大学化学第一章原子结构和元素周期系

任颜卫Email:renyw@Tel公室：北校区15号楼229大学化学教程共八十八页教学要求与安排(ānpái)学时：33教材：《大学化学教程》，第二版，化工出版社学习方法：预习，听课，作业(zuòyè)，复习，答疑成绩评定：平时（30%）、考试（70%）理论课与实验课关系共八十八页主要(zhǔyào)参考书普通化学(huàxué)原理（第三版），华彤文，北大出版社，2005无机化学（上、下），武大、吉大，高教出版社，1999大学化学（上、下），傅献彩，高教出版社，1999Chemistry:TheCentralScience（8thEd.）,T.L.Brown,H.E.LeMay,Jr.,andB.E.Burstein,PrenticeHall,2000共八十八页什么(shénme)是化学？化学是在原子、分子层次上研究物质的组成、结构、制备、性能(xìngnéng)及其变化规律的科学。石墨的六方晶胞用隧道扫描显微镜放大后的石墨层状结构共八十八页为什么要学习(xuéxí)化学？可以了解化学变化的原理，搞清发生在我们身边的许多“为什么”；可以更好的利用自然资源，提炼物质(wùzhì)并合成新物质(wùzhì)；可以帮助人类在能源、材料、生命现象、生态环境等多领域中研究创新，开辟新的道路。接受化学的启蒙教育，具备一定的化学基础知识是进行科学、工程、医学、农业、工业和科技专业工作者所必需！共八十八页授课(shòukè)内容化学基础知识原子结构与元素周期率（第一章）分子结构(fēnzǐjiéɡòu)（第二章）晶体结构（第三章）化学反应的基本原理（第四章）化学与环境保护（第五章）化学与能源（第六章）化学与材料（第七、八章）共八十八页第一章原子结构和元素周期系原子构成自然界中各种元素的基本单位，具有(jùyǒu)该元素的化学性质，并能在化学反应中保持；由带正电荷的原子核（由质子和中子构成，决定元素的化学性质，并在化学反应中保持不变）和在原子核的库仑场中运动的带负电的电子（化学反应中其数目及运动状态均可能发生变化）组成。

共八十八页本章主要(zhǔyào)内容1-1经典核原子模型1-2氢原子结构的量子力学模型：波尔模型1-3核外电子(héwàidiànzǐ)运动的波粒二象性1-4原子结构的波动力学模型1-5各种元素的基态原子核外电子排布1-6原子结构与元素性质的关系共八十八页1-1经典的原子(yuánzǐ)模型19世纪末，物理学家在气体低压放电（阴极射线）的现象中发现了电子；1897年，汤姆逊（Thomson）最早测定了电子的荷质比（e/m），并发现电子普遍存在于原子(yuánzǐ)中；1911年，卢瑟福（Rutherford）在α粒子散射实验中证实原子中存在质量较大、带正电荷的原子核。共八十八页Rutherford的“太阳-行星(xíngxīng)模型”基本论点：所有(suǒyǒu)原子都有一个核即原子核（nucleus）；核的体积只占整个原子体积极小的一部分；原子的正电荷和绝大部分质量集中在核上；电子像行星绕着太阳那样绕核运动。共八十八页经典(jīngdiǎn)物理学概念面临的窘境（1）在对粒子散射(sǎnshè)实验结果的解释上，新模型的成功是显而易见的，至少要点中的前三点是如此。问题出在第4点，尽管卢瑟夫正确地认识到核外电子必须处于运动状态，但将电子与核的关系比作行星与太阳的关系却是一幅令人生疑的图像。Anunsatisfactoryatomicmodel

根据当时的物理学概念，带电微粒在力场中运动时总要产生电磁辐射并逐渐失去能量，运动着的电子轨道会越来越小，最终将与原子核相撞并导致原子毁灭。由于原子毁灭的事实从未发生，将经典物理学概念推到前所未有的尴尬境地。共八十八页经典物理学概念(gàiniàn)面临的窘境（2）根据卢瑟福原子模型，电子绕核高速运动(yùndòng)，其放出的能量是连续的，如此得到的原子光谱应该是连续的带状光谱（

E=hv），但是实验得到的原子光谱确是线状的！连续光谱共八十八页

描述微观(wēiguān)物体运动规律的需求呼唤物理学新理论的诞生！共八十八页

丹麦物理学家玻尔将卢瑟福的原子行星模型与普朗克量子论巧妙地结合，提出了著名(zhùmíng)的玻尔假说:尼尔斯·玻尔N.Bohr

，1885~1962●原子中的电子只能在符合(fúhé)一定量子化条件的固定的轨道上绕核运动；

符合量子化条件的轨道称为稳定轨道，具有固定的能量E，电子在稳定轨道上运动时，不放出能量。1-2玻尔理论1913共八十八页●

电子在离核越远的轨道上运动，其能量越大。通常电子保持在能量最低的状态即基态，基态是最稳定的状态。当原子从外界获得能量时，电子可以跃迁(yuèqiān)到离核较远的较高能量的轨道上去，这时电子所处状态称为激发态。●处于激发态的电子不稳定(wěndìng)，可以跃迁到离核较近的轨道上，这时会以光子形式释放出光能，光的频率决定于两条轨道之间的能量之差：

式中E2为电子处于激发态时的能量；E1为电子处于低能级时的能量；v为光的频率；h为普朗克常数;玻尔理论1913共八十八页玻尔根据经典力学原理和量子化条件，计算了电子运动的轨道半径r和电子的能量E，推求出氢原子核外电子运动的轨道半径和能量：n=3时，r3=33×52.9pm，E3=-1312.17/33kJ·mol-1当n=1

时，r1=12×52.9pm，E1=-1312.17/12kJ·mol-1n=2时，r2=22×52.9pm，E2

=-1312.17/22kJ·mol-1

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。共八十八页◆激发态原子为什么会发射出光射线；◆氢光谱线波长的不连续性；◆说明了氢光谱线频率的规律性；◆提出了n是能级的概念，这为人们后来研究光谱学以及发展物质结构的现代理论做出了贡献。玻尔假说成功之处：玻尔理论(lǐlùn)

1913共八十八页●未能完全冲破经典物理的束缚，只是在经典力学连续性概念的基础上，人为地加上了一些量子化的条件；如在讨论和计算(jìsuàn)电子运动的轨道半径时，都是以经典力学为基础的，认为电子在核外的运动有固定轨道，电子本身所特有的波粒二象性，这种特殊的规律在当时是玻尔所不能认识的；●

玻尔理论解释不了多电子原子的光谱和氢光谱的精细结构等问题；玻尔假说(jiǎshuō)的缺陷：玻尔理论1913共八十八页◆

光的波粒二象性

光的传播形式和光的衍射现象都表示了光的波动性。光的吸收、发射现象说明了光具有粒子性。1-3核外电子(héwàidiànzǐ)运动的波粒二象性共八十八页◆电子的波粒二象性德布罗意LouisdeBroglie1892~1987

1924年法国年轻的物理学家德布罗意在光的波粒二象性启发下，大胆地提出了“物质波”的假设，预言电子等微粒会像光一样发生衍射，显示具有波动性。式中m为电子的质量，

h为普朗克常数，P

为电子的动量，v为电子的速度，这种波称为物质波，亦称为德布罗意波。并根据波粒二象性的关系式预言了高速运动的电子的波长λ公式：共八十八页

当用很弱的电子流做衍射实验，电子是一个一个地通过晶体发生衍射的。因为电子有粒子性，开始只是落到照相底片的一个一个点上，每次所落的点都不是重合在一起的。经过足够长的时间，通过大量的电子后，得到的衍射图呈现出波动性。若用较强的电子流可在较短时间内得到同样的电子衍射环纹。

电子衍射实验

1927年，戴维森（Davisson）等的电子衍射的实验证实了德布罗意的预言，电子不仅是一种具有一定质量，高速运动(yùndòng)的带电粒子，而且还能呈现波动性。共八十八页

结论

波动性是与微粒行为的统计性规律在一起的。在底片上衍射强度大的地方（明处），也就是波强度大的地方，一定是电子在该处单位微体积内出现的机会多（概率密度大），衍射强度小的地方（暗处(ànchǔ)），也就是波强度小的地方，一定是电子在该处单位微体积内出现的机会少（概率密度小）。由此可以认为：具有波动性的微观粒子（包括电子在内）本身并不是波，只是其运动规律在统计上呈现出波的特性，因而又称之为概率波。在空间某处波的强度与该处粒子出现的概率密度成正比。

共八十八页1-4核外电子运动(yùndòng)状态的近代描述1.4.1波函数与原子轨道1.4.2电子云1.4.3描述(miáoshù)电子运动状态的四个子量子数共八十八页Heisenberg

WSchrodingerE

波动力学模型是迄今最成功的原子结构模型，它是1920年代以海森堡（HeisenbergW）和薛定锷（SchrodingerE）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(nénggòu)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。共八十八页波函数与原子轨道（1）实验证实：原子核外运动的电子不能同时准确地测定它的位置和速度，但在某一空间范围内出现的几率是可以用统计的方法加以(jiāyǐ)描述的，波函数ψ就是描述微观粒子在空间某范围内出现的几率。换言之，每个波函数ψ都能描述原子核外电子运动的一种状态，波函数ψ的表达式可由薛定谔波动方程解出。径向(jìnɡxiànɡ)部分角度部分共八十八页波函数与原子轨道（2）欲使方程的解是合理的，就要求n、li、mi不是任意常数，而是要符合(fúhé)一定的取值。在量子力学中把这类特定常数n、li、mi称为量子数。

n为主量子数，取值为1，2，3，……n；li为轨道角动量量子数，取值为0，1，2……（n-1）；mi为磁量子数，取值为0，±1，±2，±3，……±li

。通过一组特定的n、li、mi就可得出一个相应的波函数ψ(r,θ,Φ)，每一个ψ(r,θ,Φ)所表示的原子核外电子的运动状态称为原子轨道。共八十八页波函数与原子轨道（3）原子轨道的形状(xíngzhuàn)图

波函数的函数值在球面空间中有一定的分布形态。在空间上，通常将Ψ（r,θ,Φ）分为径向部分R（r）和角度部分Y（θ,Φ）分别表示出来。其中波函数中Y（θ,Φ）随角度变化的分布称为原子轨道的角度分布图，习惯称为原子轨道形状。

共八十八页波函数与原子轨道（4）原子轨道形状及波函数中Y（θ，Φ）随角度变化的分布由量子数li、mi决定，其中li的取值决定了原子轨道的形状，mi的取值决定其在空间的伸展方向，即该轨道的数目。习惯上用光谱学上的符号s、p、d、f……来表示(biǎoshì)不同形状的原子轨道，它们的对应关系如下：

li的取值0123轨道名称spdf轨道数目1357共八十八页原子轨道角度(jiǎodù)分布图

s-orbital以原点为球中心的球面(qiúmiàn)，球面(qiúmiàn)上每一点的函数值均为正值，因此在平面上简单地画成一个带正号的圆。共八十八页原子轨道角度(jiǎodù)分布图

pxpypz

两组相交(xiāngjiāo)于原点的球面，一组为正值，另一组为负值，在平面上简单地画成两个相切于原点的圆，上（或右）圆为正，下或（左）为负值。mi有－1，0，＋1三个值，分别决定了三个轨道在空间的不同取向。

共八十八页原子轨道角度(jiǎodù)分布图

在平面上d轨道的图形就像花瓣状。共有5个轨道，其中dxy,

dyz,dxz和dx2-y2由四个带正负号的“半”保龄球状的瓣构成(gòuchéng)，各自有不同的取向，dz2则是两个对立的“半”保龄球瓣，颈部套一个小圆环。共八十八页图上标出的“＋”“－”号，代表的是角度分布函数(hánshù)Y值在不同区域内其函数值的正负号不同，并非正负电荷。

注意(zhùyì)：原子轨道图上标出的“＋”“－”号，代表的是角度分布函数Y值在不同区域内其函数值的正负号不同，并非正负电荷，也不代表波函数值的正负，它指的是原子的轨道的对称性。共八十八页波函数在某一点的绝对值的平方|Ψ|2即是电子在该点处单位体积出现的概率(gàilǜ)（概率密度）。用小黑点的疏密形象地描述电子在原子核外空间的概率密度分布图象叫做电子云。电子云(1)共八十八页

电子云也可以是用统计的方法描述电子在核外空间(kōngjiān)某一区域内出现概率大小的一个形象化的图示，s电子经常出现的区域是核外的一个球形空间。图中密集的小点只是说明氢原子核外的一个电子在核外空间的一种运动状态，并不代表有这么多个电子在核外运动。

s

电子云共八十八页共八十八页d

电子云共八十八页f

电子云共八十八页1s2s3s2pz3pz电子云黑点(hēidiǎn)图共八十八页1s2s3s3pz原子轨道轮廓图共八十八页★形状相似，不同的是电子云的角度(jiǎodù)分布图形比原子轨道的角度(jiǎodù)分布图形要“瘦”些，这是由于波函数的Y值小于1，而|Y|2

值就更小的缘故。★正负号不同(bùtónɡ)，原子轨道角度分布图上有＋、－号之分，而电子云角度分布图上都是正值；原子轨道角度分布图上的＋、－号只是代表波函数ψ中角度部分Y的正、负，并不表示波函数ψ的正、负。原子轨道与电子云角度分布图比较共八十八页四个量子数（1）三个量子数可用来描述电子运动状态的原子轨道，可以解释一般的原子光谱，但还不能解释原子光谱中的精细结构和在磁场中谱线的分裂现象。根据进一步研究，发现电子除了绕核运动外，其自身还有自旋运动。因此需要用自旋角动量量子数si来描述。下面介绍n、li

、mi、si四个量子数的物理(wùlǐ)意义。共八十八页四个量子数（2）主量子数n：决定电子在核外空间离核的远近,也就是电子出现的概率密度最大的地方离核的远近.n=1，2，3……轨道角动量量子数l：确定原子轨道和电子云的形状,

li=0，1，2……（n-1） (s、p、d……)磁量子数m：决定原子轨道和电子云在空间的伸展(shēnzhǎn)方向(取向),

mi=0，

1，

2,…，

li自旋角动量量子数ms：决定电子自身固有的运动状态，+1/2,-1/2,常用↑和↓表示两个不同的自旋状态.共八十八页主量子数n确定(quèdìng)电子出现几率最大处离核的距离决定电子主要能量，对于氢原子，电子能量唯一决定于n不同的n值，对应于不同的电子壳层１２３４５……..

KLMNO……..E1s

＜

E2s

＜

E3s

＜

E4s

······共八十八页轨道(guǐdào)角动量量子数li与角动量有关，对于多电子(diànzǐ)原子,E也与li有关li决定了原子轨道或电子云的形状li的取值0123……n-1（亚层）

spdf…...

E4s

＜

E4p

＜

E4d

＜

E4f······n

相同，

l

值越大，电子能量越高。共八十八页磁量子数mi（1）与角动量的取向有关，取向是量子化的mi可取0，±1,±2……±li

mi值决定(juédìng)了原子轨道和电子云的空间取向li值相同，mi值不同的轨道互为等价轨道liminumberoforbital0（s）011（p）-10+132（d）-2-10+1+253（f）-3-2-10+1+2+37Theallowedvaluesformagneticquantumnumber,m共八十八页磁量子数mi（2）

p轨道(guǐdào)li=1,mi=+1,0,-1

三种取向但等价（简并）p轨道。s轨道（l=0,m=0）mi一种取值，空间(kōngjiān)一种取向，一条s轨道共八十八页

实验发现：原子光谱在强磁场下，每一条谱线实际是由靠得很近的两条谱线组成的，为了解释这一现象(xiànxiàng)，1925年乌伦贝克（Uhlenbeck）和哥德希密特（Goudsmit）提出了电子自旋的假设，引入自旋量子数si

。自旋(zìxuán)量子数

si共八十八页自旋(zìxuán)量子数

si描述电子绕自轴旋转的状态自旋(zìxuán)运动使电子具有类似于微磁体的行为si取值+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示想象中的电子自旋

两种可能的自旋方向:正向和反向；产生方向相反的磁场；相反自旋的一对电子,磁场相互抵消。共八十八页结论1主量子数n决定电子出现几率最大的区域离核的远近（或电子层），并且(bìngqiě)是决定电子能量的主要因素；

当四个量子数确定(quèdìng)之后，电子在核外空间的运动状态也就确定(quèdìng)了。

2

角动量量子数li决定原子轨道（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；3磁量子数mi决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向；4自旋量子数si决定电子自旋的方向。共八十八页原子结构小结(xiǎojié)（1）经典原子结构基础(jīchǔ)：电子的发现及α粒子散射实验基本论点：Rutherford的“太阳-行星模型”存在不足：原子消亡和原子线状光谱共八十八页原子结构小结(xiǎojié)（2）波尔的氢原子模型基础：Rutherford含核原子模型；氢原子光谱实验；普朗克的量子化学和爱因斯坦的光子学说（波的微粒(wēilì)性）基本论点：固定轨道，能量量子化存在不足：多电子原子光谱和氢原子光谱的精细结构共八十八页原子结构小结(xiǎojié)（3）原子的量子力学模型基础：测不准(bùzhǔn)原理；微观粒子的波粒二象性（德布罗意波，戴维森电子衍射实验）基本论点：虽然不能同时准确地测定原子核外运动的电子的位置和速度，但在其某一空间范围内出现的几率是可以用统计的方法加以描述的，波函数ψ就是描述微观粒子在空间某范围内出现的几率。共八十八页1-5基态(jītài)原子的核外电子排布1-5-1核外电子排布原理保里（W.Pauli）不相容原理能量最低原理洪德(hónɡdé)（F.Hund）规则共八十八页Pauli不相容原理(yuánlǐ)同一原子中不能存在(cúnzài)运动状态完全相同的电子，或者说同一原子中不能存在(cúnzài)四个量子数完全相同的电子。例如：一原子中电子A和电子B的三个量子数n，li，mi已相同，ms就必须不同。QuantumnumbernlimimselectricA21

0

1/2electricB2101/2共八十八页nli原子轨道符号轨道空间取向电子层中轨道数最多容纳电子数101s11(12)2202s14(22)812p3303s19(32)1813p323d5404s116(44)3214p324d534f7共八十八页能量(néngliàng)最低原理在不违背保里不相容原理(yuánlǐ)的前提下，电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道，占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道。

共八十八页L.Pauling近似(jìnsì)能级图共八十八页L.Pauling近似(jìnsì)能级图n值相同时，轨道(guǐdào)能级则由li

值决定，例：E(4s)<E(4p)<E(4d)<E(4f)，这种现象叫能级分裂li值相同时，轨道能级只由n值决定，例：E(1s)<E(2s)<E(3s)<E(4s)

n相同，li相同的原子轨道，它们的能量相同，这些轨道称为等价轨道或简并轨道

共八十八页根据鲍林近似能级图，电子填入轨道时遵循下列(xiàliè)次序：

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7sn和li都不同时出现更为复杂的情况，主量子数小的能级可能高于主量子数大的能级，即所谓的能级交错，能级交错现象出现于第四能级组开始(kāishǐ)的各能级组中，例如第六能级组的E(6s)＜E(4f)＜E(5d)。ns(n-2)f(n-1)dnp共八十八页Hund规则(guīzé)电子分布到等价(děngjià)轨道时，总是尽先以相同的自旋状态分占轨道。即在n和

li

相同的轨道上分布电子，将尽可能分布在mi值不同的轨道上，且自旋相同。共八十八页1s2spxpypz例如(lìrú)：7N（1s22s22p3）1s2spxpypz（

）（

）共八十八页全充满(chōngmǎn)、半充满(chōngmǎn)规则(Hund规则的特例)等价原子轨道（n，li相同的亚层）处于全充满(p6、d10、f14)，半充满（p3、d5、f7）或全空（p0、d0、f0）的状态时，体系(tǐxì)能量较低，状态较稳定。

例：24Cr 3d54s1（

） 3d44s2（

）

29Cu 3d104s1（

） 3d94s2（

）共八十八页ns(n-2)f(n-1)dnp共八十八页P1s22s22p63s23p3

Fe1s22s22p63s23p63d64s2

I1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5

[Ne]

3s23p3[Ar]

3d64s2[Kr]

4d105s25p5原子实外围电子构型例：P原子（Z=15）,Fe原子（Z=26）I原子（Z=53）的基态(jītài)电子组态分别为:共八十八页1-5-2原子(yuánzǐ)电子层结构与元素周期表的关系在1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，列出了元素周期表。元素性质随着元素原子核电荷（原子序数）的递增而呈周期性变化(biànhuà)，其本质在于随着原子核电荷的递增，其外层电子结构呈现周期性变化(biànhuà)。

共八十八页元素(yuánsù)周期表共八十八页共七个周期：一个特短周期（1），二个短周期（2、3），二个长周期(4、5)，二个特长周期（6、7），第7周期又叫不完全周期；周期数还表达了该周期中原子开始建立的电子层。例如：第4周期开始建立n=4的电子层，即开始建立N层电子；七个周期对应于顺序图中的七个能级组；除第一周期外，各周期均以填充s轨道(guǐdào)的元素开始，并以填充p轨道的元素告终。共八十八页关于(guānyú)族的划分传统划分：主族（A），副族（B）IUPAC推荐（1988）既要熟练掌握IUPAC推荐的族号系统，也要熟悉传统划分！IUPAC是theInternationalUnionofPureandAppliedChemistry（国际纯粹化学与应用化学联合会）的英语缩写，它负责推荐全世界统一使用的化学术语、化学符号、单位和正、负号(fùhào)使用习惯。共八十八页关于(guānyú)区的划分根据电子(diànzǐ)排布情况和元素原子的外层电子(diànzǐ)构型，可以把周期表划分为4个区。Blocks外围电子（价电子）构型sBlocksns1-2pBlocksns2np1-6dBlocks(n-1)d1-10ns1-2fBlocks(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2共八十八页镧系和锕系元素的位置(wèizhi)共八十八页电子层数等于该元素所在的周期数。例如：Cr电子排布为1s22s22p63s23p63d54s1，可知Cr为第四周期元素。各周期中元素的数目，等于新填充(tiánchōng)的相应能级组中，各亚层所能容纳的电子总数。依此类推，第7周期应有32种元素。元素所在的族号等于其外围电子层上的总数（He及f区元素除外），但短周期p区元素无（n-1）d电子，故应加10才等于其族号。原子(yuánzǐ)的电子层结构和元素周期系的关系概括共八十八页1-6原子结构与元素(yuánsù)性质关系电离能电子(diànzǐ)亲和能电负性氧化态共八十八页电离能电离能涉及分级概念。基态气体原子失去最外层一个电子成为气态+1价离子所需的最小能量叫第一电离能，再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量则叫第二(dìèr)、第三、……电离能。各级电离能符号分别用I1、I2、I3

等表示，它们的数值关系为I1＜I2＜I3……

电离能的单位为电子伏特（ev）或KJ

mol-1表示。共八十八页电离能在同一主族元素中，由上而下随着原子半径增大，电离能减小，元素的金属性依次增强，如图所示：第ⅠA族最下方的铯（Cs）第一电离能最小，它是最活泼(huópo)的金属同一周期元素由左向右电离能一般是增大的，增大的幅度随周期数的增大而减小。共八十八页问题？为什么各周期中稀有气体(xīyǒuqìtǐ)原子的电离能最高？第2族元素Be和Mg，第15族元素N和P，第12族元素Zn、Cd和Hg在电离能曲线上出现的小高峰？共八十八页电子(diànzǐ)亲和能电子亲和能是指一个气态原子得到一个电子形成负离子时放出或吸收的能量，常以符号Ea表示。像电离能一样，电子亲和能也有第一、第二、…之分。元素第一电子亲和能的正值表示放出能量,负值表示吸收能量。

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(liángdù)；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。

共八十八页电子(diànzǐ)亲和能的周期性共八十八页电子亲和能原子结合电子的过程中存在(cúnzài)两种相反的静电作用力：价层原有电子与外来那个电子之间的排斥力；原子核与外来电子之间的吸引力。是放热还是吸热，决定于吸引力和排斥力哪一种起支配作用。电子加进电中性原子时通常是吸引力起支配作用，发生放热过程，第一电子亲和能通常为正值。电子加进阴离子时排斥力起支配作用，发生吸热过程，第二、第三电子亲和能都为负值。共八十八页电子亲和能非金属原子的电子亲和能总是正值，而金属原子的电子亲和能一般正值较小或为负值。同周期元素中，从左到右元素的电子亲和能有逐渐增大的趋势，至卤素达到最大值。第15（ⅤA）族氮族元素，由于其外围电子构型为ns2np3的半充满状态(zhuàngtài)较稳定，电子亲和能小。稀有气体由于其外围电子构型为ns2np6的稳定结构，电子亲和能非常小，甚至为负值。

共八十八页电

负

性Li1.0Be1.5Mg1.2Na0.9Ca1.0K0.8Rb0.8Sr1.0Ba0.9Cs0.7Sc1.3Mo1.8Cr1.6Mn1.5Tc1.9Re1.9Os2.2Ru2.2Fe1.8Co1.9Rh2.2Ir2.2Pt2.2Pd2.2Ni1.9Cu1.9Ag1.9Au2.4Hg1.9Cd1.7Zn1.6Ti1.5V1.6Nb1.6Y1.2Hf1.3Ta1.5W1.7Lu1.0Zr1.4B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0Ge1.8Ga1.6Tl1.8In1.7Br2.8As2.0Se2.4Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Bi1.9Pb1.9共八十八页电

负

性元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子将电子对吸引向自身的能力；F的电负性最大，电负性大的元素集中(jízhōng)在周期表的右上角；Cs（Fr）的电负性最小，电负性小的元素集中在周期表的左下角；如果原子吸引电子的趋势相对较强，元素在该化合物中显示电负性(electronegative)