < E4 p E5 s < E4 d < E5 p E6 s< E4 f < E5 d <

18、 E6 p,3.2.2. 核外電子排布的一般規(guī)則,了解核外電子的排布，有助于對(duì)元素性質(zhì)周期性變化規(guī)律的理解，以及對(duì)元素周期表結(jié)構(gòu)和元素分類本質(zhì)的認(rèn)識(shí)。在已發(fā)現(xiàn)112種元素中，除氫以外的原子都屬于多電子原子。 多電子原子核外電子的排布遵循以下原則：,Pauli不相容原理——一個(gè)原子軌道中最多只能容納兩個(gè)自旋方向相反的電子能量最低原則——在不違反Pauli原理前提下盡可能使體系能量為最低Hund規(guī)則——在等價(jià)軌道上電子將盡可

19、能以相同自旋方向分占不同的軌道等價(jià)軌道中電子處于全空、半空或全滿狀態(tài)時(shí)能量較低 （Hund規(guī)則特例）,P50-51,泡利不相容原理,1925年，Pauli指出：在同一個(gè)原子中,不允許兩個(gè)電子的四個(gè)量子數(shù)完全相同。即，同一個(gè)原子軌道最多只能容納兩個(gè)電子，且自旋相反。根據(jù)泡利原理，s軌道可容納2個(gè)電子，p、d、f軌道依次最多可容納 6、10、14個(gè)電子，每個(gè)電子層內(nèi)允許徘布的電子數(shù)最多為2n2個(gè)。,,,,,能量最低原理,在不違反P

20、auli原理前提下，電子在原子軌道上的排布，必須使整個(gè)原子的能量最低。多電子原子基態(tài)的核外電子排布盡量?jī)?yōu)先占據(jù)能量最低的軌道。即從能量低的軌道開始填。,1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p,電子填入軌道時(shí)的順序,洪特規(guī)則,當(dāng)電子在等價(jià)軌道（能量相同軌道）上分布時(shí)，將盡可能分占等價(jià)軌道，且自旋相同。 C原子的兩個(gè)電子在三個(gè)能量相同的2p軌道上分布時(shí)，分布方式為I，而不是II&

21、#160;或III,等價(jià)軌道中電子處于全空、半空或全滿狀態(tài)時(shí)能量較低,P6 或 d10 或 f14 全充滿P3 或 d5 或 f7 半充滿P0 或 d0 或 f0 全空,29Cu 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d9,1s2 2s22p6 3s23p6 3d104s1,24Cr 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d4,1s2 2s22p6 3s23p

22、6 3d54s1,,,能級(jí)組中的軌道和電子,2. 核外電子排布的一般規(guī)則,多電子原子核外電子的排布遵循以下原則：,Pauli不相容原理——一個(gè)原子軌道中最多只能容納兩個(gè)自旋方向相反的電子能量最低原則——在不違反Pauli原理前提下盡可能使體系能量為最低Hund規(guī)則——在等價(jià)軌道上電子將盡可能以相同自旋方向分占不同的軌道等價(jià)軌道中電子處于全空、半空或全滿狀態(tài)時(shí)能量較低 （Hund規(guī)則特例）,P73 一、填空題1(19.33)

23、 填空題6,3.2.3.電子排布式與軌道表示式,1.電子排布式（電子組態(tài)、電子結(jié)構(gòu)式):2、軌道表示式:,,2),軌道表示式：,,,,用小圓圈,(,或方框、短線,),表示一個(gè)給定量子數(shù),n,、,、,m,的原子軌道，用“↑”或“↓”表示電子并且區(qū)分自旋方,向，如,Be,原子的軌道表示為,以電子在原子核外各亞層中分布情況來表示，在亞層的右上方注明排列的電子數(shù)。,7N 的核外電子排布,1s22s22p3,以電子在原

24、子核外軌道中的分布情況，用一個(gè)圓圈或一個(gè)方格表示一個(gè)原子軌道，用向上 或向下 箭頭表示電子的自旋狀態(tài)。,必須注意:在書寫原子的電子構(gòu)型時(shí)，外層電子構(gòu)型應(yīng)按(n ?2)f、(n ?1)d、ns、np的順序書寫。,參加化學(xué)反應(yīng)的只是原子的最外層電子，內(nèi)層結(jié)構(gòu)一般是不變的。 用“原子實(shí)”來表示原子的內(nèi)層電子結(jié)構(gòu)---簡(jiǎn)短！避免繁長(zhǎng)。,鈉原子 11Na 1s22s22p6 3s1,,,10Ne的電子排布式,[Ne]3

25、s1,,,外層電子構(gòu)型,原子實(shí),當(dāng)內(nèi)層電子構(gòu)型與稀有氣體的電子構(gòu)型相同時(shí)，就用該稀有氣體的元素符號(hào)來表示原子的內(nèi)層電子構(gòu)型，并稱之為：“原子實(shí)”,按照電子層的順序進(jìn)行書寫,22Ti電子排布式為 [Ar] 3d24s2； 24Cr 電子排布式為 [Ar]3d54s1；29Cu電子排布式為 [Ar] 3d104s1；,2He 10Ne 18Ar

26、 36Kr 54Xe 86Rn,15P 【Ne】3s23p3,量子數(shù)表示,3s2 的這2個(gè)電子，如何用整套量子數(shù)表示：,3, 0, 0，+1/2; 3, 0, 0，-1/2,3p3 的這3個(gè)電子，如何用整套量子數(shù)表示：,3, 1, -1，+1/2; 3, 1, 0，+1/2; 3, 1, 1, +1/2,核外電子的排布實(shí)例 A,11Na 1S22S22P63S

27、1 19K 1S22S22P63S23P64S1 不是3d1 鉀和鈉具有相似性質(zhì)，填布符合元素周期系的規(guī)律由于內(nèi)層填滿后都一樣，故常僅填最外層價(jià)電子，如 K 4S1 價(jià)電子排布式,,,價(jià)電子層與未成對(duì)電子,價(jià)電子層——最外層未成對(duì)電子——獨(dú)自占據(jù)一個(gè)軌道的電子 24

28、Cr 3d54S1 價(jià)電子層中填有6個(gè)電子,未成對(duì)電子數(shù)6 26Fe 3d64S2 價(jià)電子層中填有8個(gè)電子,未成對(duì)電子數(shù)4,價(jià)電子構(gòu)型 價(jià)電子是原子發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí)易參與形成化學(xué)鍵的電子，價(jià)電子層的電子排布稱價(jià)電子構(gòu)型。,元 素 周 期 表,一、元素的電子層結(jié)構(gòu)與周期的關(guān)系,1.元素在周期表中所屬周期數(shù)等于該元素原子的電子層數(shù)，也等于元素原子的最外電子層的主量子數(shù)。2.元素周期表中各

29、周期所包含元素的數(shù)目，等于相應(yīng)能級(jí)組中的原子軌道所能容納的電子總數(shù)。,元素周期表共有七個(gè)橫行，每一橫行為一個(gè)周期，共有七個(gè)周期,P52-53,周期與能級(jí)組的關(guān)系,,1、每一個(gè)縱行為一族，分為 18 個(gè)族，從左到右用阿拉伯?dāng)?shù)字標(biāo)明族數(shù)。2、另外一種劃分方法是分為 16 個(gè)族，除第 8、9、10 三個(gè)縱行為一個(gè)族外，其余 15 個(gè)縱行，每一個(gè)縱行為一個(gè)族。 第 1 縱行和第 2 縱行分別為 IA 族和 IIA 族； 第

30、13~17 縱行分別為 IIIA~VIIA 族 第 3 ~ 7 縱行分別為 IIIB ~ VIIB 族； 第 12 縱行分別為 IB 族和 IIB 族， 第 8~10 縱行為 VIII 族，第 11 縱行； 第 18 縱行為 0 族。,二、元素的電子層結(jié)構(gòu)與族的關(guān)系,原子的價(jià)電子構(gòu)型，即最外層電子的排布式,P56,A 族由長(zhǎng)周期元素和短周期元素組成，也稱主族；B 族只由長(zhǎng)周期元素組成，也稱副族。,7個(gè)主

31、（A）族、7個(gè)副（B）族、1個(gè)0族、1個(gè)Ⅷ族,價(jià)電子構(gòu)型 價(jià)電子是原子發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí)易參與形成化學(xué)鍵的電子，價(jià)電子層的電子排布稱價(jià)電子構(gòu)型。,,主族元素：凡原子核外最后一個(gè)電子填入ns或np亞層上的元素。 其價(jià)電子構(gòu)型為最外層電子構(gòu)型(nsnp)；價(jià)電子數(shù)=族數(shù)副族元素(過渡元素)： 凡原子核外最后一個(gè)電子填入（n-1)d或（n-2）f亞層的元素。

32、 其價(jià)電子構(gòu)型（n-1)d1~10ns1~2。 價(jià)電子數(shù)=族數(shù)（ⅠB和ⅡB除外）0族元素：稀有氣體族。最外層上電子都已填滿， 其價(jià)電子構(gòu)型為ns2或ns2p6Ⅷ族元素：,1 s 區(qū)元素：包括 1 族和 2 族元素，外層電子組態(tài)為2 p 區(qū)元素：包括 13~18 族元素，除 He 元素外，外層電子組態(tài)為3 d 區(qū)元素：包括 3 ~ 10 族元素，外層電子組態(tài)為

33、4 ds 區(qū)元素：包括 11 族和 12 族元素，外層電子組態(tài)為 5 f 區(qū)元素：包括鑭系和錒系元素，外層電子組態(tài)為,,,,,,三、元素的外層電子組態(tài)與元素的分區(qū),根據(jù)元素的價(jià)電子構(gòu)型不同，可以把周期表中元素所在的位置分為s，p，d，ds，f 五個(gè)區(qū)。,價(jià)電子構(gòu)型與元素分區(qū) 匯總表,練習(xí)：P73 填空題：4；選擇題：4、8,元素性質(zhì)的周期性,一、原子半徑二、元素的金屬性和非金屬性三、元素的電負(fù)性

34、四、元素的氧化值,,2-原子半徑,根據(jù)量子力學(xué)的觀點(diǎn)，原子中的電子在核外運(yùn)動(dòng)并無固定軌跡，電子云也無明確的邊界，因此原子并不存在固定的半徑。但是，現(xiàn)實(shí)物質(zhì)中的原子總是與其它原子為鄰的，如果將原子視為球體，那么兩原子的核間距離即為兩原子球體的半徑之和。常將此球體的半徑稱為原子半徑(r)。根據(jù)原子與原子間作用力的不同，原子半徑的數(shù)據(jù)一般有三種：共價(jià)半徑、金屬半徑和范德華半徑。,共價(jià)半徑 同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)鍵結(jié)合時(shí)，它們核間距的

35、一半稱為該原子的共價(jià)半徑。例如Cl2分子，測(cè)得兩Cl原子核間距離為198pm，則其共價(jià)半徑為rCl= 99pm。金屬半徑 金屬晶體中相鄰兩個(gè)金屬原子的核間距的一半稱為金屬半徑。范德華半徑 當(dāng)兩個(gè)原子只靠范德華力(分子間作用力)互相吸引時(shí)，它們核間距的一半稱為范德華半徑。如稀有氣體均為單原子分子，形成分子晶體時(shí)，分子間以范德華力相結(jié)合，同種稀有氣體的原子核間距的一半即為其范德華半徑。,原子半徑的周期性,同一周期：短周期，從左到右，

36、原子半徑逐漸變小。 （稀有氣體的半徑除外，范德華半徑之故） 長(zhǎng)周期中，主族元素的變化與短周期一樣； 但副族元素的變化緩慢同一主族元素原子半徑從上到下逐漸增大。副族元素的原子半徑從上到下遞變不是很明顯；,P58 表4-3周期表中各元素的原子半徑,2- 元素的金屬性與非金屬性,一、金屬性：原子失去電子成為陽(yáng)離子的

37、能力。用電離能來衡量。 （電離能：失去電子所需消耗的能量） 電離能愈小，原子愈易失去電子，元素的金屬性愈強(qiáng),同周期 從左到右增大：因元素的有效核電荷逐漸增大，原子半徑逐漸減小，電離能逐漸增大（金屬性逐漸減弱）；稀有氣體由于具有8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，在同一周期中電離能最大。 因過渡元素原子半徑減小緩慢，電離能增加不明顯。 同 族 自上而下減?。簭纳系较?，原子半徑則明顯增大，電離能逐漸

38、減?。ń饘傩灾饾u增強(qiáng)）。,,金屬性增大,電離能增強(qiáng),,金屬性減弱,電離能減弱,二、非金屬性：原子得到電子成為陰離子的能力。用電子親和能來衡量。 （電子親和能：原子得到一個(gè)電子所需釋放的能量）,3. 元素的金屬性與非金屬性,電子親和能的大小反映了原子得到電子的難易程度， 即元素的非金屬性的強(qiáng)弱。電子親和能愈大表示該原

39、子愈容易獲得電子， 其非金屬性愈強(qiáng)。,主族、0族元素的電子親和能*（單位：eV）,,,,,,,,,同周期 從左到右增大：同 族 自上而下減小，但最大往往出現(xiàn)在第二周期（如F、O）,,4- 元素的電負(fù)性( x ),電負(fù)性是指 元素的原子在分子中吸引電子能力的相對(duì)大小，即不同元素的原

40、子在分子中對(duì)成鍵電子吸引力的相對(duì)大小。鮑林根據(jù)熱化學(xué)數(shù)據(jù)和分子的鍵能提出了計(jì)算電負(fù)性的經(jīng)驗(yàn)關(guān)系式，并指定氟（F）的電負(fù)性xF = 4.0，而后可依次求出其他元素的電負(fù)性。,F的親和能最大， 最易得電子,由表中數(shù)據(jù)可以看出非金屬元素的電負(fù)性較大，而金屬元素的電負(fù)性較小。 可以近似地作為金屬元素和非金屬元素的分界點(diǎn)。(2）一般說來，同一周期的元素的電負(fù)性從左向右隨著核電荷數(shù)增加而增大；同一族的元素從上到下隨著電子層

41、的增加而減小。電負(fù)性相差大的金屬元素與非金屬元素之間以離子鍵結(jié)合，形成離子型化合物；電負(fù)性相同或相近的非金屬元素之間以共價(jià)鍵結(jié)合，形成共價(jià)化合物；電負(fù)性相同或相近的金屬元素之間以金屬鍵結(jié)合，形成金屬或合金。過渡元素的電負(fù)性都比較接近，沒有明顯的變化規(guī)律,氧化值：當(dāng)分子中原子之間的共用電子對(duì)被指定屬于電負(fù)性較大的原子后，各原子所帶的形式電荷數(shù)。元素的氧化值與其價(jià)電子構(gòu)型有關(guān)。 如P59頁(yè)表4-5所示。,5- 元素的