原子物理中 钠原子的基态为什么是3s？_物理吧_百度贴吧
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原子物理中 钠原子的基态为什么是3s？收藏
还有关于主量子数和角动量量子数 不太有具体的感念 最好谁能把图形画出来 因为实在是太抽象了不知道指的是什么 还有各种线系都要背下来么 要不不知道从哪跃迁到哪
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钠原子的能级是1S 2S2P 3S&&
S上最多可以2个电子 而P轨道上可以排6个电子 所以3S上有一个电子
而基态就是看原子除掉稀有气体结构后的电子排布，应该是这样理解吧~~
谢谢了 其实还是有点蒙
建议把量子力学先过一遍~
楼主回去好好看书，先把基本该能搞清楚再问问题。其实2L说的对，但是S上为什么最多排布2个电子实质是这样看的：元素周期上1A和2A两列都属于S，而3A到8A这6列一般都属于P，所以S上最多排2个电子，而P上最多可以排6个。Na原子能级：1S^2 2S^2 2P^6 3S^1，所以你看到Na原子外只排1个电子，就是3S^1，所以Na原子的基态是3S，而3S^1同时也暗示了第三组第一个元素。
懂！谢了 我们课本上没介绍s上两个电子什么的所以忘了这回事 好像高中化学提到过
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为兴趣而生，贴吧更懂你。或第八章 原子结构
第八章& 原子结构
& 主要内容：
◇ &氢原子结构
◇& 多电子原子结构
◇& 元素周期率
& 重点难点：
◇&&&&& 单电子原子的结构：
（1）&&&&&&&&
通过微观粒子的量子化特征及其实验基础、微观粒子的波粒二象性特征及其实验基础，理解微观
粒子与宏观物体处理方法的根本区别。
（2）&&&&&&&&
了解薛定谔方程的解--波函数波函数的意义以及它的图示方法，掌握影响核外电子运动状态的基
本因素---四个量子数的意义以及它们的取值规律。
◇&&&&& 多电子原子的结构：
通过屏蔽效应与钻穿效应理解影响多电子原子核外电子能量大小的主要因素，通过近似能级图掌握核外电子排布顺序。
◇&&&&& 元素周期律：
（1）元素周期表的组成与原子结构的关系。
（2）原子性质的周期性，包括：原子半径、电离能、电子亲和能、 元素电负性的概念及其在周期表中的递变规律。
& 教学目的：
◇& 了解组成原子的基本微粒以及它们的体积、质量以及电荷关系。
◇&&&&& 了解微观粒子的量子化特征和波粒二象性特征以及它的实验基础；
◇&&&&& 通过测不准原理，了解核外电子运动状态计算的理论基础。
◇&&&&& 薛定谔方程的解波函数的意义以及其图象
◇&&&&& 电子云的意义以及其图象
◇&&&&& 四个量子数的意义以及其取值规律
◇&&&&& 影响多电子原子核外电子能量大小的主要因素，近似能级图以及核外电子排布顺序
◇&&&&& 元素周期表与原子结构的关系
◇&&&&& 原子半径概念及其变化规律
◇&&&&& 电离能概念及其变化规律
◇&&&&& 电子亲和能概念及其变化规律
◇&&&&& 元素电负性概念及其变化规律
& 授课学时
§8.1原子的内部组成
原子是化学变化的基本单元，了解原子的内部组成、结构和性能，是理解化学变化本质的前提条件。
8.1.1原子的内部组成
表 原子组成微粒的基本物理量
微粒的名称与符号
1.602 1×１０－１９
１.７×１０－２７
１.７×１０－２７
核 外 电 子（ｅ－）
1.602 1×１０－１９
９.1×１０－31
au为原子单位
根据原子的有关数据，可以得到如下几个重要概念：
8.1.2原子组成微粒的体积关系
Ｖ核/Ｖ原子?
＝（10-15～10-14?）3/（10-10）3
＝ １/1012～15& &&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&
Ｖ电子/Ｖ原子＜１/1012～15?
Ｖ核是Ｖ原子的百万亿分之一！原子几乎是空的
8.1.3原子组成微粒的质量关系
&原子核的体积只有原子体积的１／１０１２－1５?，而原子核的质量却占了原子质量的99.9% 以上 ，所以原子核的密度高达1×10１３g·cm－３（一般物质的密度只有1×１００
g·cm－３ 数量级）。　根据爱因斯坦(Einstein)的质能联系方程可以算出，原子核内蕴藏着异常巨大的潜能。原子正是通过其巨大质量的核和核电荷对化学反应施加影响。因此，原子核的性质决定了原子的种类和性质。
8.1.4原子组成微粒的电荷关系
根据原子及其内部微粒的电荷关系，英国人莫斯莱(Moseley)研究证明：原子核内的质子数和核外的电子数都恰好等于原子序数，即：
原子序数（Z）= 核内质子数 = 核电荷数 = 核外电子数&&&&&&&&&&&
也就是说，质子数相同的原子属于同种元素。但质子数相同的原子，中子数不一定相同，这意味着同种元素中可能含有不同的原子。
将质子数相同的一类单核粒子统称为同一种元素，用元素符号Ｅ表示。将质子数和中子数都相同的单核粒子称为同一种核素，用核素符号
表示。式中左下标Z为质子数，左上标A为核子数(质子数与中子数之和)，因为它近似等于原子质量的数值，故A又称为质量数。
§8.2　单电子原子的结构
虽然原子核的性质决定了原子的种类和性质，但是在化学反应中，原子核并不变化，而只有原子核外电子（特别是价电子）发生变化。所以在化学反应中我们更关心原子核外电子的运动状态及其变化情况。然而，原子的核外电子属于微观粒子，与宏观物体相比，电子的质量极微（仅为９.1×１０－31ｋｇ），运动范围极小（原子半径仅为１０－１０ｍ）而运动速度极高（约１０８ｍ·s－１），象电子这样的微观粒子并不服从已经为人们普遍接受的经典力学(牛顿力学)的基本原理，而具有自身的基本特征。
8.2.1微观粒子的量子化特征
黑体辐射实验与普朗克的量子假说
无反射能力的物体称(绝对)黑体，黑体向四周辐射的能量称为辐射能。按照经典理论的观点，谐振子的能量和它的振幅平方成正比，振子的振幅是连续变化的，因而振子的能量也是连续变化的。然而，根据物理量连续变化的这种传统观念，总是不能圆满解释黑体辐射实验曲线。
1900年普朗克（M.Planck）提出了量子论，才能圆满解释辐射实验曲线。在辐射(或吸收)过程中，谐振子的能量及其变化都是不连续的，只能是一群分立的量值，而且这些量值Eｎ只能是某一最小能量单元E的整数倍，
即： Eｎ＝ｎE& ｎ＝１，２，３，…，正整数?
&&最小能量单元应与谐振子的频率ν成正比，即：?
&&&&& &&&&E＝ｈν?&
式中ｈ是普朗克常数, ｈ＝6.626×１０－３４?J·s。
综上所述，所谓量子化特征是指:如果某一物理量的变化是不连续的，而是以某一最小单位作跳跃式的增减，这一物理量就是量子化的，其变化的最小单位就做叫这一物理量的量子。
普朗克的量子假说，否定了“一切自然过程都是连续的”的观点，成为“20世纪整个物理学研究的基础”(爱因斯坦)。
氢原子光谱实验与Bohr理论
由于氢原子是世界上最简单的原子（原子核只有1个质子，核外只有1个电子），人类对原子结构的探索，首先从氢原子开始。研究原子光谱是了解原子性质和结构的最重要手段之一。研究氢原子核外电子结构的实验是氢原子光谱实验。在熔接着两个电极的真空玻璃管内，充入氢气，通过电极加上电压，
玻璃管会发光，这是核外电子从高能状态回迁到低能状态释放能量所发出的光。此光通过棱镜分光，在黑色屏幕上可以看到对应的光谱。原子发光是原子发生变化的标志，原子光谱携带大量信息，直接反映了原子内部结构和运动状况，例如太阳光的频率十分齐全，在谱图上所得谱线十分密集，连成一片，称连续光谱(continuous
spectrum)---表示能量连续变化。
&&& 根据经典电磁理论，氢原子核外电子的能量是连续变化的，因此所得光谱应当是连续变化的，即是连成片的带状光谱。实验结果却出人意料，在可见光范围只看到四条颜色不同的谱线，称为线状光谱，分别为红色（
= 4.57X1014S-1）、青色（
=6.17 X1014S-1）、蓝紫色（
=6.91 X1014S-1）和紫色（
=7.31 X1014S-1）。并符合下列规律：
&= 3.289X1015（
当n=3、4、5、6时分别等于上述四条谱线的频率，但无法解释其物理意义。
1913年，丹麦物理学家玻尔(Bohr)在卢瑟福原子结构的“行星式模型”基础上，引入了普朗克的量子化概念，比较满意地解释了氢原子光谱规律，玻尔理论的要点如下：
（1）&&&&&&& 核外电子只能在具有确定半径和能量的轨道上运动，也就是说轨道半径和轨道的能量都
是不连续的，电子在这些轨道上运动时并不辐射能连。轨道半径的计算公式为：
r n =ａ0·ｎ２& ｎ＝１，２，３... ，正整数.&&&
其中ａ0& = 53 pm = 53×10 -12 m，称为玻尔半径。
(2)能量最低的轨道称为基态原子轨道，在正常情况下，电子总是处于基态轨道。当原子通
过通电、受热或受到辐射时，电子获得能量可以跃迁到离核较远（能量较高）的轨道上去，这时原子处于激发态。轨道能量的计算公式为：
Ｅｎ= －Ｂ/ｎ２&&& ｎ＝１，２，３.... ，正整数.&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&
其中B& = 13.6 eV& =& 2.179×10-8 J。
（3）&&&&&&& 于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，同时释放出光能。
辐射能的大小，取决于跃迁前后两个轨道的能量差，因此电子的辐射能是不连续的：
Ｅ辐射＝ ΔＥ＝Ｅ高－Ｅ低 &＝Ｂ（（１/ｎ低）２－（１/ｎ高）２）&
B =13.6 eV = 2.179×10-18 &J&&
由Ｅ辐射 = ｈν ， ν=Ｅ辐射/ｈ可以计算光谱的频率。
由λ=ｃ/ν可以计算波长，其中c为光速，c =
m.s-1 ≈ 3×108
玻尔理论提出能级的概念，引入量子化条件，成功地解释了氢原子光谱，把宏观的光谱现象和微观的原子内部电子分层结构联系起来，推动了原子结构理论的发展，是原子结构理论发展过程中的一个重大进展。
但玻尔理论存在以下缺陷：
（a） 无法解释原子光谱的精细结构
（b）&不能说明多电子原子的光谱
（c）&不能解释原子的稳定性
人们不得不反思：是否因为人类对电子的属性尚未明了，才会导致上述的种种困惑呢?
&8.2.2波粒二象性
光电效应实验与爱因斯坦光子学说
根据人们的常识，光是一种电磁波，
但是不能解释光电效应的实验规律。
爱因斯坦受普朗克量子假设启发，于1905年提出了光子学说：
电磁波(即光)不仅在黑体表面交换能量时，是一份一份进行的，是不连续的，而且在空间传播时，也是不连续的， 是一份一份地进行的。光波是一个个不可分割的粒子聚集而成的整体。光具有“粒子性”，体现在：
& 具有能量：
?具有动量：
?具有质量：
光子电子的碰撞服从能量守恒和动量守恒定律。这些性质与经典力学中所表示的微粒性质相一致。这就是爱因斯坦的光子说 。根据光的波粒二象性，不仅成功地解释了光电效应的实验规律，而且还结束了几百年来关于光是波还是粒子的争论，并对量子力学的建立起到了巨大的促进作用。
德布罗意(De Broglie)物质波假说
德布罗意于1924年提出：波粒二象性不只是光才有的特性，而是一切微观粒子共有的本性。
并提出德布罗意关系式：
计算发现：只有当实物粒子的德布罗意波长大于或等于其直径时，
才既能显示波动性，又能显示粒子性，即具有波粒二象性；
对于波长小于直径的那些粒子，粒子性掩盖了波动性，
即只显示粒子性。
讨论比氢原子还大的原子(粒子)的波动性已无
实际意义。从而说明，波粒二象性是微观粒子的特性。
8.2.3薛定谔方程与波函数
不确定关系
对于宏观粒子的运动状态总是用坐标和动量(或速度)来描述的。这就意味着既可以通过理论计算，也可以通过实验同时精确地测定粒子的坐标和动量，宏观粒子是测得准的。
对于微观粒子，由于它还具有波动性，经典理论的方法不再适用。经研究发现，其坐标和动量之间存在着一种互相依赖、互相制约的不确定关系。微观粒子是测不准的。
薛定谔方程式
由于微观粒子具有波粒二象性，受不确定关系的限制，微观粒子的运动不能用经典理论，而应该用量子力学的方法进行处理。描述微观粒子运动规律的数理方程称为薛定谔方程，其形式如下：
（ｘ，ｙ，ｚ）
（ｘ，ｙ，ｚ）为波函数，表示核外电子运动状态的函数式，是电子具有波动性的表现；&
m为电子的质量， E为电子的总能量，等于动能与势能之和，V为电子的势能，
,Z为核电荷，e为电子电量，r为电子离核的距离，这些都是电子具有粒子性的表现；
ｈ是普朗克常数，通过普朗克常数的联系，将电子这种微观粒子的波动性与粒子性统一在薛定谔方程中。
薛定谔方程式是二阶偏微分方程，求解过程非常复杂，只须了解其求解思路和基本步骤：
（1）&&&&&&&
坐标变换 ：核电荷产生的势场是球形对称的，
所以解这个方程应在含 r，θ，φ变量的球极坐标系中
进行。为此，应将方程ｆ（ｘ，ｙ，ｚ）＝０变为方程
ｆ（ｒ，θ，φ）＝０，对应方程的解也由
（ｘ，ｙ，ｚ）变为
（ｒ，θ，φ）
其中的自变量ｘ，ｙ，ｚ，自变量ｒ，θ，φ，之间的
换算关系如图所示：
(2)分离变量： 将含多个自变量的薛定鄂方程：
&ｆ（ｒ，θ，φ）＝０?
拆分为两个简单变量薛定鄂方程 ：
?ｆ（ｒ） ＝０? 称径向方程（R方程）和ｆ（θ，φ ）＝０?称角度方程（Θ、Φ方程）
(3)求解方程：求解径向方程?ｆ（ｒ） ＝０，得径向波函数R（r）；
求解角度方程?ｆ（θ，φ ）＝０，得角度波函数Y（θ，φ）；
这二者的乘积就是总的波函数
（ｒ，θ，φ）= R（r）Y（θ，φ）。
表 单电子原子轨道的波函数
8.2.4原子轨道与电子云的图形
波函数的意义
2（ｒ，θ，φ）表示离核距离为ｒ，方位为θ，φ处微小空间电子云出现的几率密度，所以波函数
（ｒ，θ，φ）是表示核外电子运动状态的函数，称为轨道函数，简称原子轨道。虽然它是薛定鄂方程的解但仍然是非常复杂的函数式，通常用图解的方法直观的理解轨道函数
（ｒ，θ，φ）和电子云
2（ｒ，θ，φ）的分布情况，分别称为轨道函数的图形和电子云的图形。
原子轨道的图形
将角度函数Y（θ，φ）对角度（θ，φ）作图，得原子轨道的角度分布图（Y图）；将径向波函数R（r）对半径（r）作图，得原子轨道的径向分布图（R图）；将Y图和R图叠加得原子轨道图形。例如2Pz原子轨道图的产生：
电子云的图形
Y2（θ，φ）对角度（θ，φ）作图，得电子云的角度分布图（Y2图）；令D（r）=4
，则D（r）对半径（r）作图，得电子云的径向分布图（D图）。将电子云的角度分布图（Y2图）与电子云的径向分布图（D图）叠加，便得到电子云图。例如2Pz电子云图的产生：
8.2.5四个量子数
核外电子的量子化特征，表现在描述它运动规律的薛定谔方程只有在符合某些特定条件时，才有合理的解(有确定的波函数)。表示这些特定条件的物理量称为量子数，量子数是在求解薛定谔方程的过程中自然产生的。一组量子数就对应着电子的一种能量状态，既然电子的能量状态是不连续的，因此量子数的值也是不连续的。
量子数的名称、符号及其意义分述如下：
表 四个量子数
1，2，3，4，… ∞K，L，M，N
n值愈大，电子层数愈大，原子轨道半径愈大，能量愈高。
0，1，2，3 ，…，（ｎ－１）s ，p ，d ，f ，…，
决定原子轨道的角度分布形状。
０，±１，±２，…，±ｌ
反映了原子轨道在空间的不同取向。
自旋量子数
代表电子的两种自旋运动状态。
表示轨道运动的三个量子数的组合对应着一个原子轨道（称为电子的一个量子态），由于这三个量子数之间存在着特定的制约关系，使主量子数n确定的每一个电子层中，原子轨道种类和个数都是明确的。虽然单电子体系中，原子核外只有一个电子，但这些不同电子层和不同原子轨道的存在，表明原子核外的一个电子有可能出现的不同能量状态（激发态）。
表& 量子数与原子轨道
3d（x2-y2）
四个量子数规定了核外电子的运动状态，每个电子都可以用上述的四个量子数的一套数据来描述其运动状态（对应着一个波函数），同一原子中没有四个量子数完全相同的电子。换句话说，在同一原子中的各个电子，它们的运动状态不可能完全相同，即四个量子数中至少有一个量子数是不同的。?
§8.3　多电子原子的结构
对单电子体系，可用单电子的薛定谔方程处理，只需处理1个核和1个电的吸引作用。对多电子体系，要用多电子的用薛定谔方程处理，N个电子与1个核的吸引作用，要处理
N个电子之间的排斥作用。对于这种复杂关系，可以近似地用屏蔽效应和钻穿效应等效处理。
8.3.1屏蔽效应与有效核电荷
含有N个电子的原子中，电子i除了受到原子核(核电荷为Z)的吸引外，同时还受到其他（N－１）个电子的排斥。实际上相当于部分地抵消了核电荷Z对电子ｉ的吸引，从而引入有效核电荷Z*的概念：
Ｚ*?＝Ｚ－σ?
σ--屏蔽常数，等于N－１个电子对
电子i的屏蔽作用的总和
单电子体系，电子（轨道）的能量仅与主量子数n有关：&&&
Ｅｎ& ＝ －Ｒ·(Z ２/ｎ２)
&对多电子体系，电子（轨道）的能量还与角量子数l有关：
Ｅｎ，ｌ＝－Ｒ·(Z*２/ｎ２)
&其中：Ｒ＝１３.６ ev &
或Ｒ＝ 2.179×１０－１８Ｊ?&&&&& &&&
由公式不难看出，对相同原子（核电荷Z一定），当对电子i的屏蔽常数σ越大，对它的有效核电荷Z*越小，电子i的能量就越高，所以屏蔽效应结果使电子的能量上升。
8.3.2 钻穿效应
ｎ相同（同层）而ｌ不同的轨道，其电子云的径向分布情况不同，ｌ越小的轨道其峰数越多
（峰数=n-l），部分电子云电子穿过内层而更靠核更近，这种现象称为钻穿效应。电子通过钻穿效应能够回避其他电子对它的屏蔽作用，所感受到的有效核电荷Ｚ*值越高，使能量降低低。
&8.3.3近似能级图
美国著名结构化学家鲍林根据大量光谱实验数据及理论计算的结果，提出了多电子原子中轨道的近似能级图。这个图的能级顺序与外层轨道电子的填充顺序是一致的，因此近似能级图实际上是电子填充顺序图。?
8.3.4核外电子的排布规律?
（1）泡利(Ｐａｕｌｉ)不相容原理
“在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子”或者：“同一原子轨道只能容纳两个自旋相反的电子”每一电子层、每一电子亚层所能容纳的电子数都是一定的 。
（2）最低能量原理
“在不违背泡利原理的前提下，核外电子在各原子轨道中的排布方式应使整个原子的能量处于最低的状态。”应当按照近似能级图的顺序填充电子。
（3）洪特规则：
&在能量相同的轨道上排布电子时，总是以自旋相同的方向优先分占不同的轨道，这样体系的能量较低。因此，在一个亚层中，半充满状态是该亚层中自旋成单最多的状态(ｐ3，ｄ5
，ｆ7)，能量最低。此外，亚层处于全充满(如ｐ6 ，ｄ10 ，ｆ14
)状态时 也是一种低能量的状态。&& &
§8.4元素周期律
8.4.1元素周期表
元素周期表结构：
周期：7个能级组的存在是元素表被划分成7个周期的本质原因。
周期号数 = 能级组号数 = 电子层数 = 最大主量子数ｎmax
每周期的元素个数 = 该周期元素外层轨道所能容纳的电子数。
每一周期从ｎｓ亚层开始，到ｎｐ亚层结(第一周期只有１ｓ亚层)。
族：每周期元素的电子层结构出现周期性的变化，将相同的价电子层结构的元素归为同一列（共分18列），这是周期表分族的依据。
主族占8列，分8族，凡是最后一个电子填入ｎｓ或ｎｐ能级的元素称为主族元素。
主族元素的价电子排布通式：ns1-2np0-6
&&& 副族占10列，分8族（第8族占3列），凡是最后一个电子填在（n-1）ｄ能级或(n-2)ｆ能级上的元素，称为副族元素。
副族元素的价电子排布通式：(n-2)f1-14(n-1)d1-10ns1-2
分区：将结构相似的族划为同一区
ｓ区 凡是价电子层最高能级为ｎｓ1-2电子组态的元素，称ｓ区元素。它包括ⅠＡ和ⅡA两个主族元素。
凡是价电子层上具有ns2 n p１-6 电子组态的元素 称为p区元素。它包括ⅢA-ⅦA以及0族的主族元素。
ｄ区价电子层上具有(n-1)d１-９ns１-２电子组态的元素称为ｄ区元素。它包括ⅢＢ-Ⅷ 6个副族元素。
ｄｓ区价电子层中具有(n-1)d１０ns１-２电子组态的元素称为ｄｓ区元素。它包括ⅠＢ、ⅡＢ两个副族元素。
ｆ区 &价电子层中具有(n-2)f１-１４(n-1)d１ns２电子组态的元素称ｆ区元素,镧系元素和锕系元素属于ｆ区元素。?
元素的性质是其原子结构的反映，随着原子序数的增大，原子的电子层结构呈周期性的变化，因此与电子层结构有关的元素的基本性质，也呈现周期性变化。
8.4.2原子半径及其变化规律
原子半径概念
孤立原子的半径：原子的基电子组态中，占据最高能级上的电子到原子核的距离。由于电子的波动性和不确定关系而测不准。可以用基态原子最外层的原子轨道的半径近似代表其半径孤立原子的半径。ｒｎ=＝ｎ2ａ0
实际原子的半径：其大小与其所处环境有关，取决于它与环境中原子之间作用力的性质，分为：
(a)原子的共价半径 –-同种元素的两个原子A，以共价键结合成分子A２时，两原子的核间距的一半，为A原子的共价半径。
(b)范德华半径–在以范德华力形成的分子晶体中，不属于同一个分子的两个最接近原子的核间距的一半。
(c)原子的金属半径 –-在金属晶体中，两相互接触原子的核间距(离)的一半。
原子半径的相对大小：
范德华半径 ＞自由原子“半径” ＞金属半径 ＞ 共价半径
原子半径的变化规律
同周期比较：主量子数ｎ相同，有效核电荷数Ｚ*越大，对最外亚层中电子的吸引力就越大，相应的原子半径越小；
[主族元素] ：从左到右→原子半径↓（但惰性元素半径突然增大）
[副族元素]：从左到右 →原子半径↓（但到了ⅠB和ⅡB两个副族元素原子半径明显地增大了 ）
主族元素原子半径递变规律明显，因为有效核电荷Ｚ*递增明显。
同族比较：有效核电荷数Ｚ*基本相同，最外亚层的主量子数ｎ越大，最外亚层电子的能量越大，因而它们离核的距离也越大，即原子半径越大。?
[主族元素]：自上而下 原子半径增大。
[副族元素]： r（四周期）＜ r（五周期）≈& r（六周期），由镧系收缩引起
8.4.3电离能及其变化规律
电离能的概念：一个处于基态的气态自由原子失去一个电子，变成正一价的气态正离子所需要吸收的最小能量值，被定义为该原子的第一电离能Ｉ1
；如再失去一个电子，变成正二价的气态正离子所需要吸收的最小能量值，被定义为第二电离能I2；其余类推。
电离能变化规律：
同周期比较：主量子数相同，有效核电荷数越大，电离能越大。
[主族元素]：左-右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折，不规则的原因：多数与全空、全满和半满构型是比较稳定的构型有关。）。
[副族元素]：左-右：其第一电离能不规则地增加，且增加的幅度很小。
同族比较：有效核电荷数相同，主量子数越大，电离能越小。
[主族元素]：自上而下，随主量子数递增而明显地依次减小。
[副族元素]：自上而下，变化幅度较小，且规律性也差。（第六周期的副族元素的第一电离能反而比第四、五周期的大，主要是由“镧系收缩”效应引起的）。?
8.4.4电子亲和能及其变化规律
电子亲和能的概念：一个处于基态的气态自由原子获得一个电子变成负一价气态自由离子时所吸收(正值)或放出(负值)的最小能量，称该原子的第一电子亲和能。电子亲和能也有第一、二级等电子亲和能之分，分别表示为Y1、Y2
电子亲和能的变化规律：电子亲和能一般随原子半径减小而增大。这是因为原子半径减小，核电荷对电子的吸引力就增强，原子则易结合外来电子而放出能量。
[主族元素]：
同一周期，左-右，原子半径减少，电子亲和能逐渐增大。
同一主族，原子半径自上而下增大，电子亲和能自上而下减小。（但是每一族开头元素的电子亲和能反而小些，这是因为前者的原子半径比后者的小得多，电子间斥力强）
[副族元素]：对于副族元素，它们的电子亲和能数据比较少，变化规律性也不明显。?
8.4.5元素电负性
元素电负性的概念：所谓元素电负性是指原子在分子中吸引成键电子的能力，常用χ表示。
元素电负性越大，该元素原子在分子中吸引成键电子的能力越大，反之越小。
电负性变化规律?
这和有效核电荷和原子半径的变化规律是一致的。
[主族元素]：同一周期自左至右电负性增大；同一族自上而下电负性减小，
[副族元素]：同一周期自左至右电负性略有增加；同一族中的规律：
?χ(第一过渡系)＞?χ(第二过渡系) ≈χ(第三过渡系)
在周期表中，右上方χ(Ｆ)最大& （3.98）， 左下方χ(Ｃｓ)最小（0.79）；
电负性的应用?
?a.判断元素的金属性和非金属性
电负性越大，金属性越弱，非金属性越强；电负性越小，金属性越强，非金属性越弱。
&&b.判断化学键的性质和键的极性
ΔX＜1.7极性共价键，ΔX＞1.7离子键磷原子基态电子组态是3S^23P^3,它的基态原子态怎么算出来的?
根据能量最低原理
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