陕师914真题等多个文件无机化学

1、第一篇物质结构基础第 1 章原子结构与元素周期系教学要求1掌握近论在解决核外电子运动状态问题上的重要结论：电子云概念，四个量子数的意义，s、p、d 原子轨道和电子云分布的图象。2了解效应和钻穿效应对多电子原子能级的影响，熟练掌握核外电子的排布。3从原子结构与元素周期系的关系，了解元素某些性质的周期性。教学重点1. 量子力学对核外电子运动状态的描述。2. 基态原子电子组态的构造原理。3. 元素的位置、结构、性质之间的关系。教学难点1. 核外电子的运动状态。2. 元素原子的价电子构型。教学时数 8 学时主要内容1. 核外电子运动的特殊性：核外电子运动的量子化特征。核外电子运动的波粒二象性。2. 核

2、外电子运动状态的描述：波函数、电子云及其图象表示（径向与角度分布图）。波函数、原子轨道和电子云的区别与自旋量子数ms）。四个量子数（主量子数n，角量子数l，磁量子数m，3核外电子排布和元素周期表；多电子原子的能级（效应，钻穿效应，近似能级图）。核外电子排布原理和电子排布（能量最低原理，保里原理，洪特规则）。原子结构与元素周期性的关系（元素性质呈周期性的电子层结构和元素的分区）。，电子层结构和周期的划分，电子层结构和族的划分，4元素某些性质的周期性，原子半径，电离势，电子亲和势，电负性1-1 道尔顿原子论原子论发展简史:古希腊哲学家德谟克利特（Democritus)臆想出原子是物质最小的，不可再

3、分的，永存不变的微粒。17 至 18 世纪，波意耳第一次给出了化学元素的定义用物理方法不能再分解的最基本的物质组分。1732 年，尤拉提出自然界存在多少种原子，就有多少种元素。1785 年，拉瓦锡用实验证明了质量守恒定律化学反应发生了物质组成的变化，但反应前后物质的总质量不变。1797 年，希特发现了当量定律。1799 年，普鲁斯特发现了定比定律。19 世纪初，道尔顿创立了化学原子论。1805 年，英国科学家道尔顿（John Dalton 17661844）：把元素和原子两个概念真正在一起，创立了化学原子论：每一种化学元素有一种原子；同种原1子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分；一种转

4、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。倍比定律：若两种元素化合得到不止一种化合物，这些化合物中的元素的质量比存在整数倍的比例关系。瑞典化学家贝采里乌斯（J. J. Berzelius 17791848）：确定了当时已知元素的原子量，发明了元素符号。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元素-具有一定核电核数的原子。原子序数-按元素的核电核数进行排序所得的序号。元素符号-必须注意的是，我们不要把元素、单质、原子三个概念彼此。元素和单质是宏观的概念。单质是元素存在的一种形式(自由态或称游离态)。某些元素可以形成几种单质，譬如碳

5、的同素异性体有石、石墨两种；硫的同素异性体有正交硫、单斜硫、无定形硫和弹性硫等。元素只能存在于具体的物质(单质或化合物) 中，脱离具体的物质，抽象的元素是不存在的。从这个角度看，元素和单质既有又有区别。原子是微观的概念，而元素是一定种类的原子的总称。元素符号既表示一种元素也表示该元素的一个原子。在讨论物质的结构时，原子这个概念又有量的涵义。如氧原子可以论个数，也可以论质量。但元素没有这样的涵义，它指的是同一种类的原子。譬如：水是由氢氧两种元素组成的，水中含有两个氢原子和一个氧原子，而绝不能说成水中含有两个氢元素和一个氧元素。1-2-2核素，同位素和同位素丰度1. 核素-具有一定质子数和一定中子

6、数的原子称为一种核素。16O、17O、18O核素。它可以分为稳定核素和放射性核素；还可以分为单核素元素和多核素元素。核素符号,质子数， 中子数， 质量数。2. 同位素-具有相同核电核数，不同中子数的核素互称同位素。例, 氢的 3 种同位素氕，氘，氚。3. 同位素丰度-某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）。1-2-3原子的质量某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量。1973 年国际计量局公布了原子质量的，规定一个12C核素原子质量的 112 为“统一的原子质量”，用“u”表示。(有的资料中写为“amu”，“mu”)。因此，12C的原子质量等于 12u。通过质谱仪可以测定

7、各核素的原子质量及其在自然界的丰度，据此就可以计算出元素的平均原子质量。如的平均原子质量为 200.6u。一个原子的质量很小，但是不等于它的质子和中子质量的简单加和。例如， 1 摩尔氘原子的质量比 1 摩尔质子和 1 摩尔中子的质量和小20.00431225g。这一差值称为质量亏损，等于核子结原子核的能量-结合能。是百万电子伏特（Mev）。不同数量的核子结原子的能量与核子的数量不成比例，比结合能是某原子核的结合能除以其核子数。比结合能越大，原子核越稳定。1-2-4 元素的相对原子质量（原子量）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。这个定义表明相

8、对原子质量：1） 元素的相对原子质量是纯数。2） 单核素的相对原子质量等于该元素的核素的相对原子质量。3） 多核素元素的相对原子质量等于该元素的天然同位素相对原子质量的平均值。Ar=f*M相对原子质量用符号Ar(E)表示，A代表原子质量，下标r表示相对，E代表某元素。如氯元素的相对原子质量等于 35.453，可表示为Ar(Cl)=35.453，它表示 1mol 氯原子的质量是核素12C的 1 摩尔质量 112 的 35.453 倍。亦即 1 个氯原子的平均质量是12C原子质量 1/12 的 35.453 倍。可见相对原子质量仅是一种相对比值，它没有。1-3 原子的和演化1. 宇宙之初2. 氢3

9、. 氦燃烧4. 碳燃烧5. 过程6.e 过程7.重元素诞生8.宇宙大理论的是非1-4 原子结构的玻尔行星模型1-4-1 氢原子光谱巴尔麦( J. Balmer)经验公式：v = 1 = R( 11 )-lH22n2: 谱线波长的倒数, 波数(cm-1).n: 大于 2 的正整数.RH：常数, 1.09677576×107m-1n = 2,巴尔麦系。n =3, 帕邢系(Pashen)。n=1, 莱曼系（Lyman）。31-4-2波尔理论1. 1913 年，波尔总结当时的最近物理学发现，建立了氢原子核外电子模型， 解释了氢原子光谱，后人称波尔理论，要点如下:1） 行星模型波尔假定，氢原子

10、核外电子是处在一定的线形轨道上绕核运行的。2） 定态假设波尔假定，氢原子核外电子在轨道运行时有一定的不变的能量， 这种状态称为定态。基态-能量最底的定态。激发态-能量高于基态的定态。3） 量子化条件 波尔假设，氢原子核外电子的轨道是不连续的，在轨道运行的电子具有一定的角动量4) 跃迁规则 电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，反之，激发态的光子会放出光子返回基态或者能量较低的激发态。，光子的能量就是跃迁前后 2 个能级的能量之差。2. 波尔理论的优缺点波尔理论并未彻底抛弃经典力学，使其在计算稍复杂的原子光谱时有较大的误差；但是其合理的内核（核外电子处于定态时有确定的能量，原子光谱源自核外电子

11、的变化），被后来的量子力学所继承发展，其“轨道”概念，也被量子力学赋予了新的内涵。1-51-5-1氢原子结构的量子力学模型光的波粒二象性对于光：P = mc = h/ c = h / 对于微观粒子：=h / P = h /mu1-5-2微粒的波粒二象性(Louis de Broglie, 1924)= h /P = h / mu德布罗意关系式1-5-31927 年，法国博士德布罗意（de Brolie）大胆假定光的波粒二象性不仅表示光的特性，而且表示所有像电子，质子，中子，原子等实物微粒的特性。对于宏观物体，不必起波动性。其波动性，而对于高速运动的微观物体，就不能不1-5-4测原理(Werne

12、r Heisenberg, 1926)微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量测关系式：hh4pmDuDx × DP ³或Dx ³4px 粒子的位置不确定量 粒子的运动速度不确定量氢原子的量子力学模型1-5-51.电子云4概率密度指粒子在空间任意微小区域出现的概率。定态电子在核外空间的概率密度分布规律可以用波的振幅方程来描述。电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。电子云图象中的每一个小黑点表示电子出现在核外空间的一次概率（不表示一个电子），概率密度越大， 电子云图象中的小黑点越密。处于不同定态的电子的电子云图象具有不同特征，主要包括：1）电子云在核外空间

13、扩展程度能层-K, L, M ,N, O, P, Q.2) 电子云的形状能级1s2s2p3s3p3d4f3）电子云在空间的取向轨道-电子在核外空间概率密度较大的区域。.2. 电子的自旋自旋只有 2 种方向顺时针和逆时针3. 核外电子的可能运动状态44 个量子数主量子数角量子数磁量子数nn=1, 2, 3,m = +l,.0,-lmm = 1 ,m = - 1自旋量子数 msss22主量子数 n：与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于 n：2.179 ´10-18E = -Jn25不同的 n 值，对应于不同的电子层：1K2L3Ml4N的取值对应着5O0，1， 2，3n1 s,p

14、,d,f.角量子数 l：(亚层)l决定了的角度函数的形状，即决定了原子轨道或电子云的形状.磁量子数 m：m 可取 0，±1,±2±l ；一种取向相当于一个轨道，共可取2l + 1 个数值。其值决定了角度函数的空间取向，即 m 值反应了波函数(原子轨道)或电子云在空间的伸展方向。n,l,m0s一定，轨道也确定：1pn =2， n =3， n =3，2d3fl =0，m =0， m =0， m =0，轨道例如:2s 3pz3dz2l =1，l =2，5. 描述核外电子空间运动状态的波函数及其图象薛定谔方程直角坐标与球坐标之间的关系(n,l,m)(x,y,z) (r，)

15、(n,l,m)(x,y,z) =R(n,l)(r) ·Y(l,m)(，)波函数的角度分布图 Y(l,m)( ，)（原子轨道角度分布图）s、p、d轨道角度部分剖面图：6电子云径向密度分布图(D - r)：1-6 基态原子电子组态1-6-1 构造原理一、多电子原子的能级：除氢(及类氢原子)外的多电子原子中核外电子不止一个， 不但存在电子与原子核之间的相互作用，而且还存在电子之间的相互作用。1、效应如：锂原子核外的三个电子是 1s22s1 我们选定任何一个电子，其处在原子核和其余两个电子的共同作用之中，且这三个电子又在不停地运动，因此，要精确地确定其余两个电子对这个电子的作用是很的。我们用

16、近似的方法来处理。其余两个电子对所选定的电子的排斥作用，认为是它们定电子的吸引作用。或削弱了原子核对选7这种其余电子对所选定的电子的排斥作用，相当于降低了部分核电荷（） 对指定电子的吸引力，称为效应。Z* = Z-Z*有效核电荷抵消的部分。2、斯莱特规则他由光谱数据，归纳出一套估算Z 核电荷“常数”或将原有核电荷常数的方法：（1） 先将电子按内外次序分组：ns, np 一组；nd 一组；nf 一组。如：1s; 2s,2p; 3s3p; 3d; 4s,4p; 4d; 4f; 5s,5p; 5d; 5f。（2）外组电子对内组电子的作用=0（3）同一组，=0.35( 但 1s，=0.3)（4） 对

17、ns, np，(n-1)组的=0.85；更内的各组=1（5） 对 nd，nf 的内组电子=1（注：该方法用于 n 为 4 的轨道准确性较好，n 大于 4 后较差。） 这样能量公式为：(Z - s )2 eVZ *2eVE = -13.6= -13.6n2n2从能量公式中可知 E 与 n 有关，但与 l 有关，因此角量子数也间接地与能量。例：求算基态钾原子的 4s 和 3d 电子的能量。(此题从填充电子的次序来看,后一个电子是填入 3d 轨道, 还是 4s 轨道)最解：K1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d1 K1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1Z*=19-18=13d=18&#

18、215;1=18, 4s=10×1+8×0.85=16.8,Z*=2.2(19 -18)2 eV= -13.6= -1.51eVE3d32(19 -16.8)2 eV= -13.6= -4.11eVE4 s42最后一个电子是填入 3d 轨道。3、钻穿效应为什么电子在填充时会发生能级交错现象？这是因4s 电子具有比3d 电子较大的穿透内层电子而被核吸引的能力（钻穿效应）。从图中看出 4s 轨道 3d 轨道钻得深，可以更好地回避其它电子的子。，所以填充电子时先填充 4s 电注：一旦填充上 3d 电子后 3d 电子的能量又比 4s 能量低，如铜。8二、构造原理1）泡利原理基态原子

19、中不可能同时存在 4 个量子数完全相同的电子。换句话说，在一个轨道里最多只能容纳 2 个电子，且自旋方向相反。2）洪特规则基态多电子原子中同一能级的轨道能量相同，称为简并轨道。基态多电子原子中的电子总是首先平行自旋的单独的填入简并轨道。3）能量最低原理 基态原子核外电子的排步力求使整个原子的能量处于最低状态。由构造原理图可见，随核电核数的增加，电子填入能级的顺序是: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p构造原理只是对大多数的电中性基态原子电子组态的总结，而不是所有原子。能级交错电子先填最外层的 ns，后填次外层的(n-1)d，甚至填入倒数第三

20、层的(n-2)f 的规律。下面举例说明:N 原子序数为7按洪特规则的基态电子构型而不是是1s1s2p2s2p2s周期系中有约 20 个元素的基态电中性原子的电子组态（electron configuration，又叫构型或排布）不符合构造原理，其中的常见元素是：元素(24Cr)(29Cu)(42Mo)按构造原理的组态1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s2实测组态1s22s22p63s23p63d54s1 1s22s22p63s23p63d104s11s22s22p63s23p63d1

21、04s24p64d55s1 1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s21s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 1s2···4s24p64d104f145s25p65d96s11s2···4s24p64d104f145s25p65d106s1(47Ag)(79Au)实验还表明，当电中性原子失去电子形成正离子时，总是首先失去最外层电子，因此，副族元素基态正离子的电子组态不符合构造原理。例如:元素电中性原子的价电子组态3d64s2正离子价电子组态（最外层电子数）3d6（14e）3d5（13e）F

22、e2+ Fe3+Fe93d104s1Cu+ Cu2+3d10（18e）3d9 （17e）Cu我国著名化学家徐光宪将电中性原子和正离子的电子组态的差异总结为：基态电中性原子的电子组态符合(n+0.7l)的顺序,基态正离子的电子组态符合(n+0.4l)的顺序（n 和 l 分别是主量子数和角量子数）。1-7 元素周期系1-7-1 元素周期律1869 年，化学家门捷列夫在总结对比当时已知的 60 多种元素的性质时发现化学元间的本质：按原子量递增把化学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最早表述。1911 年,年轻的英国人莫塞莱在分析元素的特征 X 射线时发现，门捷列夫化学元素周

23、期系中的原子序数不是人们的赋值，而是原子核内的质子数。随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性分层结构。因而，元素周期律就是：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。随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性分层结构。因而，元素周期律就是：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1. 门捷列夫短式周期表（最古老）门捷列夫发现元素周期律是对元素之间存在本质，即“元素是一个大”的信念的推动。这种信念比起前人发现某些元素可以归为一族(如碱金属、卤素等)是质的飞跃。正因为有这种信念，门捷列夫按原子量把当时已知元

24、素排列起来，发现某些元素的位置跟信念中的周期性时，敢于怀疑某些元素的原子量测错了，敢于改正某些元素的化合价，敢于为某些没有发现的元素留下空位。2. 维尔纳长式周期表（通用）IA1 H氢2 He氦10 Ne1IIAIIIA IVAVAVIA VIIA5BC7 N氮8 O 氧16 SFLiBe69342锂铍硼碳氟氖Mg13 Al 14 Si 15 P17 Cl 18 Ar11Na123钠19 K镁铝 硅磷硫氯氩VIIIIBIIBIIIBIVBVBVIB VIIB20Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27Co 28 Ni 29 Cu 30Zn 31 Ga 3

25、2 Ge 33As 34 Se 35 Br 36Kr4钛钒溴氪54 Xe钾钙钪铬锰铁镍铜锌镓锗 砷硒钴37 Rb 38 Sr 39 Y40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 A49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I5铷氙锶铌钼钯银镉碲碘钇锆锝钌铑铟锡锑57-71 72 Hf 73 Ta 74W75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80Hg 81 Tl 82Pb 83Bi 84 Po 85At 86 Rn55 Cs 56 Ba6铯钡La-Lu铪钽钨锇铱铂金铊铅铋钋 砹氡铼-87 Fr钫88Ra89 10310

26、4Rf Db105106SgBh108 Hs 109Mt110112Uub107111Uuu7118114116镭Ac-Lr 钅卢 钅杜 钅喜 钅波 钅黑钅麦 Uun57La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67Ho 68 Er 69Tm70Yb 71 Lu镧系镨铕m钆镧铈钕钷钐铽镝钬铒铥镱镥89Ac 90 Th 91 Pa 92 U93Np 9496Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100Fm 101Md 102No 103 Lr锕系锕钍镤铀钚镅锘铹镎锔锫锎锿镄钔10周期：特短周期（第 1 周期） 短周期（第

27、2，3 周期） 长周期（第 4，5 周期） 特长周期（第 6 周期）未完成周期（第 7 周期）一共有 18 列主族（A 族） 副族（B 族）s 区，d 区，ds 区，p 区, f 区。列：族：区：非金属三角区1-7-3 元素周期律的影响元素周期律是 20 世纪科学技术发展的重要理论之一，它对元素化合物的性质有性，为寻找并设计具有特殊性质的新化合物有很大的指导意义，极大的推动了科学技术的发展。1-8元素周期性原子参数像原子半径，离子半径，电离能，电子亲和能，电负性等概念被称为原子参数。1-8-1原子半径原子的大小以原子半径来表示，在讨论原子半径的变化规律时，我们采用的是原子的共价半径，但稀有气体

28、的原子半径只能用范德华半径代替。1. 从宏观物性:元素的原子体积随原子序数的递增呈现多峰形的周期性曲线。大体上，峰间元素是碱金属，谷底元素是每一周期处于中段的元素，仅个别例外。2. 根据量子力学理论:1965 年，瓦伯和克罗默计算出所谓的“理论原子半径”，它也呈周期性变化。碱金属处于每个峰尖，谷底元素却是惰性元素。3. 通过测定结构的方法:一般说来，共价半径最小，金属半径居中，范德华半径最大。显然，把 3 种不同概念的原子半径混在一起是毫无意义的。要比较不同原子的相对大小，取用的数据必须来源一致。4. 变化规律：短周期内原子半径的变化（1、2、3 周期）在短周期中，从左到右随着原子序数的增加，

29、核电荷数在增大，原子半径在逐渐缩小。但最后到稀有气体时，原子半径突然变大，这主要是因为稀有气体的原子半径不是共价半径，而是范德华半径。长周期内原子半径的变化（4、5 周期）在长周期中，从左向右，主族元素原子半径变化的趋势与短周期基本一致， 原子半径逐渐缩小；副族中的 d 区过渡元素，自左向右，由于新增加的电子填入11了次外层的（1）d 轨道上，对于决定原子半径大小的最外电子层上的电子来说，次外层的 d 电子部分地抵消了核电荷对外层 ns 电子的引力，使有效核电荷增大得比较缓慢。因此，d 区过渡元素从左向右，原子半径只是略有减小，缩小程度不大；到了 ds 区元素，由于次外层的（1）轨道已经全充满

30、，电子对核电荷的抵消作用较大，超过了核电荷数增加的影响，造成原子半径反而有所增大。同短周期一样，末尾稀有气体的原子半径又突然增大。特长周期内原子半径的变化（6、7 周期）在特长周期中，不仅包含有 d 区过渡元素，还包含有 f 区内过渡元素（镧系元素、锕系元素），由于新增加的电子填入外数第三层的（2）f 轨道上，对核电荷的抵消作用比填入次外层的（1）d 轨道更大，有效核电荷的变化更小。因此 f 区元素从左向右原子半径减小的幅度更小。这就是镧系收缩。由于镧系收缩的影响，使镧系后面的各过渡元素的原子半径都相应缩小，致使同一副族的第 5、6 周期过渡元素的原子半径非常接近。这就决定了 Zr 与 Hf、

31、Nb 与 Ta、Mo 与 W 等在性质上极为相似，难以分离。在特长周期中，主族元素、d 区元素、ds 区元素的原子半径的变化规律同长周期的类似。同族元素原子半径的变化在主族元素区内，从上往下，尽管核电荷数增多，但由于电子层数增多的因素起主导作用，因此原子半径显著增大。副族元素区内，从上到下，原子半径一般只是稍有增大。其中第 5 与第 6 周期的同族元间原子半径非常接近，这主要是镧系收缩所造成的结果。1-8-2电离能第一电离能：基态的气体原子失去最外层的第一个电子成为+1 价离子所需的能量，A(g)A+(g) + eI1第二电离能：由体+1 价离子再失去一个电子成为+2 价离子所需的能量.I 1

32、 <I2<I3<I4关于电离能：(1) 电离能越小，说明原子在气态时越易失去电子，金属性越强。(2) 元素的电离势随 Z 的变化而呈现周期性的变化。同一周期自左至右，I 基本上依次增大。反常：Be 与 B， Mg 与 Al， P 与 S， Zn 与 Ga，As 与 Se,Cd 与 In， 与 Tl因为：电离能不仅与原子的核电荷有关，也与元素的电子层结构有关。HgB(2s2 2p1)B+(2s22p0)例： I B < IBeB+具有较稳定的结构。Be(2s2)Be(2s2) 全充满，稳定Be+(2s1)N(2s2 2p3)N 更稳定O(2s2 2p4)N+(2s22p2

33、)I N < IOO+(2s2 2p3)12O+更稳定(3) 同一周期过渡元素及内过渡元素自左至右电离能变化不大，规律性也较差。(4) 主族元素自上而下电离能应减少, 但 Sc 系收缩使 IGa> IAl; La 系收缩使 ITl> IIn,IPb> ISn, 通常主族元素金属性自上而下依次增大.(5)副族元素电离能变化规律不规则1-8-3电子亲合能（electron affinity)元素的一个气态原子在基态得到一个电子形成基态、气态负离子所的能量。符号 E，是 eV电子亲和能取正值是体系放出能量，而电离能取正值却是体系吸收能量。 电子亲和能的大小并不能直接反映气态电

34、中性原子得到电子变成气态负离子的能力，而非金属性的大小还取决于其他因素。电子亲合能数值越大，该原子生成气态负离子的倾向性越大。同一周期，自左至右，第一电子亲合能逐渐增大（IIA 、VA 有特殊）。元素具有较高的电离能，也倾向于具有较高的电子亲合能。第二周期元素的电子亲合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半径小、轨道数目少、电子间排斥力大等因素。主族元素的电子亲和能/kJ·mol1：H 72.9Li 59.8Na 52.9 K 48.4Rb 46.9Cs 45.5BeMgCaSrBaB 23Al 44Ga 36In 34Tl 50C 122Si 120Ge 116Sn 121Pb 100N0.07P 74As 77Sb 101Bi 100O 141 S 200Se 195Te 190PoF 322Cl 349Br 325 I 295AtNeArKrXeRn1-8-4电负性1932 年，泡林提出了电负性的概念，用来确定化合物中的原子对电子吸引能力的大小。电负性可以用多种实验和理论方法来建立标度，最经典的是泡林标度。他通过热化学方法建立，并假定氟的电负性为 4.0，作为确定其他元素电负性的标准。氟的电负性最大，铯的电负性最小，氢的为 2.1，非金属大多>2.0,s 区金属大多