原子結(jié)構(gòu)與元素周期系

1、 無機化學 教案題目： 第一章 原子結(jié)構(gòu)與元素周期系教學要求 1鹵素的通性。 2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)、制備及用途。 3鹵化氫、氫鹵酸、鹵化物、鹵素互化物、多鹵化物、氧化物、含氧酸及其鹽的性質(zhì)。 教學重點 1量子力學對核外電子運動狀態(tài)的描述。 2基態(tài)原子電子組態(tài)的構(gòu)造原理。 3元素的位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)之間的關(guān)系。 教學難點 1核外電子的運動狀態(tài)。 2元素原子的價電子構(gòu)型。教學方法 講授教學時數(shù) 6學時 主要內(nèi)容 1核外電子運動的特殊性：核外電子運動的量子化特征。核外電子運動的波粒二象性。 2核外電子運動狀態(tài)的描述：波函數(shù)、電子云及其圖象表示（徑向與角度分布圖）。波函數(shù)、原子軌道和電子云的區(qū)別與聯(lián)系。四個

2、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）。 3核外電子排布和元素周期表；多電子原子的能級（屏蔽效應，鉆穿效應，近似能級圖）。核外電子排布原理和電子排布（能量最低原理，保里原理，洪特規(guī)則）。原子結(jié)構(gòu)與元素周期性的關(guān)系（元素性質(zhì)呈周期性的原因，電子層結(jié)構(gòu)和周期的劃分，電子層結(jié)構(gòu)和族的劃分，電子層結(jié)構(gòu)和元素的分區(qū)）。 4元素某些性質(zhì)的周期性，原子半徑，電離勢，電子親和勢，電負性1-1 道爾頓原子論 原子論發(fā)展簡史: 古希臘哲學家德謨克利特（Democritus)臆想出原子是物質(zhì)最小的，不可再分的，永存不變的微粒。 17至18世紀，波意耳第一次給出了化學元素的定義用物理方法不能再分

3、解的最基本的物質(zhì)組分。1732年，尤拉提出自然界存在多少種原子，就有多少種元素。 1785年，拉瓦錫用實驗證明了質(zhì)量守恒定律化學反應發(fā)生了物質(zhì)組成的變化，但反應前后物質(zhì)的總質(zhì)量不變。 1797年，希特發(fā)現(xiàn)了當量定律。 1799年，普魯斯特發(fā)現(xiàn)了定比定律。 19世紀初，道爾頓創(chuàng)立了化學原子論。 1805年，英國科學家道爾頓（John Dalton 17661844）：把元素和原子兩個概念真正聯(lián)系在一起，創(chuàng)立了化學原子論：每一種化學元素有一種原子；同種原子質(zhì)量相同，不同種原子質(zhì)量不同；原子不可再分；一種不會轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N原子；化學反應只是改變了原子的結(jié)合方式，使反應前的物質(zhì)變成反應后的物質(zhì)。 倍比定

4、律：若兩種元素化合得到不止一種化合物，這些化合物中的元素的質(zhì)量比存在整數(shù)倍的比例關(guān)系。 瑞典化學家貝采里烏斯（J. J. Berzelius 17791848）：確定了當時已知元素的原子量，發(fā)明了元素符號。 1-2 相對原子質(zhì)量（原子量） 1-2-1 元素，原子序數(shù)和元素符號 元素-具有一定核電核數(shù)的原子。 原子序數(shù)-按元素的核電核數(shù)進行排序所得的序號。 元素符號- 必須注意的是，我們不要把元素、單質(zhì)、原子三個概念彼此混淆。元素和單質(zhì)是宏觀的概念。單質(zhì)是元素存在的一種形式(自由態(tài)或稱游離態(tài))。某些元素可以形成幾種單質(zhì)，譬如碳的同素異性體有金剛石、石墨兩種；硫的同素異性體有正交硫、單斜硫、無定形

5、硫和彈性硫等。元素只能存在于具體的物質(zhì)(單質(zhì)或化合物)中，脫離具體的物質(zhì)，抽象的元素是不存在的。從這個角度看，元素和單質(zhì)既有聯(lián)系又有區(qū)別。 原子是微觀的概念，而元素是一定種類的原子的總稱。元素符號既表示一種元素也表示該元素的一個原子。在討論物質(zhì)的結(jié)構(gòu)時，原子這個概念又有量的涵義。如氧原子可以論個數(shù)，也可以論質(zhì)量。但元素沒有這樣的涵義，它指的是同一種類的原子。譬如：水是由氫氧兩種元素組成的，水分子中含有兩個氫原子和一個氧原子，而絕不能說成水分子中含有兩個氫元素和一個氧元素。 1-2-2 核素，同位素和同位素豐度 1. 核素-具有一定質(zhì)子數(shù)和一定中子數(shù)的原子稱為一種核素。16O、17O、18O核素

6、。 它可以分為穩(wěn)定核素和放射性核素；還可以分為單核素元素和多核素元素。核素符號, 質(zhì)子數(shù)， 中子數(shù)， 質(zhì)量數(shù)。 2. 同位素-具有相同核電核數(shù)，不同中子數(shù)的核素互稱同位素。例, 氫的3種同位素氕，氘，氚。 3. 同位素豐度-某元素的各種天然同位素的分數(shù)組成（原子百分比）。 1-2-3 原子的質(zhì)量 某核素一個原子的質(zhì)量稱為該核素的原子質(zhì)量，簡稱原子質(zhì)量。 1973年國際計量局公布了原子質(zhì)量的單位，規(guī)定一個12C核素原子質(zhì)量的112為“統(tǒng)一的原子質(zhì)量單位”，用“u”表示。(有的資料中寫為“amu”，“mu”)。因此，12C的原子質(zhì)量等于12u。 通過質(zhì)譜儀可以測定各核素的原子質(zhì)量及其在自然界的豐度

7、，據(jù)此就可以計算出元素的平均原子質(zhì)量。如汞的平均原子質(zhì)量為200.6u。 一個原子的質(zhì)量很小，但是不等于構(gòu)成它的質(zhì)子和中子質(zhì)量的簡單加和。 例如，1摩爾氘原子的質(zhì)量比1摩爾質(zhì)子和1摩爾中子的質(zhì)量和小0.00431225g。這一差值稱為質(zhì)量虧損，等于核子結(jié)合成原子核釋放的能量-結(jié)合能。單位是百萬電子伏特（Mev）。 不同數(shù)量的核子結(jié)合成原子釋放的能量與核子的數(shù)量不成比例，比結(jié)合能是某原子核的結(jié)合能除以其核子數(shù)。比結(jié)合能越大，原子核越穩(wěn)定。1-2-4 元素的相對原子質(zhì)量（原子量） 原子量是指一種元素的1摩爾質(zhì)量對核素12C的1摩爾質(zhì)量的1/12的比值。 這個定義表明相對原子質(zhì)量： 1）元素的相對原

8、子質(zhì)量是純數(shù)。 2）單核素的相對原子質(zhì)量等于該元素的核素的相對原子質(zhì)量。 3）多核素元素的相對原子質(zhì)量等于該元素的天然同位素相對原子質(zhì)量的加權(quán)平均值。 Ar= fM 相對原子質(zhì)量用符號Ar(E)表示，A代表原子質(zhì)量，下標r表示相對，E代表某元素。如氯元素的相對原子質(zhì)量等于35.453，可表示為Ar(Cl)=35.453，它表示1mol氯原子的質(zhì)量是核素12C的1摩爾質(zhì)量112的35.453倍。亦即1個氯原子的平均質(zhì)量是12C原子質(zhì)量1/12的35.453倍。可見相對原子質(zhì)量僅是一種相對比值，它沒有單位。 1-3 原子的起源和演化 1.宇宙之初 2.氫爆炸 3.氦燃燒 4.碳燃燒 5.過程 6.

9、e過程 7.重元素誕生 8.宇宙大爆炸理論的是非 1-4 原子結(jié)構(gòu)的玻爾行星模型 1-4-1 氫原子光譜 巴爾麥( J. Balmer)經(jīng)驗公式： : 譜線波長的倒數(shù), 波數(shù)(cm-1). n: 大于2的正整數(shù). RH：常數(shù), 1.09677576107m-1 n = 2, 巴爾麥系。 n =3, 帕邢系(Pashen)。 n=1, 萊曼系（Lyman）。 1-4-2 波爾理論 1. 1913年，波爾總結(jié)當時的最近物理學發(fā)現(xiàn)，建立了氫原子核外電子模型，解釋了氫原子光譜，后人稱波爾理論，要點如下: 1）行星模型 波爾假定，氫原子核外電子是處在一定的線形軌道上繞核運行的。 2）定態(tài)假設 波爾假定，

10、氫原子核外電子在軌道運行時有一定的不變的能量，這種狀態(tài)稱為定態(tài)。 基態(tài)-能量最底的定態(tài)。 激發(fā)態(tài)-能量高于基態(tài)的定態(tài)。 3）量子化條件 波爾假設，氫原子核外電子的軌道是不連續(xù)的，在軌道運行的電子具有一定的角動量 4) 躍遷規(guī)則 電子吸收光子就會躍遷到能量較高的激發(fā)態(tài)，反之，激發(fā)態(tài)的光子會放出光子返回基態(tài)或者能量較低的激發(fā)態(tài)。，光子的能量就是躍遷前后2個能級的能量之差。 2. 波爾理論的優(yōu)缺點 波爾理論并未徹底拋棄經(jīng)典力學，使其在計算稍復雜的原子光譜時有較大的誤差；但是其合理的內(nèi)核（核外電子處于定態(tài)時有確定的能量，原子光譜源自核外電子的變化），被后來的量子力學所繼承發(fā)展，其“軌道”概念，也被量子

11、力學賦予了新的內(nèi)涵。 1-5 氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學模型 1-5-1 光的波粒二象性 對于光： P = mc = h/ c = h / 對于微觀粒子：= h / P = h /mu 1-5-2 微粒的波粒二象性(Louis de Broglie, 1924) = h /P = h / mu 1-5-3 德布羅意關(guān)系式 1927年，法國博士德布羅意（de Brolie）大膽假定光的波粒二象性不僅表示光的特性，而且表示所有像電子，質(zhì)子，中子，原子等實物微粒的特性。對于宏觀物體，不必考察其波動性，而對于高速運動的微觀物體，就不能不考察起波動性。 1-5-4 測不準原理(Werner Heisenber

12、g, 1926) 微觀粒子，不能同時準確測量其位置和動量測不準關(guān)系式： x 粒子的位置不確定量 粒子的運動速度不確定量 1-5-5 氫原子的量子力學模型 1.電子云 概率密度指粒子在空間任意微小區(qū)域出現(xiàn)的概率。 定態(tài)電子在核外空間的概率密度分布規(guī)律可以用波的振幅方程來描述。 電子云是電子在原子核外空間概率密度分布的形象描述。電子云圖象中的每一個小黑點表示電子出現(xiàn)在核外空間的一次概率（不表示一個電子），概率密度越大，電子云圖象中的小黑點越密。 處于不同定態(tài)的電子的電子云圖象具有不同特征，主要包括： 1）電子云在核外空間擴展程度 能層-K, L, M ,N, O, P, Q. 2) 電子云的形狀

13、能級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4f 3）電子云在空間的取向 軌道-電子在核外空間概率密度較大的區(qū)域。 2電子的自旋 自旋只有2種方向順時針和逆時針 3. 核外電子的可能運動狀態(tài) 44個量子數(shù) 主量子數(shù) n n =1, 2, 3, 角量子數(shù) 磁量子數(shù) m m =+l,0-l 自旋量子數(shù) ms 主量子數(shù)n：與電子能量有關(guān)，對于氫原子，電子能量唯一決定于n：不同的n值，對應于不同的電子層： 1 2 3 4 5 K L M N O 角量子數(shù)l ： l 的取值 0， 1， 2， 3n1 對應著 s, p, d, f. (亞層) l 決定了的角度函數(shù)的形狀，即決定了原子軌道或電子云的形狀. 磁

14、量子數(shù)m：m可取 0，1, 2l ；一種取向相當于一個軌道，共可取2l + 1個數(shù)值。 其值決定了角度函數(shù)的空間取向，即m值反應了波函數(shù)(原子軌道)或電子云在空間的伸展方向。 n, l, m 一定，軌道也確定： 0 1 2 3 軌道 s p d f 例如: n =2， l =0， m =0， 2s n =3， l =1， m =0， 3pz n =3， l =2， m =0， 3dz2 5. 描述核外電子空間運動狀態(tài)的波函數(shù)及其圖象 薛定諤方程 6 直角坐標與球坐標之間的關(guān)系 n,l,m)x,y,z) (r，) n,l,m)x,y,z) = R(n,l)(r) Y(l,m) ，) 波函數(shù)的角度

15、分布圖Y(l,m) ，)（原子軌道角度分布圖） s、p、d 軌道角度部分剖面圖： 電子云徑向密度分布圖(D - r)： 1-6 基態(tài)原子電子組態(tài) 1-6-1 構(gòu)造原理 一、多電子原子的能級：除氫(及類氫原子)外的多電子原子中核外電子不止一個，不但存在電子與原子核之間的相互作用，而且還存在電子之間的相互作用。 1、屏蔽效應 如：鋰原子核外的三個電子是1s22s1我們選定任何一個電子，其處在原子核和其余兩個電子的共同作用之中，且這三個電子又在不停地運動，因此，要精確地確定其余兩個電子對這個電子的作用是很困難的。我們用近似的方法來處理。其余兩個電子對所選定的電子的排斥作用，認為是它們屏蔽或削弱了原子

16、核對選定電子的吸引作用。 這種其余電子對所選定的電子的排斥作用，相當于降低了部分核電荷（）對指定電子的吸引力，稱為屏蔽效應。 Z* = Z- Z*有效核電荷 Z 核電荷 “屏蔽常數(shù)”或?qū)⒃泻穗姾傻窒牟糠帧?2、斯萊特規(guī)則 他由光譜數(shù)據(jù)，歸納出一套估算屏蔽常數(shù)的方法： （1） 先將電子按內(nèi)外次序分組：ns, np一組；nd一組；nf一組。如： 1s; 2s,2p; 3s3p; 3d; 4s,4p; 4d; 4f; 5s,5p; 5d; 5f。 （2）外組電子對內(nèi)組電子的屏蔽作用=0 （3）同一組，=0.35( 但1s，=0.3) （4）對ns, np，(n-1)組的=0.85；更內(nèi)的各組=1

17、 （5）對nd，nf的內(nèi)組電子=1 （注：該方法用于n為4的軌道準確性較好，n大于4后較差。） 這樣能量公式為： 從能量公式中可知E與n有關(guān)，但與l有關(guān)，因此角量子數(shù)也間接地與能量聯(lián)系。 例：求算基態(tài)鉀原子的4s和3d電子的能量。(此題從填充電子的次序來看, 最后一個電子是填入3d軌道, 還是4s軌道) 解：K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d1 3d=181=18, Z*=19-18=1 K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 4s=101+80.85 =16.8 Z*=2.2最后一個電子是填入3d軌道。 3、鉆穿效應 為什么電子在填充時會發(fā)生能級交錯現(xiàn)象？ 這是因4s電

18、子具有比3d電子較大的穿透內(nèi)層電子而被核吸引的能力（鉆穿效應）。 從圖中看出4s軌道3d軌道鉆得深，可以更好地回避其它電子的屏蔽，所以填充電子時先填充4s電子。 二、構(gòu)造原理： 1）泡利原理：基態(tài)原子中不可能同時存在 4 個量子數(shù)完全相同的電子。換句話說，在一個軌道里最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。2）洪特規(guī)則：基態(tài)多電子原子中同一能級的軌道能量相同，稱基態(tài)多電子原子中的電子總是首先平行自旋的單獨的填入簡并軌道。3）能量最低原理：基態(tài)原子核外電子的排步力求使整個原子的能量狀態(tài)。由構(gòu), 造原理圖可見，隨核電核數(shù)的增加，電子填入能級的順序是: 2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,

19、5p,6s,4f,5d,6p構(gòu)造原理只是對大多數(shù)的電中性基態(tài)原子電子組態(tài)的總結(jié)，而不是所有原子。能級交錯電子先填最外層的ns，后填次外層的(n-1)d，甚至填入倒數(shù)第三層的(n-2)f的規(guī)律。 下面舉例說明: 周期系中有約 20 個元素的基態(tài)電中性原子的電子組態(tài)（又叫構(gòu)型或排布）不符合構(gòu)造原理，其中的常見元素是：元素 按構(gòu)造原理的組態(tài) 實測組態(tài) (24Cr) 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s2p3d54s1(29Cu) 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s1 (42Mo) 1s22s22p63s23p63d10

20、4s24p64d45s2 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1(47Ag) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d95s2 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1(79Au)1s24s24p64d104f145s25p65d96s1 1s24s24p64d104f145s25p65d106s1 實驗還表明，當電中性原子失去電子形成正離子時，總是首先失去最外層電子，因此，副族元素基態(tài)正離子的電子組態(tài)不符合構(gòu)造原理。例如: 元素 電中性原子 正離子 價電子組態(tài) 的價電子組態(tài) （最外層電子數(shù)） Fe 3d64s2 Fe2+ 3d6（

21、14e） Fe3+ 3d5（13e） Cu 3d104s1 Cu+ 3d10（18e） Cu2+ 3d9 （17e） 我國著名化學家徐光憲將電中性原子和正離子的電子組態(tài)的差異總結(jié)為：基態(tài)電 中性原子的電子組態(tài)符合(n+0.7l)的順序,基態(tài)正離子的電子組態(tài)符合(n+0.4l)的順序（n和l分別是主量子數(shù)和角量子數(shù)）。 1-7 元素周期系1-7-1元素周期律 1869年，俄國化學家門捷列夫在總結(jié)對比當時已知的 60 多種元素的性質(zhì)時發(fā)現(xiàn)化學元素之間的本質(zhì)聯(lián)系：按原子量遞增把化學元素排成序列，元素的性質(zhì)發(fā)生周期性的遞變。這就是元素周期律的最早表述。 1911年,年輕的英國人莫塞萊在分析元素的特征X

22、射線時發(fā)現(xiàn)，門捷列夫化學元素周期系中的原子序數(shù)不是人們的主觀賦值，而是原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)。 隨后的原子核外電子排布理論則揭示了核外電子的周期性分層結(jié)構(gòu)。因而，元素周期律就是：隨核內(nèi)質(zhì)子數(shù)遞增，核外電子呈現(xiàn)周期性排布，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性遞變。隨后的原子核外電子排布理論則揭示了核外電子的周期性分層結(jié)構(gòu)。因而，元素周期律就是：隨核內(nèi)質(zhì)子數(shù)遞增，核外電子呈現(xiàn)周期性排布，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性遞變。 1-7-2 元素周期表 1.門捷列夫短式周期表（最古老） 門捷列夫發(fā)現(xiàn)元素周期律是對元素之間存在本質(zhì)聯(lián)系，即“元素是一個大家族”的信念的推動。這種信念比起前人發(fā)現(xiàn)某些元素可以歸為一族(如堿金屬、鹵素等)是質(zhì)的飛躍

23、。正因為有這種信念，門捷列夫按原子量把當時已知元素排列起來，發(fā)現(xiàn)某些元素的位置跟信念中的周期性矛盾時，敢于懷疑某些元素的原子量測錯了，敢于改正某些元素的化合價，敢于為某些沒有發(fā)現(xiàn)的元素留下空位。 2. 維爾納長式周期表（通用） 周期： 特短周期（第 1 周期） 短周期（第2，3周期） 長周期（第4，5周期） 特長周期（第6周期） 未完成周期（第7周期） 列： 一共有18列 族： 主族（A族） 副族（B族） 區(qū)： s區(qū)，d區(qū)，ds區(qū)，p 區(qū), f 區(qū)。 非金屬三角區(qū) 1-7-3元素周期律的影響元素周期律是20世紀科學技術(shù)發(fā)展的重要理論之一，它對元素化合物的性質(zhì)有預測性，為尋找并設計具有特殊性質(zhì)的

24、新化合物有很大的指導意義，極大的推動了科學技術(shù)的發(fā)展。 1-8 元素周期性原子參數(shù)像原子半徑，離子半徑，電離能，電子親和能，電負性等概念被稱為原子參數(shù)。1-8-1 原子半徑原子的大小以原子半徑來表示，在討論原子半徑的變化規(guī)律時，我們采用的是原子的共價半徑，但稀有氣體的原子半徑只能用范德華半徑代替。 1. 從宏觀物性: 元素的原子體積隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)多峰形的周期性曲線。大體上，峰間元素是堿金屬，谷底元素是每一周期處于中段的元素，僅個別例外。 2. 根據(jù)量子力學理論：1965 年，瓦伯和克羅默計算出所謂的“理論原子半徑”，它也呈周期性變化。堿金屬處于每個峰尖，谷底元素卻是惰性元素。3. 通過測

25、定結(jié)構(gòu)的方法: 一般說來，共價半徑最小，金屬半徑居中，范德華半徑最大。顯然，把 3 種不同概念的原子半徑混在一起是毫無意義的。要比較不同原子的相對大小，取用的數(shù)據(jù)必須來源一致。 4變化規(guī)律： 短周期內(nèi)原子半徑的變化（1、2、3 周期）在短周期中，從左到右隨著原子序數(shù)的增加，核電荷數(shù)在增大，原子半徑在逐漸縮小。但最后到稀有氣體時，原子半徑突然變大，這主要是因為稀有氣體的原子半徑不是共價半徑，而是范德華半徑。長周期內(nèi)原子半徑的變化（4、5周期）在長周期中，從左向右，主族元素原子半徑變化的趨勢與短周期基本一致，原子半徑逐漸縮小；副族中的d區(qū)過渡元素，自左向右，由于新增加的電子填入了次外層的（1）d軌

26、道上，對于決定原子半徑大小的最外電子層上的電子來說，次外層的d電子部分地抵消了核電荷對外層ns電子的引力，使有效核電荷增大得比較緩慢。因此，d區(qū)過渡元素從左向右，原子半徑只是略有減小，縮小程度不大；到了ds區(qū)元素，由于次外層的（1）軌道已經(jīng)全充滿，電子對核電荷的抵消作用較大，超過了核電荷數(shù)增加的影響，造成原子半徑反而有所增大。同短周期一樣，末尾稀有氣體的原子半徑又突然增大。特長周期內(nèi)原子半徑的變化（6、7周期） 在特長周期中，不僅包含有d區(qū)過渡元素，還包含有 f 區(qū)內(nèi)過渡元素（鑭系元素、錒系元素），由于新增加的電子填入外數(shù)第三層的（2）f軌道上，對核電荷的抵消作用比填入次外層的（1）d軌道更大

27、，有效核電荷的變化更小。因此f區(qū)元素從左向右原子半徑減小的幅度更小。這就是鑭系收縮。由于鑭系收縮的影響，使鑭系后面的各過渡元素的原子半徑都相應縮小，致使同一副族的第5、6周期過渡元素的原子半徑非常接近。這就決定了Zr與Hf、Nb與Ta、Mo與W 等在性質(zhì)上極為相似，難以分離。在特長周期中，主族元素、d區(qū)元素、ds區(qū)元素的原子半徑的變化規(guī)律同長周期的類似。 同族元素原子半徑的變化 在主族元素區(qū)內(nèi)，從上往下，盡管核電荷數(shù)增多，但由于電子層數(shù)增多的因素起主導作用，因此原子半徑顯著增大。 副族元素區(qū)內(nèi)，從上到下，原子半徑一般只是稍有增大。其中第 5 與第 6 周 期的同族元素之間原子半徑非常接近，這主

28、要是鑭系收縮所造成的結(jié)果。 1-8-2 電離能 第一電離能：基態(tài)的氣體原子失去最外層的第一個電子成為+1 價離子所需的能量，A(g)A+(g) + e I1 第二電離能：由體+1價離子再失去一個電子成為+2 價離子所需的能量.I1 I2 I3 I4 關(guān)于電離能：(1) 電離能越小，說明原子在氣態(tài)時越易失去電子，金屬性越強。(2) 元素的電離勢隨Z的變化而呈現(xiàn)周期性的變化。同一周期自左至右，I 基本上依次增大。 反常：Be與B， Mg 與 Al， P 與 S， Zn 與 Ga，As 與 Se, Cd 與 In， Hg與Tl 因為：電離能不僅與原子的核電荷有關(guān)，也與元素的電子層結(jié)構(gòu)有關(guān)。例： I

29、B IBe B(2s2 2p1) B+(2s22p0) 例： I B Ibe B(2s2 2p1) B+(2s22p0) B+具有較穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)。 Be(2s2) Be+(2s1) Be(2s2) 全充滿，穩(wěn)定 I N IAl; La系收縮使ITl IIn, IPb ISn, 通常主族元素金屬性自上而下依次增大. (5)副族元素電離能變化規(guī)律不規(guī)則 1-8-3電子親合能元素的一個氣態(tài)原子在基態(tài)得到一個電子形成基態(tài)、氣態(tài)負離子所釋放的能量。符號E，單位是eV 電子親和能取正值是體系放出能量，而電離能取正值卻是體系吸收能量。電子親和能的大小并不能直接反映氣態(tài)電中性原子得到電子變成氣態(tài)負離子的能力，而非金屬性的大小還取決于其他因素。 電子親合能數(shù)值越大，該原子生成氣態(tài)負離子的傾向性越大。同一周期，自左至右，第一電子親合能逐漸增大（IIA 、VA有特殊）。 元素具有較高的電離能，也傾向于具有較高的電子親合能。第二周期元素的電子親合能比第三周期的小，是由于第二周期原子半徑小、軌道數(shù)目少、電子間排斥力大等因素。 主族元素的電子親和能/kJmol1： H72.9Li Be B C N O F Ne59.8 23 122 0.07 141 322 Na Mg Al Si P S Cl Ar 52.9 44