第 1 章
原子结构和
元素周期表
Chapter 1
Atomic Structure
and Periodic
Table of Elements
1
本章教学要求
1． 初步了解原子核外电子运动的近代概念、原子能级、波粒
二象性、原子轨道（波函数）和电子云概念.
2． 了解四个量子数对核外电子运动状态的描述，掌握四个量
子数的物理意义、取值范围.
3． 熟悉 s、p、d 原子轨道的形状和方向.
4． 理解原子结构的近似能级图，掌握原子核外电子排布的一
般规则和 s、p、d、f 区元素的原子结构特点.
5． 会从原子的电子层结构了解元素性质，熟悉原子半径、电
离能、电子亲合能和电负性的周期性变化.
2
本章教学内容
1.1 亚原子粒子
subatomic particles
1.2 波粒二象性 — 赖以建立现代 wave-particle duality — a
模型的量子力学概念
fundamental concept of quantum
mechanics
1.3 氢原子结构的量子力学模型 the quantum mechanical model of
the structure of hydrogen atom —
— 波尔模型
Bohr’ model
1.4 原子结构的波动力学模型
the wave mechanical model of
the structure of atom
1.5 多电子原子轨道的能级
the energy level of many-electron
atoms
1.6 基态原子的核外电子排布
ground-state electron configuration
1.7 元素周期表
the periodic table of elements
1.8 原子参数
atomic parameters
3
1.1
亚原子粒子（subatomic particles ）
1.1.1 化学研究的对象
the object of chemical study
1.1.2 亚原子粒子（基本粒子）
subatomic particles
( elementary particles)
1.1.3 夸克
Quark
4
1.1.1 化学研究的对象
纳米
材料
质子
夸克
宇宙
（宇观）
原子核
中子
原子
(离子)
分子
单质
化合物
星体
电子
（介观）
宏观
微观
当今化学发展的趋势大致是：
由宏观到微观，由定性到定量，由稳定态向亚稳态，由经验上
升到理论并用理论指导实践，进而开创新的研究.
哪些是关键性的问题呢？
化学反应的性能问题;化学催化的问题;生命过程中的化学问题.
总之，化学已成为中心学科，与 21 世纪的四个重大课题（能源、
材料、环境和生命科学）都有关.
5
1.1.2 亚原子粒子
原子是化学上最重要、使用最频繁的术语之一, 原是希腊语中
意为“不可再分”意思. 随着科学的发展, 道尔顿(Dalton J)于
1803年提出了第一个现代原子论, 但他接受了“不可再分”的概念
. 随着电子的发现, 接着发现了α 粒子、质子和中子, 如果将电子
看作原子上掉下的“碎屑”, α 粒子就算得上原子分裂的“碎块”
了. 人们将组成原子的微粒叫亚原子粒子. 亚原子粒子曾经也叫基
本粒子, 近些年越来越多的文献就将其叫粒子. 迄今科学上发现的
粒子已达数百种之多,
Properties of some subatomic particles
Particle
Symbol Mass/u*
Electron
e5.486×10-4
Proton
p
1.0073
Neutron
n
1.0087
Positron
e+
5.486×10-4
αparticle
α
(He nucleus)
βparticle
β
(e- ejected from nucleus)
γphoton
γ
(electromagnetic radiation from nucleus)
6
Charge/e**
－1
＋1
0
＋1
＋2
－1
0
1.1.3 夸克
根据 1961 年由盖尔-曼（Gell M-Mann）建立的新模型， 质子
和中子都是由更小的粒子夸克组成的， 但现有的理论还不能预言
（当然更不用说从实验上证明）电子是可分的.
Some primary particles
名称
下夸克
符号
电荷
d
-1/3
质量
发现年代
7
上夸克
奇夸克
粲夸克
底夸克
顶夸克
u
+2/3
s
-1/3
c
+2/3
b
-1/3
t
+2/3
均为质子的1/100或1/200
1974
1977
质子的
200倍
1995
1.2 波粒二象性 — 赖以建立现代模型的量子力
学概念 (wave-particle duality—a fundamental concept of quantum mechanics)
1.2.1 经典物理学概念面临的窘境（an embarrassment of the concepts of the classical
physics)
1.2.2 波的微粒性（particle — like wave )
1.2.3 微粒的波动性（wave — like particle)
8
1.2.1 经典物理学概念面临的窘境
Rutherford’s experiment on α particle bombardment of metal foil
Rutherford 根据  粒子散射实验，创立了
关于原子结构的 “太阳-行星模型 ”. 其要点是
：
1. 所有原子都有一个核即原子核(nucleus)；
2. 核的体积只占整个原子体积极小的一部分；
3. 原子的正电荷和绝大部分质量集中在核上；
4. 电子像行星绕着太阳那样绕核运动.
9
is the embarrassment of the concepts of
the classical physics ?
在对粒子散射实验结果的解释上, 新模型的成功是显而易见的,
至少要点中的前三点是如此. 问题出在第4点, 尽管卢瑟夫正确地认
识到核外电子必须处于运动状态, 但将电子与核的关系比作行星与
太阳的关系, 却是一幅令人生疑的图像.
根据当时的物理学概念, 带电微粒
在力场中运动时总要产生电磁辐射并
逐渐失去能量, 运动着的电子轨道会越
来越小, 最终将与原子核相撞并导致原
子毁灭. 由于原子毁灭的事实从未发生
, 将经典物理学概念推到前所未有的尴
尬境地.
10
An unsatisfactory atomic model
描述微观物体运动规律的需求呼唤物理学新概念的诞生！
人们对物质和能量的认识是否只看到了硬币的一面？
1.2.2 波的微粒性
波粒二象性是解决原子结构问题的“总开关
”.
●电磁波是通过空间传播的能量. 可见光只不过是电磁波的一种 .
The electromagnetic spectrum
电磁波在有些情况下表现出连续波的性质，另一些情况下则更
像单个微粒的集合体，后一种性质叫作波的微粒性.
11
● Plank 公式
1900年, 普朗克 (Plank M) 提出了表达光的能量(E)与频率(ν)
关系的方程, 即著名的普朗克方程：E = h ν
式中的h叫普朗克常量(Planck constant), 其值为6.626×10-34 J·s.
普朗克认为, 物体只能按hν的整数倍(例如1, 2, 3等)一份一
份地吸收或释出光能, 而不可能是0.5, 1.6, 2.3等任何非整数倍.
这就是所谓的能量量子化概念.
普朗克提出了当时物理学界一种全新的概念, 但它只涉及光
作用于物体时能量的传递过程(即吸收或释出).
比
拟
地面吸收太阳能
地面接收降水
★ 以 一个个 光量子 “ hν ” (不能是半个 “ hν ” ) 完成 . ★
★ 可见光由不同频率的光组成
, “ hν ”值有大有小 .
以
一个个雨滴
( 不能是半个雨滴
完成 )
★ “雨滴”有大有小
★ 黄光的 ν 值相对较大 , “ hν ”较大 , 光量子的能量大 . ★ 相当于较大的
“雨滴”，落至地面时的动能较大
★ 红光的 ν 值相对较小 , “ hν ”较小 , 光量子的能量较小 ★. 相当于较小的 “雨滴”，落至地面时的动能较小
12
● 光电效应
1905年, 爱因斯坦(Einstein A)成功地解释
了光电效应(photoelectric effect), 将能量量子
化概念扩展到光本身. 对某一特定金属而言,不
是任何频率的光都能使其发射光电子. 每种金
属都有一个特征的最小频率(叫临界频率), 低
于这一频率的光线不论其强度多大和照射时
间多长, 都不能导致光电效应.
The photoelectric effect
爱因斯坦认为, 入射光本身的能量也按普朗克方程量子化, 并将
这一份份数值为1的能量叫光子(photons), 一束光线就是一束光子
流. 频率一定的光子其能量都相同, 光的强弱只表明光子的多少,
而与每个光子的能量无关.
爱因斯坦对光电效应的成功解释最终使光的微粒性为人们所接
受. 以波的微粒性概念为基础的一门学科叫量子力学 (quantum
mechanics).
13
Question 1
钾的临界频率= 5.0×1014 s-1, 试计算具有这种
频率的一个光子的能量. 对红光和黄光进行
类似的 计算, 解释金属钾在黄光作用下产生光电
效应而在红光作用下却不能.
将相关频率值代入普朗克公式:
E(具有临界频率的一个光子) = 6.626×10-34 J·s × 5.0×1014 s-1 = 3.3×10-19 J
E(黄光一个光子) = hν= 6.626×10-34 J·s × 5.1×1014 s-1 = 3.4×10-19 J
E(红光一个光子) = hν= 6.626×10-34 J·s × 4.6×1014 s-1 = 3.0×10-19 J
黄光光子的能量大于与临界频率对应的光子能量, 从而引发光
电效应; 红光光子的能量小于与临界频率对应的光子能量, 不能引发
光电效应.
14
The experiments of
particle of electrons
The Planck
equation
波的微粒性
The photoelectric effect
Plank 的 量子论
Einstein 的光子学说
电子微粒性的实验
导致了人们对波的深层次认
识，产生了讨论波的微粒性
概念为基础的学科  量子力
学（quantum mechanics）.
钱币的一面已被翻开！
另一面谁来翻开？
15
1.2.2 微粒的波动性
●
微粒波动性的直接证据 — 光的衍射和绕射
灯光源
●
德布罗依关系式 — 一个伟大思想的诞生
1924年，Louis de Broglie认为：质
在光的波粒二象性 量为 m ,运动速度为v 的粒子,相应的波
的启发下，德布罗依提 长为：
出一种假想.他于1924
  h / mv  h / p
年说：
“过去，对光过分强调波性而忽视
它的粒性；现在对电子是否存在另
一种倾向，即过分强调它的粒性而
忽视它的波性.”
16
h  6.626  10 -34 J  s
h 为Planck 常量
这就是著名的 德布罗依关系式.
●
微粒波动性的近代证据 —电子的波粒二象性
1927年，Davissson 和 Germer 应用 Ni 晶体进行电子衍射实
验，证实电子具有波动性.
K
灯光源
M
D

V
X射线管
实验原理
P
电子源
(a)
(b)
电子通过A1箔(a)和石墨(b)的衍射图
17
Schematic drawings of
diffraction patterns by
light, X- rays, and
electrons
Question 2
波粒二象性是否只有微观物体才具有？
让我们选一个微观粒子和一个很小的宏观物体进行一项计算：
微观粒子电子： m  9.10 10-31kg, v  106 ~ 107 m.s-1
6
-1
- 10 m
h   10 m  s ,   7.36 10
由  
m   107 m  s - 1,   7.36 10- 9 m

宏观物体子弹： m = 1.0 ×10-2 kg, ν = 1.0 × 103 m • s1,
λ = 6.6 × 10-35
m
显然，包括宏观物体如运动着的垒球和枪弹等都可按德布罗依公
式计算它们的波长.由于宏观物体的波长极短以致无法测量，所以宏观物体
的波长就难以察觉，主要表现为粒性，服从经典力学的运动规律.只有象电
子、原子等质量极小的微粒才具有与 x射线数量级相近的波长才符合德布
罗依公式，然而，如此短的波长在一般条件下仍不易显现出来.
18
H+
H
H-
D
He
波粒二象性对化学的重要性在于：
19
波尔以波的微粒性（即能
薛定鳄等则以微粒波动性
量量子化概念）为基础建立了
为基础建立起原子的波动力学
他的氢原子模型.
模型.
1.3 氢原子结构的量子力学模型：波尔模型
(the quantum mechanical model of the structure
of hydrogen atom —Bohr’ model)
与日光经过棱镜后得到的七色连续光谱不同, 原子受高温火焰
、电弧等激发时, 发射出来的是不连续的线状光谱.每种元素的原子
都有其特征波长的光谱线, 它们是现代光谱分析的基础. 氢原子的发
射光谱是所有原子发射光谱中最简单的.
氢原子光谱特征:
20
①不连续的、线状的， ②是很有有规律的.
氢原子光谱由五组线系组成, 即紫外区
的 莱 曼 ( Lyman) 系 , 可 见 区 的 巴 尔 麦
(Balmer)系, 红外区的帕邢(Paschen)系、布
莱克特(Brackett)系和芬得(Pfund)系. 任何
一条谱线的波数(wave number)都满足简单
的经验关系式:
 1 1
~  R 
2
1
n
-

n 
2
2
式中 为波数的符号, 它定义为波长的倒数, 单位常用cm-1; R 为里
德伯常量, 实验确定为1.097 37×105 cm-1; n2大于n1 , 二者都是不大
的正整数. 各线系 n 的允许值见下表：
例如：对于Balmer线系的处理
1
1
The allowed values for n in above equation
v  3.289  1015 ( 2 - 2 )s -1
n1
n2
Name
2
n
2,3,4,…
Lyman series
n=3
红
（Hα）
1
3,4,5,…
Balmer series
2
n=4
青
（Hβ ）
4,5,6,…
Paschen series
3
n=5
蓝紫 （ Hγ ）
5,6,7,…
4
Brackett series
6,7,8,…
5
Pfund series
n=6
紫
（Hδ ）
21
E  hv
 1
1
 6.626 10-34 J  s 1015  2 - 2 s -1
 n1 n2 
 1
1 

 2.179 10  2 - 2 J
 n1 n2 
-18
 1
1 
 R H  2 - 2 
 n1 n2 
22
R H : Rydberg 常数
氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单的
原子.在氢原子内，这个电子核外是怎样运动的？这个问题表面看
来似乎不太复杂，但却长期使许多科学家既神往又困扰，经历了一
个生动而又曲折的探索过程.
Bohr在
爱因斯坦的光子学说
普朗克的量子化学说
氢原子的光谱实验
卢瑟福的有核模型
的基础上，建立了Bohr理论.
波粒二象性
23
Bohr 理论的主要内容
玻尔(Bohr N)于1913年提出的氢原子结构的量子力学模型是基
于下述3条假定：
★ 关于固定轨道的概念. 玻尔模型认为, 电子只能在若干圆形的固定
轨道上绕核运动. 固定轨道是指符合一定条件的轨道, 这个条件是,
电子的轨道角动量L只能等于h/(2)的整数倍：
h
L  mvr  n
2
式中 m 和 v 分别代表电子的质量和速度, r 为轨道半径, h 为普朗
克常量, n 叫做量子数(quantum number), 取1,2,3,…等正整数. 轨道
角动量的量子化意味着轨道半径受量子化条件的制约, 图中示出的
这些固定轨道, 从距核最近的一条轨道算起, n值分别等于
1,2,3,4,5,6,7. 根据假定条件算得 n = 1 时允许轨道的半径为 53 pm,
这就是著名的波尔半径.
24
★ 关于轨道能量量子化的概念. 电子轨道角动量的量子化也意味着
能量量子化. 即原子只能处于上述条件所限定的几个能态, 不可
能存在其他能态.
定态(stationary state)：
所有这些允许能态之统称.核外电子只能在有确定半径和能量的
定态轨道上运动, 且不辐射能量.
基态(ground state):
n 值为 1 的定态.通常电子保持在能量最低的这一基态. 基态是
能量最低即最稳定的状态.
激发态(excited states):
指除基态以外的其余定态. 各激发态的能量随 n 值增大而增
高. 电子只有从外部吸收足够能量时才能到达激发态.
25
★ 关于能量的吸收和发射.
玻尔模型认为, 只有当电子从较高能态(E2)向较低能态(E1)
跃迁时, 原子才能以光子的形式放出能量(即, 定态轨道上运动
的电子不放出能量), 光子能量的大小决定于跃迁所涉及的两条
轨道间的能量差. 根据普朗克关系式, 该能量差与跃迁过程产生
的光子的频率互成正比：
ΔE = E2 － E1 =
hν的轨道跃至能量为E 的轨道, 显然应从外
如果电子由能量为E
1
2
部吸收同样的能量.
h  E2 - E1
E - E1
  2
h
E: 轨道的能量
ν：光的频率
h: Planck常数
26
波尔理论的成功之处
● 解释了 H 及 He+、Li2+、B3+ 的原子光谱
Wave type
Ha
Hb
Hg
Calculated value/nm
656.2 486.1 434.0 410.1
Experimental value/nm
656.3 486.1 434.1 410.2
● 说明了原子的稳定性
● 对其他发光现象（如Ｘ光的形成）也能解释
● 计算氢原子的电离能
波尔理论的不足之处
● 不能解释氢原子光谱的精细结构
● 不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂
● 不能解释多电子原子的光谱
27
Hd
Question 3
请计算氢原子的第一电离能是多少？
E  E - E1  hv
v  3.289  1015 (
1
1 -1
)s
2
2
1

E  h  3.289 1015 s -1  R H
 2.179 10 -18 J  I1（氢原子的第一电离能）
1  -1
 1
E  E - En  hv  h  3.289  10  2 - 2 s
n  
 2.179  10 -18 J / n 2
15
2.179 10 -18
En  J
2
n
28
（氢原子其他能级的能量）
1.4 原子结构的波动力学模型（the wave
mechanical model of the structure of atom）
1.4.1 测不准原理和波动力学的轨道
(uncertainty principle and orbital in quantum
mechanical model )
1.4.2 描述电子运动状态的四个量子数
(four quantum mummers used in defining the
movement state of electrons )
1.4.3 薛定锷方程和波函数
(Schrodinger equation and wave function )
1.4.4 波函数的图形描述
(portrayal of wave function )
29
Heisenberg W
Schrodinger E
波动力学模型是迄今最成功的原子结构模型, 它是1920年代以
海森堡(Heisenberg W)和薛定锷(Schrodinger E)为代表的科学家们
通过数学方法处理原子中电子的波动性而建立起来的. 该模型不但
能够预言氢的发射光谱(包括玻尔模型无法解释的谱线), 而且也适
用于多电子原子, 从而更合理地说明核外电子的排布方式.
30
1.4.1 测不准原理和波动力学的轨道概念
● 海森堡的测不准原理 （Heisenberg’ uncertainty principle ）
如果我们能设计一个实验准确测定微粒的位置, 那就不能准确测定其
动量, 反之亦然.
如果我们精确地知道微粒在哪里, 就不能精确地知道它从哪里来, 会
到哪里去;如果我们精确地知道微粒在怎样运动, 就不能精确地知道它此
刻在哪里. 即不可能同时测得电子的精确位置和精确动量 ！
Δx ·Δp≥ h/(4π)
● 重要暗示——不可能存在 Rutherford 和 Bohr 模型中行星绕太阳那样
的电子轨道
但是，测不准关系不是限制人们的认识限度，而是限制经典力学的适
用范围，说明微观体系的运动有更深刻的规律在起作用，这就是量子力学
所反应的规律.
● 具有波粒二象性的电子，已不再遵守经典力学规律，它们的运动没
有确定的轨道，只有一定的空间几率分布，即电子的波动性与其微粒行为
的统计性规律相联系. 因此, 实物的微粒波是概率波, 性质上不同于光波
的一种波. 波动力学的轨道概念与电子在核外空间出现机会最多的区域相
联系.
31
1.4.2 描述电子运动状态的四个量子数
像玻尔的固定轨道一样, 波动力学的轨道也由量子数所规定. 不
同的是, 原子轨道用三个量子数而不像玻尔轨道只用一个量子数描
述.
（1）主量子数 n (principal quantum number)
◆ 确定电子出现几率最大处离核的距离
◆ 与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n
2.179  10 -18
E J
2
n
◆ 不同的n 值，对应于不同的电子壳层
１ ２ ３ ４ ５……..
K
32
L
M
N
O……..
（2） 角量子数l (angular momentum quantum umber)
◆
◆
◆
与角动量有关，对于多电子原子, l 也与E 有关
l 的取值 0，1，2，3……n-1(亚层）
s, p, d, f…...
l 决定了ψ的角度函数的形状
The allowed values for angular momentum quantum number, l
n
1
2
3
4
(subshell symbol
l
0
0
0
0
s
s 轨道
球形
33
1
1
1
p
2
2
d
3
f)
p 轨道
哑铃形
d
轨
道
有
两
种
形
状
（3） 磁量子数m ( magnetic quantum number)
◆
与角动量的取向有关，取向是量子化的
◆
m可取
◆
值决定了ψ角度函数的空间取向
◆
m 值相同的轨道互为等价轨道
0，±1, ±2……±l
The allowed values for magnetic quantum number, m
34
L
m
number of orbital
0(s)
0
1
1(p)
＋1 0 －1
3
2(d)
＋2 ＋1 0 －1 －2
5
3(f)
＋3 ＋2 ＋1 0 －1 －2 －3
7
s 轨道(l = 0, m = 0 ) :
m 一种取值, 空间一种取向, 一条 s 轨道.
p 轨道(l = 1, m =
+1,
0,
-1)
m 三种取值, 三种取向, 三条等价(简并) p 轨道.
35
d 轨道(l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2) :
m 五种取值, 空间五种取向, 五条等价(简并) d 轨道.
36
本课程不要求记住 f 轨道具体形状!
f 轨道 ( l = 3, m = +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 ) :
m 七种取值, 空间七种取向, 七条等价(简并) f 轨道.
37
（4） 自旋量子数 ms (spin quantum number)
kiln
Silver atomic
ray
Small clearance
space
Magnetic field
◆ 描述电子绕自轴旋转的状态
◆ 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为
◆ ms 取值+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示
screen
想象中的电子自旋
★ 两种可能的自旋方向:
正向(+1/2)和反向(-1/2)
★ 产生方向相反的磁场
Electron spin visualized
38
★ 相反自旋的一对电子, 磁场相互抵消.
由上面的讨论知道 n,
0
Orbital
1
l, m 一定, 轨道也确定
2
3……
d
f……
s
p
例如: n =2,
l =0,
m =0,
2s
n =3,
l =1,
m =0,
3pz
n =3,
l =2,
m =0,
3dz2
轨道运动
n
l
m
自旋运动
ms
核外电子运动
与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei)
Question 4
写出与轨道量子数 n = 4, l = 2, m = 0 的
原子轨道名称.
原子轨道是由 n, l, m 三个量子数决定的. 与 l = 2 对应的
轨道是 d 轨道. 因为 n = 4, 该轨道的名称应该是 4d. 磁量子数
m = 0 在轨道名称中得不到反映, 但根据我们迄今学过的知识,
m = 0 表示该 4d 轨道是不同伸展方向的 5 条 4d 轨道之一.
Representations of the five d orbitals
40
Question 5
什么是轨道的 “节点” 和 “节面
”？
这是波函数图形描述中的术语.
例如2s轨道的两种表示法 中，(a)中原子核附
近(r = 0)电子概率最高, 在离核某个距离处下降到零
, 概率为零的这个点叫节点. 通过节点后概率又开始
增大, 在离核更远的某个距离升至第二个最大值, 然
后又逐渐减小. (b)中的高密度小点出现在两个区域.
一个区域离核较近, 另一个区域离核较远, 其间存在
一个概率为零的球壳.
Electron probability for a 2s orbital
对 p 轨道而言, 电子概率为零的区域是个平面, 我们将其称之为节面. px轨道的
节面是 yz 平面, py 轨道和 pz 轨道的节面分别是 xz 平面和 xy 平面.
Representatios of the three 2p orbitals
41
1.4.3 薛定锷方程和波函数
SchrÖdinger方程与量子数
 2  2  2
8 2 m
 2  2  - 2 ( E - V )
2
x
y
z
h
★
方程中既包含体现微粒性的物理量 m ,也包含体现波动性的物理量ψ;
★
求解薛定锷方程, 就是求得波函数ψ和能量 E ;
★
解得的ψ不是具体的数值, 而是包括三个常数 (n, l, m)和三个变量
(r,θ,φ)的函数式Ψn,
l, m
(r,θ,φ) ;
★
数学上可以解得许多个Ψn,
★
为了得到合理解, 三个常数项只能按一定规则取值, 很自然地得到前
l, m
(r,θ,φ) , 但其物理意义并非都合理;
三个量子数.有合理解的函数式叫做波函数(Wave functions), 它们以
n, l, m 的合理取值为前提.
波函数 = 薛定锷方程的合理解 = 原子轨道
波动力学的成功: 轨道能量的量子化不需在建立数学关系式时事先假定.
42
直角坐标( x, y, z)与球坐标 (r,θ,φ) 的转换
r : 径向坐标, 决定了球面的大小
θ: 角坐标, 由 z轴沿球面延伸至 r 的弧线
所表示的角度.
φ: 角坐标, 由 r 沿球面平行xy面延伸至xz
面的弧线所表示的角度.
x  r sin  cos 
y  r sin  sin 
z  r cos 
r  x2  y2  z 2
43
Ψ x, y, z   Ψ r , ,  
 Rr   Y  ,  
1.4.4 波函数的图形描述
将SchrÖdinger  n, l, m ( r, , f ) = R n, l (r) · Y l,m ( , f )
方程变量分离：
径向波函数 角度波函数
原子轨道径向分布图
R(r)
(以氢原子的1s, 2s, 3s 轨道为例)
★ 曲线怎样绘得 ?
取不同的 r 值, 代入波函数式中进行计算,
以计算结果对 r 作图.
的
例如, 氢原子1s轨道
R(r) = 2e-r
★ 曲线含义:
◎离核越近, 这些 s 轨道的 R 值越大.
◎其它含义不在本课程要求之列.
44
原子轨道角度分布图
(以氢原子 2px轨道为例)
Y ( , f ) 
3 sin  cos f
2 
★ 通过坐标原点画出若干条射线, 每条对应一组θ 和φ 值;
★ 将该组θ和φ 值代入波函数式(见上)中进行计算, 以计算结果标在该
射线上某一点;
★ 用同样方法标出其它射线上的点,然后将所有的点相联,得沿 x 轴伸展
的哑铃形面.
45
从波函数Ψ (r,θ,φ)到电子云Ψ2 (r,θ,φ)
一条轨道是一个数学函数, 很难阐述其具体的物理意义. 它不
是行星绕太阳运行的“orbit”，不是火箭的弹道，也不是电子在原
子中的运动途径, 只能将其想象为特定电子在原子核外可能出现的
某个区域的数学描述.
★ 波动力学中的波函数Ψ 对应于经典物理学中光波的振幅;
★ 经典物理学中, 光的强度与振幅的平方成正比; 波动力学中, 微粒波的
强度与 波函数的平方(Ψ2 )相联系;
★ Ψ2 的物理意义是概率密度. 因为根据玻恩统计解释, 微粒波的强度
(Ψ2 )表达微粒在空间某点单位体积内出现的概率.
我们最初介绍“orbital”概念时说, 特定能量的电子在核外空间出现最
多区域叫原子轨道. 从电子云(electron clouds)角度讲, 这个区域就是云层
最密的区域. 注意, 电子云不是一个科学术语, 而只是一种形象化比喻.特
别注意, 一个小黑点绝不代表一个电子, 您不妨将密密麻麻的小黑点看作
某个特定电子在空间运动时留下的“足迹”.
46
表示径向电子云分布的两种方法
[Ψ 2 (r,θ,φ) = R 2 (r) · Y 2 (θ,φ) ]
之一: 电子云径向密度分布曲线
(蓝色曲线)
★ 纵坐标: R2
★ 离核越近, 电子出现的概率密
度(单位体积内的概率)越大.
(这种曲线酷似波函数分布曲
线)
47
表示径向电子云分布的两种方法
[Ψ 2 (r,θ,φ) = R 2 (r) · Y 2 (θ,φ) ]
之二: 电子云径向分布曲线
(红色曲线)
★ 纵坐标: 4πr 2 R 2
★ 4πr2R2曲线是4πr 2曲线和R 2曲线
的合成曲线.
★ 曲线在 r =53 pm 处出现极大值, 表
明电子在距核53 pm 的单位厚度球
壳内出现的概率最大.
★ 波动力学模型得到的半径恰好等于
氢原子的玻尔半径.
48
电子云角度分布图
★
酷似波函数的角度分布图.
★
但是, 叶瓣不再有“+”、“-”之分.
★
要求牢记：◎ s, p, d 电子云的形状,
◎ s, p, d 电子云在空间的伸展方向.
★由R (r)和R 2 (r)得到彼此酷似的两种径向分布图.
★由Y(θ,φ)和Y 2 (θ,φ)得到彼此酷似的两种角度分布图.
★由4πr 2 R 2 (r) 得到的也是径向分布图. 注意, 纵坐标4πr 2 R 2
表示概率, 而不再是概率密度了.
49
1.5 多电子原子轨道的能级 (the energy level of
many-electron atoms)
1.5.1 鲍林近似能级图 （portrayal of Pauling
approximation energy level )
1.5.2 科顿能级图 （Cotton
energy level portray )
1.5.3 屏蔽和穿钻 ( shielding
and penetration)
Pauling,L.C.(1901-1994)
50
1.5.1 鲍林近似能级图
◆ n 值相同时,轨道能级则由 l 值决定, 例: E(4s) < E(4p) < E(4d) < E(4f ). 这种
现象叫 能级分裂.
◆ l 值相同时, 轨道能级只由 n 值决
定, 例: E(1s) < E(2s) < E(3s) <
E(4s )
◆
n和l都不同时出现更为复杂
的情况, 主量子数小的能级
可能高于主量子数大的能级,
即所谓的能级交错. 能级交
错现象出现于第四能级组开
始的各能级组中, 例如第六
能级组的E(6s) ＜ E(4f ) ＜
E(5d).
51
A qualitative energy-levels diagram
for many-electron atoms
对鲍林能级图的重要说明
1939年, 鲍林(Pauling L)从大量光谱实验数据出发, 通过理论
计算得出多电子原子(Many-electron atoms)中轨道能量的高低
顺序, 即所谓的顺序图(图1.13). 图中一个小圆圈代表一个轨
道(同一水平线上的圆圈为等价轨道)；箭头所指则表示轨道能
量升高的方向.
◆ 鲍林能级图只适用于多电子原子.即不适用于氢原子和类氢原子,
氢原子和类氢原子不存在能级分裂现象,自然也谈不上能级交错.
◆ 鲍林能级图严格意义上只能叫“顺序图”,顺序是指轨道被填充
的顺序或 电子填入轨道的顺序. 换一种说法，填充顺序并不总是
能代表原子中电子的实际能级！ 例如Mn原子(Z=25), 最先的18
个电子填入 n = 1和 2 的9条轨道, 接下来2个电子填入4s 轨道, 最
后5个电子填入顺序图中能级最高的3d 轨道. 但是, 如果你由此得
“Mn原子中3d电子的能级高于4s电子”，那就错了. 金属锰与酸
反应生成Mn2+ ,失去的2个电子属于4s 而非 3d ！
◆
52
1.5.2 科顿能级图
此图不是顺序图!
◆
H 原子轨道能量只与 n 有关, 其
它原子轨道均发生能级分裂.
◆ 各种同名轨道的能量毫无例外地
随原子序数增大而下降.为什么?
◆ 从Sc
开始, 第4周期元素的 3d 轨
道能级低于4s. 这说明, 不但是Mn
原子,其余 3d 过渡金属被氧化时,
4s 轨道都先于3d 轨道失去电子.
鲍林图上反映不出
这种情况 ！
53
1.5.3 屏蔽和穿钻
（1） 屏蔽效应（Shielding effect）
★ 什么叫屏蔽作用？对一个指定的电子而言,它会受到来自内层电
子和同层其它电子负电荷的排斥力, 这种球壳状负电荷像一个
屏蔽罩, 部分阻隔了核对该电子的吸引力.
e+2
He
ee-
2-σ
e-
+2
He+
假想 He
He 移走一个 e 需
3.939 × 10-18 J
He+移走一个 e 需
8.716 × 10-18 J
- 2.179  10 -18 ( Z -  ) 2
E 
J
n2
54
★什么物理量表达屏蔽作用的大小？
如果将球形屏蔽罩携带的负电荷视为集中于原子核上的点电荷,
净效果则相当于核的真实正电荷 Z (原子序) 降至某一数 Z* (有
效核电荷). 减少的数值叫屏蔽参数(σ，shielding parameters).
Z* = Z - σ
屏蔽参数σ 的大小可由 Slater 规则决定，其内容如下：
将原子中的电子分成如下几组：
（1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)…
◆ 位于被屏蔽电子右边的各组， = 0
◆ 1  轨道上的 2 个电子间  = 0.30，n>1 时， = 0.35
◆ 被屏蔽电子为 ns 或 np 时，(n-1) 层对它  = 0.85 ，小于(n-1)
的 =1.00
◆ 被屏蔽电子 nd 或 nf 时，左边各组  =1.00
55
同一层价电子受到的屏蔽作用相同吗？
The effective nuclear charges of some elements in the second period (Z*)
B
C
N
O
F
5
6
7
8
9
Z*(2s )
2.58
3.22
3.85
4.49
5.13
Z*(2p)
2.42
3.14
3.83
4.45
5.10
Z( nuclear charges)
◆
2s 电子和 2p 电子同属价电子,但感受到的有效核电荷却不同.
◆下面两种说法是等同的:
◎ 2s电子比2p电子感受到较高的有效核电荷,
◎ 2s电子比2p电子受到较小的屏蔽.
56
Question 6
为什么 2s 价电子比 2p 价电子受
到较小的屏蔽?
2s电子云径向分布
曲线除主峰外,还有一
个距核更近的小峰. 这
暗示, 部分电子云钻至
离核更近的空间, 从而
部分回避了其它电子
的屏蔽.
57
（2） 穿钻效应
指外部电子进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用.
◆
轨道的钻穿能力通常有如下顺序: n s > n p > n d > n ，这意
味着, 亚层轨道的电子云按同一顺序越来越远离原子核, 导致能
级按 E(ns) < E(np) < E(nd) < E(nf ) 顺序分裂)
◆
如果能级分裂的程度很大, 就可能导致与临近电子层中的亚层能
级发生交 错. 例如, 4s电子云径向分布图上除主峰外还有3个离核
更近的小峰, 其钻穿程度如此之大, 以致其能级处于3d亚层能级
之下, 发生了交错.
58
1.6 基态原子的核外电子排布（ground-state
electron configuration）
(1) 基态原子的电子组态
原子的电子组态(又称电子构型)是一种标示形式,这种形式
能反映出该原子中所有电子占据的亚层轨道.
例如, 氩原子(Z=18)的基态电子组态标示为:
Ar
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
钾原子(Z=19)的基态电子组态标示为:
K
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (或 [Ar]4s1 )
根据原子光谱实验和量子力学理论, 基态原子的核外电子排布
服从构造原理(building up principle). 构造原理是指原子建立核外电
子层时遵循的规则.
59
(2) 构造原理
◆ 最低能量原理(Aufbau principle) :
电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道, 占满能量
较低的轨道后才进入能量较高的轨道.
根据顺序图, 电子填入轨道时遵循下列次序：
1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
铬(Z = 24)之前的原子严格遵守这一顺序, 钒(Z = 23)之后的原
子有时出现例外.
◆ 泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)：
同一原子中不能存在运动状态完全相同的电子, 或者说
同一原子中不能存在四个量子数完全相同的电子.例如, 一原
子中电子A和电子B的三个量子数n, l, m已相同, ms就必须不同.
quantum number
electric A
electric B
60
n
l
m
ms
2
2
1
1
0
0
+1/2
-1/2
Question 7
怎样推算出各层(shell)和各亚层(subshell)
电子的最大容量?
由泡利不相容原理并结合三个轨道量子数之间的关系, 能够推
知各电子层和电子亚层的最大容量. 各层最大容量与主量子数之间
的关系为：最大容量＝2n2.
Maximum number of
electrons per level
2
8
n
l
Number of orbitals
1
2
0
0
1
0
One s orbital
One s orbital
Three p orbitals
One s orbital
2
2
6
2
1
2
Three p orbitals
Five d orbitals
6
10
0
One s orbital
2
1
Three p orbitals
6
2
Five d orbitals
10
3
Seven f orbitals
14
3
4
61
Maximum number of
electrons per sublevel
18
32
(Hund’s rule)：
电子分布到等价轨道时, 总是尽先以相同的自旋状态分占轨
道.即在 n 和 m 相同的轨道上 分布电子, 将尽可得分布在 m 值
◆ 洪德规则
不同的轨道上, 且自旋相同.
例如 Mn 原子3d 轨道中的 5 个电子按下面列出的方式(a)
而不是按方式(b)排布.
3d
4s
(a) [Ar]
(b) [Ar]
洪德规则导致的结果之一是, 电子总数为偶数的原子(分子和离子)也可
能含有未成对电子.显然, s、p、d 和 f 亚层中未成对电子的最大数目为
1、3、5 和 7, 即等于相应的轨道数. 未成对电子的存在与否, 实际上可
通过物质在磁场中的行为确定：含有未成对电子的物质在外磁场中显示顺
磁性(paramagnetism), 顺磁性是指物体受磁场吸引的性质；不含未成对电
子的物质在外磁场中显示反磁性(diamagnetism), 反磁性是指物体受磁场排
斥的性质.
62
Question 8
根据Hund’s rule, 下列三种排布中哪
一种是氮原子的实际电子组态?
↓↑ ↓↑
——
——
——
1s
2s
2 px
2 py
2pz
↓↑
↓↑
↑
↑
↑
—— ——
——
——
——
1s
2s
2 px
2 py
2pz
↑
↓
↑
2 py
2pz
↓↑ ↓↑
63
↓↑ ↑
——
——
——
1s
2s
2 px
—— ——
—— ——
Question 9
64
为什么有些物质显示顺磁性, 而另一
些物质则显示反磁性?
基态原子的电子组态：小结
◆
根据鲍林图中给出的能级顺序，运用建造原理写出基态原子的电
子组态，是本章最重要的教学目的之一.
◆
记住一些重要的例外, 它们与亚层半满状态和亚层全满状态的相
对稳定性有关. 表中给出几个例子.
Atom Energy level order
65
Spectrum experimental order
Cr
[Ar] 3d 4 4s 2
[Ar] 3d 5 4s 1
Mo
[Kr] 4d 4 5s 2
[Kr] 4d 5 5s 1
Cu
[Ar] 3d 9 4s 2
[Ar] 3d 10 4s 1
Ag
[Kr] 4d 9 5s 2
[Kr] 4d 10 5s 1
Au
[Xe] 4f 145d 9 6s 2
[Xe] 4f 14 5d10 6s 1
1.7 元素周期表 (The periodic table of elements )
让我们复习一下量子数,电
子层,电子亚层之间的关系是有
益的！
每个电子层
最多容纳的
2
8
18
2n2
主量子数 n
1
2
3
4
电子层
K
L
M
N
角量子数 l
0
1
2
3
电子亚层
s
1
p
3
d
5
f
7
2
6
10
14
电子数
Mendeleev’s periodic law
(1869)
The
elements
if
arranged
according to their atomic weights,
show a distinct periodicity of their
properties.
66
每个亚层中
轨道数目
每个亚层最
多容纳电子
数
你能联系起周期与顺序图之间的关系吗?
◆ 共七个周期: 一个特短周期(1); 二个短周期(2,3); 二个长周期(4,5); 二个特
长周期 (6,7), 第7周期又叫不完全周期.
◆ 序号还表达了该周期中原子开始建立的电子层. 例如, 第4周期开始建立 n
= 4 的电子层, 即开始建立 N 层电子.
◆ 七个周期对应于顺序图中的七个能级组.
◆ 除第一周期外, 各周期均以填充 s 轨道的元素开始, 并以填充 p 轨道的元
素告终.
67
你要熟练掌握IUPAC 推荐的族号系统，但不能对传统系统完全陌生！
Groups (or families):
vertical columns in
the periodic table.
◆ 本教材采用IUPAC推荐的族编号系统, 自左至右依次编为第1至第18族.
◆ 国际化学界不满意传统的编号系统, 但对IUPAC推荐的系统也存在争论.
对主族元素, 本书同时保留了用罗马数字编号的传统方法.
◆ IUPAC 是 the International Union of Pure and Applied Chemistry (国际
纯粹化学与应用化学联合会）的英语缩写. 它负责推荐全世界统一使用
的化学术语, 化学符号, 单位和正、负号使用习惯. 为了规范无机物和周
期表术语的用法, IUPAC编辑了一本名为“Nomenclature of Inorganic
Chemistry”的出版物. 该出版物的封面为红色, 化学界口语将其称之为
“ Red Book ”.
68
如果元素所在的周期号和族号为已知, 你应该能够迅速写出原子
的价电子组态.
Blocks:
four areas of
the periodic table, each
having
similar valence
electron configurations.
69
Blocks
Valence Electron Configurations
s block
ns 1~2
p block
ns 2 np 1~6
d block
(n-1)d1~10 ns 1 ~ 2
f block
(n-2) f 1~14 (n-1)d 0 ~ 1 ns 2
记住下列术语的含义!
◆
◆
◆
◆
70
Main-group elements: elements of s- and p-blocks .
Representative elements: members of the 2-3 periods of the main
group elements.
Transition elements : d-block elements.
Inner transition elements : f-block elements, including lanthanides
and actinides.
1.8 原子参数 ( atomic parameters)
原子参数(atomic parameters)是指用以表达原子特征的参数，它
影响甚至决定元素的性质，并随原子序呈周期性变化.
1.8.1 原子半径(atomic radius)
严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数.但人
总会有办法的.迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的.
金属半径(metallic radius)
◆ 适用金属元素
◆ 适用非金属元素
◆ 固体中测定两个最邻近原子的
◆ 测定单质分子中两个相邻原子的
核间距一半
71
共价半径(covalent radius)
核间距一半
Atomic radii (in pm)
Li Be
B
C
N
O F
157
88
77
74
66
112
64
Na Mg
Al Si P S
Cl
191
160
143
99
K
Ca Sc Ti V
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
235
197
129
164
147
135
137
126
125
125
128
137
153
118
122
110 104
121 104
114
Rb Sr Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
250
160
215
182
147
140
135
134
134
137
144
152
167
158
141
137 133
Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi
272
224
172
159
147
141
137
135
136
139
144
155
171
175
182
Source:Wells A F,Structural Inorganic Chemistry,5th edn.Clarendon Press,Oxford(1984).
72
同周期原子半径的变化趋势 (一)
总趋势：随着原子序数的增大,原子半径自左至右减小.
解
释: 电子层数不变的情况下,有效核电荷的增大导致核对外层电
子的引力增大.
73
同周期原子半径的变化趋势 (二)
相邻元素的减小幅度：主族元素 > 过渡元素 > 内过渡元素
◆ 第3周期前7个元素平均减小:
[ r(Na) - r(Cl)]/6 = [191 pm - 99 pm]/6 =
15.3 pm
◆ 第一过渡系10个元素平均减小: [ r(Sc) - r(Zn)]/9 = [164 pm - 137 pm]/9 =
3.0 pm
◆ 镧系15个元素平均减小:
[ r(La) - r(Lu)]/14 = [188 pm - 173pm]/14 =
解
1.1 pm
释:
◆ 主族元素: 电子逐个填加在最外层, 对原来最外层上的电子的屏蔽参数(σ)小, 有效
核电荷(Z*) 迅速增大. 例如, 由Na(Z=11)至Cl (Z=17), 核电荷增加6, 最外层3s电子
感受到的有效核电荷则增加4.56(由2.51增加至7.07, 参见表1.6).
◆ 过渡元素: 电子逐个填加在次外层, 增加的次外层电子对原来最外层上电子的屏蔽
较强, 有效核电荷增加较小.
◆ 内过渡元素: 电子逐个填加在外数第三层, 增加的电子对原来最外层上电子的屏蔽
很强, 有效核电荷增加甚小.
74
同周期原子半径的变化趋势 (三)
内过渡元素有镧系收缩效应(Effects of the lanthanide contraction )
◆
内部效应: 镧系中相邻元素的半径十分接近, 用普通的化学方法将
很难分离.
◆
外部效应: 使第5、6两周期的同族过渡元素（如Zr-Hf, Nb-Ta等）
性质极为相似，往往导致在自然界共生，而且相互分离不易.
同族元素原子半径的变化趋势
◆
同族元素原子半径自上而下增大: 电子层依次增加, 有效核电荷的
影响退居次要地位.
◆
第6周期过渡元素(如Hf, Ta)的原子半径与第5周期同族元素(如Zr,
Nb)相比几乎没有增大, 这是镧系收缩的重要效应之一.
75
76
1.8.2 电离能( ionization energy)
电离能涉及分级概念. 基态气体原子失去最外层一个电子成为气
态+1价离子所需的最小能量叫第一电离能, 再从正离子相继逐个失去
电子所需的最小能量则叫第二、第三、…电离能. 各级电离能符号分
别用I1、I2、I3 等表示, 它们的数值关系为I1＜I2＜I3…. 这种关系不难
理解, 因为从正离子离出电子比从电中性原子离出电子难得多, 而且
离子电荷越高越困难.
E (g) == E+ (g) + e-
I1
E+ (g) ==E 2+ (g) + e-
I2
●
●
●
I1<I2<I3<I4
77
同周期总趋势：
自左至右增大,与原子半径减小的趋势一致
同族总趋势：
自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致
78
Question 10
您能从亚层全满、半满结构的
相对稳定性说明下述事实吗？
◆各周期中稀有气体原子的电离能最高.
◆第 2 族元素 Be 和 Mg，第15 族元素N和P，第12族元素Zn、Cd 和 Hg
在电离能曲线上出现的小高峰.
79
1.8.3 电子亲和能( electron affinity)
电子亲和能是指一个气态原子得到一个电子形成负离子时放出
或吸收的能量, 常以符号EA表示. 像电离能一样, 电子亲和能也有第
一、第二、…之分. 元素第一电子亲和能的正值表示放出能量, 负值
表示吸收能量. 学过“化学热力学初步”一章后您会发现, 这里对正
、负号的规定与热化学的规定恰好相反!
X(g) + e- == X- (g)
X- (g)
+
e-
== X
2- (g)
例如，O- (g) + e- == O2- (g)
A  -Δ r H m
A2 = -780 kJ . mol-1
◆ 电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变化的一种量度.
◆ 与电离能相反,电子亲和能表达原子得电子难易的程度.
◆ 元素的电子亲和能越大,原子获取电子的能力越强,即非金属性越强.
80
81
Question 11
原子结合电子的过程是放热还是吸热?
◆ 原子结合电子的过程中存在两种相反的静电作用力: 价层原有
电子与外来那个电子之间的排斥力; 原子核与外来电子之间的
吸引力.是放热还是吸热, 决定于吸引力和排斥力哪一种起支配
作用.
◆ 电子加进电中性原子时通常是吸引力起支配作用, 发生放热过
程,第一电子亲和能通常为正值.
◆电子加进阴离子时排斥力起支配作用, 发生吸热过程, 第二、第
三电子亲和能都为负值.
82
Question 12
您能用静电作用力解释下述现象吗？
1. EA(B) < EA(Al); EA(C) < EA(Si) , EA(N) <
EA(P), EA(O) < EA(S), EA(F) < EA(Cl)
2. 第2族元素原子的第一电子亲和能为负值，而且明显低于同周期第1族元素.
3.第 18 族元素原子的第一电子亲和能为负值, 而且一般比第2族元素更负.
1.
2.
造成这种现象的原因是第 2 周期元素原子半径很小, 更大程度的电子云
密集导致电子间更强的排斥力. 正是这种排斥力使外来的一个电子进入
原子变得困难些.
该现象的产生与两族元素的电子构型有关：两族元素的电子构型分别为
[稀有气体构型]ns1和[稀有气体构型]ns2. 对第1族元素而言, 外来电子进
入ns轨道；但对第2族元素而言, 却只能进入np轨道. 核的正电荷对p轨道
电子束缚得比较松, 换个说法, 就是亲和力比较小. 事实上, 第2族原子的核
电荷被两个s电子屏蔽得如此有效, 以致获得电子的过程甚至成为吸热过
程.
3. 与第二题相同.
83
1.8.4 电负性( electronegativity)
◆ 元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子将电子对吸引向
自身的能力.
◆ F的电负性最大,电负性大的元素集中在周期表的右上角; Cs(Fr)
的电负性最小,电负性小的元素集中在周期表的左下角.
◆ 如果原子吸引电子的趋势相对较强, 元素在该化合物中显示电负
性(electronegative);如果原子吸引电子的趋势相对较弱,元素在该
化合物中则显示电正性(electropositive).
化合物
电负性元素
电正性元素
ClO2 (Cl-O化合物)
O(3.44)
Cl(3.16)
HCl
Cl(3.16)
H(2.20)
◆ 电负性有不同的标度，因而会看到不同的数据表.例如 Mulliken
电负性标度，Pauling电负性标度(以热化学为基础)和
Rochow 电负性标度.
84
Allred-
◆ 引用数据要自洽!
与电离能和电子亲和能不同, 电负性在化学上有多种定义,
每个定义都有相 应的一套数据. 讨论同一个问题时, 引用的
数据要自洽,本教材采用 Pauling 的数据.
◆ 电负性概念不能与电离能和电子亲和能概念用混!
电负性大的元素通常是那些电子亲和能大的元素(非金属
性强的元素),电负性小的元素通常是那些电离能小的元素(金
属性强的元素).电负性与电离能和电子亲和能之间的确存在
某种联系, 但并不意味着可以混用!
◎电离能和电子亲和能用来讨论离子化合物形成过程中
的能量关系,例如热化学循环;
◎电负性概念则用于讨论共价化合物的性质,例如对共价
键极性的讨论.
85
电负性变化的形象表示
86