1、第九章 原子结构和元素周期律Atomic Structure and Periodic Properties of Elements内容提要氢原子的结构n氢光谱和氢原子的Bohr模型n电子的波粒二象性n测不准原理n氢原子的波函数n量子数和原子轨道n量子数n原子轨道的图形n原子轨道的径向分布内容提要n电子组态和元素周期表n多电子原子的能级n原子的电子组态n元素周期表n元素性质的周期性变化规律n有效核电荷n原子半径n元素的电负性n元素和人体健康 教学基本要求了解Bohr的原子结构理论 了解波粒二象性、熟悉波函数和概率密度掌握4个量子数；熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征熟悉近似能
2、级；掌握Paili不相容原理、能量最低原理、Hund规则和电子组态掌握电子组态与元素周期表的关系熟悉原子半径、电负性的变化规律了解元素和健康的关系第一节 氢原子的结构n氢光谱和氢原子的玻尔模型nRutherford的原子有核模型（nuclear model）第一节 氢原子的结构n氢光谱和氢原子的玻尔模型n氢原子的线状光谱（line spectrum）白光散射时，观察到可见光区的连续光谱，但H原子受激发射所得光谱却是不连续的线状光谱，可见光区有四条谱线。第一节 氢原子的结构n氢光谱和氢原子的玻尔模型nBalmer关系式2221H111nnhcR式中，是波长，；n为正整数，且n2大于n1。J100
3、97.17HhcR第一节 氢原子的结构n氢光谱和氢原子的玻尔模型nBohr 的氢原子模型n电子沿固定轨道绕核运动，不吸收也不辐射能量，称为定态。轨道能量称为能级。RH=2.1810-18 J；主量子数n=1,2,3,。n=1时能量最低，为基态，其它能量较高的状态都称为激发态。2HnRE第一节 氢原子的结构n氢光谱和氢原子的玻尔模型nBohr 的氢原子模型当电子的能量由一个能级改变到另一个能级，称为跃迁。跃迁所吸收或辐射光子的能量等于跃迁前后能级的能量差：E=h=E后 E前 普朗克常量 h=6.62610-34 Js，是光子频率。第一节 氢原子的结构n氢光谱和氢原子的玻尔模型nBohr 的氢原子
4、模型Bohr运用量子化观点，成功地解释了氢原子的稳定性和不连续光谱。但未能冲破经典物理学的束缚，不能解释多电子原子光谱，甚至不能说明氢原子光谱的精细结构。Bohr理论属于旧量子论。电子等微观粒子的运动不遵守经典物理学规律，必须用量子力学方法来描述。第一节 氢原子的结构n电子的波粒二象性n光子既有波动性又有粒子性，称为波粒二象性（particle-wave duality）。光作为电磁波，有波长或频率，能量E=n h光子作为粒子，又有动量p=mc运用Einstein方程式E=mc2及=c/，得到=h/mc第一节 氢原子的结构n电子的波粒二象性nde Broglie关系式（de Broglie r
5、elation）法国物理学家de Broglie 类比光的波粒二象性关系式，导出微观粒子如电子、原子等，具有波动性的关系式 p为粒子的动量，m为质量，v为速度；为粒子波波长。微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量h联系和统一起来。mvhph第一节 氢原子的结构n电子的波粒二象性nDavisson和Germer实验 n 1927年美国物理学家Davisson C和Germer L用电子束代替X射线，用镍晶体薄层作为光栅进行衍射实验，得到与X射线衍射类似的图像，证实了电子的波动性。第一节 氢原子的结构n电子的波粒二象性n电子波是概率波(probability wave)电子波是统计性的。让电子穿越
6、晶体，每次到达底片的位置是随机的，多次重复以后，底片某个位置上电子到达的概率就显现出来。第一节 氢原子的结构例电子质量m=9.110-31kg，在1V电压下的速度为5.9105 ms-1，h=6.62610-34 Js，电子波的波长是多少？质量1.010-8kg的沙粒以1.010-2 ms-1速度运动，波长是多少？解 h=6.62610-34kgm2s-1；根据德布罗意关系式 观物体质量大，波长小，难以察觉，仅表现粒子性。微观粒子的德布罗意波长不可忽略。pm2001m1012sm105.9kg109.1smkg10626.6101-531-1234mvhm106.6sm101.0kg101.0
7、smkg10626.6241-2-8-1234第一节 氢原子的结构n测不准原理(uncertainty principle)Heisenberg指出，无法同时确定微观粒子的位置和动量：xpxh/4 x为粒子在x方向的位置误差，px为动量在x方向的误差。由于h是极小的量，所以x越小，px越大，反之亦然。测不准原理是粒子波动性的结果，意味着微观粒子运动不存在既确定位置又有确定速度的运动轨迹。第一节 氢原子的结构例电子在原子核附近运动的速度约6106 ms-1，原子半径约10-10 m。若速度误差为1%，电子的位置误差x有多大？解v=6106 ms-10.01=6104 ms-1，h=6.62610
8、-34kgm2s-1；根据测不准原理：即原子中电子的位置误差比原子半径大10倍，电子在原子中勿精确的位置可言。m101m106kg109.14smkg10626.6494-31-1234vmhx第一节 氢原子的结构n氢原子的波函数 n波函数（wave function）原子中电子具有波动性，奥地利物理学家Schrdinger导出Schrdinger方程，方程的解是波函数，用来描述电子的运动状态。n的意义 本身物理意义并不明确，但2却有明确的物理意义。表示在原子核外空间某点处电子出现的概率密度（probability density），即在该点处单位体积中电子出现的概率。第一节 氢原子的结构n氢
9、原子的波函数 n电子云（electron cloud）图形a是基态氢原子2的立体图，b是剖面图。黑色深的地方概率密度大，浅的地方概率密度小。概率密度的几何图形俗称电子云。ab第一节 氢原子的结构n氢原子的波函数 n原子轨道（atomic orbital）描述原子中单个电子运动状态的波函数常称作原子轨道。原子轨道仅仅是波函数的代名词，绝无经典力学中的轨道含义。严格地说原子轨道在空间是无限扩展的，但一般把电子出现概率在99%的空间区域的界面作为原子轨道的大小。第一节 氢原子的结构n要点 电子具有波粒二象性，电子波是概率波。电子等微观粒子遵守测不准原理。原子中电子运动状态体现为在核外空间出现的概率。
10、电子的运动状态用波函数描述。波函数2表示电子的概率密度。每一对应一确定的能量值，称为定态。电子的能量具有量子化的特征，是不连续的。基态时能量最小，比基态能量高的是激发态。第二节 量子数和原子轨道 n量子数合理的波函数必须满足一些整数条件，否则将为零，2也为零，即空间没有电子出现。这些整数是n、l、m，称为量子数（quantum number）。n、l 和 m 这三个量子数的取值一定时，就确定了一个原子轨道，即波函数n,l,m。第二节 量子数和原子轨道 n量子数n主量子数（principal quantum number）符号 n，可以取任意正整数值，即n=1，2，3，它是决定电子能量的主要因素
11、。氢原子只有一个电子，能量只由n决定 多电子原子存在静电排斥，能量还取决于 l。2HnnRE第二节 量子数和原子轨道 n量子数n主量子数（principal quantum number）n 还决定电子离核的平均距离，或者说原子轨道的大小，n 也称为电子层（shell）。n 愈大，电子离核距离愈远，原子轨道也愈大。电子层用下列符号表示：电子层n1234符号KLMN 第二节 量子数和原子轨道 n量子数n轨道角动量量子数（orbital angular momentum quantum number）符号 l，它只能取小于 n 的正整数和零l=0、1、2、3 (n 1)，共可取n个值它决定原子轨道
12、的形状（n 种）。第二节 量子数和原子轨道 n量子数n轨道角动量量子数（orbital angular momentum quantum number）在多电子原子中 l 还和 n共同决定电子能量高低。当 n 给定，l 愈大，原子轨道能量越高。l称为能级或电子亚层（subshell 或sublevel）。电子亚层用下列符号表示：能级符号spdfl0123第二节 量子数和原子轨道 n量子数n磁量子数（magnetic quantum number）符号 m，可以取 l 到+l 的 2l+1个值，即m=0、1、2，l它决定原子轨道的空间取向。L 亚层共有 2l+1个不同空间伸展方向的原子轨道。例如
13、 l=1时，m=0、1，p轨道有三种取向，或 l 亚层有3个p轨道。相同能级的轨道能量相等，称为简并轨道或等价轨道（equivalent orbital）。第二节 量子数和原子轨道 n量子数n自旋角动量量子数（spin angular momentum quantum number）符号 s，取+1/2和-1/2两个值，表示电子自旋的两种相反方向，也可用箭头符号和表示。两个电子自旋方向相同称为平行自旋，方向相反称反平行自旋。原子轨道由 n、l 和 m 决定，电子运动状态由 n、l、m、s 确定。一个原子轨道最多容纳两个自旋相反的电子，每电子层最多容纳的电子总数应为2n2。第二节 量子数和原子轨
14、道 n量子数量子数组合和原子轨道数主量子数n轨道角动量量子数l磁量子数m波函数同层轨道数（n2）容纳电子数（2n2）1001s122002s481012pz 2px 2py第二节 量子数和原子轨道 n量子数量子数组合和原子轨道数主量子数n轨道角动量量子数l磁量子数m波函数同层轨道数（n2）容纳电子数（2n2）3003s9181013pz 3px 3py20123dz2 3dxz 3dyz3dxy 3dx2-y2第一节 氢原子的结构例(1)n=3的原子轨道可有哪些轨道角动量量子数和磁 量子数？该电子层有多少原子轨道？(2)Na原子的最外层电子处于3s亚层，试用n、l、m、s 量子数来描述它的运动
15、状态。解(1)当 n=3，l=0，1，2；当 l=0，m=0；当 l=1，m=-1，0，+1；当 l=2，l=-2，-1，0，+1，+2；共有9个原子轨道。(2)3s亚层的n=3、l=0、m=0，电子的运动状态可表 示为3，0，0，+1/2（或-1/2）。第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的角度分布 n径向波函数（radial wave function）和角度波函数（angular wave function）波函数n,l,m(r,)有三个自变量r、，写成函数R n,l(r)和Yl,m(,)的积：n,l,m(r,)=Rn,l(r)Yl,m(,)Rn,l(r)称为径向波函数，它是电子与核的距
16、离r的函数，与n和l有关。Yl,m(,)称为角度波函数，它是方位角和的函数，与l和m有关，表达电子在核外空间的取向。第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的角度分布 n角度分布图：角度波函数的图形，描绘Yl,m(,)值随方位角改变而变化的情况。氢原子的一些波函数 轨道R n，l(r)Y l,m(,)能量/J 1sA1e-Br1/4-2.1810-182sA2(2-Br)e-Br/21/4-2.1810-18/222pz2px2pyA3re-Br/23/4cos3/4sincos3/4sinsin第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的角度分布 ns轨道的角度波函数是常数。离原子核(原点)距离相同的
17、点函数值处处相等(a)，这些点形成球面，球面所在球体就是s轨道图形(b)。概率密度的角度部分Y2l,m图形也是一个球形(c)。abc第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的角度分布 np轨道的角度波函数的值随和的改变而改变，如pz，Ypz=3/4cos。据cos值绘出双波瓣图形。每波瓣为一球体，沿z轴伸展。在xy平面上下，波函数值相反，平面上为零，此平面称为节面。0306090120150180cos10.8660.50-0.5-0.866-1第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的角度分布 n右图a是三个p轨道的角度分布图，b是电子云的角度部分。电子云图形比相应的角度波函数图形瘦；电子云图形两个
18、波瓣不再有代数符号的区别。ab第二节 量子数和原子轨道 nd轨道有两个节面，橄榄形波瓣。dz2负波瓣呈环，但和其它d轨道等价。dxy、dxz和dyz波瓣在45o坐标轴夹角伸展，dx2-y2和dz2在坐标轴上伸展。共轴线的波瓣代数符号相同。电子云图形相应比较瘦且没有符号的区别。第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的径向分布 nR2n,l(r)图原子轨道的电子云的径向分布图能表现电子离核的远近。1s轨道的R21s(r)对r图如右。离核越近，1s电子出现的概率密度越大。？在原子核处概率密度将达最大值，岂不是电子最可能出现在原子核上？注意概率密度和概率有区别。第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的径向
19、分布 n径向分布函数（radial distribution function）概率=概率密度体积。距核r处的体积表示：半径r的球面与球面微厚度dr的积，4r2 dr。概率=R2 n,l(r)4r2 dr =D(r)dr式中定义了径向分布函数D(r)：D(r)=R2 n,l(r)4r2 第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的径向分布 n径向分布函数图第二节 量子数和原子轨道 n原子轨道的径向分布 从径向分布函数图可以看出：在基态氢原子中电子概率的极大值在ra0（52.9pm）处，a0称为玻尔半径。核附近概率密度虽大，但r极小，体积几乎为零，概率也小得为零。径向分布函数图有(n-l)个峰。n一定
20、时，l 越小，峰越多，电子在核附近出现的可能性越大。例如，4s的第一个峰甚至钻到比3d的主峰离核更近的距离之内去了。外层电子也可以在内层出现，这也反映了电子的波动性。第三节 电子组态和元素周期表 n多电子原子的能级 在多电子原子中，每个电子都各有其波函数i，也取决于一组量子数n、l、m。各电子层中的轨道数与氢原子中各电子层轨道数相等。多电子原子的波函数的角度部分Y(,)和氢原子的相似，所以多电子原子各原子轨道角度分布图与氢原子各原子轨道的角度分布图相似。电子云的角度分布图Y 2也相似。多电子原子的能量等于处于各能级的电子能量的总和 第三节 电子组态和元素周期表 n多电子原子的能级 n屏蔽作用（
21、screening effect）原子中电子i受其它电子排斥，抵消了部分核电荷的吸引，称为对电子i的屏蔽。用屏蔽常数（screening constant）表示抵消掉的部分核电荷。能吸引电子i的核电荷是有效核电荷（effective nuclear charge）Z，它是核电荷Z和屏蔽常数的差：Z=Z 第三节 电子组态和元素周期表 n多电子原子的能级 n屏蔽作用（screening effect）以Z代替Z，近似计算电子i的能量外层电子对内层电子，=0；n-1层电子对 n层电子，=0.85；更内层的电子对外层电子，=1.00；同层电子之间，=0.35；1s电子之间，=0.30。H22RnZEH
22、22RnZEH22RnZE第三节 电子组态和元素周期表 n多电子原子的能级 n屏蔽作用（screening effect）l相同，n不同时，n越大，电子层数越多，外层电子受到的屏蔽作用越强，轨道能级愈高：E1s E2s E3s E2p E3p E4p n相同，l不同时，l愈小，D(r)的峰越多，电子钻穿能力愈强，在核附近出现的可能性越大，能量就愈低：Ens Enp End EnfH22RnZEH22RnZE第三节 电子组态和元素周期表 n多电子原子的能级 n能级交错n、l都不同，一般n越大，能级愈高。但有反常现象，如E4sE3d，称为能级交错。Pauling 的近似能级：E1s E2s E2p
23、E3s E3pE4sE3dE4p 徐光宪提出估算能级方法，（n+0.7l）值愈大，能级愈高。第三节 电子组态和元素周期表 n电子组态（electronic configuration）n基态原子的电子排布三原则 Pauli不相容原理(Pauli exclusion principle)同一原子中不可能有2个电子具有四个完全相同的量子数。如果两个电子的n、l、m相同，s必然相反。即一个原子轨道中不存在自旋相同的两个电子。如Ca原子的两个4s电子，一个是（4,0,0,1/2），另一个则是（4,0,0,-1/2）。第三节 电子组态和元素周期表 n原子的电子组态 能量最低原理又称构造原理（buildi
24、ng-up principle或Aufbau principle）：基态原子电子排布时，总是先占据能量最低的轨道。当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。例1：H：1s1；He：1s2；Li：1s22s1。例2：19K：1s22s22p63s23p64s1（K、L、M电子层填充了18个电子以后，其后的电子不是填充3d轨道，而是占据4s轨道，因为E4sE3d）。第三节 电子组态和元素周期表 n原子的电子组态 nHund规则（Hunds rule）：电子在能量相同的轨道（简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。例：7N：1
25、s22s22p3，三个2p电子的运动状态：2,1,0,1/2；2,1,1,1/2；2,1,-11/2。用原子轨道方框图表示：1s 2s 2p 7N第三节 电子组态和元素周期表 n原子的电子组态 nHund规则的补充规定：简并轨道全充满、半充满、或全空，是能量较低的稳定状态。例：24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 不能写做：24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2 第三节 电子组态和元素周期表 n电子组态（electronic configuration）n
26、电子组态的写法 书写20号元素以后基态原子的电子组态时要注意，虽然电子填充按近似能级顺序进行，但电子组态必须按电子层排列。例：21Sc的电子组态1s22s22p63s23p63d14s2填充电子时看作4s比3d能量低，但形成离子时，先失去4s电子，3d仍然是内层轨道。电离时Sc失去1个4s电子而不是3d电子。第三节 电子组态和元素周期表 n电子组态（electronic configuration）n电子组态的写法 把内层达稀有气体电子层结构部分用稀有气体的元素符号加方括号表示为原子芯(atomic kernel)。例：20Ca：1s22s22p63s23p64s2写作Ar 4s2，26Fe：
27、Ar3d64s2；47Ag：Kr4d105s1原子芯写法的另一优点是指明了元素的价层电子结构。离子的电子组态仿照原子电子组态方式书写。第三节 电子组态和元素周期表例按电子排布的规律，写出22号元素钛的基态电子组态。解根据能量最低原理，将钛的22个电子从能量最低的 1s轨道排起，每个轨道只能排2个电子，第3、4个电子填入2s轨道，2p能级有三个轨道，填6个电子。再以后填入3s、3p。3p填满后是18个电子。因为4s能量比3d低，所以后4个电子应先填入4s轨道两个，剩下的2个电子填入3d。钛的基态电子排布式为：1s22s22p63s23p63d24s2。第三节 电子组态和元素周期表 n元素周期表n
28、能级组和元素周期能级组ns到np为第n能级组，(n-1)d或(n-2)f也属于第n能级组。不同能级组能量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别小。第三节 电子组态和元素周期表 元素周期（period）能级组对应周期。第1周期仅1s能级。第n周期ns能级到np能级。元素的外层电子结构从ns1开始到np6结束。元素的数目与能级组最多能容纳的电子数目一致。第三节 电子组态和元素周期表例预测第7周期完成时共有多少个元素。解按电子排布的规律，第7周期从7s能级开始填充电子，然后依次是5f、6d、7p。7s能级有1个原子轨道，5f有7个、6d有5个、7p有3个，共有16个原子轨道，最多能填满32个电子。所
29、以第7周期完成时共有32个元素。第三节 电子组态和元素周期表 n元素周期表n价层电子组态与族价电子（valence electron）：化学反应中原子芯部分的电子结构不变化，改变的是价电子。价电子所处的电子层称为价电子层（valence shell）。例：Fe价层电子组态是3d64s2，Ag的价层电子组态是4d105s1。族（group）：周期表根据价层电子组态，把性质相似的元素归为一族。第三节 电子组态和元素周期表 n元素周期表n价层电子组态与族主族：周期表中共有IAA 8个主族，其中A族又称0族。主族元素的价层电子组态：内层轨道是全充满的，外层电子组态是ns1到ns2np6，外电子层同时又
30、是价层。外层电子的总数等于族数。H和He特殊一些，H属于IA族、He属于0族，它们只有一个电子层，电子组态是ns1到ns2。第三节 电子组态和元素周期表 n元素周期表n价层电子组态与族副族：IBB 8个副族。特征：(n-1)d或(n-2)f轨道填充电子，(n-2)f、(n-1)d和ns都是价层。第4、5周期各10个副族元素(n-1)d轨道被填充；BB族，族数等于(n-1)d及ns电子数的总和；B族有三列元素，(n-1)d及ns电子数和为810；IB、B族，完成(n-1)d10结构；ns电子数等于族数。第三节 电子组态和元素周期表 n元素周期表n价层电子组态与族第6、7周期，B族是镧系和锕系各1
31、4个元素，电子结构是(n-2)f轨道被填充并最终填满，其(n-1)d轨道电子数为1或0。B族到B族元素的(n-2)f轨道全充满，(n-1)d和ns轨道的电子结构与第4、5周期相应的副族元素类似。第三节 电子组态和元素周期表 n元素周期表n元素分区：据价电子组态，周期表为5个区。ns区：元素价层电子组态是ns1和ns2，IA和A族，活泼金属，易形成+1或+2价离子。没有可变的氧化值。但H不是金属元素，在化合物中的氧化值是+1，在金属氢化物中是-1。np区：价层电子组态是ns2np16，AA族元素，大部分是非金属，A族是稀有气体。元素多有可变的氧化值。但He的电子组态是1s2，属稀有气体。第三节
32、电子组态和元素周期表 n元素周期表n元素分区：据价电子组态，周期表为5个区。nd区：价层电子组态为(n-1)d18ns2，有例外。BB族元素，金属，有多种氧化值。nds区：价层电子组态为(n-1)d10ns12，IB和B族，它们都是金属，一般有可变氧化值。nf区：价层电子组态(n-2)f014(n-1)d01ns2，镧系和锕系。最外层电子数、次外层电子数大都相同，(n 2)层电子数目不同，每个系内元素化学性质极相似。都是金属，有可变氧化值。第三节 电子组态和元素周期表 n元素周期表n元素分区：1234567IA VIIIAIIA IIIA IVA VA VIA VIIAIIIB IVB VB
33、VIB VIIB VIIIB IB IIB镧系錒系 s 区区ns1ns2d 区区(n-1)d18ns2p 区区ns2np16f 区区(n-2)d114ns2ds区区(n-1)d10ns12第三节 电子组态和元素周期表 n元素周期表n过渡元素（transition element）全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过渡元素（inner transition element）。过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都只有12个电子，所以它们都是金属元素。它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元
34、素有较大的差别。第四节 元素性质的周期性变化规律n有效核电荷每增加一个周期，就增加一个电子层，也就增加了屏蔽作用大的内层电子，有效核电荷增加缓慢。例如Li比H多出2个核电荷，但对外层电子的有效核电荷仅增加0.3。同一周期中，增加的几乎都是同层电子，屏蔽常数较小，因而有效核电荷增加较迅速。短周期中增加较快，长周期中增加较慢，而f区元素几乎不增加。第四节 元素性质的周期性变化规律n有效核电荷第四节 元素性质的周期性变化规律n原子半径（atomic radius）共价半径rc：共价单键结合的两原子核间距离的一半van der Waals半径rv：单质分子晶体中相邻分子间两个非键合原子核间距离的一半金
35、属半径是指金属单质的晶体中相邻两个原子核间距离的一半第四节 元素性质的周期性变化规律n原子半径（atomic radius）同周期从左到右，主族元素电子层数不变，有效核电荷增加明显，原子半径逐渐减少。过渡元素原子半径先是缓慢缩小，然后略有增大；内过渡元素原子半径几乎不变。相邻元素原子半径减小的平均幅度是：非过渡元素过渡元素内过渡元素10pm 5pm 1pm同一主族从上到下，由于内层电子的屏蔽效应，有效核电荷增加缓慢，而电子层数增加使得原子半径增大。第四节 元素性质的周期性变化规律n原子半径第四节 元素性质的周期性变化规律n原子半径第四节 元素性质的周期性变化规律n原子半径（主族元素）第四节 元
36、素性质的周期性变化规律n元素的电负性 n第一电离能和电子亲合势第一电离能（I1）是气态的基态原子失去一个电子，变成气态的正一价离子所需要的最低能量。同一周期左到右I1增加，同一主族从上到下I1减小。电子亲合势是气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量。总的说来，卤族元素的原子结合电子放出能量较多，金属元素放出能量较少甚至吸收能量。说明卤族原子易于结合电子，而金属原子难于与电子结合成负离子。第四节 元素性质的周期性变化规律n元素的电负性 n元素的电负性（electronegativity）分子中的原子吸引成键电子的相对能力，用符号X表示。同一周期从左到右元素电负性递增；同一主族中
37、从上到下元素电负性递减。副族元素电负性没有明显变化规律。金属元素电负性一般小于2。但电负性小于或大于2并不是区分金属和非金属的严格界限。第四节 元素性质的周期性变化规律n元素的电负性 第四节 元素性质的周期性变化规律n元素的电负性 第五节 元素和人体健康目前在生命体内已检索出81种，总称为生命元素(biological element)。占人体质量0.05%以上的称为常量元素(macroelement)，有11种。含量低于0.05%为微量或痕量元素(microelement or trace element)，有18种。按元素对人体正常生命的作用可将元素分为必需元素(essential element)和非必需元素(non-essential element)。必需元素包括常量元素和微量元素。第五节 元素和人体健康
