2022年物质结构基础 .pdf

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1、1第一篇 物质结构基础第 1 章原子结构与元素周期系 教学要求 1掌握近代理论在解决核外电子运动状态问题上的重要结论：电子云概念，四个量子数的意义，s、p、d 原子轨道和电子云分布的图象。2了解屏蔽效应和钻穿效应对多电子原子能级的影响，熟练掌握核外电子的排布。3从原子结构与元素周期系的关系，了解元素某些性质的周期性。教学重点 1量子力学对核外电子运动状态的描述。2基态原子电子组态的构造原理。3元素的位置、结构、性质之间的关系。教学难点 1核外电子的运动状态。2元素原子的价电子构型。教学时数 8 学时 主要内容1核外电子运动的特殊性：核外电子运动的量子化特征。核外电子运动的波粒二象性。2核外电子

2、运动状态的描述：波函数、电子云及其图象表示（径向与角度分布图）。波函数、原子轨道和电子云的区别与联系。四个量子数（主量子数n，角量子数 l，磁量子数 m，自旋量子数 ms）。3核外电子排布和元素周期表；多电子原子的能级（屏蔽效应，钻穿效应，近似能级图）。核外电子排布原理和电子排布（能量最低原理，保里原理，洪特规则）。原子结构与元素周期性的关系（元素性质呈周期性的原因，电子层结构和周期的划分，电子层结构和族的划分，电子层结构和元素的分区）。4元素某些性质的周期性，原子半径，电离势，电子亲和势，电负性1-1 道尔顿原子论原子论发展简史:古希腊哲学家德谟克利特（Democritus)臆想出原子是物质

3、最小的，不可再分的，永存不变的微粒。17 至 18 世纪，波意耳第一次给出了化学元素的定义用物理方法不能再分解的最基本的物质组分。1732 年，尤拉提出自然界存在多少种原子，就有多少种元素。1785年，拉瓦锡用实验证明了质量守恒定律化学反应发生了物质组成的变化，但反应前后物质的总质量不变。1797年，希特发现了当量定律。1799年，普鲁斯特发现了定比定律。19 世纪初，道尔顿创立了化学原子论。1805 年，英国科学家道尔顿（John Dalton 17661844）：把元素和原子两个概念真正联系在一起，创立了化学原子论：每一种化学元素有一种原子；同种原名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整

4、理-第 1 页，共 14 页 -2子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分；一种不会转变为另一种原子；化学反应只是改变了原子的结合方式，使反应前的物质变成反应后的物质。倍比定律：若两种元素化合得到不止一种化合物，这些化合物中的元素的质量比存在整数倍的比例关系。瑞典化学家贝采里乌斯（J.J.Berzelius 17791848）：确定了当时已知元素的原子量，发明了元素符号。1-2 相对原子质量（原子量）1-2-1 元素，原子序数和元素符号元素-具有一定核电核数的原子。原子序数-按元素的核电核数进行排序所得的序号。元素符号-必须注意的是，我们不要把元素、单质、原子三个概念彼此混淆。元素和单质是

5、宏观的概念。单质是元素存在的一种形式(自由态或称游离态)。某些元素可以形成几种单质，譬如碳的同素异性体有金刚石、石墨两种；硫的同素异性体有正交硫、单斜硫、无定形硫和弹性硫等。元素只能存在于具体的物质(单质或化合物)中，脱离具体的物质，抽象的元素是不存在的。从这个角度看，元素和单质既有联系又有区别。原子是微观的概念，而元素是一定种类的原子的总称。元素符号既表示一种元素也表示该元素的一个原子。在讨论物质的结构时，原子这个概念又有量的涵义。如氧原子可以论个数，也可以论质量。但元素没有这样的涵义，它指的是同一种类的原子。譬如：水是由氢氧两种元素组成的，水分子中含有两个氢原子和一个氧原子，而绝不能说成水

6、分子中含有两个氢元素和一个氧元素。1-2-2 核素，同位素和同位素丰度 1.核素-具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素。16O、17O、18O核素。它可以分为稳定核素和放射性核素；还可以分为单核素元素和多核素元素。核素符号,质子数，中子数，质量数。2.同位素-具有相同核电核数，不同中子数的核素互称同位素。例,氢的 3 种同位素氕，氘，氚。3.同位素丰度-某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）。1-2-3 原子的质量某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量。1973年国际计量局公布了原子质量的单位，规定一个12C核素原子质量的112 为“统一的原子质量单位”，用“u

7、”表示。(有的资料中写为“amu”，“mu”)。因此，12C的原子质量等于12u。通过质谱仪可以测定各核素的原子质量及其在自然界的丰度，据此就可以计算出元素的平均原子质量。如汞的平均原子质量为200.6u。一个原子的质量很小，但是不等于构成它的质子和中子质量的简单加和。例如，1 摩尔氘原子的质量比1 摩尔质子和1 摩尔中子的质量和小名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 2 页，共 14 页 -0.00431225g。这一差值称为质量亏损，等于核子结合成原子核释放的能量-结合能。单位是百万电子伏特（Mev）。不同数量的核子结合成原子释放的能量与核子的数量不成比例，比结合能是某原子核的

8、结合能除以其核子数。比结合能越大，原子核越稳定。1-2-4 元素的相对原子质量（原子量）原子量是指一种元素的1 摩尔质量对核素12C的 1 摩尔质量的 1/12 的比值。这个定义表明相对原子质量：1）元素的相对原子质量是纯数。2）单核素的相对原子质量等于该元素的核素的相对原子质量。3）多核素元素的相对原子质量等于该元素的天然同位素相对原子质量的加权平均值。Ar=f*M 相对原子质量用符号 Ar(E)表示，A代表原子质量，下标 r表示相对，E代表某元素。如氯元素的相对原子质量等于35.453，可表示为 Ar(Cl)=35.453，它表示 1mol氯原子的质量是核素12C的 1 摩尔质量 112

9、的 35.453倍。亦即 1 个氯原子的平均质量是12C原子质量 1/12的 35.453倍。可见相对原子质量仅是一种相对比值，它没有单位。1-3 原子的起源和演化1.宇宙之初2.氢爆炸3.氦燃烧4.碳燃烧5.过程6.e过程7.重元素诞生8.宇宙大爆炸理论的是非1-4 原子结构的玻尔行星模型1-4-1 氢原子光谱巴尔麦(J.Balmer)经验公式：)121(122nRvH-=:谱线波长的倒数,波数(cm-1).n:大于 2 的正整数.RH：常数,1.09677576107m-1n=2,巴尔麦系。n=3,帕邢系(Pashen)。n=1,莱曼系（Lyman）。3名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师

10、精心整理-第 3 页，共 14 页 -1-4-2 波尔理论 1.1913年，波尔总结当时的最近物理学发现，建立了氢原子核外电子模型，解释了氢原子光谱，后人称波尔理论，要点如下:1）行星模型波尔假定，氢原子核外电子是处在一定的线形轨道上绕核运行的。2）定态假设波尔假定，氢原子核外电子在轨道运行时有一定的不变的能量，这种状态称为定态。基态-能量最底的定态。激发态-能量高于基态的定态。3）量子化条件波尔假设，氢原子核外电子的轨道是不连续的，在轨道运行的电子具有一定的角动量4)跃迁规则电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，反之，激发态的光子会放出光子返回基态或者能量较低的激发态。，光子的能量就是跃迁

11、前后2 个能级的能量之差。2.波尔理论的优缺点波尔理论并未彻底抛弃经典力学，使其在计算稍复杂的原子光谱时有较大的误差；但是其合理的内核（核外电子处于定态时有确定的能量，原子光谱源自核外电子的变化），被后来的量子力学所继承发展，其“轨道”概念，也被量子力学赋予了新的内涵。1-5 氢原子结构的量子力学模型1-5-1 光的波粒二象性对于光：P=mc=h/c=h/对于微观粒子：=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 德布罗意关系式1927 年，法国博士德布罗意（de Brolie）大胆假定光的波粒二象性不仅表示光的特

12、性，而且表示所有像电子，质子，中子，原子等实物微粒的特性。对于宏观物体，不必考察其波动性，而对于高速运动的微观物体，就不能不考察起波动性。1-5-4 测不准原理(Werner Heisenberg,1926)微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量测不准关系式：?mhxhPx44或x 粒子的位置不确定量 粒子的运动速度不确定量1-5-5 氢原子的量子力学模型1.电子云4名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 4 页，共 14 页 -概率密度指粒子在空间任意微小区域出现的概率。定态电子在核外空间的概率密度分布规律可以用波的振幅方程来描述。电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。

13、电子云图象中的每一个小黑点表示电子出现在核外空间的一次概率（不表示一个电子），概率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。处于不同定态的电子的电子云图象具有不同特征，主要包括：1）电子云在核外空间扩展程度能层-K,L,M,N,O,P,Q.2)电子云的形状能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4f 3）电子云在空间的取向轨道-电子在核外空间概率密度较大的区域。5.2电子的自旋自旋只有 2 种方向 顺时针和逆时针3.核外电子的可能运动状态44 个量子数主量子数n n=1,2,3,角量子数磁量子数mm自旋量子数ms 主量子数 n：与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n：ll.,0,.+=-2

14、1-=sm,21=smJ10179.2218nE-=名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 5 页，共 14 页 -不同的 n 值，对应于不同的电子层：1 2 3 4 5 K L M N O 角量子数 l：l 的取值0，1，2，3n1 对应着s,p,d,f.(亚层)l决定了的角度函数的形状，即决定了原子轨道或电子云的形状.磁量子数 m：m可取0，1,2l；一种取向相当于一个轨道，共可取2l+1 个数值。其值决定了角度函数的空间取向，即 m 值反应了波函数(原子轨道)或电子云在空间的伸展方向。n,l,m一定，轨道也确定：0 1 2 3 轨道s p d f 例如:n=2，l=0，m=0，

15、2s n=3，l=1，m=0，3pzn=3，l=2，m=0，3dz2 5.描述核外电子空间运动状态的波函数及其图象薛定谔方程6直角坐标与球坐标之间的关系(n,l,m)(x,y,z)(r，)(n,l,m)(x,y,z)=R(n,l)(r)Y(l,m)(，)波函数的角度分布图Y(l,m)(，)（原子轨道角度分布图）s、p、d 轨道角度部分剖面图：名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 6 页，共 14 页 -电子云径向密度分布图(D-r)：71-6 基态原子电子组态1-6-1 构造原理一、多电子原子的能级：除氢(及类氢原子)外的多电子原子中核外电子不止一个，不但存在电子与原子核之间的相互

16、作用，而且还存在电子之间的相互作用。1、屏蔽效应如：锂原子核外的三个电子是1s22s1我们选定任何一个电子，其处在原子核和其余两个电子的共同作用之中，且这三个电子又在不停地运动，因此，要精确地确定其余两个电子对这个电子的作用是很困难的。我们用近似的方法来处理。其余两个电子对所选定的电子的排斥作用，认为是它们屏蔽或削弱了原子核对选定电子的吸引作用。名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 7 页，共 14 页 -这种其余电子对所选定的电子的排斥作用，相当于降低了部分核电荷（）对指定电子的吸引力，称为屏蔽效应。Z*=Z-Z*有效核电荷Z 核电荷“屏蔽常数”或将原有核电荷抵消的部分。2、斯莱

17、特规则他由光谱数据，归纳出一套估算屏蔽常数的方法：（1）先将电子按内外次序分组：ns,np 一组；nd 一组；nf 一组。如：1s;2s,2p;3s3p;3d;4s,4p;4d;4f;5s,5p;5d;5f。（2）外组电子对内组电子的屏蔽作用=0（3）同一组，=0.35(但 1s，=0.3)（4）对 ns,np，(n-1)组的=0.85；更内的各组=1（5）对 nd，nf 的内组电子=1（注：该方法用于n 为 4 的轨道准确性较好，n 大于 4 后较差。）这样能量公式为：22*226.13)(6.13neVZneVZE-=-=从能量公式中可知E 与 n 有关，但与 l 有关，因此角量子数也间接

18、地与能量联系。例：求算基态钾原子的4s和 3d电子的能量。(此题从填充电子的次序来看,最后一个电子是填入3d 轨道,还是 4s 轨道)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 eVeVEd51.13)1819(6.13223-=-=8eVeVEs11.44)8.1619(6.13224-=最后一个电子是填入3d轨道。3、钻穿效应为什么电子在填充时会发生能级交错现象？这是因 4s电子具有比 3d电子较大的穿透内层电子而被核吸引的能力（钻穿效应

19、）。从图中看出 4s轨道 3d 轨道钻得深，可以更好地回避其它电子的屏蔽，所以填充电子时先填充4s电子。注：一旦填充上3d电子后 3d电子的能量又比4s能量低，如铜。名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 8 页，共 14 页 -二、构造原理9理基态原子中不可能同时存在4 个量子数完全相同的电子。换为简并轨道。处于最低造原理图可见，随核电核数的增加，电子填入能级的顺序是:1s,2s的总结，而不是所有原子。周期系中有约 20个元素的基态电中性原子的电子组态（electron configuration，3654s1 23p63d104s24p64d55s1(47Ag)1s22s22p6

20、3s23p63d104s263d104s24p64d105s1 实验还表明，当电中性原子失去电子形成正离子时，总是首先失去最外层电Fe N 1）泡利原句话说，在一个轨道里最多只能容纳2 个电子，且自旋方向相反。2）洪特规则基态多电子原子中同一能级的轨道能量相同，称基态多电子原子中的电子总是首先平行自旋的单独的填入简并轨道。3）能量最低原理基态原子核外电子的排步力求使整个原子的能量状态。由构,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p 构造原理只是对大多数的电中性基态原子电子组态能级交错 电子先填最外层的ns，后填次外层的(n-1)d，甚至填入倒数第三层的(n-

21、2)f 的规律。下面举例说明:原子序数为 7而不是是按洪特规则的基态电子构型1s2s2p1s2s2p又叫构型或排布）不符合构造原理，其中的常见元素是：元素按构造原理的组态实测组态(24Cr)1s22s22p63s23p63d44s21s22s22p63s2p 3d(29Cu)1s22s22p63s23p63d94s21s22s22p63s23p63d104s1(42Mo)1s22s22p63s23p63d104s24p64d45s2 1s22s22p63s4p64d95s21s22s22p63s23p(79Au)1s2 4s24p64d104f145s25p65d96s11s2 4s24p64

22、d104f145s25p65d106s1子，因此，副族元素基态正离子的电子组态不符合构造原理。例如:元素电中性原子正离子价电子组态 的价电子组态（最外层电子数）3d64s2Fe2+3d6（14e）Fe3+3d5（13e）名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 9 页，共 14 页 -10Cu 名化学家徐光宪将电中性原子和正离子的电子组态的差异总结为：基态电1-7 元素周期系化学家门捷列夫在总结对比当时已知的60 多种元素的性质时发射线时发现，门捷列夫化学元素期表（最古老）之间存在本质联系，即“元素是一个大家族”IA 3d104s1Cu+3d10（18e）Cu2+3d9（17e）我国著

23、中性原子的电子组态符合(n+0.7l)的顺序,基态正离子的电子组态符合(n+0.4l)的顺序（n 和 l 分别是主量子数和角量子数）。1-7-1 元素周期律 1869年，俄国现化学元素之间的本质联系：按原子量递增把化学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最早表述。1911年,年轻的英国人莫塞莱在分析元素的特征X元素周期系中的原子序数不是人们的主观赋值，而是原子核内的质子数。随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性分层结构。因而，周期律就是：随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。随后的原子核外电子排布理论则揭示了核外电子的周期性分层结

24、构。因而，元素周期律就是：随核内质子数递增，核外电子呈现周期性排布，元素性质呈现周期性递变。1-7-2 元素周期表1.门捷列夫短式周门捷列夫发现元素周期律是对元素的信念的推动。这种信念比起前人发现某些元素可以归为一族(如碱金属、卤素等)是质的飞跃。正因为有这种信念，门捷列夫按原子量把当时已知元素排列起来，发现某些元素的位置跟信念中的周期性矛盾时，敢于怀疑某些元素的原子量测错了，敢于改正某些元素的化合价，敢于为某些没有发现的元素留下空位。2.维尔纳长式周期表（通用）1141161181234567钅钅钅钅喜波黑麦卢 钅 杜钅镧系锕系钫镭铌 钽银金镉汞铟铊锡铅锑铋碲钋砹氡氙 碘镧铈 镨钕钷钐铕钆铽

25、 镝钬铒铥镱镥锕钍镤 铀镎钚镅锔锫锎锿镄锘铹 钔铷铯锶钡钇锆铪钼钨锝铼 钌铑钯锇 铱铂氢锂氦铍硼碳氮氧氟氖钠镁铝 硅磷硫氯氩钾钙钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌镓锗砷硒溴 氪AcThPa UNpPuAmCmBk Cf EsFmMdNoLr Zr NbMo Tc RuRhPdAgCdInSnSbTeI Xe Hf TaW Re OsIrPt AuHgTl PbBiPoAtRnIBIIAIIIAIVAVAVIA VIIAVIIIIIBIIIBIVBVBVIB VIIBRf DbSgBhHsMtUunUuuUubAc-LrLaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTm YbLuHHeLiBeBCNOFNe

26、NaMgAlSiPClSArKCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbCsFrSrBaRaYLaLu-1234567891011121314151617181920212223242526272829303132333435363738394041424344454647484950515253545556575859606162636465666768697071727374757677787980818283848586878889909192939495969798991001011021031041051061071081091101111125789 1

27、03-71名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 10 页，共 14 页 -11周期：特短周期（第 1 周期）区，p 区,f 区。-7-3 元素周期律的影响科学技术发展的重要理论之一，它对元素化合物的性质-8 元素周期性原子半径，离子半径，电离能，电子亲和能，电负性等概念被原子半径来表示，在讨论原子半径的变化规律时，我们采用的是原周期性曲线。:1965年，瓦伯和克罗默计算出所谓的“理论原子半小，金属半径居中，范德华半径最大。显然，把3种不同半径的变化（1、2、3 周期）电荷数在增大，原子半径在变化的趋势与短周期基本一致，短周期（第 2，3 周期）长周期（第 4，5 周期）特长周期（第

28、 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）区：s 区，d 区，ds非金属三角区1元素周期律是 20 世纪有预测性，为寻找并设计具有特殊性质的新化合物有很大的指导意义，极大的推动了科学技术的发展。1原子参数 像称为原子参数。1-8-1 原子半径原子的大小以子的共价半径，但稀有气体的原子半径只能用范德华半径代替。1.从宏观物性:元素的原子体积随原子序数的递增呈现多峰形的大体上，峰间元素是碱金属，谷底元素是每一周期处于中段的元素，仅个别例外。2.根据量子力学理论径”，它也呈周期性变化。碱金属处于每个峰尖，谷底元素却是惰性元素。3.通过测定结构的方法:一

29、般说来，共价半径最概念的原子半径混在一起是毫无意义的。要比较不同原子的相对大小，取用的数据必须来源一致。4变化规律：短周期内原子在短周期中，从左到右随着原子序数的增加，核逐渐缩小。但最后到稀有气体时，原子半径突然变大，这主要是因为稀有气体的原子半径不是共价半径，而是范德华半径。长周期内原子半径的变化（4、5 周期）在长周期中，从左向右，主族元素原子半径原子半径逐渐缩小；副族中的d 区过渡元素，自左向右，由于新增加的电子填入名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 11 页，共 14 页 -12包含有 f 区内过渡元素（镧系尽管核电荷数增多，但由于电子层数增多的因般只是稍有增大。其中第5

30、 与第 6 周期的基态的气体原子失去最外层的第一个电子成为+1 价离子所需的电子成为+2 价离子所需的能量.于电离能：，说明原子在气态时越易失去电子，金属性越强。右，I 基本上B，Mg 与 Al，P 与 S，Zn 与 Ga，As 与 Se,Cd 与 In，Hg：电离能不仅与原子的核电荷有关，也与元素的电子层结构有关。Be+(2s1)2s22p2)了次外层的（1）d 轨道上，对于决定原子半径大小的最外电子层上的电子来说，次外层的 d 电子部分地抵消了核电荷对外层ns 电子的引力，使有效核电荷增大得比较缓慢。因此，d 区过渡元素从左向右，原子半径只是略有减小，缩小程度不大；到了ds 区元素，由于次

31、外层的（1）轨道已经全充满，电子对核电荷的抵消作用较大，超过了核电荷数增加的影响，造成原子半径反而有所增大。同短周期一样，末尾稀有气体的原子半径又突然增大。特长周期内原子半径的变化（6、7 周期）在特长周期中，不仅包含有d 区过渡元素，还元素、锕系元素），由于新增加的电子填入外数第三层的（2）f 轨道上，对核电荷的抵消作用比填入次外层的（1）d 轨道更大，有效核电荷的变化更小。因此 f 区元素从左向右原子半径减小的幅度更小。这就是镧系收缩。由于镧系收缩的影响，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

32、 Ta、Mo 与 W 等在性质上极为相似，难以分离。在特长周期中，主族元素、d 区元素、ds 区元素的原子半径的变化规律同长周期的类似。同族元素原子半径的变化在主族元素区内，从上往下，素起主导作用，因此原子半径显著增大。副族元素区内，从上到下，原子半径一同族元素之间原子半径非常接近，这主要是镧系收缩所造成的结果。1-8-2 电离能第一电离能：能量，A(g)A+(g)+e I1第二电离能：由体+1 价离子再失去一个I 1 I2 I3 I4 关(1)电离能越小(2)元素的电离势随 Z 的变化而呈现周期性的变化。同一周期自左至依次增大。反常：Be 与与 Tl 因为例：I B IBe B(2s2 2p

33、1)B+(2s22p0)B+具有较稳定的结构。Be(2s2)Be(2s2)全充满，稳定I N IAl;La 系收缩使 ITl IIn,IPb ISn,通常主族元素金属性自上而下依次增大.)副族元素电离能变化规律不规则1元素的一个气态原子在基态得到一量。符号 E，单位是 eV 电子亲和能取正值是电子亲和能的大小并不能直接反映气态电中性原子得到电子变成气态负离子的能力，而非金属性的大小还取决于其他因素。电子亲合能数值越大，该原子生成气态负离子的倾右，第一电子亲合能逐渐增大（IIA、VA 有特殊）。元素具有较高的电离能，也倾向于具有较高的电子第二周期元素的电子亲合能比第三周期的小，是由于第二周期轨道

34、数目少、电子间排斥力大等因素。主族元素的电子亲和能/kJ mol1：H72.9Li 59.8 23 122 0.07 141 322 Na Mg Al Si P S Cl Ar 52.9 44 120 74 200 349 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 48.4 36 116 77 195 325 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe46.9 34 121 101 190 295 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn45.5 50 100 100 1 1932年，泡力的大小。电负性可过热化学方法建立，并假定氟的电负性为4.0，作为确定其他元素电负性的标准。氟的

35、电负性最大，铯的电负性最小，氢的为 2.1，非金属大多 2.0,s区金属大多1.2，而 d,ds,p区的金属在 1.7 左右。名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 13 页，共 14 页 -14.1 i Be B C N O F 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Mg Al Si P S Cl Si(R.S.Mulliken 1896-1986)建议把元素的第一电离能和电子亲和的平均值?(I1+E)/eV=c作为电负性的标度。尽管由于电子亲和能数值不齐全，x=负性与泡林电负性也吻合得很好，而且，还可以求得不同价态的了对电负性数据却相对好记忆的泡林标度。的 最高正氧化态

36、等于它所在的族序数，但是也有例外，像氧和氟从上到下正氧化态越来越稳定或者从上到下越来越容易表现最高正氧化8。金属在羰基化合物中也可呈现负氧化态。28，30，33，34，35，42，43，44H2L1.0Na 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca c TV Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 0.8 1

37、.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 0.7 0.9 1.0-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2 Fr Ra Ac-No 0.7 0.9 1.1-1.3 1934年马利肯能马利肯电负性数值不多，但马利肯电负性(Mc)与泡林电负性(Pc)呈现很好的线性关系Pc=(0.336Mc-0.207),可见马利肯对电负性的思考对理解

38、电负性跟电离能与电子亲和能的关系以及电负性的物理意义很有帮助。1957 年阿莱（A.L.Allred）和罗周(E.Rochow)又从另一个角度建立了一套电负性的新标度：(0.359Z*/r2)+0.744 其中 Z*为原子核有效电荷，r 为原子半径。阿莱-罗周电原子的电负性，如 Fe2+:1.8,Fe3+:1.9,Cu+:1.9,Cu2+:2.0 等，又一次加深的理解。考虑到电负性的应用主要是定性地判断化学键的性质，我们仍取经典的、尽管较粗略但分子的许多性质可以通过泡林电负性进行理论估算,例如,用电负性可以估算共价键的离子性百分数等。1-8-5 氧化态1）正氧化态绝大多数元素等。总的来说，同族元素从上到下表现正氧化态的趋势增强，但这种总的趋势并不意味着态。2）负氧化态非金属普遍呈现负氧化态，它们的最低负氧化态等于族序数减作业 p61:19，21，25，26，27，名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 14 页，共 14 页 -