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第八章 原子结构和元素周期律第一节 氢原子光谱和玻尔理论第二节 微观粒子特征第三节 单电子原子薛定谔方程及其解第四节 氢原子波函数和电子云图形第五节 多电子原子结构第六节 元素周期表第七节 元素性质周期性第1页第一节 氢原子光谱和玻尔理论 一、氢原子光谱 二、玻尔理论第2页l 1897 年，英国物理学家汤姆逊发觉了电子，并确认电子是原子组成部分。l 19，英国物理学家卢瑟福在粒子散射试验基础上，提出了行星式原子轨道模型：原子像一个行星系，中心有一个体积很小却几乎集中了原子全部质量带正电荷原子核，而带负电荷电子在核外空间围绕原子核高速运动，就像行星围绕着太阳运动。l 1913 年，丹麦物理学家玻尔在卢瑟福原子结构模型基础上，应用普朗克量子论和爱因斯坦光子学说建立了玻尔原子结构模型，成功地解释了氢光谱，推进了原子结构理论发展。第3页 一、氢原子光谱 人们用眼睛能观察到可见光，其波长范围是400760 nm。当一束白光经过石英棱镜时，不一样波长光因为折射率不一样，形成红、橙、黄、绿、青、蓝、紫等没有显著分界限彩色带状光谱，这种带状光谱称为连续光谱。图 8-1 连续光谱第4页 气态原子被火花、电弧或其它方法激发产生光，经棱镜分光后，得到不连续线状光谱，这种线状光谱称为原子光谱。氢原子光谱是最简单原子光谱，它在可见光区有四条比较显著谱线，分别用 H、H、H、H表示。另外，在红外区和紫外区也有一系列不连续光谱。第5页图 8-2 氢原子光谱及试验示意图第6页 1913 年，瑞典物理学家里德伯总结出适合用于氢原子光谱谱线频率通式：需要指出是，在某一瞬间一个氢原子只能产生一条谱线，试验中之所以能同时观察到全部谱线，是因为很多个氢原子受到激发，跃迁到高能级后又返回低能级结果。第7页二、玻尔理论 玻尔原子结构理论基本关键点以下：（1）电子只能在一些特定圆形轨道上绕原子核运动，在这些轨道上运动电子既不放出能量，也不吸收能量。（2）电子在不一样轨道上运动时，它能量是 不一样。电子在离核越远轨道上运动时，其能量越高；在离核越近轨道上运动时，其能量越低。轨道这些不一样能量状态称为能级，其中能量最低状态称为基态，其余能量高于基态状态称为激发态。原子轨道能量是量子化，氢原子轨道能量为：第8页 （3）只有当电子在能量不一样轨道之间跃迁时，原子就会吸收能量或放出能量。当电子从能量较高轨道跃迁到能量较低轨道时，原子以光形式释放出能量，释放出光频率与轨道能量间关系为：第9页 玻尔理论成功地解释了原子稳定存在事实和氢原子光谱。在正常状态时，核外电子处于能量最低基态，在该状态下运动电子既不吸收能量，也不放出能量，电子能量不会降低，所以不会落到原子核上，原子不会毁灭。当原子从外界接收能量时，电子就会跃迁到能量较高激发态。而处于激发态电子是不稳定，它会跃迁回能量较低轨道，同时将能量以光形式发射出来，发射出光频率决定于跃迁前后两个轨道间能量差。因为轨道能量是不连续，发射出光频率也是不连续，所以得到氢原子光谱是线状光谱。第10页第二节 微观粒子特征 一、微观粒子波粒二象性 二、不确定原理第11页 一、微观粒子波粒二象性 1924 年，法国物理学家德布罗意大胆预言电子等微粒也含有波粒二象性。并指出质量为 m、运动速率为 微粒，其对应波长为：1927 年，美国物理学家戴维逊和革末用电子束代替 X 射线进行晶体衍射试验，得到了衍射环纹图，确认了电子含有波动性。1928 年，试验深入证实分子、原子、质子、中子等微观粒子也都含有波动性。第12页（a）X 射线衍射图（b）电子衍射图 图 8-3 X 射线衍射图和电子衍射图第13页二、不确定原理 对于含有波粒二象性电子，能否同时准确地测定电子位置和动量呢？1927年，德国物理学家海森堡对此做出了否定回答。他认为：不可能同时准确地测定电子位置和动量。这就是不确定原理，它数学表示式为：不确定原理表明，电子位置确定得越准确，则电子动量就确定得越不准确；电子动量确定得越准确，电子位置就确定得越不准确。第14页 对于质量为 0.01 kg 子弹，其运动速率为1000 ms1，若速率不确定程度为其运动速率 0.1%，则其位置不确定程度为。宏观物体位置不确定程度 x =108 m 就已经很准确了，这么小位置不确定程度能够忽略不计。第15页 对于原子中电子，其运动速率约为 106 m s1，质量为 9.11031 kg，电子位置最少确定到原子大小范围（x 1010 m）才有意义。此时电子运动速率不确定程度为：电子运动速率不确定程度很大，超出了电子本身运动速率，显然是不能忽略。第16页第三节 单电子原子薛定谔方程及其解一、单电子原子薛定谔方程二、单电子原子波函数三、量子数物理意义第17页一、单电子原子薛定谔方程 1926 年，奥地利著名物理学家薛定谔提出描述氢原子电子运动状态方程，称为薛定谔方程。单电子原子和类氢离子薛定谔方程为：为了求解氢原子薛定谔方程，需要进行坐标变换，把直角坐标 x、y、z 变换成球坐标第18页图 8-4 球坐标与直角坐标关系第19页 氢原子在球坐标系中薛定谔方程为：由图 8-4 可得：第20页常把波函数称为原子轨道。利用变量分离法，把含三个变量偏微分方程分解为三个各含一个独立变量常微分方程，求解得到 ，就得到波函数 。通和 在实际应用时，常将 和 合并为一个新函数：能够把 看作是由变量 r、和 分别形成三个函数组成：二、单电子原子波函数第21页表 8-1 单电子原子一些波函数、径向函数和角函数轨道R(r)1s2s2pz2px2pya0=52.9 pm，。第22页三、量子数物理意义 （一）主量子数 主量子数 n 决定原子轨道能量，它取值为 1、2、3、。n 越大，电子离原子核距离越远，电子能量越高。在一个原子中，常称 n 相同电子为一个电子层。当 n1、2、3、4、5、6、7 时，分别称为第一、二、三、四、五、六、七电子层，对应地用符号 K、L、M、N、O、P、Q 表示。在氢原子或类氢离子中，电子能量仅由主量子数 n 决定。第23页（二）角量子数 角量子数 决定原子轨道角动量大小，也决定原子轨道形状，它取值为 0、1、2、n1。在多电子原子中，当 n 相同而 l 不一样时,电子能量还有差异。又常将一个电子层分为几个亚层。当 l 0、1、2、3 时，分别称为 s、p、d、f 亚层。n1 时，l 0，K 层只有 s 亚层；n2 时，l 0、1，L 层有 s、p 亚层；n3 时，l 0、1、2，M 层有 s、p、d 亚层;n4 时，l 0、1、2、3，N 层有 s、p、d、f 亚层。在多电子原子中，l 也决定原子轨道能量。当 n 相同时，随 l 增大，原子轨道能量升高。第24页（三）磁量子数 磁量子数 m 决定原子轨道在空间取向。它取值为 0、1、2、l，有 2l+1 种取向。l0 时，m 只能取 0，s 亚层只有 1 个轨道；l 1 时，m 可取 1、0、1，p 亚层有 3 个轨道。同理，d 亚层有 5 个轨道，f 亚层有 7 个轨道。n 和 l 都相同，但 m 不一样各原子轨道能量相同，称为简并轨道或等价轨道。第25页 表 8-2 电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间关系 n电子层电子亚层轨道数 1K 0 1s 0 12 L 0 1 2s 2p 0 1,0,+13M 0 1 2 3s 3p 3d 0 4N 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0 第26页（四）自旋磁量子数 自旋磁量子数 描述电子自旋方向，它取值为+1/2 和-1/2，惯用箭号 和 表示电子两种自旋方向。不能从求解薛定谔方程得到，它是在以后试验和理论深入研究中引入。总而言之，n、三个量子数能够确定一个 原子轨道，而 n、四个量子数能够确定电子 运动状态。第27页第四节 氢原子波函数和电子云图形一、基态氢原子电子云图形二、氢原子波函数角分布图和电子云角分 布图三、氢原子径向分布图第28页 波函数平方 表示电子在核外空间某处附近单位微体积内出现概率,即概率密度。电子在核外空间某一区域出现概率等于概率密度与体积乘积。以小黑点疏密程度表示核外空间各处概率密度大小图形称为电子云图。大地方，小黑点较密集，表示电子出现概率密度较大；小地方，小黑点较稀疏，表示电子出现概率密度较小。一、基态氢原子电子云图形第29页 1s 电子云图 等概率密度面 界面图 将电子云图中 相等各点用曲面连接起来，所得空间曲面称为等概率密度面。图中每一球面上数字表示概率密度相对大小。若以一个等概率密度面作为界面，使界面内电子出现概率为 90，所得到图形称为电子云界面图。第30页 (一)氢原子波函数角分布图 氢原子波函数角分布图是氢原子角函数 Y()随角 、改变图形。二、氢原子波函数角分布图和 电子云角分布图 氢原子 pz 轨道角函数为：当角不一样时，Y(pz)有不一样值。第31页与角 对应 Y(pz)01530456090Y(pz)0.490.470.420.350.240120135150165180Y(pz)-0.24-0.35-0.42-0.47-0.49 从坐标原点出发，引出与 z 轴夹角为 直线，使其长度等于对应 ，连接全部线段端点，再以 z 轴为轴旋转 360，就得到 pz 角分布图。第32页图 8-8 氢原子 pz 轨道角分布图第33页 图 8-9 氢原子波函数角分布图第34页 (二)氢原子电子云角分布图 与波函数一样，概率密度也能够分解为两个函数乘积：以氢原子角函数Y 2(，)对角 、作图，所得图形称为氢原子电子云角分布图。电子云角分布图表示电子在核外空间出现概率密度随角 和 改变情况，从角侧面反应了概率密度分布方向性。第35页 图 8-10 氢原子电子云角分布图第36页 波函数角分布图与电子云角分布图比较相同，但有以下两点区分：（1）除 s 轨道外，波函数角分布图有正、负号之分，而电子云角分布图都是正值。这是因为Y(,)虽有正、负，但Y 2(,)均为正值。(2)电子云角分布图比波函数角分布图要“瘦”一些，这是因为 Y(,)小于 1，Y 2(,)则更小。第37页 三、氢原子径向分布图 表示在 处电子出现概率密度，所以在点 附近小体积元 d 中电子出现概率为 。将 在和 全部区域内积分，结果表示离核距离为 r、厚度为 dr 球壳内电子出现概率。则 D(r)=r2R2，称为径向分布函数。D(r)是半径为 r 单位厚度球壳内电子出现概率。以 D(r)对 r 作图，得到图形称为径向分布图。第38页图 8-11 氢原子径向分布图第39页 由氢原子概率径向分布图，能够得出以下几点结论：（1）1 s 轨道在距核 52.9 pm 处有极大值，表明基态氢原子电子在 r 为 52.9 pm 薄球壳内出现概率最大。（2）径向分布图中有 个极大值峰，当 n 相同时，越小，极大值峰就越多。（3）当 相同时，n 越大，径向分布曲线最高峰距核越远，但它次高峰可能出现在距核较近处。当 n 相同时，l 越小轨道，它第一个峰离核越近。第40页第五节 多电子原子结构一、屏蔽效应和钻穿效应二、鲍林近似能级图和科顿能级图三、基态原子核外电子排布第41页 一、屏蔽效应和钻穿效应 （一）屏蔽效应 在多电子原子中，每个电子不但受到原子核吸引，而且还受到其它电子排斥。电子之间排斥作用与原子查对电子吸引作用相反，所以其它电子存在必定会减弱原子查对电子吸引力。因为电子都在高速地运动着，要准确地确定电子之间排斥作用是不可能。通常采取一个近似处理方法，把其它电子对某个指定电子排斥作用简单地看成是部分地抵消掉核电荷对此电子吸引。这种将其它电子对某个指定电子排斥作用归结为抵消了部分核电荷作用称为屏蔽效应。第42页 考虑到屏蔽效应，原子核作用在指定电子核电荷从 Z 减小到 Z-。为其它电子对 i 电子排斥作用所抵消核电荷，称为屏蔽常数。剩下核电荷称为有效核电荷数，用 Z*表示。作用在 i 电子上有效核电荷为：式中：为电子 j 对电子 i 屏蔽常数。第43页 （2）外层电子对内层电子没有屏蔽作用。（3）1s 组内电子之间屏蔽常数为 0.30，其余各组内电子之间屏蔽常数均为 0.35。（4）对 s、p 电子，相邻内一组电子对它屏蔽常数为 0.85，更内组电子对它屏蔽常数为 1.00。（5）对 d 或 f 组内电子，内组电子对它屏蔽常数均为 1.00。例题 美国理论化学家斯莱特提出估算 方法：(1)把多电子原子电子按 n 和 l 分组：(1s),(2s,2p),(3s,3p),(3d),(4s,4p),(4d),(4f),(5s,5p),第44页 E(1s)E(2s)E(3s)E(2p)E(3p)E(4p)E(3d)E(4d)E(5d)对于角量子数相同原子轨道，伴随主量子数增大，其径向分布主峰离核越远，原子查对电子吸引力减弱，同时受到其它电子屏蔽作用增大，其能量也越高。n 不一样、l 相同时各亚层能级高低次序为：第46页（二）钻穿效应 普通说来，若电子在核附近出现概率较大，就能够很好地防止其它电子对它屏蔽作用，而受到较大有效核电荷吸引，因而其能量较低；同时，它却能够对其它电子起屏蔽作用，使其它电子能量升高。这种因为电子在核附近处出现概率不一样，因而其能量不一样现象称为钻穿效应。当 n 相同时，l 越小电子在核附近出现概率越大，原子核作用在该电子上有效核电荷越大，其能量也越低。同一电子层中各亚层能量高低次序为：E(ns)E(np)E(nd)E(nf)第47页 利用钻穿效应还能够解释当 n 和 l 都不一样时一些原子轨道发生能级交织现象。参考氢原子 3d 和 4s 径向分布图，4s 有小峰钻到离核很近处，对降低轨道能量影响较大，超出了主量子数大对轨道能量升高作用，所以 4s 轨道能量低于 3d 轨道。图 8-12 氢原子 3d 和 4s 轨道径向分布图第48页二、鲍林近似能级图和科顿能级图 （一）鲍林近似能级图 美国化学家鲍林依据光谱试验结果，总结出多电子原子原子轨道近似能级高低次序。图中每个虚线方框代表一个能级组，相当于周期表中一个周期；虚线方框内每一横排圆数目表示各能级组中原子轨道数；虚线方框和圆位置高低表示各能级组和原子轨道能量相对高低。相邻两个能级组之间能量差较大，而每个能级组中能级之间能量差则比较小。第49页图 8-13 鲍林近似能级图第50页 （二）科顿能级图 1962 年，美国无机结构化学家科顿提出了原子轨道能量与原子序数关系图。科顿原子轨道能级图概括了理论和试验结果，反应了随原子序数增大，多电子原子原子轨道能量改变情况。第51页图 8-14 科顿能级图第52页 从科顿能级图可看出：对 Z =1 氢原子，主量子数相同、角量子数不一样轨道能量均相同。在 Z 2 原子中，主量子数相同轨道能级发生了分裂，且随原子序数增大，分裂程度随之增大。多电子原子 1s、2s、2p、3s、3p 轨道能量高低次序为：E(1s)E(2s)E(2p)E(3s)30 以后，3d 轨道能量继续下降，并与 4s 轨道能量差距拉大，最终下降到与 3p 轨道能量靠近。第54页 4d 轨道与 5s 轨道之间也有类似现象，在 Z 24 时，5s 轨道能量高于 4d 轨道；在 Z=24 36 时，4d 轨道能量高于 5s 轨道；在 Z=37 39 时，4d 轨道能量急剧下降到靠近 5s 轨道能量；在 Z=39 49 时，4d 轨道能量靠近并略低于 5s 轨道能量；到 Z 49 时，4d 轨道能量继续下降，并与 5s 轨道能量差距拉大，最终下降到与 4p 轨道能量靠近。第55页三、基态原子核外电子排布 基态原子核外电子排布恪守泡利不相容原理、能量最低原理和洪德规则。（1）泡利不相容原理：在一个原子中，不可能存在四个量子数完全相同两个电子。由泡利不相容原理，可知一个原子轨道最多只能容纳两个电子，而且这两个电子自旋必须相反。主量子数为 n 电子层中最多能容纳电子数为：第56页 （2）能量最低原理：在不违反泡利不相容原理前提下，核外电子总是尽可能排布在能量最低轨道上，当能量最低轨道排满后，电子才依次排布在能量较高轨道上。（3）洪德规则：电子在简并轨道上排布时，总是以自旋相同方式分占尽可能多轨道。作为洪德规则补充，简并轨道在全充满、半充满和全空时是比较稳定。第57页 第六节 元素周期表一、元素电子层结构与周期关系二、元素电子层结构与族关系三、元素外层电子组态与元素分区第58页元 素 周 期 表第59页一、元素电子层结构与周期关系 元素周期表共有七个横行，每一横行为一个周期，共有七个周期。元素在周期表中所属周期数等于该元素基态原子电子层数，也等于元素基态原子最外电子层主量子数。元素周期表中各周期所包含元素数目，等于对应能级组中原子轨道所能容纳电子总数。第60页表 8-5 周期与能级组关系 周期能级组能级组内原子轨道 元素数目电子最大容量 1 1s 2 2 2 2s 2p 8 8 3 3s 3p 8 8 4 4s 3d 4p 18 18 5 5s 4d 5p 18 18 6 6s 4f 5d 6p 32 32 7 7s 5f 6d 7p 26(未满)32第61页二、元素电子层结构与族关系 一个划分方法是分为 16 个族，除第 8、9 和10 三个纵行为一个族外，其余 15 个纵行，每一个纵行为一个族。第 1 纵行和第 2 纵行分别为 IA 族和 IIA 族，第 3 7 纵行分别为 IIIB VIIB 族，第 8、9 和 10 纵行为 VIII 族，第 11 纵行和第 12 纵行分别为 IB 族和 IIB 族，第 13 17 纵行分别为 IIIAVIIA 族，第 18 纵行为 0 族。A 族由长周期元素和短周期元素组成，也称主族；B 族只由长周期元素组成，也称副族。另一个划分方法是 1986 年 IUPAC 推荐，每一个纵行为一族，分为 18 个族，从左到右用阿拉伯数字 118 标明族数。第62页 （1）s 区元素：包含 IA 族和 IIA 族元素，外层电子组态为 。（2）p 区元素：包含 IIIAVIIA 族和 0 族元素，除 He 元素外，外层电子组态为 。（3）d 区元素：包含 IIIB VIIB 族和 VIII 族元素，外层电子组态为 。（4）ds 区元素：包含 IB 族和 IIB 族元素，外层电子组态为 。（5）f 区元素：包含镧系和锕系元素，外层电 子组态为 。三、元素外层电子组态与元素 分区第63页表 8-6 周期表中元素分区第64页第七节 元素性质周期性一、有效核电荷二、原子半径三、电离能四、电子亲和能五、电负性第65页一、有效核电荷 原子核作用在最外层电子上有效核电荷数在周期表中改变规律:同一周期主族和 0 族元素，从左到右，伴随核电荷增加，增加电子都在同一层上，彼此间屏蔽作用较小,使有效核电荷数依次显著增加，每增加一个电子，有效核电荷数增加 0.65。同一周期副族元素，从左到右，伴随核电荷数增加，次外层 d 轨道电子逐一增加。因为次外层电子对最外层电子屏蔽作用较大，有效核电荷增加不多。每增加一个电子，有效核电荷增加 0.15。第66页 随核电荷增加，f 区元素增加电子填充在（n2）层 f 轨道上。因为（n2）层电子对最外层电子屏蔽作用大，有效电荷数几乎没有增加。同一族元素，从上至下，相邻两元素之间增加了一个 8 电子或 18 电子内层，每个内层电子对外层电子屏蔽作用较大，有效核电荷数增加不多。第67页图 8-15 有效核电荷周期性改变第68页二、原子半径 通常所说原子半径，是指分子或晶体中相邻同种原子核间距离二分之一。原子半径可分为共价半径、金属半径和范德华半径。同种元素原子以共价单键结合成份子或晶体时，相邻两个原子核间距离二分之一称为共价半径。在金属单质晶体中，两个相邻金属原子核间距离二分之一称为金属半径。在稀有气体单原子分子晶体中，两个同种原子核间距离二分之一称为范德华半径。第69页 普通来说，共价半径比金属半径小，这是因为形成共价单键时，轨道重合程度较大；而范德华半径总是最大，因为分子间作用力较小，分子间距离较大。在讨论原子半径改变规律时，通常采取是原子共价半径，但稀有气体元素只能采取范德华半径。第70页表 8-7 周期表中各元素原子半径(r/pm)第71页 原子半径在周期表中改变规律:（1）同一周期主族和 0 族元素，从左到右，原子核作用在最外层电子上有效核电荷数显著增加，而电子层数并不增加，原子查对外层电子引力逐步增强，原子半径显著减小。（2）同一周期副族元素，从左到右，原子核作用在最外层电子上有效核电荷数增加不多，且电子层数并不增加，使得原子半径减小比较迟缓。但当次外层 d 轨道全部充满形成 18 电子组态时，原子半径突然增大。这是因为(n-1)d 轨道全充满后对外层电子屏蔽作用较大，使得原子核作用在最外层电子上有效核电荷数减小而引发。第72页 （3）同一族主族和 0 族元素，从上到下，原子核作用在最外层电子有效核电荷数增加不多，因为电子层数增加，原子查对外层电子引力减弱，使原子半径显著增大。（4）同一族副族元素，原子半径改变趋势与主族元素相同，但原子半径增大程度较小。（5）第六周期 f 区元素，从左到右，伴随原子序数增大，原子核作用在最外层电子上有效核电荷增加极少，使原子半径降低程度更小。第73页三、电离能 元素基态气态原子失去 1 个电子成为+1 价阳离子所消耗能量称为元素第一电离能。+1 价气态阳离子再失去 1 个电子成为+2 价气态阳离子所消耗能量称为元素第二电离能。伴随原子失去电子增多，所形成阳离子正电荷越来越多，对电子吸引力增强，使电子极难失去。所以，同一元素各级电离能依次增大。通常所说电离能是指第一电离能。第74页表 8-8 元素第一电离能(Ei,1/kJmol-1)第75页 在同一周期中，主族和 0 族元素，从左到右，原子核作用在最外层电子上有效核电荷逐步增大，原子半径逐步减小，原子查对最外层电子吸引力逐步增强，电离能呈增大趋势。副族元素，从左到右，因为增加电子排在次外层 d 轨道上，有效核电荷增加不多，原子半径减小迟缓，电离能增加不显著，且没有规律。0 族元素含有稳定电子层结构，在同一周期中电离能最大。即使同一周期元素电离能呈增大趋势，但仍有起伏改变。同一族主族和 0 族元素，从上到下，电离能减小。第76页图 8-16 元素第一电离能与原子序数关系第77页 四、电子亲和能 元素基态气态原子取得 1 个电子成为-1 价阴离子所放出能量称为元素电子亲和能。电子亲和能正、负号要求与电离能要求恰好相反。因为阴离子作用在最外层电子上有效核电荷数较对应原子小，所以电子亲和能普通仅约为电离能几十分之一。大多数元素电子亲和能为正值，表明元素原子在得到一个电子形成阴离子时放出能量；一些元素电子亲和能为负值，表明元素原子得到一个电子时要吸收能量，这说明这种元素原子极难得到电子。第78页表 8-9 主族和 0 族元素电子亲和能Eea/(kJmol-1)第79页 电子亲和能反应了元素原子得到电子难易程度。影响电子亲和能主要原因有原子有效核电荷数、原子半径和原子电子层结构。同一周期主族和 0 族元素，从左到右，原子电子亲和能逐步增大，至 VIIA 族元素到达最大值。VA 族元素电子亲和能较小；IIA 族元素电子亲和能为负值；稀有气体元素亲和能为最小。同一族主族和 0 族元素，从上到下，电子亲和能逐步减小，但第二周期元素电子亲和能反而比三周期同族元素小。这是因为第二周期元素原子半径较小，电子密度较高，电子之间排斥力较大，使结合电子时放出能量较少。第80页五、电负性 元素电负性是指元素原子在分子中吸引成键电子能力。（一）鲍林电负性标度 鲍林电负性标度是利用化学键键能和化合物生成焓等热化学数据计算得到。鲍林将 A、B 原子电负性差定义为：鲍林指定 F 元素电负性为 4.0，其它元素鲍林电负性能够利用上式计算出来。第81页 （二）马利肯电负性标度 1934 年，马利肯提出一套电负性标度，将电负性定义为元素第一电离能与电子亲和能之和乘以一个因子:（三）阿莱-罗周电负性标度 阿莱-罗周电负性标度定义为：第82页 表 8-10 元素电负性第83页 由表 8-10 中数据能够看出：（1）非金属元素电负性较大，而金属元素电负性较小。能够近似地作为金属元素和非金属元素分界点。(2）普通说来，同一周期元素电负性从左向右伴随核电荷数增加而增大；同一族元素从上到下伴随电子层增加而减小。(3)电负性相差大金属元素与非金属元素之间以离子键结合，形成离子型化合物；电负性相同或相近非金属元素之间以共价键结合，形成共价化合物；电负性相同或相近金属元素之间以金属键结合，形成金属或合金。第84页