任务一|原子结构 元素周期系
一、原子结构
自然界存在的物质种类繁多，性质各异，组成了五彩缤纷的繁华物质世界。无论是有生命的有机体还是无生命的无机体，包括宏观的天体和微观的分子、原子，其实都是由100多种元素组成的。20世纪40年代，人们已发现了自然界存在的92种化学元素；经过许多科学家的不断探索，加上用粒子加速器人工制造的化学元素，到20世纪末人类已经发现的元素总数已达112种。不同的物质由不同种类的原子以不同的数目、不同的结合方式组成。物质的微观结构决定了物质的性质。掌握物质结构基本知识，能够深入了解物质的性质。
物质由分子组成，分子由原子组成，原子是否还能继续分割？电子、X射线、放射性现象的发现，证明了原子是可以进一步分割的。
1911年卢瑟福（Rutherford E）通过α粒子的散射实验提出了含核原子模型（称卢瑟福模型）：原子是由原子中心一个带正电荷的原子核以及一群环绕在核周围的带负电荷的电子组成。原子核非常之小，直径在10-5nm左右，但却几乎占有原子的全部质量。原子核也具有复杂的结构，它由带正电荷的质子和不带电荷的中子组成。电子、质子、中子等称为基本粒子。原子很小，基本粒子更小，但是它们都有确定的质量与电荷。
原子是电中性的，即原子核内的质子数等于其核外的电子总数。质量数是将原子内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加而得到的数值。由于一个质子和一个中子相对质量取近似整数值时均为1，所以质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。
在通常情况下，原子核并不参与物质的化学变化，在化学变化中实际上只是核外电子的运动状态发生了改变，所以研究核外电子运动的规律就成为化学中的重要问题。
我们把质量和体积都很小的电子、质子、中子、原子等组成物质的结构微粒，称为微观粒子；而汽车、火车、轮船、飞机、人造卫星及日常生活中的一些物体，其质量和体积都比较大，运动速度比光速小得多，我们称之为宏观物体。微观粒子及其运动与宏观物体及其运动在本质上有很大的差别。与宏观物体相比，微观粒子的运动规律有其自身特有的运动特征和规律，即波粒二象性，体现在量子化及统计性。
1.核外电子运动状态
电子是带负电荷的质量（9.1095×10-31kg）很小的微粒，它在原子的空间（直径大约10-10m）内运动，速度很快（约为106m/s），接近光速（3×108m/s）。电子的运动和宏观物体的运动不同，没有确定的轨道，不能用经典力学来描述。而要用量子力学来描述，以电子在核外出现的概率密度、概率分布来描述电子运动的规律。我们可以用统计的方法，如以原子核为坐标原点，电子在核外定态轨道上运动，虽然无法确定电子在某一时刻会在哪一处出现，但是电子在核外某处出现的概率大小却不随时间改变而变化。可以对一个电子多次的行为或对许多电子的一次行为进行总的研究，统计出电子在核外空间某区域出现机会的多少，这个机会数学上称为几率。
电子云就是形象地用来描述电子出现概率的一种图示方法。
如图1-1所示为氢原子处于能量最低状态时的电子云，图中黑点的疏密程度表示概率密度的相对大小。由图可知：离核愈近，概率密度愈大；离核愈远，概率密度愈小。在离核距离（r）相等的球面上概率密度相等，与电子所处的方位无关，因此基态氢原子的电子云是球形对称的。
（1）电子云 电子云就是用小黑点疏密来表示空间各电子出现概率大小的一种图形。为了形象化地表示核外电子运动的几率密度，习惯上用小黑点分布的疏密来表示空间电子出现的几率密度的相对大小。小黑点较密的地方，表示几率密度较大，单位体积内电子出现的机会多。我们把描述电子在核外出现的几率密度分布所得的空间图像称为电子云。如图1-1所示是通常状况下氢原子的电子云示意图。
由图1-1中可以看出，在氢原子中，电子的几率密度随离核距离的增大而减小，也就是电子在单位体积出现的概率以接近原子核处为最大。电子云是没有确切边界的，在离核较远的地方，电子仍有出现的可能。
（2）核外电子运动状态 电子在原子中不仅围绕原子核运动，而且还有自旋运动。电子的运动状态，需要从四个方面来描述，即电子层、电子亚层和电子云的形状、电子云的伸展方向、电子的自旋。这样才能比较全面地反映电子在核外空间的运动情形。这四个方面对应于量子力学中描述核外电子运动状态的四个量子数。
图1-1 氢原子基态电子云图
①主量子数n与电子层：在含有多个电子的原子里，电子的能量高低不同，能量低的，通常在离核较近的区域运动（处于较低的能级）；能量高的，通常在离核较远的区域运动（处于较高的能级）。根据电子的能量差异和运动区域离核的远近不同，通常将核外电子分成不同的电子层，并按照它们的能量由低到高（即由里向外）的顺序，把电子层的序数n依次用1、2、3…等数字表示。相应地也可用K、L、M、N、O、P等符号表示。
主量子数n可取的数为1，2，3，4…，n愈大，电子离核愈远，能量愈高。由于n只能取正整数，所以电子的能量是分立的、不连续的，或者说能量是量子化的。在同一原子内，具有相同主量子数的电子几乎在离核距离相同的空间内运动，可看作构成一个核外电子“层”。根据n=1，2，3，4…相应称为K，L，M，N，O，P，Q层。主量子数n是决定原子中电子能量的主要因素，n值越大，电子能量越高。
电子层及其符号如表1-1所示。
表1-1 电子层及其符号
②电子云的形状（轨道角量子数l）和电子亚层：科学研究发现，电子在同一电子层中运动，电子云的形状也不相同，能量也稍有差别。根据这个差别，又可以把一个电子层分成一个或几个亚层，对应于轨道角量子数l。轨道角动量量子数l的取值受主量子数n的限制，l可取的数为0，1，2，3，（n-1），共可取n个数值。l的每个值代表一个亚层。在光谱学中分别用符号s，p，d，f等表示，即l=0用s表示，l=1用p表示等，相应为s亚层、p亚层、d亚层和f亚层，而处于这些亚层的电子即为s电子、p电子、d电子和f电子。例如：当n=1时，l只可取0；当n=4时，l分别可取0，1，2，3。K层只有一个亚层，即s亚层；L层有两个亚层，即s亚层和p亚层；M层有三个亚层，即s、p、d亚层；N层有四个亚层，即s、p、d、f亚层（表1-2）。l反映电子在核外出现的概率密度（电子云）分布随角度（θ）变化的情况，即决定电子云的形状。当l=0时，s电子云与角度（θ）无关，所以呈球状对称。角量子数l确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能级。在多电子原子中，当n相同时，不同的l（即不同的电子云形状）也影响电子的能量大小。
表1-2 角量子数l的取值
不同亚层的电子云形状不同，s亚层的电子云呈球形对称，p亚层的电子云呈哑铃形，d亚层的电子云呈花瓣形，f亚层的电子云形状比较复杂，这里不作介绍。
为了清楚地表示出某个电子处于核外哪个电子层和亚层，可将电子层的序数n标在亚层符号的前面。如处于K层的s亚层的电子标为1s；处于L层的s、p亚层的电子标为2s和2p；处于M层的d亚层的电子标为3d；处于N层的f亚层的电子标为4f。
③磁量子数m与电子云的伸展方向：电子云不仅有确定的形状，还有一定的伸展方向。在一定的电子层上，具有一定的形状和伸展方向的电子云所占据的空间称为一个原子轨道。（注意这只不过是沿袭的术语，而非宏观物体运动所具有的那种轨道的概念。）同一亚层内的原子轨道其能量是相同的。s电子云在空间只有球状对称的一种取向，在空间各个方向上伸展的程度相同，表明s亚层只有一个轨道，如图1-2所示；p电子云在空间有互成直角的三个伸展方向，分别以px，py，pz表示，即p亚层有3个原子轨道；2p电子云的伸展方向如图1-3所示；d电子云有五种伸展方向，d亚层有5个原子轨道；f电子云有七种伸展方向，f亚层有7个原子轨道。
图1-2s电子云
图1-3 2p电子云的三种伸展方向
s、p、d、f四个亚层就分别有1、3、5、7个轨道。这样，各电子层可能有的轨道数如下：
即每个电子层可能有的最多轨道数为n2。
④自旋量子数ms与电子的自旋 自旋角动量量子数ms与n，l，m三个量子数是解薛定谔方程过程所要求的量子化条件。实验也证明了这些条件与实验的结果相符。但用高分辨率的光谱仪在无外磁场的情况下观察氢原子光谱时发现原先的一条谱线又分裂为两条靠得很近的谱线，反映出电子运动的两种不同的状态。为了解释这一现象，又提出了第四个量子数，叫自旋角动量量子数，用符号ms表示。前面三个量子数决定电子绕核运动的状态，因此也常称轨道量子数。原子中电子不仅绕核运动外，其自身还做自旋运动。量子力学用自旋角动量量子数表示电子的两种不同的自旋运动状态。通常图示用向上箭头↑、向下箭头↓表示。两个电子的自旋状态为“↑↑”时，称为自旋平行；而“↑↓”的自旋状态称为自旋相反。
综上所述，电子在原子核外的运动状态是相当复杂的，必须由它所处的电子层、电子亚层、电子云的空间伸展方向和电子自旋状态四个方面（四个量子数）来决定。四个量子数是相互联系、相互制约的。主量子数n和轨道角动量量子数l决定核外电子的能量；轨道角动量量子数l决定电子云的形状；磁量子数m决定电子云SI决定的空间取向；自旋角动量量子数电子运动的自旋状态。根据四个量子数可以确定核外电子的运动状态，可以算出各电子层中电子可能的状态数。也就是说，当我们要描述一个电子的运动状态时，也必须同时从这四个方面用四个量子数来一一指明。
氢原子的核外只有1个电子，它只受到原子核的吸引作用，其原子轨道的能量只取决于主量子数n。而在多电子原子中，电子不仅受核的吸引，电子与电子之间还存在相互排斥作用，电子的能量不仅取决于主量子数n，还与轨道角动量量子数l有关，即核外电子在主量子数n相同的同一电子层内，各亚层的能量是不相等的。
2.核外电子排布
了解了核外电子的运动状态后，我们要讨论核外电子的排布情况。了解核外电子的排布，有助于对元素性质周期性变化规律的理解，以及对元素周期表结构和元素分类本质的认识。在已发现的112种元素中，对于氢以外的其他元素的原子，核外都不止一个电子，这些原子统称为多电子原子。根据原子光谱实验和量子力学理论，原子核外电子排布遵循以下三条原则：
（1）保里不相容原理 原子核外电子的运动状态是由它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋状态这四个方面来决定的。1929年，奥地利科学家保里提出：在同一个原子里，没有这四个方面完全相同的两个电子存在。也就是说，在同一个原子里，不可能有运动状态完全相同的两个电子。这个结论称为保里不相容原理，科学实验也证明了这一点。
在一个原子里，每个电子都拥有唯一的一组量子数n，l，m，ms，两个电子各自拥有的一组量子数不能完全相同，假若它们的主量子数n，角量子数l，磁量子数m分别相同，则自旋磁量子数ms必定不同，它们必定拥有相反的自旋磁量子数。换句话说，处于同一原子轨道的两个电子必定拥有相反的自旋磁量子数。
根据这一原理，s轨道可容纳2个电子，p，d，f轨道依次最多可容纳6，10，14个电子；并可以推算出每个电子层最多容纳的电子总数是2n2个。4个量子数与电子排布如表1-3所示。
表1-3 4个量子数与电子排布
续表
（2）能量最低原理 系统的能量越低，系统越稳定，这是大自然的规律。原子核外电子的排布也服从这一规律。在多电子原子核外电子的排布中，通常状况下，基态时核外电子总是尽可能优先占有能级最低的轨道，使原子处于能量最低的状态；只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能级较高的轨道，这个规律称为能量最低原理。
所谓能级，就是把原子中不同的电子层和亚层按能量高低排列成序，像台阶一样，如1s能级、2s能级、2p能级等。相邻两个能级组之间的能量差较大，而同一能级组中各轨道能级间的能量差较小或很接近。
当主量子数n相同时，随着轨道角动量量子数l的增大，轨道能量E升高。
例如：Ens＜Enp＜End＜Enf
当轨道角动量量子数l相同时，随着主量子数n的增大，原子轨道的能量依次升高。例如：E1s＜E2s＜E3s以此类推。
当主量子数n和轨道角动量量子数l都不同时，则可能会有能级交错现象。
例如：E4s＜E3d＜E4p
E5s＜E4d＜E5p
E6s＜E4f＜E5d＜E6p
如图1-4所示为多电子原子的近似能级图和电子填充顺序。图中圆圈代表原子轨道，其位置的高低表示了各轨道能级的相对高低。此图也称为鲍林近似能级图，它反映了核外电子填充的一般顺序。
图1-4 多电子原子的近似能级图（1）和电子填充顺序（2）
根据原子中各轨道能量大小相近的情况，把原子轨道划分为七个能级组（图中用虚线方框表示）。不难看出，相邻两个能级组之间的能量差比较大，而同一能级组中各轨道的能量差较小或很接近。
必须指出，鲍林近似能级图仅仅反映了多电子原子中原子轨道能量的近似高低，不能认为所有元素原子的能级高低都是一成不变的。光谱实验和量子力学理论证明，随着元素原子序数的递增（核电荷增加），原子核对核外电子的吸引作用增强，轨道的能量有所下降。由于不同的轨道下降的程度不同，能级的相对次序有所改变。
（3）洪特规则 科学家洪特从大量的光谱实验中发现，电子在能量相同的轨道上分布时，总是尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道。这样的排布方式，原子的能量较低，体系较稳定，这就是洪特规则。
例如：碳元素的原子核外有6个电子、氮元素的原子的电子层排布可表示为1s22s22p2和1s22s22p3，此式称为电子排布式。按能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个或3个电子排布在2个或3个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是某两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。
作为洪特规则的补充，能量相等的等价（简并）轨道全充满、半充满或全空的状态比较稳定。
根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d …
洪特规则的特例是等价轨道（同一亚层中的简并轨道）上的电子排布在半充满、全充满、全空的状态能量最低是比较稳定的。即以下情形最为稳定：
半充满：p3或d5或f7。
全充满：p6或d10或f14。
全空：p0或d0或f0。
二、元素周期律与元素性质的周期性
1.电子层结构与元素周期律
元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。依照原子序数递增的顺序列出1号至112号元素原子基态电子排布可以发现，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化。这种变化导致元素的性质也呈现出周期性变化。元素性质的周期性来源于原子电子层结构随原子序数递增而呈现的周期性，元素周期律正是原子内部结构周期性变化的反映，这一规律的图表形式就是元素周期表。元素周期表是1869年俄国科学家门捷列夫（Dmitri Mendeleev）首创的，他将当时已知的63种元素依原子质量大小以表的形式排列，把相似化学性质的元素放在同一行，建立了元素周期表的雏形。经过多年修订后才形成现在的周期表。在周期表中，一横行称为一个周期，一列称为一个族。元素在周期表中的位置和它们的电子层结构有直接关系。元素周期表如图1-5所示。
元素周期律使人们认识到元素之间彼此不是相互孤立的，而是存在着内在的联系，由此对化学元素的认识形成了一个完整的自然体系，使化学成为一门系统的科学。
（1）元素周期与能级组 元素周期表是元素周期律的具体表现形式。它将已知元素共分为7个周期，横向排列。因而元素周期表中有7个横行，每个横行称为一个周期。原子核外电子分布的周期性是元素周期律的基础，从各元素的电子层结构可知，主量子数n每增加1个数值就增加一个能级组，因而增加一个新的电子层，相当于周期表中的一个周期。原子具有的电子层数与该元素所在的周期序数相对应。每一个能级组就对应于一个周期。元素周期表中的七个周期与七个能级组的划分是一致的。不难发现，基态原子填有电子的最高能级组序数与元素原子所处周期数相同，各能级组能容纳的电子数等于相应周期的元素数目。周期划分的本质是原子轨道能量关系的体现。观察比较周期表与能级组，由于有能级交错，也就有长短周期之分。
图1-5 元素周期表
第1周期只有2种元素，特短周期；第2、3周期各有8种元素，称为短周期；第4、5周期各有18种元素，是长周期；第6周期有32种元素，称为特长周期；第7周期，预计有32种元素，现在只有26种元素（至今发现的元素只有112种），尚未排满，称为不完全周期。
每一周期的元素随着原子序数的递增，总是从活泼的碱金属开始（第1周期除外）逐渐过渡到最后一个稀有气体元素，而稀有气体元素因各轨道上的电子都已充满，是一种最稳定的原子结构。对应于其电子结构的能级组则从ns1到np6结束，如此周期性的重复出现。
（2）周期表中族的划分与价电子构型 价电子与价电子构型：价电子是原子发生化学反应时易参与形成化学键的电子，价电子所在的亚层称为价电子层或价层，价电子层的电子排布称价电子构型，它反映元素原子在电子层结构上的特征。由于原子参与化学反应为外层电子构型中的电子，所以价电子构型与原子的外层电子构型有关。
①族：元素周期表中的纵列称为族。在元素周期表中元素共有18个纵列，分为16个族，其中7个主族（A族）、7个副族（B族）、1个Ⅷ族和1个零族。
②主族：元素周期表中第1～2列和第13～17列，七列为主族元素，以符号ⅠA～ⅦA表示。主族元素的最后一个电子填入ns或np亚层上，价电子总数等于族数。如7号元素N，电子构型为1s22s22p3，最后一个电子填入2p亚层，价电子总数为5，因而是ⅤA元素。
由于同一族中各元素原子核外电子层数从上到下递增，因此同主族元素化学性质从上到下具有递变性。
③副族：元素周期表中第3～7，11～12列共七列称副族元素，即ⅢB～ⅦB，ⅠB～ⅡB表示。副族元素的最后一个电子填入（n-1）d或（n-2）f亚层上其价电子构型为（n-1）d1～10ns0～2，副族元素也称过渡元素。ⅠB，ⅡB副族元素的族数等于最外层s电子的数目，ⅢB～ⅦB副族元素的族数等于最外层s电子和次外层（n-1）d亚层的电子数之和，即价电子总数。如22号元素Ti，其价电子构型为3d24s2，价电子数为4，因而是ⅣB元素。
对主族元素，其价电子构型为最外层电子构型（ns np）；对副族元素，其价电子构型不仅包括最外层的s电子，还包括（n-1）d亚层甚至（n-2）f亚层的电子。
④Ⅷ族：元素周期表中第8、9、10三列共9个元素，称Ⅷ族元素，它们的价电子数为8、9、10，与其族数不完全相同。
⑤零族：元素周期表中第18列共6个元素，称0族元素，元素为稀有气体，最外电子层均已填满，达到8电子稳定结构。
（3）价电子构型与元素分区 元素周期表中的元素除按照周期和族来划分外，还可以根据元素的价电子构型不同，把周期表中元素所在的位置分为s、p、d、ds、f五个区。
s区：s区元素最后一个电子填充在s轨道，价电子构型为ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族。它们在化学反应中易失去电子形成+1价或+2价离子，为活泼金属。
p区：p区元素最后一个电子填充在p轨道，价电子构型为ns2np1～6，位于长周期表的右侧。包括ⅢA～ⅦA和0族，共六个族元素。
s区和p区元素为主族元素和0族元素，其共同特点是最后一个电子都填入最外电子层，最外层电子总数等于族数。
d区：d区元素最后一个电子基本填充在次外层（倒数第二层）（n-1）d轨道（个别例外），它们具有可变氧化态，包括ⅢB～ⅦB和Ⅷ族，共六个族元素。d区元素其价电子构型除（n-1）dxns2外，还有（n-1）dx+1ns1或（n-1）dx+2ns0，其中x=1～8的族数可由最外层ns轨道上的电子数（设为y）与次外层（n-1）d轨道上的电子数（设为x）之和来推断。当x+y=8～10时为Ⅷ族，其余的数值即为相应副族元素所在的族数。
ds区：ds区元素的价电子构型为（n-1）d10ns1～2。与d区元素的区别在于它们的（n-1）d轨道是全满的；与s区元素的区别在于它们有（n-1）d10电子层，即它们的次外层d轨道已全充满。所以ds区元素的性质既不同于d区元素也不同于s区元素，在周期表中的位置介于d区和p区之间。ds区元素的族数等于最外层ns轨道上的电子数。
f区：f区元素最后一个电子填充在f亚层，价电子构型为（n-2）f0～14（n-1）d0～2ns2，包括镧系和锕系元素，位于周期表下方。
周期表分区示意图如图1-6所示。
图1-6 周期表分区示意图
2.元素原子性质的周期性
（1）原子半径（r）原子核周围是电子云，它们没有确切的边界。我们通常所说的原子半径是根据物质的聚集状态，人为规定的一种物理量。根据量子力学的观点，原子中的电子在核外运动并无固定轨迹，电子云也无明确的边界，因此原子并不存在固定的半径。但是，现实物质中的原子总是与其他原子为邻的，如果将原子视为球体，那么两原子的核间距离即为两原子球体的半径之和。常将此球体的半径称为原子半径（r）。
原子半径的变化规律：同一主族元素原子半径从上到下逐渐增大。因为从上到下，原子的电子层数增多，所以半径增大。副族元素的原子半径从上到下递变不是很明显。第一过渡系到第二过渡系的递变较明显，而第二过渡系到第三过渡系基本没变，这是由于镧系收缩的结果。
同一周期中原子半径的递变按短周期和长周期有所不同。在同一短周期中，由于有效核电荷的逐渐递增，核对电子的吸引作用逐渐增大，原子半径逐渐减小。在长周期中，过渡元素由于有效核电荷的递增不明显，因而原子半径减小缓慢（图1-7）。
图1-7 原子半径的周期性变化
（2）元素的电离能 基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量称为元素的电离能。单位为kJ/mol（SI单位为J/mol）。
处于基态的气态原子失去一个电子生成+1价的气态阳离子所需要的能量称为第一电离能（I1），由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子时所需能量称为元素的第二电离能（I2），依次类推第三、四电离能。且一般I1＜I2＜I3…由于原子失去电子必须消耗能量克服核对外层电子的引力，所以电离能总为正值，电离能越小，电子越容易被夺走。通常不特别说明，电离能都是指的第一电离能。
一般来说，周期表中同周期元素，从左到右电离能逐渐增加；而同一主族，由上往下电离能逐渐减小元素第一电离能的周期性变化如图1-8所示。
图1-8 元素第一电离能的周期性变化
同一周期主族元素从左到右，有效核电荷逐渐增大，电离能呈增大趋势，表示元素原子越来越难失去电子。它是由电离能最小的碱金属元素，到电离能最大具有稳定电子层结构的稀有气体。故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性，直至强非金属性。短周期的这种递变更为明显，因为同周期元素电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强。
同一周期副族元素从左至右，有效核电荷增加不多，电离能增加不如主族元素明显，只是随着原子序数的增加第一电离能略有增加。由于最外层只有两个电子，副族元素（过渡元素）均表现金属性。
同一周期内元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折。当外围电子在能量相等的轨道上形成全空（p0，d0，f0）、半满（p3，d5，f7）或全满（p6，d10，f14）结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大。
同一主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。
同一副族电离能变化不规则。
（3）元素的电负性（χ）电离能是衡量一个原子给出电子难易程度的定量尺度。相反，电负性是指原子在分子中吸引成键电子的能力，是表示元素的原子在分子中吸引电子能力的相对大小，它较全面地反映了元素金属性和非金属性的强弱。元素的电负性数值越大，其吸引电子的能力就越强。最活泼的非金属氟的电负性为4.0，根据热化学数据比较各元素原子吸引电子的能力，得出其他元素的电负性，数值大小在0.7～4.0。金属元素的电负性一般在2.0以下，非金属元素的电负性一般在2.0以上。元素电负性的大小可以衡量元素金属性与非金属性的强弱。
电负性的概念最早是由鲍林在1932年提出来的，所以也叫鲍林电负性。如表1-4所示为主族元素的电负性（鲍林电负性数值）。
表1-4 主族元素的电负性（L. Pauling值）
如表1-4所示可以看出电负性递变规律：随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。氟的电负性最大（4.0），是最活泼的非金属元素；钫是电负性最小（0.7），是最活泼的金属元素。过渡元素的电负性都比较接近，没有明显的变化规律。
（4）元素的金属性与非金属性 元素的金属性是指元素的原子失去电子变成阳离子的能力；元素的非金属性是指元素的原子得到电子变成阴离子的能力。元素的原子越容易失去电子，金属性就越强；而元素的原子越容易得到电子，其非金属性就越强。
按元素周期律，同周期元素由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族元素由上到下，随电子层数的增加，非金属性减弱。
对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增，原子核电荷数逐渐增大，而电子层数却没有变化，因此原子核对核外电子的引力逐渐增强，随原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐降低，元素金属性逐渐减弱；而原子得电子能力逐渐增强，元素非金属性逐渐增强。例如：对于第三周期元素的金属性Na＞Mg＞Al，非金属性Cl＞S＞P＞Si。同主族元素随着原子序数的递增，电子层逐渐增大，原子半径明显增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，元素的原子失电子逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强，非金属性减弱。例如：第一主族元素的金属性H＜Li＜Na＜K＜Rb＜Cs，卤族元素的非金属性F＞Cl＞Br＞I。
在元素周期表中，越向左、下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs；越向右、上方，元素的非金属越强，非金属性最强的元素是F。例如：金属性K＞Na＞Mg，非金属性O＞S＞P。
（5）元素的氧化数 元素的氧化数（或称氧化值）是指某元素一个原子的形式电荷数，这种电荷数是假设化学键中的电子指定给电负性较大原子而求得的。
氧化数反映元素的氧化状态，有正、负、零之分，也可以是分数，与原子的价电子构型有关，周期表中元素的最高氧化数呈周期性变化。ⅠA-ⅦA族（F除外）、ⅢB-ⅦB族元素的最高氧化数等于价电子总数，也等于其族序数，ⅠB、ⅡB、ⅧA、ⅧB族元素的最高氧化数变化不规律。非金属元素的最高氧化数与负氧化数的绝对值之和等于8。
综上所述，元素性质随原子序数递增而呈周期性变化的规律，称为元素周期律。元素周期性的实质是原子核外电子分布周期性变化的必然结果。