原子結(jié)構(gòu)與元素周期律

1.1核外電子的運動狀態(tài)1.2核外電子的排布和元素周期律1.3元素基本性質(zhì)的周期性第1章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1每一種化學(xué)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；一種原子不會轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N原子；化學(xué)反應(yīng)只是改變了原子的結(jié)合方式，使反應(yīng)前的物質(zhì)變成反應(yīng)后的物質(zhì)。21.1核外電子的運動狀態(tài)自然界的連續(xù)光譜實驗室的連續(xù)光譜人們對原子核外電子的運動狀態(tài)的了解和認(rèn)識是從氫原子光譜開始的。1.1.1氫原子光譜3OxygenCalciumCarbonHeliumHydrogenIronKryptonMagnesiumNeonNitrogenSulfurSodiumXenonAllelementshaveuniqueemissionspectra4氫原子的線狀光譜氫原子光譜特征:①不連續(xù)的,線狀的.②有規(guī)律5巴爾麥(J.Balmer)經(jīng)驗公式(1885)

:

譜線波長的倒數(shù),波數(shù)(cm-1).

n:大于2的正整數(shù).當(dāng)n=3,4,5,6分別對應(yīng)氫光譜中

↓↓↓↓H、H、H、H、Balmer系Balmer(1825-1898)6經(jīng)典力學(xué)：繞核高速運動的電子不斷以電磁波的形式發(fā)射出量。電子會很快落在原子核上，所以有核原子模型所表示的原子是不穩(wěn)定體系。電子自身能量逐漸減少，旋轉(zhuǎn)頻率也要逐漸改變，因此原子的發(fā)射光譜也應(yīng)是連續(xù)的。7最高能量軌道電子在這些定態(tài)軌道上運動時，既不吸收能量又不放出能量。吸收能量，躍遷。放出能量，回到基態(tài)。Bohr原子模型1.1.2玻爾理論8圖中示出的這些固定軌道,從距核最近的一條軌道算起,n值分別等于1,2,3,4,5,6,7.根據(jù)假定條件算得n=1時允許軌道的半徑為53pm,這就是著名的玻爾半徑.9波爾理論(1)核外電子只能在有確定半徑和能量的軌道上運動,且不輻射能量;(２)離核最近的軌道能量最低，為基態(tài)。離核越遠(yuǎn)能量越高------激發(fā)態(tài)。原子從外界吸收能量可從基態(tài)躍入到激發(fā)態(tài)。從激發(fā)態(tài)回到基態(tài)釋放光能

E:軌道的能量ν：光的頻率h:Planck常數(shù)=6.626X10-34．J.s101.1.3微觀粒子運動的特殊性17世紀(jì)末，愛因斯坦和惠更斯分別提出了光的微粒說和波動說，但光的本質(zhì)是波還是微粒問題一直爭論不休。直到20世紀(jì)初人們才逐漸認(rèn)識到光既有波的性質(zhì)又具有粒子的性質(zhì)，即光具有波粒二象性。微觀粒子的波粒二象性Einstein的光子學(xué)說11

1924年：LouisdeBroglie（法國物理學(xué)家）受到光的波粒二象性的啟示大膽的提出了:=h/P=h/mP=m=h/P=mc=h/c=h/光的波粒二象性：實物粒子具有波粒二象性：121927年，美國物理學(xué)家C.J.Davisson和L.H.Germer進(jìn)行了電子衍射實驗131927年，德國物理學(xué)家W.Heisenberg提出了測不準(zhǔn)原理，對于具有波粒二象性的微觀粒子的運動進(jìn)行了描述。其數(shù)學(xué)表達(dá)式為：1.1.4

測不準(zhǔn)原理x－粒子的位置不確定量p－粒子的運動速度不確定量14測不準(zhǔn)原理的告訴我們，微觀粒子具有波粒二象性，它的運動完全不同于宏觀物體沿著軌道運動的方式，因此不可能同時測定它的空間位置和動量。位置的測量偏差和動量的測量偏差之積不小于常數(shù)h/2π。微觀粒子位置的測量偏差x越小，則相應(yīng)的動量的測量偏差P就越大。進(jìn)一步考察前面提到的Davisson和Germer所做的電子衍射實驗，實驗結(jié)果是在屏幕上得到明暗相間的衍射環(huán)紋。15從電子衍射的環(huán)紋看，明紋就是電子出現(xiàn)機(jī)會多的區(qū)域，而暗紋就是電子出現(xiàn)機(jī)會少的區(qū)域。所以說電子的運動可以用統(tǒng)計性的規(guī)律去進(jìn)行研究。161.1.5核外電子運動狀態(tài)的描述1

波函數(shù)和原子軌道1926年奧地利物理學(xué)家E.Schr?dinger建立了著名的微觀粒子的波動方程，即Schr?dinger方程。描述微觀粒子運動狀態(tài)的波函數(shù)，就是解Schrodinger方程求出的。17h：普朗克常數(shù)：6.626×10-34J·S求解Schrodinger方程，最終就是要得到描述微觀粒子運動的波函數(shù)和微觀粒子在該狀態(tài)下的能量E。18球坐標(biāo)系與直角坐標(biāo)系的關(guān)系

球坐標(biāo)中用三個變量r，，表示空間位置=f(x.y.z)可以用其作圖，其空間圖象可以形象地理解為電子運動的空間范圍—俗稱“原子軌道”。19直角坐標(biāo)與球坐標(biāo)兩者的關(guān)系為x=rsincos

y=rsinsin

z=rcos

坐標(biāo)變換后，得到的球坐標(biāo)體系的Schr?dinger方程為yxoPPr20式中R(r)稱為波函數(shù)的徑向部分，Y(，)稱為波函數(shù)角度部分。在解上面常微分方程過程中，為了保證解的合理性，需引入三個參數(shù)n，l和m。波函數(shù)

是一個三變數(shù)r，，

和三參數(shù)n，l，m的函數(shù)。下面是直接給出的解的形式。21(n=1，l=0，m=0)(n=2，l=0，m=0)(n=2，l=1，m=0)

為圓周率，Z為核電荷數(shù)，a0為Bohr半徑，22

在解Schr?dinger方程，求解(r，，)的表達(dá)式的同時，還將求出對應(yīng)于每一個(r，，)n,l,m的特有的能量E值。對于氫原子

對于類氫離子（He+、Li2+等只有一個電子的離子）式中n為參數(shù)，Z為核電荷數(shù)。E=-13.6Z2n2eVE=-13.6n2eV23電子云的角度分布圖電子云的徑向分布函數(shù)rr24幾種電子云的總體分布圖rr25

對應(yīng)于一組合理的n，l，m取值則有一個確定的波函數(shù)

(r，，)n，l，m

其中n，l，m稱為量子數(shù)2.用四個量子數(shù)描述電子的運動狀態(tài)

261）

主量子數(shù)n意義：表示原子軌道的大小,核外電子離核的遠(yuǎn)近和電子能量的高低.n=1，代表第一層，這是離核最近的電子層；n=2，代表第二層；n=3，代表第三層，n值越大，離核越遠(yuǎn)。主量子數(shù)n的取值為１２３４５……..等正整數(shù)，在光譜學(xué)中分別用KLMNO……...等代表ab27E=-13.6Z2n2eV

對于單電子體系,n決定了電子的能量.n的數(shù)值大,電子距離原子核遠(yuǎn),則具有較高的能量。同時,n大,決定r比較大,即原子比較大。28可以看出，n決定氫原子和類氫離子中電子的能量E。由于n只能取特定的幾個值，所以決定了能量E的量子化。n越大，能量E越高。當(dāng)n趨近于無窮大時，E＝0，這是自由電子的能量。但是對于多電子原子，核外電子的能量除了取決于主量子數(shù)n以外，還與其它因素有關(guān)。

292）角量子數(shù)l角量子數(shù)l的取值為0，1，2，3，4，…（n－1），對應(yīng)的光譜學(xué)符號為s，p，d，f，g……等。即l的取值受主量子數(shù)n的限制，只能取從0到（n－1）的整數(shù)，共有n個值。幾何意義：表示原子軌道的形狀l=0s軌道，球形l=1表示p軌道，形狀為啞鈴形l=2表示d軌道，形狀為花瓣形l=3表示f軌道，形狀更復(fù)雜n－1ab30

例如n=4時，l有4種取值0、1、2和3，它們分別代表核外第四層的4種形狀不同的原子軌道

l=0表示s軌道，形狀為球形，即4s軌道；

l=1表示p軌道，形狀為啞鈴形，即4p軌道；sp31表示同一主層中不同的分層c例：n=3，l=0，1，2，取三個值，三個分層（亞層），s，p，d

l=3表示f軌道，形狀更復(fù)雜，即4f軌道。

l=2表示d軌道，形狀為花瓣形，即4d軌道；d32

多電子原子中電子的能量由n和l共同決定。n相同，l不同的原子軌道，角量子數(shù)l越大的，其能量E越大。即E

4s

E

4p

E

4d

E

4f

dE

4s

=

E

4p=E

4d=E

4f

對于單電子體系，其能量E：

333）磁量子數(shù)m

磁量子數(shù)m的取值為0，1，2，3，…，

l，m共有（2l+1）個取值。例如:l=3,m可取0，1，2，3共7個值決定原子軌道在核外空間中的取向。ab34

l=0時，m=0，表示形狀為球形的s軌道，在核外空間中只有一種分布方向，即以核為球心的球形分布。

35m=0m=－1m=＋1l=1時，m=0、1，表示形狀為啞鈴形的p軌道，在核外空間中沿x軸分布、沿y軸分布和沿z軸分布。

36l=2時，m=0、1，2，表示形狀為花瓣形的d軌道，在核外空間中有五種不同的分布方向。m=-2m=-1m=0m=+1m=+237l=3的f軌道，在空間有七種不同取向。形狀更復(fù)雜。c三種不同取向的p軌道，其能量相等,我們說沿x軸、沿y軸和沿z軸分布的三種p軌道能量簡并，或者說p軌道是三重簡并的，或者說p軌道的簡并度為3。d軌道能量五重簡并，簡并度為5。3839

n，l，m一組三個量子數(shù)可以決定一個電子所在的層數(shù)、電子離核的遠(yuǎn)近電子所在軌道的形狀伸展方向

例如，推算n=3的原子軌道數(shù)目，并分別用n,l,m加以描述。n決定l決定m決定403sn=3l=0sl=1pl=2d0電子層亞層軌道共9種軌道3d+1+2-1-203p+1-10414）自旋量子數(shù)ms

1.代表電子的自旋方向2.取值+1/2：順時針自旋↑－1/2：逆時針自旋↓結(jié)論：

n，l，m一組三個量子數(shù)可以決定一個原子軌道。但原子中每個電子的運動狀態(tài)則必須用n，l，m，ms四個量子數(shù)來描述。四個量子數(shù)確定之后，電子在核外空間的運動狀態(tài)就確定了。42每種顏色代表一個電子層每種顏色里面的圓代表亞層藍(lán)色小球代表電子，上面的箭頭是運行方向橢圓形的細(xì)線代表電子的運行軌跡43例2.用四個量子數(shù)描述n=4,l=1的所有電子的運動狀態(tài).

對于確定的l=1,對應(yīng)的有m=-1,0,+1有三條軌道,每條軌道容納兩個自旋方向相反的電子,所以有3X2=6個電子的運動狀態(tài)分別為:441.2.1多電子原子的能級：1.2核外電子的排布和元素周期律軌道能量:與氫原子不同,多電子原子軌道能量不僅與n有關(guān),也與l有關(guān);對于多電子原子來說，核外各原子軌道能量各不相同。（1）鮑林（pauling）的原子軌道近似能級圖：pauling根據(jù)光譜學(xué)實驗結(jié)果，將多電子中原子軌道按能量由低到高排成圖45Pauling的原子軌道近似能級圖○表示一條軌道幾點說明：

1、近似能級圖：按原子軌道能量由低到高排列，而不是按原子軌道離核遠(yuǎn)近排列；能級相近的為一組，共劃為7個能級組，組之間能差較大，組內(nèi)軌道能差較小。46

1s第一能級組5s，4d，5p第五能級組2s，2p第二能級組6s，4f，5d，6p第六能級組3s，3p第三能級組7s，5f，6d，7p第七能級組4s，3d，4p第四能級組47

2、“○”代表一條原子軌道。p分層：三個○表示三個簡并的原子軌道，能量相同也叫等價軌道（或簡并軌道）；d分層：五條等價軌道（五重簡并）；f分層：七條等價軌道（七重簡并）。48

3、當(dāng)l相同時，能量由n決定，n→大，E→大。E2p<E3p<E4p<E5p（∵n→大，離核遠(yuǎn)，核對電子吸引力減弱∴能量越高）4、當(dāng)n相同：l越大，E越大：這種現(xiàn)象叫能級分裂。E4s<E4p<E4d<E4f5、當(dāng)n，l同時變動，能級能量次序比較復(fù)雜。例：E4s<E3d<E4p，E6s<E4f<E5d<E6p，這種現(xiàn)象叫能級交錯.可由“屏蔽效應(yīng)”和“穿鉆效應(yīng)”加以解釋。49當(dāng)n相同E

ns=E

np=E

nd=E

nfn→大，E→大E

1s

E

2s

E

3s

對于H:核外只有一個e,所以只存在著電子與核之間的引力,所以電子的能量只同n有關(guān):（對于H，

z：核電荷數(shù)=1）屏蔽效應(yīng):50

在多電子原子中:一個電子不僅受到原子核的引力,而且受到其它電子的斥力.例Li:三個電子:第一層2e;第二層1e;對于第二層的1e:除受核的引力之外,還受到第一層的兩個電子對它的斥力.

51屏蔽效應(yīng):在多電子原子中,把其它電子對某一電子的排斥作用歸結(jié)為對核電荷的抵消或屏蔽,使有效核電荷數(shù)降低,削弱了核電荷對該電子的吸引,這種作用稱為屏蔽效應(yīng).這種效應(yīng)可能導(dǎo)致能級分裂。Z-σ=“有效核電荷”Z*屏蔽常數(shù)的計算(Slater)規(guī)則：(1)分組：按以下次序(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),(5d),(5f)(2)每一小組右邊各組的電子對該組電子不產(chǎn)生屏蔽作用。(3)在(ns,np)同組中，每一個電子屏蔽同組電子為0.35/e，而1s組內(nèi)的電子相互屏蔽0.30/e.(4)內(nèi)層(n-1)層中每一個電子對外層(ns,np）上電子屏蔽為0.85/e。(5)更內(nèi)層的(n-2)層中每一個電子對外層(ns,np)上電子屏蔽為1.00/e(6)當(dāng)被屏蔽電子是(nd)組或(nf)組電子時，同組電子屏蔽為0.35/e，左邊各組電子屏為1.00/e52例：19K的電子排布是1s2，2s22p6,3s2

3p6,4s1而不是1s2，2s22p6,3s2

3p6,

3d1？(1s2)(2s22p6)(3s23p6)(4s1)Z﹡=19－(0.85×8+1.0×10)=2.2E=－(2.22/42)×13.6=－4.114eV(1s2)(2s22p6)(3s23p6)(3d1)Z﹡=19－(18×1)=1E=－(12/32)×13.6=－1.51eV53穿鉆效應(yīng)外層電子進(jìn)入原子內(nèi)部空間，受到核的較強(qiáng)的吸引作用，使能量降低。雖然4s電子的最大幾率峰比3d的離核遠(yuǎn)，但由于4s電子的幾個內(nèi)層的小幾率峰出現(xiàn)在離核較近處，所以受到其它電子的屏蔽作用比3d要小得多。這種外層電子鉆到內(nèi)層空間而靠近原子核的現(xiàn)象，通常稱為鉆穿效應(yīng)，這種效應(yīng)可能導(dǎo)致能級交錯。5412.2.2核外電子排布的原則：

(1)能量最低原理

電子在核外排列應(yīng)盡量分布在低能級軌道上,使整個原子系統(tǒng)能量最低。

(2)Pauli不相容原理

每個原子軌道中最多容納兩個自旋相反的電子。或者說：一個原子中不能有4個量子數(shù)完全相同的2個電子。55

(3)Hund規(guī)則

在n和l相同的軌道上排布的電子,將盡可能自旋相同的多占等價軌道。56例如，C原子核外有6個電子，根據(jù)能量最低原理和Pauli原理，電子在1s軌道排布2個，在2s軌道排布2個。另外2個電子將排布在三個能量簡并的2p軌道。

根據(jù)Hund規(guī)則，這兩個電子以相同的自旋方式占兩個2p軌道。C原子的電子軌道圖所以C原子的電子結(jié)構(gòu)式或電子構(gòu)型為:1s22s22p257O:1s2s2p1s22s22p4Z=11鈉原子，其電子結(jié)構(gòu)式為1s22s22p63s1Z=10氖原子，其電子結(jié)構(gòu)式為1s22s22p6

為了避免電子結(jié)構(gòu)式過長，通常把內(nèi)層電子已達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分寫成稀有氣體的元素符號外加方括號的形式來表示，這部分稱為“原子實”。鈉的電子結(jié)構(gòu)式也可以表示為[Ne]3s158全滿半滿全空d軌道Hund特例當(dāng)軌道處于全滿,半滿,全空時,原子較穩(wěn)定

全充滿p6，d10，f14半充滿p3，d5，f7全空p0，d0，f059P29鉻原子核外有24個電子，它的電子結(jié)構(gòu)式為[Ar]3d54s1，而不是[Ar]3d44s2。這是因為3d5的半充滿結(jié)構(gòu)是一種能量較低的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。同樣，銅原子的電子結(jié)構(gòu)式為[Ar]3d104s1，而不是[Ar]3d94s2。從鉻和銅的電子結(jié)構(gòu)式的寫法，我們必須注意到先寫3d能級，而后寫4s能級。盡管電子在原子軌道中的填充次序是先填4s能級后填3d能級。60

應(yīng)用pauling的多電子原子軌道能級及電子填充原則，寫出原子的電子排布式。例4：寫出25號Mn元素的電子排布式：25號Mn:

1s22s22p63p63s23d54s24s23d5[Ar]每個由主量子數(shù)n所確定的電子層中，原子軌道的數(shù)目為1＋3＋5＋7＋9＋……＋(2n－1)＝n2結(jié)合Pauli原理，各電子層中電子的最大容量為2n2個。61

12.2.3原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期律元素周期表621.元素的周期周期數(shù)=最高能級組數(shù)第一能級組：1s：1條軌道：2e，只有2個元素：第一周期第二能級組：2s2p：4條軌道：8e，只有8個元素：第二周期第三能級組：3s3p：4條軌道：8e，只有8個元素：第三周期第四能級組：4s3d4p：9條軌道：18e，18個元素：第四周期第五能級組：5s4d5p：9條軌道：18e，18個元素：第五周期第六能級組：6s4f5d6p：16條軌道：32e，32個元素：第六周期第七能級組：7s5f6d7p：16條軌道：32e，32個元素：第七周期6364周期表中元素的分區(qū)ns1-2ns2np1-6(n-1)d1-9ns1-2(n-1)d10

ns1-2(n-2)f1-14

(n-1)d0-2ns2金屬非金屬2.

元素的分區(qū)和族過渡元素65f區(qū)：最后一個電子填在f軌道上，鑭系，錒系元素→內(nèi)過渡元素。（n-2）f1—14（n-1）d0—2ns2S區(qū)：最后一個電子落在s軌道上的元素;ns1或ns2;ⅠA、ⅡA;活潑金屬P區(qū)：最后一個電子填在p軌道上：除He以外，結(jié)構(gòu)特點：ns2np1—6；ⅢA——ⅦA和零族，大部分為非金屬。d區(qū)：最后一個電子一般填在(n-1)d能級上;（n-1）d1—9ns1—2；ⅢB——ⅦB，Ⅷ族，ds區(qū)：最后一個電子填在s軌道上并具有內(nèi)層d10結(jié)構(gòu)的元素：（n-1）d10ns1—2；ⅠB、ⅡB，d區(qū)、ds區(qū)元素稱為過渡元素，也叫過渡金屬。66主族的族數(shù)=最外層電子數(shù)的總和一般：副族元素的族數(shù)

=(n-1)d+ns

電子數(shù)的總和例1：24#：Cr：[Ar]3d54s1：第四能級組，第四周期，(n-1)d+ns=6，ⅥB26#：Fe：[Ar]3d64s2：第四能級組，第四周期，

(n-1)d+ns=8，

Ⅷ28#：Ni：[Ar]3d84s2：第四能級組，第四周期，

(n-1)d+ns=8，

Ⅷ29#：Cu：[Ar]3d104s1：第四能級組，第四周期，

(n-1)d=10

ns=1

ⅠB(n-1)d+ns=8或＞8元素屬于第Ⅷ族67例2：已知某元素在周期表中位于五周期，ⅥA，試寫出該元素的基態(tài)電子結(jié)構(gòu)式，元素名稱，符號和原子序數(shù)。解：第五周期，最高能級組：第五組：5s4d5p∵ⅥA∴最外層電子數(shù)：6：5s25p4∴4d10[36Kr]4d105s25p4：碲Te共52個e，原子序數(shù)：5268

元素周期律最重要的內(nèi)容是，隨著元素的原子序數(shù)的增加原子核外的電子層結(jié)構(gòu)呈周期性變化。因此元素的基本性質(zhì)原子半徑、電離能、電子親和能和電負(fù)性等，也呈現(xiàn)明顯的周期性。12.3元素基本性質(zhì)的周期性6912.3.1原子半徑1.原子半徑共價半徑：兩個相同原子以共價單鍵連接時，它們核間距的一半叫共價半徑。r共價=d/2O2、N3分別為雙鍵和單鍵與此不符70金屬半徑：在金屬晶體中相鄰的兩個原子彼此接觸，其核間距的一半即為金屬半徑。注意：原子軌道未重疊r金屬=d/271

范得華半徑：當(dāng)兩個原子之間沒有形成化學(xué)鍵，只靠分子間力相接近時，兩原子之間的距離的一半叫范得華半徑。范得華半徑只有討論稀有氣體時才用。半徑值最大。注意：原子間未相切r范得華=d/2721)同周期中,從左——向右，原子半徑減小。

2.原子半徑在周期表中的變化：73短周期：自左至右，原子半徑減小，變化幅度較大。長周期過渡元素：自左至右，原子半徑逐漸減小，變化幅度較小，r=5pm,

超長周期的內(nèi)過渡元素元素LaCePrNdPmSm

Eu

GdTbDyHoErTm

YbLur/pm183182182181183180

208

180177176176176176

19417474f區(qū)元素，從左到右，半徑減小幅度更小：相鄰元素減小1pm左右。鑭系元素的原子半徑隨原子序數(shù)的增加而緩慢減小的現(xiàn)象叫鑭系收縮。后果：（1）使鑭系元素后面過渡元素的原子半徑均相應(yīng)減小，與上一周期同族元素原子半徑相近，性質(zhì)相似，難以分離。五ZrNbMo六HfTaW（2）鑭系各元素之間，原子半徑也極為接近，性質(zhì)相近，難以分離。7576半徑在族中的變化：主族從上到下，r—增大。77從上到下，原子半徑本應(yīng)增加，但由于第六周期鑭系收縮，使五、六周期同族元素半徑相近。

副族：7812.3.2電離能定義：使某元素一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子形成正一價的氣態(tài)離子所需的能量，叫該元素的第一電離能I1（KJ·mol-1）從正一價再失去一個e，形成正二價離子所需能量叫第二電離能I2……I3，I4等。E(g)==E+(g)+e-I

1E+(g)==E2+(g)+e-I

2I1越小，表明越易失去電子，金屬性越強(qiáng)。

同一元素各級電離能的大小有如下規(guī)律I1

I2

I3

…。79影響I的因素：ⅰ原子核電荷：核電荷越多，半徑越小，核對電子吸引力越大，不易失去，I越大。

ⅱ原子半徑：原子半徑越大，核對電子吸引力越小，所以易失去電子，I越?、ｋ娮訉咏Y(jié)構(gòu)：具有8e穩(wěn)定結(jié)構(gòu)及洪特規(guī)則特例的電子層結(jié)構(gòu)穩(wěn)定，電子不易失去，所以I越大。80電離能：圖主族元素：同周期中，從左到右，半徑減小，核電荷增大，I1增大，金屬性減弱。81ThenoblegasseshavethehighestIE1,theyholdontighttotheirelectronsThealkalimetalshavethelowestIE1,theyaremosteasilyionizedtoacation各周期中稀有氣體的電離能最大，重要原因就是它們的原子具有穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu).82反常Be：1s22s2I1=900KJ·mol-1，B：1s22s22p1I1=801KJ·mol-1

N：1s22s22p3I1=1402KJ·mol-1

O：1s22s22p4I1=1314KJ·mol-17O:1s22s22p4N:1s22s22p3883同主族中:自上下，電子層數(shù)增加，原子半徑增大，電子離核遠(yuǎn)，原子核和對外層電子引力減小，將導(dǎo)致元素的第一電離能減小。同一B族中：從上到下，I1變化幅度小，不規(guī)則。在同一A族中所以主族中從上到下金屬性增強(qiáng)。84用途(自學(xué))：

ⅰ.說明金屬的活潑性，I1越小，金屬活潑性增大。ⅱ說明元素呈現(xiàn)的氧化態(tài)：如：Na：I1=496KJ·mol-1I2=4562KJ·mol-1

所以表現(xiàn)Na＋Al：I1=578KJ·mol-1

I2=1817KJ·mol-1

I3=2745KJ·mol-1

I4=11578KJ·mol-1所以:Al3+8512.3.3電負(fù)性原子在分子中吸引電子的能力叫元素的電負(fù)性，X表示。電負(fù)性的概念首先有pauling提出的。Pauling電負(fù)性：規(guī)