第八章 原子结构

基本内容和重点要求 §８.1　核外电子运动状态 §８.2 原子核外电子的排布与元素周期律 §８.3　元素性质的周期性

重点要求理解 量子力学对核外电子运动状态的描述；基态原子电子组态的构造原理；元素的位置、结构、性质之间的关系。

§8 、1 核外电子的运动状态 8、1、1、 氢原子光谱和玻尔理论 8、1、2 、微观粒子的波粒二象性 8、1、3、 波函数和原子轨道 8、1、4、 几率密度和电子云 8、1、5、 波函数与电子云的分布图

8、1、1、 氢原子光谱和玻尔理论 1.氢原子光谱 氢原子在可见光区的光谱具有一定的特征。第一，氢光谱是不连续的线状光谱。第二。氢原子在可见光区谱线间的距离越来越小，表现出明显的规律性。 —巴尔麦公式 4条谱线频率分别为： 656.5nm,486.1nm,434.0nm,410.2nm

2.玻尔理论 ⑴稳定轨道：核外电子是在一些符合一定条件的轨道上运动。这些轨道具有固定的能量称稳定轨道。在此轨道上运动的电子不放出能量，也不吸收能量。 ⑵轨道能级：不同的稳定轨道能量不同，电子离核越远，能量越高。离核最近的轨道能量最低，称基态；电子获得能量跃迁到离核较远、能量较高的状态为激发态。

⑶激发态原子发光的原因 处于激发态的电子极不稳定，它会迅速回到能量较低的轨道，并以光子的形式释放出能量。所以激发态原子能发光。光的频率 取决于离核较远的轨道的能量（E2）和离核较近的轨道的能量（E1）之差： 因为能级是不连续的，即量子化的，造成氢原子光谱是不连续的线状光谱，各谱线 有各自的频率值。

波尔理论的缺陷：只能解释单电子原子或离子光谱的一般现象，不能解释谱线的分裂和多电子原子光谱，更不能用它进一步研究化学键的形成等。

8、1、2 、微观粒子的波粒二象性 1.光的波粒二象性 衍射和干涉-波动性 光电效应-粒子性 2.电子的波粒二象性 1923年德布罗意预言：一些实物粒子 (如电子、中子、质子等)也具有波粒二象性，其波长为  = h/m= h/p

电子衍射 电子衍射实验证明了电子具有粒子性和波动性。波粒二象性是微观粒子的基本属性之一。

问题：为什么宏观物体不具有波粒二象性？ 3. 测不准原理 1927年德国物理学家海森保提出微观粒子的位置与动量之间存在着测不准关系，即 x·p  h/4 (h为普朗克常数：6.626  10 -34 ， x和p 分别为位置和动量不确定。根据测不准原理，粒子位置的测量准确度越大（x越小） ，其动量的准确度就会愈小（p越大） ，反之亦然。

 确定电子位置的同时，其速度就测不准，要同时测准其位置和速度是不可能的表明电子运动的固定轨道已不复存在。 否定了玻尔理论中核外电子运动有固定轨道的观点。

8、1、3、 波函数和原子轨道 1.薛定谔方程-微观粒子运动所遵循的基本方程 ψ（波塞）-波函数：不是具体的数，而是描述微观粒子运动状态的数学表达式。每一个合理的ψ解都描述电子运动的的某一稳定状态。 m：粒子的质量;E：体系的总能量；V：势能 m、E、V-体现微粒性；ψ-体现波动性

为解方程，将直角坐标ψ（x、y、z)转化为球坐标ψ（r、θ、φ) =R（r) · Y（ θ、φ) 波函数径向部分 波函数角度部分

解方程就是要解出微观粒子（如电子）每一种可能的运动状态所对应的波函数ψ和能量E，方程的每一个合理的解ψ就代表体系中电子的一种可能的运动状态,决定电子在核外空间的概率分布。

2.波函数和原子轨道 波函数ψ也称为原子轨道，它指电子的一种运动状态,或者说是电子在原子核外运动的某个空间范围.因此波函数ψ和原子轨道是同义词，但此处的原子轨道决无宏观物体固定轨道的含义，它只是反映了核外电子运动状态所表现出的波动性和统计性规律。

为了得到电子运动状态的合理解，必需引进几个参数n、l、m,称它们为量子数（表征微观粒子运动状态的一些特定的数字），每个量子数都有其确定的取值范围。 对应于一组合理的n、l、m取值，必有一个确定的波函数ψn、l、m对应，也就是有一个确定的原子轨道。 ψ1、0、0 代表1s原子轨道, ψ2、1、0 代表2pz原子轨道 确定一个电子的运动状态还需加一个mS量子数。

*3.四个量子数 电子在核外的运动不是任意的，而只能取一定的运动状态，一般需要四个量子数才能确定一个电子的运动状态。 （1）主量子数n 意义：描述电子所属电子层（这里所称电子层，是指电子在核外空间出现概率最大的一个区域）能量的高低次序和离核的远近。 取值： 1 2 3 4 5 6┄正整数 符号： K L M N O P┄ ‥‥‥ 主量子数是决定电子能量高低的主要因素。对单电子原子（氢原子），电子的能量完全由n决定，n值越大，该电子层离核平均距离越远，电子的能级越高。对于多电子原子电子的能量除与n值有关外还与原子轨道形状有关。

（2）角量子数l 意义：表示电子所在亚层；确定原子轨道（或电子云）的角度分布形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能量。 取值：0 1 2 3 4 （n–1）正整数 符号：s p d f g ┄‥‥‥ n取值: 1 2 3 4 l取值: 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 轨 道: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

⑴ 每个n值最多对应n个不相同的角量子数l，即每个电子层最多有n个亚层。 l =0，s轨道，球形；l =1，p轨道，亚铃形； l =2，d轨道，花瓣形 ⑶ 单电子体系（氢原子或类氢离子），轨道的能量只与n有关. n相同，l 不同 E4S=E4p=E4d=E4f

（4）多电子体系， l还影响轨道的能量。在同一电子层中，轨道的能量随角量子数的增加而增加，即 n相同，l 不同 E4S ＜ E4p ＜ E4d ＜ E4f 电子(轨道)的能量虽然由n和l共同决定，但前者是主要的，后者较为次要。

⑶磁量子数m：它是描述电子所属原子轨道的参数 (同一亚层中往往还包含着若干空间伸展方向不同的原子轨道。) 意义:决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向 取值：与l 有关，给定 l，m有2l +1个值 -l┄ 0 ┄ +l

l m 轨道符号 轨道数量 0 0 s 1 1 -1,0,+1 p 3 2 -2,-1,0,+1,+2 d 5 3 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 f 7 电子的能量与磁量子数无关，即n和l相同而m不同的各原子轨道，其能量完全相同。这种能量相同的原子轨道（如3个p轨道，5个d轨道，7个f轨道），称简并轨道或等价轨道。

综上所述： 一组合理的n、l、m,可确定一个原子轨道离核的远近、形状和伸展方向。 n=3,l=1,m=0 ψ3,1,0 对应3pz轨道。 思考：n=4,l=0,m=o 代表什么轨道？ 4s轨道，ψ4,0,0

⑷自旋量子数 电子除绕核运动外,还绕着自身的轴作自旋运动 意义：描述核外电子的自旋状态 取值：+1/2（或-1/2 } ；↑，↓ 四个量子数 n,l,m,ms可确定一个电子在原子核外的运动状态 练习：用合理的量子数表示 3d能级；2pZ轨道；4s1电子

3d能级 n=3,l=2; 2pZ轨道 n=2,l=1,m=0 4s1电子 n=4,l =0,m=0,ms=+1/2(或-1/2) 结论： ⑴ 一个轨道中只能容纳2个自旋相反的电子； ⑵ 各电子层的轨道数=n2 ⑶ 各电子层电子的最大容量=2n2

8、1 、4 、概率密度和电子云 1. 概率密度 概率：电子在核外空间出现机会的多少 概率密度：是指空间某处单位体积中粒子出现的几率。用ψ2表示， ψ2△V=概率

· 2.电子云： 用小黑点的疏密来描述电子在核外空间各处的概率密度分布所得到的空间图象称为电子云。 --概率密度ψ2的空间图象是电子云 电子云等密度面图 · 电子云界面图 包含电子出现概率大于90%

8、1 、5 、波函数与电子云的分布图 1.波函数的径向分布与角度分布 波函数ψ( x、y、z)表示电子在核外空间的运动状态。 ψ(x、y、z)= ψ（r、θ、φ) = R（r）· Y（θ、φ） 径向部分 角度部分

* 波函数或原子轨道的角度分布图

2.电子云的径向与角度分布图 *电子云角度分布图

*§8、2 核外电子的排布和元素周期系 8、2 、1 、多电子原子轨道能级 8、2 、2 、核外电子排布的原则 8、2 、1 、多电子原子轨道能级 8、2 、2 、核外电子排布的原则 8、2 、3 、原子的电子层结构和元素周期系

8、2 、1 、 多电子原子轨道能级 1.鲍林的原子轨道近似能级图

8、2 、1 、 多电子原子轨道能级 1.鲍林的原子轨道近似能级图 8、2 、1 、 多电子原子轨道能级 1.鲍林的原子轨道近似能级图 核外电子不仅受到核的吸引，而且彼此间也存在着相互排斥。E与n,l有关，其能级的高低次序由光谱实验确定。 鲍林近似能级图

鲍林近似能级图 说明 1.能级组与周期对应；2.此能级图只反映了同一原子内各原子轨道的能级高低顺序。

特点： ⑴ 能级组间能量差大，能级组内能量差小 ⑵ 简并轨道能量相同（3个p，5个d，7个f） ⑶ l相同，n越大能量越高。例：E2P<E3P<E4P ⑷ n相同，l越大能量越高。例：E4s<E4p<E4d<E4f ⑸ n和l同时变动时，发生能级交错 Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<Enp E6s<E4f<E5d<E6p

· 2.屏蔽效应 ： 有效核电荷Z*=Z-σ σ ：屏蔽常数 σ表示由于电子间的斥力， 而使原核电荷减少的部分。 +3 由于其它电子对某个选定电子的排斥作用削弱了核对这个电子的吸引力,相当于抵消了一部分核电荷.由于其余电子的存在削弱了核对该电子吸引作用的现象称为屏蔽效应。 有效核电荷Z*=Z-σ σ ：屏蔽常数 σ表示由于电子间的斥力， 而使原核电荷减少的部分。 · +3

由于屏蔽作用与被屏蔽电子所在的轨道有关，原子轨道的能量不仅取决于主量子数n，而且取决于角量子数 l ，随着角量子数 l 的增大，能级依次增高。各亚层的能级高低顺序为： ns  np  nd  nf。

3.钻穿效应 在多电子原子中，某个电子被屏蔽的多少既与其它电子的数目有关，也与其本身所处的状态有关，如果一个电子在核附近的区域出现的几率大，它就可以较多地回避屏蔽作用，从而受到核的有效吸引就越大，因此其能量就越低. 这种由于电子(一般指价电子)钻到核附近而回避其它电子的屏蔽的现象叫做钻穿效应. 电子钻穿的结果,避开了其他电子的屏蔽,起到增加有效核电荷、降低轨道能量的作用。

对于钻穿效应， ns﹥np ﹥ nd ﹥ nf,因而轨道能级的高低顺序为ns  np  nd  nf。 在多电子原子中， n相同，l不同， l越大电子能量越高。

对于多电子原子，屏蔽效应和钻穿效应是影响轨道电子能量的两个重要因素，两个互相联系又互相制约。一般说来，钻穿效应大的电子受其他电子的屏蔽作用较小，电子的能量较低，反之，则电子的能量较高。

问题：n和l都不同的电子，如3d与4s，其能级顺序如何？ E3d>E4s 能级交错 但这种能级高低顺序不是固定不变的。 15-20号元素：E4s<E3d 21┄┄ 元素：E4s>E3d

8、2 、2 、基态原子的核外电子排布原则 1.能量最低原理：电子在原子轨道上的分布，要尽可能地使电子的能量为最低。 2.保里不相容原理：每个原子轨道最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。或者,同一原子中,不可能有两个电子处于完全相同的状态。 3.洪特规则：在n和l相同的简并轨道上分布的电子，将尽可能分占m不同的轨道。 洪特规则特例：同一亚层，当电子分布为全满、半满或全空时，原子最稳定。 全充满 p6，d10，f14 半充满 p3，d5 ，f7 全 空 p0， d0，f0

7N:1s22s22p3 ─ 电子排布式 ─ 轨道表示式 思考: 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 ？ 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2 ？ 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

为了方便和突出电子的排布特点，常将内层已达到稀有气体电子结构的部分写成“原子实”，用稀有气体元素符号加括号表示。如： 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 [Ar] 3d6 4s2 3d6 4s2-为价电子层构型 价电子层结构-价电子[ns+np,(n-1)d+ns]所排布的电子层结构。 主族： 副族 如47Ag:4d105s1

电子排布式 价电子层构型 82Pb:[Xe]4f145d106s26p2 6s26p2 35Br:[Ar]3d104s24p5 4s24p5 注：价电子层中的电子并非全是价电子 价电子的电离顺序：np→ns→(n-1)d→(n-2)f 价电子的填充顺序：ns→(n-2)f→(n-1)d→np

根据上述电子排布原理，可写出全部元素的电子结构式。见P246页表8 — 5。 必须指出：电子排布“三原理”是电子排布的一般规律。但是，随着原子序数的增大，电子排布会更为复杂，使一些元素的电子排布与上述的“三原理”不太相符。 例 46号元素Pd的电子结构式： [Kr]4d105s0 41号元素铌Nb的电子结构式：[Kr]4d45s1 对此，应以事实为依据，不能自行更改，更不能因此而全盘否定上述的三原理。

8、2 、3 . 原子的电子层结构和元素周期系 1．元素性质呈周期性的内在因素    元素周期律―元素的性质随着核电荷数（原子序数）的递增而呈周期性的变化规律 原因:因元素按原子序数（核电荷）递增的顺序依次排列成周期表时，电子层结构重复ns1~ns2np6的变化。     元素周期律是原子内部结构周期性变化的反映.元素性质的周期性――原子电子层构型的周期性

周期 能级组 能级组内各原子轨道 元素数目 1 Ⅰ 1s 2 Ⅱ 2s,2p 8 3 Ⅲ 3s,3p 4 Ⅳ 4s,3d,4p 18 5 Ⅴ 5s,4d,5p 6 Ⅵ 6s,4f,5d,6p 32 7 Ⅶ 7s,5f,6d,7p 未完

2.原子的电子层结构与周期的关系 ⑴周期数=最外电子层的主量子数=最高能级组所在的组数。26Fe: [Ar] 3d6 4s2 能级组的划分是导致周期系中所有元素划分为周期的本质原因. ⑵各周期元素的数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。 思考：为什么原子的最外层最多只有8个电子， 次外层最多只有18个电子？

∵ 由于能级交错E(n-1)d﹥Ens，使最外层只能出现ns和np轨道，次外层中E(n-2)f ﹥Ens，使次外层只能出现ns、np和nd轨道，所以最外层只能8个电子，次外层只能18个电子。

例1：试判断11号Na元素的周期： 解: Na的电子结构为：1s22s22p63s1 ([Ne]3s1) ∵ 电子层数 n = 3， ∴ Na所在的周期为第三周期。 例2：第48号Cd元素所在的周期： 解：Cd元素的电子层结构为：[Kr]4d105s2 ∵ 电子层数 n=5, ∴ Cd元素为第五周期元素。

3.原子的电子层结构与族的关系 7个主族（A），7个副族（B），零族，Ⅷ族

⑴主族元素：价电子层具有ns1～2或ns2 np1～6结构的元素。 ⑵电价子层具有(n-1)d1～10 ns1～2的结构 参加反应的电子除了最外层的ns电子外，还有次外层的d电子。

ⅰ (n-1) d + ns 电子数 ≤ 8 时则： 族数 ＝ (n-1)d + ns 电子数 例：22号元素钛：[Ar]3d24s2 第ⅣB族 ⅱ (n-1)d + ns电子数 ＝ 8，9，10时； 族数 = 第Ⅷ族。 例：26～28号元素[Ar]3d6～84s2，为第Ⅷ族 ⅲ (n-1)d + ns 电子数＝11, 12时， 族数 =第ⅠB；ⅡB族。 例：29号元素；[Ar]3d104s1 第ⅠB族； 30号元素；[Ar]3d104s2 第ⅡB族；

例： 试推出35号元素所在的周期和族? 解： 35号元素溴(Br)的电子结构式为: 1s22s22p63s23p63d104s24p5 ∴ 该元素在周期系的第四周期 ⅦA族 例：试推出25，45，80号元素所在的族？ 25号元素Mn：[Ar]3d54s2 ∴ Mn属ⅦB族元素 45号元素Rh：[Kr]4d85s1 ∴ Rh属Ⅷ族元素 80号元素Hg：[Xe]4f145d106s2 ∴ Hg属ⅡB族元素

4.原子的电子层结构与元素的分区 S区 d区 ds区 p区 f区 IA IIA ⅢB  VIIB、VIII IBⅡB O ⅢA  VIIA La 系 Ac 系 S区 d区 ds区 p区 f区

s区元素：最外层为ns1、ns2 的电子层结构(ⅠA；ⅡA族)的元素。该区元素具有活泼的化学性质，易失去电子形成M+ ，M2+离子，又称为碱金属，碱土金属。 p区元素：最外层电子结构为ns2np1～6 ,包括了ⅢA～0族元素（He无p电子）。p区元素大多为非金属，在化合物中可形成与族相同的最高氧化态(但O、F除外)。

d区(及ds区)元素： 价电子结构特征(n-1)d1～10ns1～2包括了ⅢB～Ⅷ族和ⅠB 、ⅡB族(ds区)的过渡元素。本区元素最外层只有1～2个电子，化学反应时可失去或参与反应。因而表现出的化学性质为 ⅰ 都是金属； ⅱ 可显+2氧化态； ⅲ 同周期的本区元素性质比较相近； ⅳ 除ns电子可参与反应外，(n-1)d电子也可部 分或全部参与反应。因此可显多种氧化态。

f 区元素： 电子结构特征：(n-2)f 0～14(n-1)d 0～2ns2 电子填充时，最后一个电子填在(n-2)f 轨道上。包括了镧系和锕系元素。 f 区元素的特点是：化学性质十分相似 因为最外层和次外层的电子结构十分相似；只在外第三层有所不同。

例1：某第四周期元素失去3个电子后，在l =2 的轨道上电子恰好半充满，试写出该元素的电子结构式，判断它在周期系中的位置、原子序数、元素名称和符号。 ∵ 该元素为第四周期元素 ∴ 电子层数n = 4 ∵ 当失去3个电子后l = 2的轨道上有半充满结构 ∴ 该离子M3+具有3d5的电子结构 ∴ 该元素的外层电子结构为：3d64s2 则该元素的电子结构为：[Ar]3d64s2， ∴ 该元素在周期系中位置为：第四周期Ⅷ族。 原子序数26号，元素名称 —— 铁，符号Fe

例2：试写出第47号元素的电子结构式，判断它在周期系中的位置。 解：该元素的电子层结构式为： 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 ；或 [Kr]4d105s1 ∴ 该元素的周期系位置为： 第五周期ⅠB族；元素名称：银；符号Ag

§8.3 元素基本性质的周期性 8.3.1.有效核电荷Z* 8.3.1.原子半径 8.3.3.电离能 8.3.4.电子亲合能 8.3.5.电负性x

由于原子电子层结构呈现周期性，因此与电子层结构有关的元素的基本性质如：原子半径、电离能、电子亲合能、电负性等也呈现明显的周期性。

8.3.1. 有效核电荷Z* 随着元素原子序数增加，原子的有效核电荷Z*呈现周期性的变化。 同一周期： 短周期：从左到右，Z*显著增加。 长周期：从左到右，在d区Z*增加不多，在 主族元素区显著增加。 同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。

8.3.2.原子半径 1.原子半径的类型 ⑴原子的共价半径：同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半叫原子的共价半径。 ⑵金属半径：把金属晶体看成是由球状的金属原子堆积而成，假定相邻两原子彼此接触，则其核间距的一半就是该原子的金属半径。

⑶范德华半径：当两个原子之间只靠分子间作用力相互接近时（如稀有气体的单原子分子），两原子之间核间距离的一半就叫范德华半径。 范德华半径 d = 2 r范 金属半径 d = 2 r金 共价半径 d = 2 r共

2.原子半径的周期性

同周期的主族元素,自左向右，元素的有效核电荷数 ，原子半径  同周期的副族元素,自左向右，元素的有效核电荷数 ( 增大的幅度较小 )，原子半径 （减小的幅度比主族小得多） 同主族元素由上而下，n （即电子层数增加），原子半径  同副族元素由上而下半径增大的幅度较小，特别是第五、六周期的同族元素，原子半径很相近(镧系收缩，P251）。

8.3.3.电离能 1.定义 某元素一个基态的气态原子失去一个电子形成正一价的气态离子时所需要的能量叫做这种元素的第一电离能。常用符号I1表示，单位kJ·mol-1。 M(g)-e-M+(g) I1 ；M+(g)- e- M2+(g）I2 2.作用 ①I1是衡量元素金属性的一种尺度。I1越小表示元素的原子越易失电子，金属性越强。 ②用于说明元素通常呈现的价态 同一元素的电离能： I1 I2  I3  ···

3.影响电离能大小的因素 电离能的大小主要取决于原子的有效核电荷、原子半径及原子的电子层结构

①核电荷及原子半径 主族元素：同周期，从左到右，I1增大 同族，从上到下，I1减小 过渡元素：I1变化不大，总趋势是从左到右I1 略有增加 , 从上到下变化幅度较小，且不大规则 * ②电子层结构的影响 A 各周期末尾的稀有气体电离能最大； B 同周期，I总趋势增大，但有反常

重点 I1（B）＜I1（Be) I1（O）＜I1（N) 2s22p1 2s2 2s22p4 2s22p3 B、O等失电子后最外层轨道成为全满、半满或全空的结构，所需能量小。 Be、N等因结构稳定失电子难,故需能量高。 总之：稀有气体（s2p6)、碱土金属(s2)、ⅡB元素(d10s2)具有反常高的电离能。

8.3.4.电子亲合能 1.定义 某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成负一价的气态离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲合能。 F(g)+e-F-(g) A1=-328kJ·mol-1; 意义：1mol气态F原子得到1mol电子转变为1mol气态F-时，放出能量322kJ。 非金属元素一般具有较大的电子亲合能，A越大表示得电子倾向越大。

2.A的正负值所代表的意义 A1<0,表示元素的原子得到电子时放出能量; A1>0(如ⅡA),表示原子得电子时需吸收能量; 一般A2>0,说明负一价离子变成负二价离子要吸热. O(g)+е-→O-(g) A1=-141kJ·mol-1 O-(g)+е-→O2-(g) A2=+780kJ·mol-1 O(g)+2е-→O2-(g) A=+639kJ·mol-1 （吸热）

同周期从左到右，A负值呈增大趋势（放热多）.卤素的A 呈现最大负值；碱土金属，氮，稀有气体的A1是正值（或零），与稳定结构有关 3.电子亲合能的周期性 F CI Br I A是用来衡量元素原子得电子的难易，半径越小，越容易得电子，A越大。 同周期从左到右，A负值呈增大趋势（放热多）.卤素的A 呈现最大负值；碱土金属，氮，稀有气体的A1是正值（或零），与稳定结构有关 同族从上到下A的负值呈减小趋势(即代数值变大)。对所有的元素， A2是正值，（电子排斥）

* 思考：解释A1（O）<A1(S),A1(F)<A1(CI)? O、F半径过小，电子云密度高，由于电子间的排斥力，使放出的能量减小。

8.3.5 电负性x 1.定义 元素原子在分子中吸引电子的能力叫该元素的电负性。 越大，元素原子得电子的能力越强； 越小，元素原子得电子的能力越弱。 2.电负性的周期性（主族） 同一周期，从左到右电负性增加，元素的非金属性增强。 同一族，从上到下电负性递减，元素的金属性增强。

副族元素电负性的变化规律较差,同周期从左到右,总的趋向于增大. 同族元素的电负性的变化很不一致,这与镧系收缩有关 副族元素电负性的变化规律较差,同周期从左到右,总的趋向于增大.同族元素的电负性的变化很不一致,这与镧系收缩有关.它们的电负性相差较小，都是金属，但金属性不及IA、ⅡA族元素活泼。 值与金属、非金属性关系： 通常在2.0以下为金属，反之为非金属。但也不是绝对的。

最小Cs(0.79)金属性最强;X最大F(3.98)非金属性最强