1、第五章第五章 原子结构与元素周期性原子结构与元素周期性5.1 原子与原子结构初探原子与原子结构初探5.2 核外电子运动状态的描述核外电子运动状态的描述5.4 原子性质的周期性原子性质的周期性5.3 原子中电子的分布原子中电子的分布原子结构的研究对象n原子由带正电荷的原子核和带负电荷的电子组成；n发生化学变化时，只涉及核外电子运动状态的变化；n研究原子结构主要是研究核外电子的运动状态。5.1 原子与原子结构初探5.1.1 原子的组成-公元前公元前400年，希腊哲学家年，希腊哲学家Democritus 提出万物由提出万物由“原子原子”产生的思想产生的思想“原子不可分割原子不可分割”原子内有极小的核
2、，该核带有所有的正电荷和几乎全原子内有极小的核，该核带有所有的正电荷和几乎全部的质量，核外电子绕核运动部的质量，核外电子绕核运动存在问题n按照按照Rutherford 的行星式原子结构理论及经典的的行星式原子结构理论及经典的电磁学理论，绕核高速运动的电子，由于在作圆电磁学理论，绕核高速运动的电子，由于在作圆周运动时具有很大的向心力及向心加速度，将会周运动时具有很大的向心力及向心加速度，将会不断地地向原子核靠近，最后坠入原子核上（即不断地地向原子核靠近，最后坠入原子核上（即原子的毁灭）。原子的毁灭）。n电子在绕核运动时将连续不断地以电磁波的形式电子在绕核运动时将连续不断地以电磁波的形式辐射能量，
3、且辐射的电磁波的频率应是连续不断辐射能量，且辐射的电磁波的频率应是连续不断地改变的，由此可以得到的原子光谱也应是连续地改变的，由此可以得到的原子光谱也应是连续的。的。但实际上，原子不会自行毁灭，各种原子的发射但实际上，原子不会自行毁灭，各种原子的发射光谱是光谱是不连续不连续的线状光谱。这些问题说明：按的线状光谱。这些问题说明：按Rutherford 的行星式原子结构理论及经典的电磁的行星式原子结构理论及经典的电磁学理论来描述核外电子的运动是不符合事实的。学理论来描述核外电子的运动是不符合事实的。如何描述核外电子的运动规律？如何描述核外电子的运动规律？1.光和电磁辐射5.1.2 氢原子光谱与氢原
4、子光谱与BohrBohr理论理论连续光谱：一束白光通过三棱镜折射后，可以分解为赤橙连续光谱：一束白光通过三棱镜折射后，可以分解为赤橙黄绿青蓝紫等不同波长的光谱，这些光谱是连续的。黄绿青蓝紫等不同波长的光谱，这些光谱是连续的。红 橙 黄 绿 青 蓝 紫u线状光谱：以火焰、电弧、电火花或其他方法线状光谱：以火焰、电弧、电火花或其他方法灼烧化合物时，化合物能发出不同波长或频率灼烧化合物时，化合物能发出不同波长或频率的光线，这些光线通过三棱镜折射，由于折射的光线，这些光线通过三棱镜折射，由于折射率的不同，在屏幕上得到一系列不连续的谱线，率的不同，在屏幕上得到一系列不连续的谱线，称为线状光谱。称为线状光
5、谱。2.氢原子光谱是线状光谱氢原子光谱是线状光谱n在抽成真空的放电管中充入少量氢气，在抽成真空的放电管中充入少量氢气，通过高压放电，氢气可以产生玫瑰红色通过高压放电，氢气可以产生玫瑰红色的可见光、紫外光和红色光，利用三棱的可见光、紫外光和红色光，利用三棱镜可将这些光线分成一系列按波长大小镜可将这些光线分成一系列按波长大小排列的线状光谱。排列的线状光谱。氢原子光谱特征氢原子光谱特征:不连续的，线状的。不连续的，线状的。有规律有规律12215s)121(10289.3nvn=3 红（H）n=4 青（H）n=5 蓝紫（H）n=6 紫（H）Balmer线系一般通式：一般通式：波数波数=1/=RH (1
6、/n12 1/n22)（n=1,2,3,4,5,)玻尔模型理论玻尔模型理论n为了解释氢光谱，为了解释氢光谱，1913年，年，28岁的丹麦岁的丹麦物理学家物理学家Bohr 在在Rutherford 行星式原子行星式原子结构模型基础上，根据德国科学家、量结构模型基础上，根据德国科学家、量子理论之父子理论之父Plank 的的“振子能量量子化振子能量量子化”假说及假说及 Einstein 的光子学说，提出了原的光子学说，提出了原子结构的玻尔模型理论。子结构的玻尔模型理论。3 Bohr理论 三点假设：核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动，这些轨道的能量状态不随时间改变，称为定态轨道，在定态运动时，
7、电子不吸收或辐射能量；不同的定态轨道能量不同。电子处在离核最近的轨道上，能量最低基态；原子获得能量后，电子被激发到高能量轨道上，原子处于激发态；从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。玻尔理论虽然成功地解释了氢原子光谱，但是却不能解释多电子原子的光谱，因为玻尔理论的基础仍然建筑在经典物理学的基础上。而微观粒子的运动有其特殊的规律性，已不能用经典力学的理论来描述，而只能用量子力学的理论来解释。5.2 核外电子运动状态的描述5.2.1 电子运动的波粒二象性经典物理学理论认为，粒子是具有一定形状、大经典物理学理论认为，粒子是具有一定形状、大小及质量的实物体，而波（声波、光波）才具有小
8、及质量的实物体，而波（声波、光波）才具有波长和频率，只有波才能发生衍射和干涉。波长和频率，只有波才能发生衍射和干涉。随着科学的发展，人们发现光除了具有波动性一随着科学的发展，人们发现光除了具有波动性一面外，还存在微粒性一面：光可以产生光电效应。面外，还存在微粒性一面：光可以产生光电效应。也就是说，也就是说，光具有波粒二象性光具有波粒二象性 电子电子的粒子性已为人所知，关键是是否具有的粒子性已为人所知，关键是是否具有波动性波动性呢？呢？1924年，德布罗依Louis de Broglie提出电子等实物粒子同样有波粒二象性，认为：质量为 m，运动速度为的粒子，相应的波长为：1927年，Daviss
9、son和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。=h/mv=h/p，h=6.62610-34Js，Plank常量。如何理解电子运动的波动性呢？5.2.2 概 率单个电子运动无法预测，即没有确定的轨道，电子衍射明暗相间的环纹，又说明电子运动是有规律采用统计的方法可以对电子衍射给出合理的解释；在衍射亮环纹处，衍射强度大，电子出现的机会多，即在衍射亮环纹处，衍射强度大，电子出现的机会多，即概率大；相应的暗环纹处，衍射强度小，电子出现的机概率大；相应的暗环纹处，衍射强度小，电子出现的机会少，即概率小；会少，即概率小；电子在原子核外空间单位体积内出现的概率，称为电子在原子核外空间单
10、位体积内出现的概率，称为概率概率密度密度电子的波动性是与其行为的统计性相联系的。电子的波动性是与其行为的统计性相联系的。电子的粒子性不同于经典粒子，波动性也不同于机械波和电磁波，其波粒二象性不是粒子行和波动性的简单加和，电子运动的是符合统计规律的，需要新的理论来描述。VEhmzyx2222222285.2.3.Schrdinger薛定谔方程常数：Planckh：势能V：能量E波函数：质量m描述核外电子运动状态的波函数，它是电子的空间坐标x,y,z的函数 对于一个质量为m，在势能为V的势场中运动的微粒来说，薛定谔方程的每个合理的解，就表示该微粒运动的某一个稳定状态-原子轨道；n解得的不是一个具体
11、的数值，而是包括三个常数项（n,l,m）和三个变量（x,y,z）的函数式，用n.l.m(x,y,z)表示n与该解相应的能量值就是该定态所对应的能级。n薛定谔方程的物理意义：薛定谔方程的物理意义：5.2.4 量子数求解Schrdinger时为获得合理的解，引入三个量子数n,l,m 来限制它们，表示为：(n,l,m)(x,y,z)n：主量子数，取自然数，n=1,2,3,4,5;l：副（角）量子数，l 取0 n-1 间的整数，l=0,1,2,n-1;m：磁量子数，m 取 m l 的整数,m=0,1,2,l 1）主量子数）主量子数n：q它在确定电子运动的能量时起决定性的作用，它表它在确定电子运动的能量
12、时起决定性的作用，它表示了轨道离核的远近，有示了轨道离核的远近，有“层层”的意义的意义qn 增加，电子的能量随着增加，电子离核平均距离增加，电子的能量随着增加，电子离核平均距离也相应增大。在一个原子内，主量子数相同的电子也相应增大。在一个原子内，主量子数相同的电子都近似地在同一空间范围内运动。都近似地在同一空间范围内运动。q习惯上：习惯上：n=1,2,3,4,5,6,7 时，电子层符号分别时，电子层符号分别为：为：K,L,M,N,O,P,Q。四个量子数四个量子数n,l,m,ms 的意义的意义 2）副量子数）副量子数l：l 取0n-1 间的整数，确定了轨道的形状并对轨道的确定了轨道的形状并对轨道
13、的能量也产生一定的影响。能量也产生一定的影响。不同的不同的l 值，表示不同的轨道，值，表示不同的轨道，l 取值分别为取值分别为0,1,2,3对应以符号对应以符号s,p,d,f 表示，俗称表示，俗称亚层亚层；sPydxy3）磁量子数）磁量子数m：它确定原子轨道在空间的取向，每一个取向就相当于它确定原子轨道在空间的取向，每一个取向就相当于一个轨道，一个轨道，取 m l 的整数,为为2l+1个。个。s 轨道：轨道：l=0,m=0,说明说明s 轨道在空间只有一种取向轨道在空间只有一种取向p 轨道：轨道：l=1,m=0,1,说明说明p 轨道在空间有三种取向轨道在空间有三种取向d 轨道：轨道：l=2,m=
14、0,1,2,说明说明p 轨道在空间有五种轨道在空间有五种取向取向f 轨道：轨道：l=3,m=0,1,2,3,说明说明f 轨道在空间有轨道在空间有七种取向七种取向 4）自磁量子数）自磁量子数ms：q它是根据实验事实提出的：它是根据实验事实提出的：n,l,m 相同的电相同的电子在核外运动时，具有方向相反的两种运动子在核外运动时，具有方向相反的两种运动状态。状态。q这两种状态有不同的这两种状态有不同的“自旋自旋”角动量，其值角动量，其值可取可取+或或 ，这个数字称为自旋量子数。，这个数字称为自旋量子数。常用正反箭头来表示：常用正反箭头来表示：n,l,m 一定，轨道也确定 0 1 2 3 轨道 s p
15、 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思考题：当n为3时,l,m 分别可以取何值？轨道的名称怎样?核外电子运动的可能状态核外电子运动的可能状态 主量主量子数子数n电子层电子层 符号符号副量副量子数子数l能级符能级符号号磁量子数磁量子数m各层原子各层原子轨道总数轨道总数电子运动电子运动状态总数状态总数1K01s0122L012s2p00,1483M0123s3p3d00,10,1,29184N01234s4p4d4f00,10,1,20,1,2,316325.2.5 波函数1、基本含义波函数是描述电子运动状态的数学表达式；波
16、函数是空间坐标的函数；波函数的空间图像可以形象地理解为电子运动状态的空间范围，有时俗称“原子轨道”；通过对波函数的具体计算可以得到电子在该状态下的性质，如能量、动量、形状等，(n,l,m)(x,y,z)2、波函数的图像角度分布图和径向分布图n波函数本身是一个三维空间函数，很难直接用简单的图形表示清楚，根据化学结构应用的需要，将其按角度分布图和径向分布图分别表示；直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,)的转换 222zyxrcosrz qsinsinry qcossinrxqq,rzyx q,YrRxP(x,y,z)P(r,q,)qrzyOxyz原子轨道角度分布图：S轨道q,Y将波函数将波函数(x
17、,y,z)的角度部分的角度部分 作图作图l=0 m=05.4.2 电离能和电子亲合能电离能和电子亲合能5.4.4 元素的氧化数元素的氧化数波函数角度分布图波函数角度分布图:p轨道轨道l=1，m0,1波函数角度分布图波函数角度分布图:d轨道轨道36l=2，m0,1，2原子轨道角度分布图特点图中正负号不可省，表示波函数数值的正负，并非表示正负电荷；角度分布图与主量子数无关。因此，副量子数相同、主量子数不同的各轨道其角度分布相同；5.2.6 电子云电子云1、概率密度电子在原子核外空间单位体积内出现的概电子在原子核外空间单位体积内出现的概率，称为率，称为概率密度，概率密度，可直接用波函数绝对可直接用波
18、函数绝对值的平方表示，即值的平方表示，即I I 2。2、电子云为形象地表示原子核外电子运动的概率分布情况，为形象地表示原子核外电子运动的概率分布情况，用小黑点的疏密来表示电子出现的概率密度大小：用小黑点的疏密来表示电子出现的概率密度大小：黑点密的地方，表示电子出现的概率密度大；黑点密的地方，表示电子出现的概率密度大；黑点疏的地方，表示电子出现的概率密度小黑点疏的地方，表示电子出现的概率密度小。这种概率密度大小的形象化表示图，称为电子云3、电子云的图像电子云表示了概率密度的大小情况，因此其近似图像就是I I 2的图形；由于原子轨道 的图像可分解为径向分布图和角度分布图，所以电子云的图像I I 2
19、同样可分解为两部分：电子云的径向分布图 rR I2Iq,YI I2电子云的角度分布图 q,YI I2电子云的角度分布图电子云角度分布图的特点图形形状与相应的原子轨道角度分布图相似，都为曲面图且与主量子数n无关，不同之处在于：原子轨道角度分布图有正负值标志，而电子云角度分布图都为正值，习惯不标；由于I Y(q,I一般小于1，因此I Y(q,I2更小，所以电子云的角度分布图较“瘦”些；yY2pxyzxY2pxyzxyzzY2p22pxYxyzxyz2p2yYxyz2p2zY由于电子具有波粒二象性，故原子核外电子运动没有固定的轨迹，但具有按几率分布的统计规律性。n量子力学描述电子运动小结量子力学描述
20、电子运动小结波函数是描述电子运动状态的数学表达式。方程的每一个合理解表示核外电子运动的某一种可能的稳定状态。原子轨道为波函数的空间图像。以四个量子数来确定核外每一个电子的运动状态。以2的空间图像电子云来表示电子在核外空间出现的几率密度。5.3.1 多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级5.3 原子中电子的分布原子中电子的分布5.3.2 基态原子的基态原子的核外电子分布原理核外电子分布原理5.3.3 基态原子的基态原子的核外电子分布核外电子分布5.3.4 简单基态阳离子的简单基态阳离子的电子分布电子分布5.3.5 元素周期系与核外电子分布的关系元素周期系与核外电子分布的关系5.3.6 元素周期
21、表元素周期表轨道：与氢原子类似，其电子运动状态 可描述为1s,2s,2px,2py,2pz,3s能量：与氢原子不同,能量不仅与n有关,也与l有关;在外加磁场的作用下,还与m有关。5.3.1 多电子原子轨道能级多电子原子轨道能级JnE21810179.21.Pauling近似能级图Pauling近似能级图的特点轨道能级是按能量高低顺序排列，且把能量近的能级合并为一组，称为能级组；各电子层能级的相对高低为：按K、L、M、N、O、P顺序升高；多电子原子中，同一原子的同电子层内，由于电子的相互作用使能级发生分裂，各亚层能级高低顺序为：EnsEnpEndEnf；同一亚层中，各原子轨道能量相同，EnpxE
22、npyEnpz同一原子内，不同类型亚层之间，出现能级交错，能级顺序为：EnsE(n-2)fE(n-1)dEnp；电子填入轨道顺序图电子填入轨道顺序图 最低能量原理 基态原子中，电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上,使原子处于能量最低状态。Pauli不相容原理 同一原子中不可能有四个量子数完全相同的电子；每个原子轨道中最多容纳两个两个自旋方向相反的电子。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。5.3.2基态原子的核外电子分布原理基态原子的核外电子分布原理核外电子分布三规则核外电子分布三规则最多容纳电子数：S轨道2，p轨道6d轨道10个
23、，f轨道14排1-10号元素A、轨道排布式 7N1s 2s 2p26Fe1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 5.3.3 基态原子的基态原子的核外电子分布核外电子分布1、原子核外电子分布的几种表示方法或n按能级顺序，用轨道符号表示，在轨道符号的右上角标上电子数；如 12Mg：1s22s22p63s2；26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2；为简化，通常把内层已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实”；并用该稀有气体符号表示；12Mg：Ne3s2；26Fe：Ar3d64s2；B、电子分布式 价电子所在的亚层统称为价层，原子的价电子层构型指价层的电子分布，即最高能级组中电子的分布情
24、况；可以反映原子的价电子特征；如：12Mg：3s2；26Fe：3d64s2；47Ag：4d105s1 实际上价电子层构型就是电子分布式去除原子实后的部分；注意：价电子层的电子并不全是价电子！C、价电子层构型半满全满规则：当轨道处于全满、半满或全空时，原子较稳定。15626224s3d3p3s2p2s1s Cr 24：Z154s3dAr110626224s3d3p3s2p2s1s Cu 29：Z1104s3dAr写出24，29号元素的电子排布式n注意：有些元素的电子排布，注意：有些元素的电子排布，n如如7474W W：Xe5dXe5d4 46s6s2 2n 78Pt 78Pt：Xe5dXe5d9
25、 96s6s1 1 的的“反常反常”现象，至现象，至今还难以找出令人满意的解释。但这些元今还难以找出令人满意的解释。但这些元素的电子排布式是从光谱实验得到的素的电子排布式是从光谱实验得到的 2、基态原子的电子分布v见表52v有19种元素的原子中电子的分布虽不符合电子分布三原则，但可以采用半满全满特殊规则来说明；v电子的分布情况是客观事实，有关原理既有其合理性；也存在进一步发展的必要，要辨正对待。q由于阳离子的核电荷（有效核电荷）比相应原子的多，造成其轨道能级与原子的轨道能级有所不同；如：26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2；Fe2：Ar3d64s0；非Ar3d44s2q基态原子
26、的外层电子填入顺序：ns (n-2)f (n-1)d np；q基态原子的价电子电离顺序：np ns (n-1)d (n-2)f5.3.4 简单基态阳离子的简单基态阳离子的电子分布电子分布5.3.5元素周期系与核外电子分布的关系元素周期系与核外电子分布的关系1、周期、周期周期最高能级组最高能级组最多容纳电子数各周期元素数11s2222s2p8833s3p8844s3d4p181855s4d5p181866s4f5d6p323277s5f6d7p3226(不完全)周期数等于电子层数。各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。2、族n按从左至右，包括16个族，其中8个主族（A）和8
27、个副族（B）；n主族元素，原子最后填入电子的亚层为ns或np，主族主族族数最外层电子数族数最外层电子数；n副族元素，原子最后填入电子的亚层为(n-1)d或(n-2)f，其族数不等于最外层电子数：d区副族族数价电子层电子总数(VIII例外)ds区副族族数ns亚层电子数n以A、B表示主副族，以罗马数字表示族数；2结构分区：3各区元素原子电子分布的特点区原子价电子构型最后填入电子的亚层包括的元素sns12最外层的s亚层IA,IIA族pns2np16最外层的p亚层IIIA-VIIA,0族d(n-1)d1-9ns12次外层的d亚层IIIB-VIIB,VIII族ds(n-1)d10ns12次外层的d亚层I
28、B,IIB族f(n-2)f0-14(n-1)d0-2 ns2外数第三层的f亚层镧系和锕系元素元素在周期表中的位置是由元素原子核外电子元素在周期表中的位置是由元素原子核外电子的分布所决定的。的分布所决定的。35Br Ar 4s24p540Zr Kr4d25s227Co Ar3d74s248Cd Kr4d105s2第4周期，VIIA族第5周期，IVB族第4周期，VIII族第5周期，IIB族 元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。5.4.1 原子半径原子半径共价半径-两个相同原子形成共价健时其核间距的一半（通常是单键）；金属半径
29、-金属单质晶体两个相邻原子核间距的一半 范德华半径-在分子晶体中，相邻分子核间距的一半主族元素主族元素主族元素：从左到右 r 减小；从上到下 r 增大。n过渡元素：从左到右r 缓慢减小；n 从上到下r略有增大。125 132 145 161 r/pm Cr V Ti Sc 第四周期元素 过渡元素的原子半径变化趋势137 143 159 173 r/pm WTa Hf Lu 第六周期元素146 143 160 181 r/pm Mo Nb Zr Y 第五周期元素同一周期d区过渡元素，随核电荷数增大，半径略有减小；同一周期f区内过渡元素，随核电荷数增大，半径略有减小且幅度更小；由于镧系收缩的影响，
30、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、Nb与Ta、Mo与W 等在性质上极为相似，难以分离。n原子失去电子的难易可用电离能(I)来衡量；n原子结合电子的难易可用电子亲合能(EA)比较；5.4.2 电离能和电子亲合能电离能和电子亲合能1、电离能电离能11molkJ2.520 )g(LieLi(g)I 使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 I 1表示。由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。E+(g)E 2+(g)+e-I 2
31、E(g)E+(g)+e-I 1例如：1332molkJ11815 )g(Lie(g)LiI122molkJ1.7298 )g(Lie(g)LiI 电离能的大小，主要取决于原子核电荷、原子半径和原子的电子层结构，一般认为：v电子层数相同的元素，核电荷越大，半径越小，原子对外层电子的引力越大，因而不易失去电子，电离能越大；v电子层数不同、价电子数相同的元素，原子半径越大，核对电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能越小；v电子层结构稳定性越大的原子，比同周期其它元素的原子更不易失去电子，电离能越大；:加呈现出周期性变化电离能随原子序数的增 N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 半满，全满。同一主
32、族：从上到下，最外层电子数相同；有效核电荷增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。同一周期：主族元素从A 到卤素，核电荷增大，r 减小，I 增大。其中A 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层，有效核电荷增加不多，r 减小缓慢，I 略有增加。2.电子亲合能 元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为第一电子亲和能；除零族和IIA外都为负值；当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。元素的第二电子亲和能都为正值。O(g)+e-O-(g)EA1=-140.0 kJ
33、.mol-1O-(g)+e-O2-(g)EA2=844.2 kJ.mol-1 同一周期：从左到右，有效核电荷 增大，r 减小，EA 的负值增大。卤素的 EA 呈现最大负值，A为正值，稀有气体的 EA 为最大正值。同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 EA 负值变小。特例：EA 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。5.4.3 电负性电负性 原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 表示。P 电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。Pauling标度是指定F 元素 为4.0，在此基础上计算了其它元素的电负性。MPA
34、R 电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度()，Pauling标度()和Allred-Rochow 标度()。电负性()变化P同一周期从左到右，电负性逐渐增大；同一主族从上到下，电负性逐渐减小；副族元素的电负性没有明显的变化规律。最最小小最最大大电负性的应用电负性的应用两个电负性相差很大的元素化合时，通常形成离子键。电负性相差不大时，通常形成共价键。1.衡量元素的金属性和非金属性的强弱电负性越大，非金属性越强；电负性越小，金属性越强。2.大致判断化合物中化学键的类型。一般，元素电负性在一般，元素电负性在2.02.0以上为非金属，而在以上为非金属，而在2.02.0以下为金属以下为金属5
35、.4.4 5.4.4 元素的金属性和非金属性元素的金属性和非金属性一般：元素原子的电离能或电负性越小，元素的金属性越强；元素原子的电子亲合能代数值越小或电负性越大，元素的非金属性越强。同一周期的元素从左向右金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强。同一族元素从上往下金属性一般都是增强的，其中副族元素IIIBVB族金属性增强，而VIBIIB的金属性减弱。与原子的价层电子构型或者与价电子数有关。5.4.5 5.4.5 元素的氧化数元素的氧化数最高氧化数=原子的全部价电子数=族数。主族元素（氧、氟除外）副族元素的氧化数(族)元素的最高氧化数=全部价电子数=族数族元素的最高氧化数为+2，族和第族元素的氧化数变化不很规律(表5.6)(表5.7)
