第八章原子结构 的价态分别为+1、+2和+3。由此可见，元素的电离能是元素的重要性质之一。 3.电子亲和 元素的 个基态的气态原子得到电子形成-1价气态负离子时所放出的能 称为该元素的第一电子亲和能。某些元素的电子亲和能列于下表中。元素的电 子亲和能愈大，表示原于得到电子的倾向愈大，非金属性也愈强。 元素的第一电子亲和能一般为正值，表示放出能量：第二电子亲和能一般为负 值，表示吸收能量。例如，氧原子的电子亲和反应为： 0(g)+e0() △H=E=-141kJ·m 0(g)+e→0(g):△H=E=+780kJ·mo1 目前已知道的元素的电子亲和能数据较少，测定的准确性也差。一般来说， 电子亲和能随原子半径的增大而减小，即在同一族中由上向下减小，而在同 周期中由左到右增大。但应该注意的是IA和IA电子亲和能最大的并不是每族 的第一种元素， 而是第二种元素。 一反常现象可以解释为第二周期的氧和氟 的元素的第一电子亲和能一般为正值，表示放出能量：第二电子亲和能一般为 负值，表示吸收能量。 有些元素在形成化合物时，既不是完全失去电子，也不是完全得到电子， 如亲N,中的N和H。因此不能仅仅从电离能来衡量元素的金属性或从电子亲和能 来衡量元素的非金属性，需要把两者结合起来考虑。鲍林在1932年将电离能、 电子亲和能综合考虑引入了电负性的概念。 4.电负性 电负性是指元素的原子在分子中吸引电子的能力的相对大小，它较全面地反 映了元素金属和非金属性的强弱。 22sB8.4B8 1802286 a2g922222222出 表8-6元素电负性(L.Pauling值) 关于电负性标度，鲍林是根据热化学的数据和分子的鞋能计算出电负性的 数值。本书主要采用鲍林的电负性数据。值得注意的是，同一元素处于不同氧 化态时，其电负性数值也不同。表8-6中所列的电负性值是指该元素最稳定的氧 化态的电负 性值 元素的电负性也呈现周期性的变化：同一周期中，从左到右电负性递增： 同一主族中，从上到下电负性递减。副族元素电负性没有明显的变化规律。 第八章原子结构 114 的价态分别为+1、+2和+3。由此可见，元素的电离能是元素的重要性质之一。 3．电子亲和能 元素的一个基态的气态原子得到电子形成-1价气态负离子时所放出的能量 称为该元素的第一电子亲和能。某些元素的电子亲和能列于下表中。元素的电 子亲和能愈大，表示原于得到电子的倾向愈大，非金属性也愈强。 元素的第一电子亲和能一般为正值，表示放出能量；第二电子亲和能一般为负 值，表示吸收能量。例如，氧原子的电子亲和反应为： O(g)+e-→ O - (g)； ¦ ΔH =E1=-141 kJ·mol-1 O - (g)+e- → O 2- (g)； ¦ΔH =E2= +780kJ·mol-1 目前已知道的元素的电子亲和能数据较少，测定的准确性也差。一般来说， 电子亲和能随原子半径的增大而减小，即在同一族中由上向下减小，而在同一 周期中由左到右增大。但应该注意的是ⅥA和ⅦA电子亲和能最大的并不是每族 的第一种元素，而是第二种元素。这一反常现象可以解释为第二周期的氧和氟 的元素的第一电子亲和能一般为正值，表示放出能量；第二电子亲和能一般为 负值，表示吸收能量。 有些元素在形成化合物时，既不是完全失去电子，也不是完全得到电子， 如亲NH3中的N和H。因此不能仅仅从电离能来衡量元素的金属性或从电子亲和能 来衡量元素的非金属性，需要把两者结合起来考虑。鲍林在1932年将电离能、 电子亲和能综合考虑引入了电负性的概念。 4.电负性 电负性是指元素的原子在分子中吸引电子的能力的相对大小，它较全面地反 映了元素金属和非金属性的强弱。 表8-6 元素电负性(L.Pauling值) 关于电负性标度，鲍林是根据热化学的数据和分子的键能计算出电负性的 数值。本书主要采用鲍林的电负性数据。值得注意的是，同一元素处于不同氧 化态时，其电负性数值也不同。表8-6中所列的电负性值是指该元素最稳定的氧 化态的电负性值。 元素的电负性也呈现周期性的变化：同一周期中，从左到右电负性递增； 同一主族中，从上到下电负性递减。副族元素电负性没有明显的变化规律