第1章-原子结构与元素周期系.ppt

第1章原子结构和元素周期表,Chapter1AtomicStructureandPeriodicTableofElements,1.了解原子核外电子运动的基本特征、原子能级、波粒二象性、原子轨道（波函数）和电子云概念。2.了解四个量子数(n，l,m,ms)对核外电子运动状态的描述，掌握四个量子数的物理意义、取值范围。3.熟悉s、p、d原子轨道的形状和方向。4.理解原子结构的近似能级图，掌握原子核外电子排布的一般规则和s、p、d、f区元素的原子结构特点。5.能从原子的电子层结构了解元素性质、原子半径、电离能、电子亲合能和电负性的周期性变化。,本章教学要求,1-1道尔顿原子论1-2相对原子质量(原子量)1-3原子的起源和演化1-4原子结构的玻尔行星模型1-5核外电子运动的量子力学模型1-6基态原子的核外电子排布1-7元素周期表1-8元素周期性,本章教学内容,原子结构理论的发展简史古代希腊的原子理论道尔顿(J.Dalton)的原子理论-19世纪初卢瑟福(E.Rutherford)的行星式原子模型-19世纪末近代原子结构理论-氢原子光谱,1-1道尔顿原子论,古希腊原子论Democritus(460-370B.C)内容:宇宙由虚空和原子构成；每一种物质由一种原子构成；原子是物质最小的、不可再分的、永存不变的微粒。,道尔顿(J.Dalton)的原子理论-19世纪初道尔顿原子论要点：每一种化学元素有一种原子；同种原子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分；一种原子不会转变为另一种原子；化学反应只是改变了原子的结合方式，使反应前的物质变成反应后的物质。,道尔顿原子论的试验基础是对化学物质的定量测定。18世纪中叶，一系列定量定律的发现：1785年拉瓦锡（法国）-质量守恒定律；1797年李希特（）-当量定律；1799年普鲁斯特（法国）-定比定律；1805年道尔顿（英国）-倍比定律。,道尔顿原子论的重要贡献：,道尔顿提出了原子量的概念，并用实验测定了一些元素的相对原子质量。,道尔顿用符号来表示原子,是最早的元素符号。图1-2中他给出的许多分子组成是错误的。这给人以历史的教训要揭示科学的真理不能光凭想象，更不能遵循道尔顿提出的所谓“思维经济原则”,客观世界的复杂性不会因为人类或某个人主观意念的简单化而改变。,为贝采里乌斯原子量和元素符号奠定了坚实的基础，极大地推动了化学的发展。,贝采里乌斯原子量(1818和1826),1-2相对原子质量（原子量）,1-2-1元素原子序数和元素符号1-2-2核素、同位素和同位素丰度1-2-3原子的质量1-2-4元素的相对原子质量（原量）,1-2-1元素、原子序数和元素符号,元素：具有一定核电荷数（等于核内质子数）的原子称为一种（化学）元素。到目前为止已发现114种元素。原子序数：按（化学）元素的核电荷数进行排序，所得序号叫做原子序数。S(硫）-16。,元素符号：每一种元素有一个用拉丁字母表达的元素符号。在不同场合，元素符号可以代表一种元素，或者该元素的一个原子，也可代表该元素的1摩尔原子。如；氧元素O;金元素Au。,1-2-2核素、同位素和同位素丰度,核素(nuclide):具有一定质子数和一定中子数的原子（的总称）。(已知的核素超过2000种)元素(element)：具有一定质子数的原子（的总称）。,同位素(isotope)：质子数相同中子数不同的原子（的总称）。在元素周期表里占据同一个位置。同量异位素(izobar)：核子数相同而质子数和中子数不同的原子（的总称）。14C,14N同中素(izotone)：具有一定中子数的原子（的总称）。13C,14N,稳定核素,不稳定核素,核素,自然界的元素,单核素元素,多核素元素,有两类核素：稳定核素(14N)，它们的原子核是稳定的.放射性核素(14C)，它们的原子核不稳定，会自发释放出某写亚原子微粒（、等）而转变为另一种核素。,在自然界，有的元素只有一种稳定核素（不计人造放射性同位素），称为单核素元素(19F)，有的元素有几种稳定核素（半衰期特别长的天然放射性同位素也常称作稳定核素），称为多核素元素(16O,17O,18O)。,通常用元素符号左上下角添加数字作为核素符号。核素符号左下角的数字是该核素的原子核里的质子数(Z)，左上角的数字称为该核素的质量数(A)，即核内质子数与中子数之和。如:,某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）称为同位素丰度。例如，氧的同位素丰度为：f（16O）=99.76%，f（17O）=0.04%f,（18O）=0.20%；,同位素丰度,某而单核素元素，如氟，同位素丰度为：f（19F）=100%。有些元素的同位素丰度随取样样本不同而涨落，通常所说的同位素丰度是指从地壳（包括岩石、水和大气）为取样范围的多样本平均值。若取样范围扩大，需特别注明。,1-2-3原子的质量,以原子质量单位u为单位的某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量。1u等于核素12C的原子质量的1/12。有的资料用amu或mu作为原子质量单位的符号，在高分子化学中则经常把原子质量的单位称为“道尔顿”（小写字首的dalton）。,1u等于多少?取决于对核素12C的一个原子的质量的测定。最近的数据是：1u=1.660566（9）10-24g核素的质量与12C的原子质量1/12之比称为核素的相对原子质量。核素的相对原子质量在数值上等于核素的原子质量，量纲为一。,1-2-4元素的相对原子质量（原子量）,元素的相对原子质量（长期以来称为原子量）。根据国际原子量与同位素丰度委员会1979年的定义，原子量是指一种元素的1摩尔质量对核素12C的1摩尔质量的1/12的比值。这个定义表明：元素的相对原子质量（原子量）是纯数。,单核素元素的相对原子质量（原子量）等于该元素的核素的相对原子质量。多核素元素的相对原子质量（原子量）等于该元素的天然同位素相对原子质量的加权平均值。,加权平均值,加权平均值就是几个数值分别乘上一个权值再加和起来。对于元素的相对原子质量（原子量），这个权值就是同位素丰度。,加权平均值,用Ar代表多核素元素的相对原子质量，则：Ar=fiMr,i式中：fi同位素丰度；Mr,i同位素相对原子质量,国际原子量和同位素丰度委员会每两年公布一次最新的原子量。我国化学家，中国科学院院士张青莲先生是测定原子量的专家。至今，IUPAC的国际原子量委员会先后采纳了7个由张青莲先生的研究组提供的相对原子质量数据。,1-3原子的起源和演化,1宇宙之初2氢燃烧、氦燃烧、碳燃烧3过程、e过程4重元素的诞生5宇宙大爆炸理论的是非,1-4原子结构的波尔行星模型,1-4-1氢原子光谱,1-4-2玻尔理论,1-4-1氢原子光谱,“光谱”(spectrum)一词是牛顿根据太阳光通过三棱镜后得到红、橙、黄、绿、青、蓝、紫而提出的。,自然界的连续光谱,实验室的连续光谱,红橙黄绿青蓝紫,到1859年，德国海德堡大学的基尔霍夫和本生发明了光谱仪，奠定了光谱学的基础。光谱仪可以测量物质发射或吸收的光的波长，拍摄各种光谱图。光谱图就像“指纹”辨人一样，可以辨别形成光谱的元素。,H,He,Li,Na,Ba,Hg,Ne,然而，直到本世纪初，人们只知道物质在高温或电激励下会发光，却不知道发光机理；人们知道每种元素有特定的光谱，却不知道为什么不同元素有不同光谱。,氢原子光谱,氢光谱在可见范围内有四根比较明显的谱线：一条红、一条青、一条蓝、一条紫，通常用H、H、H、H来表示，它们的波长依次为656.2、486.1、434.0、410.2nm。,氢原子光谱特征：,不连续光谱，即线状光谱；从Ha-H频率有明显的规律性。1883年J.J.Balmer发现谱线的频率服从如下经验公式：,后来，里德堡(J.R.Rydberg1854-1919)把巴尔麦的经验方程改写成如下的形式：,RH为里德堡常量,实验确定为1.09677107m-1。,对于氢原子的可见区的四条谱线：n=3红（H）n=4青（H）n=5蓝紫（H）n=6紫（H）,爱因斯坦的光子学说普朗克的量子化学氢原子的光谱实验卢瑟福的有核模型,1913年，28岁的Bohr在,的基础上，建立了Bohr理论,1-4-2玻尔理论,Bohr理论的主要内容,1、行星模型假定氢原子核外电子是处在一定的线性轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样。这是一种“类比”的科学思维方法。因此，玻尔的氢原子模型形象地称为行星模型。,2、定态假设假定氢原子的核外电子在轨道上运行时具有一定的、不变的能量，不会释放能量，这种状态被称为定态。能量最低的定态叫做基态；能量高于基态的定态叫做激发态。,据经典力学，电子在原子核的正电场里运行，应不断地释放能量，最后掉入原子核。如果这样，原子就会毁灭，客观世界就不复存在。因此，定态假设为解释原子能够稳定存在所必需。玻尔从核外电子的能量的角度提出的定态、基态、激发态的概念至今仍然是说明核外电子运动状态的基础。,3、量子化条件玻尔假定，氢原子核外电子的轨道不是连续的，而是分立的，在轨道上运行的电子具有一定的角动量（L=mvr，其中m电子质量，v电子线速度，r电子线性轨道的半径），只能按下式取值：,n叫做量子数(quantumnumber),取1,2,3,等正整数。轨道角动量的量子化意味着轨道半径受量子化条件的制约,图中示出的这些固定轨道,从距核最近的一条轨道算起,n值分别等于1,2,3,4,5,6,7。根据假定条件算得n=1时允许轨道的半径为53pm,这就是著名的玻尔半径。,4、跃迁规则电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，反过来，激发态的电子会放出光子，返回基态或能量较低的激发态；光子的能量为跃迁前后两个能级的能量之差，这就是跃迁规则。,可以用下式来计算任一能级的能量及从一个能级跃迁到另一个能级时放出光子的能量：,解释了H及He+、Li2+、B3+的原子光谱；对其他发光现象（如光的形成）也能解释；说明了原子的稳定性；计算氢原子的电离能。,玻尔理论的成功之处：,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的光谱。,1-5氢原子结构（核外电子运动）的量子力学模型,1-5-1波粒二象性1-5-2德布罗意关系式1-5-3海森堡不确定原理1-5-4氢原子的量子力学模型,1-5-1波粒二象性,波的微粒性,Plank的量子论Einstein的光子学说电子微粒性的实验,光子的动量：,动量是粒子的特性，波长是波的特性，因而上式就是光的波粒二象性的数学表达式，这表明，光既是连续的波又是不连续的粒子流。,1-5-2德布罗意关系式,1927年,年轻的法国博士生德布罗意（deBroglie1892-1987）在他的博士论文中大胆地假定：所有的实物粒子都具有跟光一样的波粒二象性，引起科学界的轰动。,这就是说，表明光的波粒二象性的关系式不仅是光的特性，而且是所有像电子、质子、中子、原子等实物粒子的特性。这就赋予这个关系式以新的内涵，后来称为德布罗意关系式：=h/P=h/mv,1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。,1-5-3海森堡不确定原理,微观粒子不同于宏观物体，它们的运动无轨迹可言，即在一确定的时间没有一确定的位置。对于一个物体的动量(mv)的测量的偏差(mv)和对该物体的位置(x)的测量偏差(x)的乘积处于普朗克常数的数量级。即：xph/(4),海森堡不确定原理：对于一个物体的动量(mv)的测量的偏差(mv)和对该物体的位置(x)的测量偏差(x)的乘积处于普朗克常数的数量级。即：xph/(4),例：氢原子核外电子的玻尔半径是52.9pm;它的运动速度为2.18107m/s,相当于光速(3108m/s)的7。已知电子的质量为9.110-31kg，假设我们对电子速度的测量准确量v=104m/s时，即：(mv)=9.110-31104kgm/s=9.110-27kgm/s,这样,电子的运动坐标的测量偏差就会大到:x=5.27310-35kgm2s-1/9.110-27kgm/s=579510-12m=5795pm这就是说，这个电子在相当于玻尔半径的约110倍(5795/52.9)的内外空间里都可以找到。,具有波粒二象性的电子，已不再遵守经典力学规律，它们的运动没有确定的轨道，只有一定的空间几率分布，即电子的波动性与其微粒行为的统计性规律相联系。因此,实物的微粒波是概率波,性质上不同于光波的一种波。波动力学的轨道概念与电子在核外空间出现机会最多的区域相联系。,1-5-4氢原子的量子力学模型,量子力学(波动力学)模型是迄今最成功的原子结构模型,它是1920年以海森堡(W.Heisenberg1901-1976)和薛定谔（E.Schrdinger1887-1961）为代表的科学家们通过数学方法处理原子中电子的波动性而建立起来的。,该模型不但能够预言氢的发射光谱(包括玻尔模型无法解释的谱线),而且也适用于多电子原子,从而更合理地说明核外电子的排布方式。,Schrdinger方程,1.波函数和四个量子数,方程中既包含体现微粒性的物理量m,也包含体现波动性的物理量；求解薛定锷方程,就是求得波函数和能量E；解得的不是具体的数值，而是包括三个常数(n,l,m)和三个变量(r,)的函数式n,l,m(r,)；,数学上可以解得许多个n,l,m(r,)，但其物理意义并非都合理；为了得到合理解,三个常数项只能按一定规则取值，这样就得到n,l,m三个量子数。,有合理解的函数式叫做波函数(Wavefunctions)，它们以n,l,m的合理取值为前提。,波函数=薛定谔方程的合理解=原子轨道,四个量子数,主量子数n,磁量子数m,自旋量子数ms,角量子数,n=1,2,3,（1）主量子数n,与电子能量有关。n越大，电子运动离核的平均距离越远，能量越高；,确定电子出现几率最大处离核的距离；,对于氢原子，电子能量唯一决定于n：,取值：，正整数。,不同的n值，对应于不同的电子层：,n：12345电子层符号：KLMNO,取值：，n-1表示电子云的形状，即原子轨道的形状。l值：轨道符号：spdf轨道形状；球形亚铃形花瓣型,角量子数l：,l也表示电子所在的亚层。在多电子原子中l与n共同决定电子运动的能量。,磁量子数m：取值：-l0+l表示电子云即原子轨道在空间的不同伸展方向。例：,l=p轨道m：-，0，+表示p轨道在空间有三个伸展方向：px、py、pz,l=2d轨道m：-2，-1，0，+1，+2表示d轨道在空间有个伸展方向：dxy、dxz、dyz、dx2-y2、dz2n和l相同的轨道能量相同，这些轨道称为简并轨道或等价轨道。p轨道有3个简并轨道。d轨道有个简并轨道。,思考题：当n为3时,l,m分别可以取何值？轨道的名称怎样?,自旋量子数ms：ms=1/2,表示电子运动的自旋方向。自旋只有两个方向：顺时针、逆时针。即同一轨道只能容纳两个自旋相反的电子。,自旋向上：,自旋向下：,自旋量子数ms的实验测定：,2.核外电子的可能运动状态,核外电子运动,轨道运动,自旋运动,nlmms,与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei),思考题：第二层中的8个电子你可以分别用四个量子数表示它们的运动状态吗？,3.波函数的角度分布图,直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,)的转换,将Schrdinger方程变量分离：,Rn,l(r),yn,l,m(r,q,f)=,Yl,m(q,f),径向波函数,角度波函数,波函数角度分布图,波函数的角度部分图Yl,m(q,f)与主量子数无关，如：1s,2s,3s其角度分布图都是完全相同的球面。Yl,m(q,f)的球极坐标图是从原点引出方向为(q,f)的直线，长度取Y的绝对值，所有这些直线的端点联系起来的空间构成一曲面，曲面内根据Y的正负标记正号或负号。并称它为原子轨道的角度部分图。,R(r),波函数径向分布图：(以氢原子的1s,2s,3s轨道为例),取不同的r值,代入波函数式中进行计算,以计算结果对r作图。例如,氢原子1s轨道的R(r)=2e-r,曲线怎样绘得?,曲线含义:,离核越近,这些s轨道的R值越大。,4.电子云,2(r,)=R2(r)Y2(,),2可以反映电子在空间某位置上单位体积内出现的概率大小，即概率密度。,以黑点的疏密表示概率密度分布的图形叫做电子云。,综合了角度部分和径向部分,1s轨道,2s轨道,2px轨道,电子云图：,电子云角度分布图,氢原子核外电子的D函数图象,D=4r2R：离核r“无限薄球壳”里电子出现的几率。,1-6基态原子电子组态（电子排布）,1-6-1构造原理1-6-2基态原子电子组态（电子排布）,1-6-1构造原理,1.多电子原子的能级根据光谱实验结果有一下三条规律：（1）n值相同时，角量子数l越大，轨道能级越高。例：E(ns)E(np)E(nd)E(nf),（2）l值相同时，主量子数n越大，轨道能级越高。例:E(1s)E(2s)E(3s)E(4s),（3）n和l都不同时有时出现能级交错。能级交错现象出现于第四能级组开始的各能级组中。例：E(4s)E(3d)E(5s)E(4d)E(6s)E(4f)E(5d),Pauling近似能级图,2.构造原理,（1）能量最低原理基态原子是处于最低能量状态的原子。电子在核外排布时，应尽先分布在低能级轨道上,使整个原子系统能量最低。,（2）Pauli不相容原理基态多电子原子中不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。或，在一个轨道里最多只能容纳2个电子，它们的自旋方向相反。,（3）Hund规则在n和l相同的轨道上分布的电子，将尽可能分占m值不同的轨道，且自旋平行。即：基态多电子原子的电子在等价（简并）轨道上排布时，则尽量以自旋相同（平行）分占等价轨道。,例：C原子，共有个电子，可能的排布为：,X,X,1s2s2p,构造原理,随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按如下顺序填入核外电子运动轨道，叫做构造原理。,(Pauling近似能级图顺序),随核电荷数递增,电子每一次从填入ns能级开始到填满np能级,称为建立一个周期，于是有：周期:ns开始np结束同周期元素的数目第一周期：1s2第二周期：2s，2p8第三周期：3s，3p8第四周期：4s，3d，4p18第五周期：5s，4d，5p18第六周期：6s，4f，5d，6p32第七周期：7s，5f，5d，.?,1-6-2基态原子电子组态（电子排布）,原子的电子组态(又称电子构型)是一种标示形式，这种形式能反映出该原子中所有电子占据的亚层轨道。例：氩原子(Z=18)的基态电子组态标示为：Ar1s22s22p63s23p6,表：基态电中性原子的电子组态,1氢H1s12氦He1s23锂LiHe2s14铍BeHe2s25硼BHe2s22p16碳CHe2s22p27氮NHe2s22p38氧OHe2s22p49氟FHe2s22p510氖Ne1s22s22p611钠NaNe3s112镁MgNe3s213铝AlNe3s23p114硅SiNe3s23p2,15磷PNe3s23p316硫SNe3s23p417氯ClNe3s23p518氩Ar1s22s22p63s23p619钾KAr4s120钙CaAr4s221钪ScAr3d14s222钛TiAr3d24s223钒VAr3d34s224铬Cr*Ar3d54s125锰MnAr3d54s226铁FeAr3d64s227钴CoAr3d74s228镍NiAr3d84s2,不符合构造原理,价层电子,价电子层,“电子仁”或“电子实”,周期系中有约20个元素的基态电中性原子的电子组态不符合构造原理。,元素按构造原理的组态实测组态(24Cr)1s22s22p63s23p63d44s21s22s22p63s23p63d54s1(29Cu)1s22s22p63s23p63d94s21s22s22p63s23p63d104s1,半满全满规则：当轨道处于全满、半满时，原子轨道能量低，体系较稳定。,(42Mo)1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s21s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1(47Ag)1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s21s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1(79Au)1s24s24p64d104f145s25p65d96s11s24s24p64d104f145s25p65d106s1,例：26号Fe的电子排布为：1s22s22p63s23p64s23d6,主量子数整理：,1s22s22p63s23p63d64s2,特别注意填充时和填充后最外层和次外层的能级顺序,P44-45表1-4：基态电组态中性原子的电子,1-7元素周期系,1-7-1元素周期律1-7-2元素周期表,1-7-1元素周期律,元素周期律：随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。,1-7-2元素周期表,元素周期表：自从1869年门捷列夫给出第一张元素周期表的100多年以来，至少已经现700多种不同形式的周期表。人们制周期表的目的是为研究周期性的方便。研究对象不同，周期表的形式就会不同。,维尔纳长式周期表:是由诺贝尔奖得主维尔纳（AlfredWerner1866-1919）首先倡导的，长式周期表是目前最通用的元素周期表。,维尔纳长式周期表,周期：维尔纳长式周期表分主表和副表。主表中的15行分别是完整的第1，2，3，4，5周期，但是，第6、7行不是完整的第6、7周期，其中的镧系元素和锕系元素被分离出来，形成主表下方的副表。,族：周期表中的元素每一列为一族。根据其结构又分为主族（A族）和副族（B族）。,主族：族数=ns+np电子数。例：16号S：最外层结构为3s23p4A17号Cl：最外层结构为3s23p5A副族：B-B族数=(n-1)d+ns电子数。例：25号Mn：1s22s22p63s23p63d54sBB、B族：族数=(n-1)d10后ns的电子数例：29号Cu：1s22s22p63s23p63d104s1B,区：长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区，ds区，p区4个区，有的教科书把ds区归入d区；副表(镧系和锕系)是f区元素,周期表中区的划分：最后一个电子填充在什么类型的轨道上，就是该元素所在的区。A、A：s区；A-A：p区；B-B、：d区；B、B：ds区；镧系、锕系（超长周期）：f区。,结构分区,s区ns12p区ns2np16ds区(n-1)d10ns1-2d区(n1)d110ns12(Pd无s电子)f区(n2)f114(n1)d01ns2,非金属三角区：周期系已知112种元素中只有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。,1-8元素周期性,1-8-1原子半径1-8-2电离能1-8-3电子亲和能1-8-4电负性1-8-5氧化态,元素周期性最基本的内容是：随原子序数递增，元素周期性地从金属渐变成非金属,以稀有气体结束，又从金属渐变成非金属,以稀有气体结束，如此循环反复。,1-8-1原子半径,原子的大小可以用“原子半径”来描述。原子半径的标度很多，各种不同的标度，原子半径的定义不同，差别可能很大。,金属半径：金属晶体中相邻两原子核间距的一半。共价半径：非金属元素单质中相邻两原子核间距的一半。范德华半径：稀有气体的单原子分子晶体中，相邻两原子核间距的一半。,Atomicradii(inpm),Source:WellsAF,StructuralInorganicChemistry,5thedn.ClarendonPress,Oxford(1984).,变化规律：主族元素：从左到右r减小；从上到下r增大。过渡元素：从左到右r缓慢减小；从上到下r略有增大。,1-8-2电离能,基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用I1表示。由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用I2表示。,E+(g)E2+(g)+e-I2,E(g)E+(g)+e-I1,例：,I1I2I3I4,同族总趋势：自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致。,同周期总趋势：自左至右增大,与原子半径减小的趋势一致。,1-8-3电子亲和能,气态电中性基态原子获得一个电子变为气态一价负离子放出的能量叫做电子亲和能。负离子再得到一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。电子亲和能常以E为符号，单位为kJ/mol(或eV电子伏特)。,例：O(g)+e-O-(g)E1=141kJ.mol-1O-(g)+e-O2-(g)E2=-780kJ.mol-1,电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变化的一种量度，与电离能相反，电子亲和能表达原子得电子难易的程度，元素的电子亲和能越大，原子获取电子的能力越强,即非金属性越强。,1-8-4电负性,1932年，泡林提出电负性的概念，用来确定化合物中的原子对电子吸引能力的相对大小（c）。电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度(xM)，Pauling标度(xp)和Allred-R