高等无机课件

高等无机1-1-31-1-3高等无机第三节第三节 原子结构参数的周期性原子结构参数的周期性一、一、原子结构的周期性原子结构的周期性二、二、原子半径的周期性原子半径的周期性 三、三、电离能的周期性电离能的周期性 四、四、电子亲合能的周期性电子亲合能的周期性 五、五、电负性的周期性电负性的周期性 高等无机一、一、原子结构的周期性原子结构的周期性 元素性质的周期性变化规律，元素性质的周期性变化规律，称为称为元素的周期律元素的周期律，其表格形式，其表格形式称为称为周期表周期表(亦称周期系亦称周期系)。 随着原子序数的增加，原子的基态电子随着原子序数的增加，原子的基态电子构型构型呈现呈现周期性的变化，从而使元素周期性的变化，从而使元素性质性质也呈周期性的变化，也呈周期性的变化，这就是元素周期律的实质。这就是元素周期律的实质。 高等无机高等无机六六. . 核外电子的排布及元素周期表核外电子的排布及元素周期表 2. 2. 周期表与原子电子层结构的关系周期表与原子电子层结构的关系族族 A A B B A A1 12 23 34 45 56 67 7 8 81 12 23 34 45 56 67 70 01 1 2 2 3 34 45 56 67 7区区 S S区区 d d区区dsds区区 P P区区n nS S1 1 2 2 nS nS2 2 （n-1n-1）d d1 81 8 nS nS2 2 n n p p1 61 6 （n-1）d10 n S1 2 元素周期表与原子的电子层结构关系图元素周期表与原子的电子层结构关系图 镧系元素、锕系元素 区（）-（）高等无机 1周期周期 根据原子基态电子轨道能级图可知，原子轨道按能量高低，根据原子基态电子轨道能级图可知，原子轨道按能量高低，可分成可分成7个能级组个能级组，这些能级组的存在，是元素被划分成，这些能级组的存在，是元素被划分成7个周期个周期的本质原因。的本质原因。 每个能级组中能容纳的每个能级组中能容纳的电子数目最大值电子数目最大值即是该周期中所含即是该周期中所含元素的数目元素的数目（第七周期除外）。（第七周期除外）。 高等无机2族族 周期表中每一个纵列的元素具有相似的价层电子结构，每一周期表中每一个纵列的元素具有相似的价层电子结构，每一个纵列称为元素的一个族（第个纵列称为元素的一个族（第族包含族包含3个纵列个纵列)。故故18个纵列个纵列分为分为16个族个族，主族、副族各包含，主族、副族各包含8个族。个族。(1)主族主族 按电子的填充顺序，按电子的填充顺序，凡是最后一个电子填人凡是最后一个电子填人ns或或np能级能级的元素称为主族元素。的元素称为主族元素。 (2)副族副族 按电子填充顺序，按电子填充顺序，凡是最后一个电子填在价电子层凡是最后一个电子填在价电子层的的(n1)d能级或能级或(n2)f能级能级上的元素称为副族元素。上的元素称为副族元素。 在周期表中，副族元素介于典型的金属元素在周期表中，副族元素介于典型的金属元素(碱金属和碱土碱金属和碱土金属金属)和非金属和非金属(硼族和卤族硼族和卤族)元素之间，所以又将它们称为过渡元素之间，所以又将它们称为过渡元素。第四、五、六周期中的过渡元素分别称为第一、二、三元素。第四、五、六周期中的过渡元素分别称为第一、二、三过渡系元素。镧系元素和锕系元素则称为内过渡系元素。过渡系元素。镧系元素和锕系元素则称为内过渡系元素。高等无机3区区根据原子基电子组态的特点，将价层电子结构相近的族归为同根据原子基电子组态的特点，将价层电子结构相近的族归为同一个区，周期表中共划分成一个区，周期表中共划分成5个区个区。 (1) s区区 凡是价电子层最高能级为凡是价电子层最高能级为ns1-2电子组态的元素，称电子组态的元素，称s区元素，它包括区元素，它包括IA和和A两个主族元素。两个主族元素。(2) p区区 凡是价电子层上具有凡是价电子层上具有ns2np1-6电子组态的元素称为电子组态的元素称为p区元素，它包括区元素，它包括AA以及以及0族的主族元素。族的主族元素。 (3)d区区 价电子层上具有价电子层上具有(n1)d1-9 ns 1-2 ( Pd为为4d105s 0)电电子组态的元素称为子组态的元素称为d区元素，它包括区元素，它包括B一一 6个副族元素。个副族元素。 (4)ds区区 价电子层中具有价电子层中具有(n1)d10 ns1-2电子组态的元素，称电子组态的元素，称为为ds区元素，它包括区元素，它包括IBB两个副族元素。两个副族元素。 (5)f区区 价电子层中具有价电子层中具有(n2) f 1-14 (n1)d 1 ns 2电子组态的电子组态的元素称元素称f区元素。镧系元素和锕系元素属于区元素。镧系元素和锕系元素属于f区元素。区元素。 高等无机d dnsns- -1-21-2(n-1)d(n-1)d- -nsns- -n pn p-6-6高等无机元素周期表元素周期表高等无机二、二、原子半径的周期性原子半径的周期性（一）（一）原子半径的概念原子半径的概念 （二）（二）原子半径变化的周期性原子半径变化的周期性 （三）（三）周期系中的相对论效应周期系中的相对论效应 高等无机（一）（一）原子半径的概念原子半径的概念理论上：理论上：所谓原子半径，是指在原子的基电子组态中，占据最所谓原子半径，是指在原子的基电子组态中，占据最高能级高能级(或原子轨道或原子轨道)上的电子到原子核的距离。上的电子到原子核的距离。实际上：实际上：所以原子中并不存在固定的半径数据。所以原子中并不存在固定的半径数据。定义：定义：原子大小与其所处环境有关，取决于它与环境中原子之原子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。所以原子半径通常是根据原子与原子之间作间作用力的性质。所以原子半径通常是根据原子与原子之间作用力的性质来定义的，用力的性质来定义的，分类：分类：分为原子的分为原子的共价半径、共价半径、 金属半径、金属半径、 范德华半径范德华半径等，等， 一般所说的原子半径常指原子的一般所说的原子半径常指原子的单键共价半径单键共价半径。 高等无机1原子的共价半径原子的共价半径（rC）（1）定义：）定义：通常把同核双原子分子中相邻两原子的核间距之通常把同核双原子分子中相邻两原子的核间距之半，也即共价键键长的一半，称作该原子的共价半径。半，也即共价键键长的一半，称作该原子的共价半径。（2）计算：）计算：共价键的键长共价键的键长，A-B键长等于键长等于A，B原子共价半原子共价半径之和作估算径之和作估算在较精确地计算共价半径时，必须考虑到各种在较精确地计算共价半径时，必须考虑到各种因素因素对键长的对键长的影响影响。表表1-19共价键长计算值与实验值对照表共价键长计算值与实验值对照表BABArrrrBBdAAdBAd222121高等无机（3 3）共价键键长共价键键长的的影响因素影响因素（a）共价键共价键键级键级对共价半径的影响对共价半径的影响 (b) 键的键的极性极性对共价半径的影响对共价半径的影响 (c) 原子轨道原子轨道杂化杂化态对共价半径的影响态对共价半径的影响 (d) 电荷电荷对共价半径的影响对共价半径的影响 高等无机（a）共价键共价键键级键级对共价半径的影响对共价半径的影响共价键有单键、双键、叁键之分，共价键有单键、双键、叁键之分，共价半径也有共价半径也有 单键半径单键半径、 双键半径双键半径 和和叁键半径叁键半径。(见表见表1-20)，随键级的增加，随键级的增加，共价半径将减小共价半径将减小没有特别注明时，共价半径是指单键半径。没有特别注明时，共价半径是指单键半径。高等无机（b）键的键的极性极性对共价半径的影响对共价半径的影响定性：定性：极性键的键长常较共价半径之和为小，极性键的键长常较共价半径之和为小，定量定量1 （ 休梅可休梅可(Sch maker)和史蒂文森和史蒂文森 (Stevenson) 公式公式）减去一个校正项：减去一个校正项：A，B原子的电负性之差的原子的电负性之差的9 倍。倍。 BABAABxxrrd9例如：例如：C-F键长：键长：d= rC+rF=148pm 修正后：修正后： 148pm-9X（4.0-2.5）=134.5pm 实验值：实验值： 136pm高等无机定量定量2 （鲍林（鲍林（PauLing )公式公式） 但是广泛计算发现，公式（但是广泛计算发现，公式（1-51）并没有普遍性。）并没有普遍性。为此，将公式中的常数为此，将公式中的常数9改为系数改为系数C，根据成键原子的不同，根据成键原子的不同，系数系数C取不同的值。取不同的值。（表（表1-21 ） BABAABxxCrrd高等无机 (c) 原子轨道原子轨道杂化杂化态对共价半径的影响态对共价半径的影响共价半径与中心原子的杂化方式有关，共价半径与中心原子的杂化方式有关，按按 sp3杂化杂化 sp2杂化杂化 sp杂化杂化 键长依次序依减小。键长依次序依减小。这说明，当成键原子以这说明，当成键原子以sp杂化轨道成键时，杂化轨道成键时， 含含s成分较多的杂化轨道之间，重叠程度较大。成分较多的杂化轨道之间，重叠程度较大。高等无机 (d) 电荷电荷对共价半径的影响对共价半径的影响 凡能影响有效核电荷对价电子吸引力的因素，凡能影响有效核电荷对价电子吸引力的因素，都会对键长有影响。一般来说：都会对键长有影响。一般来说：正电荷增加会使键长缩短，正电荷增加会使键长缩短， 负电荷增加会使键长增负电荷增加会使键长增大大例如：例如： d（O ）=122.7pm、 d（O ）=126pm、 d（O ）=149 pm。2222高等无机 2原子的金属半径（原子的金属半径（rM）定义：定义：在金属晶体中，相互接触的两个原子的核间距的一半，在金属晶体中，相互接触的两个原子的核间距的一半，称原子的金属半径。称原子的金属半径。影响：影响：-配位数增大配位数增大 核间距增大核间距增大原子间相互排斥作用增强原子间相互排斥作用增强 例如：例如： 配位数为配位数为12（面心立方或是六方）（面心立方或是六方） 空间利用率均为空间利用率均为7405 rM= 100， 配位数减为配位数减为8 (即体心立方堆积即体心立方堆积) 时，时， 空间利用率下降为空间利用率下降为6802， rM= 097左右。左右。高等无机3范德华（范德华（van der Waals）半径）半径 （rv） 在以范德华力形成的分子晶体中，不属于同一个分子的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两个最接近原子的核间距的一半，称为范德华半径，称为范德华半径 (图图1-10)。范德华半径范德华半径高等无机4不同原子半径的相对大小（不同原子半径的相对大小（比较两种不同原子的相对大小比较两种不同原子的相对大小时，应该用同一种概念下的原子半径数据）。时，应该用同一种概念下的原子半径数据）。 rV rM rC范德华半径范德华半径金属半径金属半径共价半径共价半径（非键接触）（非键接触）（形成化学键，核间距减小）（形成化学键，核间距减小）例例1：在在C12的分子晶体中，氯原子的范德华半径为的分子晶体中，氯原子的范德华半径为180 pm， 在在C12分子内，分子内， 氯原子的共价半径为氯原子的共价半径为 99 pm。 （前者比后者约大（前者比后者约大81 ）例例2：在在Li晶体中，晶体中， 其金属半径则为其金属半径则为 152 pm。 在在Li2分子中的分子中的 共价半径为共价半径为 133 pm， （前者比后者约大（前者比后者约大1015）金属晶体中的一个原子通常都同时与多个相同原子接触，因而它们原子之间共金属晶体中的一个原子通常都同时与多个相同原子接触，因而它们原子之间共用的电子数就显得比较少，使得原子间的斥力比较大，相应的半径也大一些。用的电子数就显得比较少，使得原子间的斥力比较大，相应的半径也大一些。 高等无机（二）（二）原子半径变化的周期性原子半径变化的周期性尽管原子半径有各种定义，在数值上也各不相同，我们仍然可尽管原子半径有各种定义，在数值上也各不相同，我们仍然可以利用其最外亚层电子云的最大值的位置或其以利用其最外亚层电子云的最大值的位置或其原子轨道有原子轨道有效半径的近似公式效半径的近似公式，定性了解原子半径的周期性变化规律：，定性了解原子半径的周期性变化规律：rn = （n* 2/ Z*）a0 （a0 = 53 pm ）原子的有效核电荷数原子的有效核电荷数z*越大，相应的原子半径则越小；越大，相应的原子半径则越小；最外亚层的主量子数最外亚层的主量子数n越大，即原子半径越大。越大，即原子半径越大。高等无机 由于原子的有效核电荷数由于原子的有效核电荷数Z*随原子序数递增呈现出周期性变随原子序数递增呈现出周期性变化。所以，原子半径也呈现出周期性变化规律化。所以，原子半径也呈现出周期性变化规律(见图见图1-11)。高等无机总走势：总走势：（1）自左至右，随着原子序数增加，原子半径减小；自左至右，随着原子序数增加，原子半径减小；（a）不同周期的元素，变化幅度不同）不同周期的元素，变化幅度不同-因为电子填充情况不同因为电子填充情况不同主族元素，原子半径减小比较明显主族元素，原子半径减小比较明显-电子依次填人最外层电子依次填人最外层ns，np轨道，同层电子相互屏蔽作用很小轨道，同层电子相互屏蔽作用很小(=035)，以致作用于最外层电子的有效核电荷增幅显著；以致作用于最外层电子的有效核电荷增幅显著；过渡元素中，原子半径减少的幅度比主族元素的要小过渡元素中，原子半径减少的幅度比主族元素的要小电子是依次填人次外层电子是依次填人次外层(n-1)d轨道，对最外层轨道，对最外层nS电子的屏蔽较大电子的屏蔽较大(=085)，故有效核电荷增幅较少。故有效核电荷增幅较少。特别是镧系元素中，原子半径减小的幅度更小（镧系收缩）特别是镧系元素中，原子半径减小的幅度更小（镧系收缩），电子依次填人电子依次填人(n-2)f轨道，对最外层电子的屏蔽更大，以致有效核电荷增加更轨道，对最外层电子的屏蔽更大，以致有效核电荷增加更少，半径收缩也就极小。少，半径收缩也就极小。 高等无机（b）在长周期中，从在长周期中，从d区过渡到区过渡到ds区区 IB、B族时，族时， 原子半径有所回升，原子半径有所回升，这是因为它们的价电子层结构为全充满或半充满，这是因为它们的价电子层结构为全充满或半充满，电子云为球形对称，电子互相排斥作用增加，电子云为球形对称，电子互相排斥作用增加，相应地减少了有效核电荷，故半径回升。相应地减少了有效核电荷，故半径回升。高等无机（2）自上至下，随着电子层数增加，原子半径减增大；自上至下，随着电子层数增加，原子半径减增大； 这是因为由上而下增大有效主量子数这是因为由上而下增大有效主量子数n*递增的缘故。递增的缘故。d区第六周期元素的原子半径区第六周期元素的原子半径与第五周期元素的原子半径与第五周期元素的原子半径数值相近，数值相近，-这是这是镧系收缩镧系收缩影响的结果。影响的结果。高等无机在在p区第四周期的镓区第四周期的镓(Ga)和第三周期的铝和第三周期的铝(Al)相比，相比，半径没有相应的增大，半径没有相应的增大，-这是因为这是因为Ga以前，以前，刚刚经过刚刚经过d区和区和ds区，区，(n-1)分层有了分层有了d电子，电子，出现了类似镧系收缩的效应，出现了类似镧系收缩的效应，使紧接着的镓的半径受到影响，使紧接着的镓的半径受到影响，人们将它称为人们将它称为“钪系收缩钪系收缩”的影响。的影响。高等无机高等无机（三）（三）周期系中的相对论效应周期系中的相对论效应1直接的相对论效应直接的相对论效应-原子轨道的相对论性收缩原子轨道的相对论性收缩2间接的相对论效应间接的相对论效应-原子轨道的相对论性膨胀原子轨道的相对论性膨胀 3相对论性效应对元素性质的影响相对论性效应对元素性质的影响 高等无机1直接的相对论效应直接的相对论效应-原子轨道的相对论性收缩原子轨道的相对论性收缩（1）依据：）依据：根据爱因斯坦（根据爱因斯坦（Einstein）相对论，物质的）相对论，物质的质量质量与与它的运动它的运动速度速度有关，即有关，即: 式中式中: 为为物质在运动中的相对质量，物质在运动中的相对质量， 为物质的静止质量，为物质的静止质量， 为物质的运动速率为物质的运动速率， 为光速。为光速。 2120/1/cvmmm0mvc高等无机（2）运动速度越快，相对质量越大运动速度越快，相对质量越大 在原子体系中，电子运动的速度极快，在原子体系中，电子运动的速度极快，尤其是原子序数较大的原子，近核的尤其是原子序数较大的原子，近核的1s电子受核引力最大，其电子受核引力最大，其运动速度可与光速运动速度可与光速c相比，故相对论质量增加很显著。相比，故相对论质量增加很显著。例如：例如：按照波尔按照波尔 (Bohr)理论，对于原子序数为理论，对于原子序数为1的氢原子，的氢原子，其其1s电子的运动速度为：电子的运动速度为： (au为原子单位为原子单位) 而光速而光速 C = 299792485108ms-1 137 au uasmhev.110167. 221602高等无机 对原子序数为对原子序数为1的氢原子的氢原子 电子运动平均速度电子运动平均速度 光速光速 比值比值1s电子电子 1 a.u 137 au l / 137-电子的相对质量电子的相对质量m 为为 静止质量静止质量m0的的100003倍，两者接近。倍，两者接近。 对原子序数为对原子序数为80的原子的原子 电子运动平均速度电子运动平均速度 光速光速 比值比值 1s电子电子 80 au， 137 au 80/137 -其相对质量达到静止质量的其相对质量达到静止质量的1.23倍倍推广：推广：对于重原子，对于重原子，Z值越高这种效应就越明显值越高这种效应就越明显。2120/1/cvmm02023. 1137/801/21mm=高等无机（3）运动速度越快，轨道半径越小运动速度越快，轨道半径越小按照波尔按照波尔 (Bohr)理论的轨道半径公式：理论的轨道半径公式： 可见，电子的相对质量越大，轨道半径就越小，可见，电子的相对质量越大，轨道半径就越小，也就是说半径发生了收缩。也就是说半径发生了收缩。故故Hg的的1s轨道平均半径比非相对论性的轨道平均半径比非相对论性的收缩约收缩约20%， 因此轨道能量也相应地降低，因此轨道能量也相应地降低，s电子的稳定性增加。电子的稳定性增加。2022mZehnr高等无机相对论效应对于相对论效应对于p轨道半径的影响，与轨道半径的影响，与S轨道比较，情况复轨道比较，情况复杂些。还要考虑电子轨道磁矩与电子自旋磁矩的相互作用。杂些。还要考虑电子轨道磁矩与电子自旋磁矩的相互作用。 p轨道轨道l s偶合j=l1/2 p1/2轨道轨道（j=1-1/2）影响一致，收缩的程度大致相同影响一致，收缩的程度大致相同p3/2轨道轨道（j=1+1/2）影响相反，轨道收缩微弱影响相反，轨道收缩微弱高等无机2间接的相对论效应间接的相对论效应-原子轨道的相对论性膨胀原子轨道的相对论性膨胀内层内层s、p轨道的收缩轨道的收缩（对外层对外层d和和f电子的屏蔽增大，电子的屏蔽增大， 使之使之有效核电荷降低，能量升高有效核电荷降低，能量升高） 中层中层d、f轨道的膨胀轨道的膨胀（外层（外层s和和p轨道的屏蔽作用削弱，轨道的屏蔽作用削弱， 使之受到的有效核电荷增大）使之受到的有效核电荷增大） 外层外层s、p轨道的收缩轨道的收缩 这种效应是由相对论性收缩派生而来，故称为这种效应是由相对论性收缩派生而来，故称为“间接性间接性”的。的。 这三种相对论性效应都这三种相对论性效应都随核电荷增大而增强随核电荷增大而增强，所以在所以在重元素中重元素中表现得较为表现得较为明显明显。高等无机相对论性效应的研究表明，通常所说的相对论性效应的研究表明，通常所说的“镧系系收缩镧系系收缩”中中有有10%是相对论性效应的贡献，是相对论性效应的贡献，用相对论性效应可以解释周期表中的许多用相对论性效应可以解释周期表中的许多“异常异常”现象。现象。各元素不同原子半径数据见各元素不同原子半径数据见附录附录II。高等无机3相对论性效应对元素性质的影响相对论性效应对元素性质的影响相对论性效应对元素性质的影响表现为：相对论性效应对元素性质的影响表现为：对原子轨道半径的影响（对原子轨道半径的影响（分为相对论性收缩与膨胀分为相对论性收缩与膨胀） 对原子轨道能量的影响对原子轨道能量的影响 对电子排列顺序的影响对电子排列顺序的影响 对原子参数的影响对原子参数的影响 对元素性质的影响对元素性质的影响。高等无机 相对论性效应对原子轨道能量的影响相对论性效应对原子轨道能量的影响惰性电子对效应惰性电子对效应 重元素的重元素的6s2电子对因为不易参与成键而被电子对因为不易参与成键而被称称为为 惰性电子对效应惰性电子对效应， 其本质是因为其本质是因为(ns)2价轨道由上而下，相对论性收缩效应增价轨道由上而下，相对论性收缩效应增加，加，(ns)2电子对的能量降低，惰性增大，不易参与成键，电子对的能量降低，惰性增大，不易参与成键， 同时，相对论性同时，相对论性旋一轨耦合效应旋一轨耦合效应也是自上而下增加。也是自上而下增加。 高等无机图图1-12表示了表示了Sn、Pb原子在发生相对论效应前（原子在发生相对论效应前（nr）和发）和发生相对论效应后（生相对论效应后（rel）价层轨道）价层轨道能量的变化能量的变化。 由图可见，由图可见，Pb原子的原子的6s2电子对电子对成为惰性电子对成为惰性电子对。 相对论性效应导致重元素的相对论性效应导致重元素的s-p能级间隔增大，能级间隔增大，sp3杂化成杂化成键越来越困难，高氧化态难以形成。键越来越困难，高氧化态难以形成。高等无机相对论效应对核外电子排布顺序的影响相对论效应对核外电子排布顺序的影响 (a)核外电子排布一般顺序：核外电子排布一般顺序： nS （n-1）d (b)第一过渡系元素原子的电子层结构符合得很好。第一过渡系元素原子的电子层结构符合得很好。 （E（ 4S ）小于）小于E（ 3d ） ）（c）第二过渡系元素的第二过渡系元素的“例外例外”情况比第一过渡系多。情况比第一过渡系多。 原因之一原因之一:第二过渡系元素比第一过渡系同族元素，次外层多第二过渡系元素比第一过渡系同族元素，次外层多了了18个电子。个电子。18电子壳层屏蔽效应比电子壳层屏蔽效应比8电子壳层小，使得电子壳层小，使得5s和和4d能级更加接近；能级更加接近；原因之二原因之二:s-s电子间斥力大于电子间斥力大于d-d电子间斥力，所以电子避免电子间斥力，所以电子避免5s轨道上成对而跃迁到轨道上成对而跃迁到4d轨道上。轨道上。如：如：Pd原子的原子的5s电子全部跃迁到电子全部跃迁到4d上，上， 以便形成全充满的稳定构型以便形成全充满的稳定构型4d105s0。高等无机（d）第三过渡系，这种第三过渡系，这种“例外例外”情况几乎不再出现了情况几乎不再出现了 传统的解释是：传统的解释是：镧系收缩的结果，但镧系收缩说明不了镧系收缩的结果，但镧系收缩说明不了5d和和6s 能级的相对变化。能级的相对变化。从相对论效应看从相对论效应看：第三过渡系这种效应比第二过渡系大，：第三过渡系这种效应比第二过渡系大，由于由于6s壳层收缩和壳层收缩和5d膨胀，使膨胀，使5d和和6s能级差加大，能级差加大，导致第三过渡系列电子组态从导致第三过渡系列电子组态从4dn5s1“变回变回”到到5dn-16s2，重又趋于正常的排布。重又趋于正常的排布。高等无机第二过渡系第二过渡系第三过渡系第三过渡系高等无机 相对论性效应对过渡元素氧化态的影响相对论性效应对过渡元素氧化态的影响现象现象： VIB族：族： Cr Mo W Cr（III）稳定）稳定 W（III）不稳定）不稳定 Cr（VI）不稳定）不稳定 W （VI）稳定）稳定 结论：结论：各族过渡元素由上而下各族过渡元素由上而下 生成低价氧化态离子型化合物渐难，生成低价氧化态离子型化合物渐难， 而生成高氧化态共价型化合物逐渐容易，而生成高氧化态共价型化合物逐渐容易，原因：原因： 1。低氧化态只涉及低氧化态只涉及ns价电子价电子（失去电子生成离子型化合物失去电子生成离子型化合物）-相对论性效应自上而下逐步增强，相对论性效应自上而下逐步增强，ns轨道相对论性收缩效应自轨道相对论性收缩效应自上而下增大，所以完全失去电子生成离子型化合物渐难；上而下增大，所以完全失去电子生成离子型化合物渐难； 2。高氧化态不仅涉及高氧化态不仅涉及ns电子，还要涉及电子，还要涉及(n-1)d电子电子（共价成键共价成键）-而因相对论性膨胀，而因相对论性膨胀，(n-1) d的电子的稳定性降低，自上而下的电子的稳定性降低，自上而下参与共价成键愈来愈容易。参与共价成键愈来愈容易。高等无机 相对论性效应对元素性质的影响相对论性效应对元素性质的影响例例1： 解释金银属同族元素，但金的许多化学性质不同于银。解释金银属同族元素，但金的许多化学性质不同于银。相对论效应导致相对论效应导致 Au的的6s轨道能轨道能(-7.94eV) 低于低于Ag的的5s轨道能轨道能(-6.45eV)； Au的第一电离能的第一电离能(9.22eV)和电子亲合能和电子亲合能 (2.3eV) 均均大于大于Ag的第一电离能的第一电离能(7.58eV)和电子亲合能和电子亲合能(1.3lev) ，因而使他们的化学性质有以下的差异：因而使他们的化学性质有以下的差异：Ag的稳定氧化态是的稳定氧化态是+1Au的稳定氧化态是的稳定氧化态是+3。 高等无机(a)银有稳定的银有稳定的Ag+离子离子，而金则没有稳定的而金则没有稳定的Au+离子离子，-它的它的s电子较难失去，趋向电子较难失去，趋向于生成共价型物质。于生成共价型物质。计算表明，计算表明，Au(I)共价化合物的键长比共价化合物的键长比Ag(I)的相应化合物的相应化合物键长短（如键长短（如AuH键长比键长比AgH短短58），），所以金可生成同核双原子分子所以金可生成同核双原子分子Au2，也可和其它元素的原，也可和其它元素的原子生成有稳定子生成有稳定+1氧化态的共价化合物如氧化态的共价化合物如AuH，AuCl等。等。(b)金与卤素类似金与卤素类似，能生成，能生成CsCl型结构的型结构的CsAu，RbAu，其中金呈现其中金呈现-1氧化态；氧化态；而而银则无此类氧化态和化合物银则无此类氧化态和化合物。 高等无机（c）相对论性效应不仅使相对论性效应不仅使Au的的6s轨道收缩，也使轨道收缩，也使5d轨道比轨道比Ag的的4d轨道膨胀轨道膨胀所以所以 Au的第二电离能的第二电离能 (20.5eV)反而小于反而小于Ag的第二电离能（的第二电离能（1.48ev) ；同时，正因为同时，正因为Au的的5d能量高，易于参加成键，能量高，易于参加成键，所以所以Au的稳定氧化态是的稳定氧化态是+3。高等无机例例2： Hg的一些特殊性可以用相对论效应说明的一些特殊性可以用相对论效应说明。 由于由于Hg的的6s2收缩较大，使它的惰性增大，接近稀有气体，收缩较大，使它的惰性增大，接近稀有气体，有有“假氦假氦”之称；之称； Hg的第一电离能（的第一电离能（10.43ev）大大于大大于Cd的第一电离能的第一电离能 (8.991eV) ；汞不仅是常温下以液态存在的唯一金属，汞不仅是常温下以液态存在的唯一金属，而且而且Hg可在水溶液中呈游离态存在，可在水溶液中呈游离态存在，它与它与Au2是等电子体。是等电子体。高等无机三、三、电离能的周期性电离能的周期性（一）（一）电离能的概念电离能的概念（二）（二）各级电离能的计算各级电离能的计算（三）（三）电离能变化的周期性电离能变化的周期性 高等无机（一）（一）电离能的概念（电离能的概念（I）基态的气态原子失去最外层的一个电子成为气态基态的气态原子失去最外层的一个电子成为气态+1价离子所价离子所需的最低能量称为第一电离能需的最低能量称为第一电离能I1，再相继失去第二、三、再相继失去第二、三、个电子所需能量依次称为第二电离个电子所需能量依次称为第二电离能、第三电离能能、第三电离能(I2 I3)等等。等等。 gAgAgAgAIII32321高等无机（二）（二）各级电离能的计算各级电离能的计算电离能是一个重要物理量，其数据既可以通过原子光谱、电离能是一个重要物理量，其数据既可以通过原子光谱、光电子能谱和电子冲击质谱等实验方法准确测定，也可以从理光电子能谱和电子冲击质谱等实验方法准确测定，也可以从理论上，通过近似方法计算得到。下面介绍用论上，通过近似方法计算得到。下面介绍用Slater方法的基本方法的基本要点。要点。电离能是离子中电子的总能量和原子中电子的总能量之差：电离能是离子中电子的总能量和原子中电子的总能量之差：而原子和离子中电子的总能量则等于各电子能量的总和：而原子和离子中电子的总能量则等于各电子能量的总和： iiiiAAAEAEI1 12*2*182*13.2131210179. 26 .13molkJnZJnZevnZ高等无机根据公式，计算每个电子轨道的能量，再将这些能量加和，得出根据公式，计算每个电子轨道的能量，再将这些能量加和，得出原子、离子的电子总能量，最后减差，得到电离能的近似值原子、离子的电子总能量，最后减差，得到电离能的近似值。例题例题1-15计算计算Li原子的第一电离能。原子的第一电离能。解解：Li（3）：）：1s22s1I1（Li）=E（Li+）- E（Li）=2-13.6ev -2-13.6 ev -13.6 ev = 5.76 ev = 555.72 kJmol-1(1 ev= 1.6021892 x10-19J)同法可计算第二电离能同法可计算第二电离能I2。2213 . 032213 . 0322285. 023高等无机（三）（三）电离能变化的周期性电离能变化的周期性（1）相同元素的各级电离能相同元素的各级电离能原子失去电子后，离子中电子受核的吸引增强，能量有所降低，原子失去电子后，离子中电子受核的吸引增强，能量有所降低，故从故从A+离子中再失去一个电子所需的能量，即第二电离能必大离子中再失去一个电子所需的能量，即第二电离能必大于第一电离能，依次类推。于第一电离能，依次类推。逐级电离能总是递增的，逐级电离能总是递增的，即：即：I1 I2 I3 I4 等等。等等。高等无机（2）电离能沿周期的变化规律电离能沿周期的变化规律 在同一周期中，元素电离能变化的趋势，一般是随着原子序在同一周期中，元素电离能变化的趋势，一般是随着原子序数的增加而递增；增加的幅度随周期数的增加而减小。但这种数的增加而递增；增加的幅度随周期数的增加而减小。但这种递增趋势并非单调递增而是曲折上升，递增趋势并非单调递增而是曲折上升，见图见图1-13。高等无机 电离能沿周期表的变化规律电离能沿周期表的变化规律 高等无机半充满结构的影响半充满结构的影响 由图可见，由图可见，Be和和N的电离能均比它们左右相邻元素的电离的电离能均比它们左右相邻元素的电离能大。比较它们的价层电子结构发现（见表能大。比较它们的价层电子结构发现（见表1-23），一般说来，），一般说来，价层中价层中具有半充满电子构型的元素均有较大的电离能具有半充满电子构型的元素均有较大的电离能。这是由这是由于半满电子壳层的能量较低，体系稳定的缘故。于半满电子壳层的能量较低，体系稳定的缘故。第三周期也有类似情况。在第三周期也有类似情况。在Mg与与A1，P与与S之间也出现同样的之间也出现同样的曲折变化。曲折变化。 元素元素LiBeBCNOI1/520.3899.5800.61086.41402.31314.0结构结构2s12s22s22p12s22p22s22p32s22p4高等无机半满副层稳定的原因半满副层稳定的原因是由于自旋交换能的影响。是由于自旋交换能的影响。由于电子带电荷，彼此有库仑排斥，相同自旋的电子产生的由于电子带电荷，彼此有库仑排斥，相同自旋的电子产生的排斥比不同自旋的电子产生的排斥要小，其相差的数值就等排斥比不同自旋的电子产生的排斥要小，其相差的数值就等于于交换能。交换能。半满层的电子分布在不同的轨道中，电子自旋相同且互相平半满层的电子分布在不同的轨道中，电子自旋相同且互相平行，一方面比两个电子在同一轨道引起的库仑排斥能降低，行，一方面比两个电子在同一轨道引起的库仑排斥能降低，另一方面相同自旋电子数的增多使交换能增加，进一步降低另一方面相同自旋电子数的增多使交换能增加，进一步降低了电子间排斥能，使体系总能量降低。了电子间排斥能，使体系总能量降低。因此，电子自旋关系和它们的交换能是半满层稳定的物理基因此，电子自旋关系和它们的交换能是半满层稳定的物理基础。础。高等无机全充满结构的影响全充满结构的影响由图由图1-13可见，每一周期中，稀有气体的电离能可见，每一周期中，稀有气体的电离能(I1)最大，表明最大，表明稀有气体原子最外层为全充满电子结构，特别稳定。稀有气体原子最外层为全充满电子结构，特别稳定。全充满电子结构的稳定性也能从其它元素的逐级电离能递增情全充满电子结构的稳定性也能从其它元素的逐级电离能递增情况中得到证明。况中得到证明。当价电子层未充满的原子电离时，价电子依次失去，逐级电离当价电子层未充满的原子电离时，价电子依次失去，逐级电离能稳定递增，到能稳定递增，到全部价电子失去后全部价电子失去后，再，再从全充满的内层失去电从全充满的内层失去电子子，电离能会突然增大（，电离能会突然增大（能量较低，体系稳定的缘故能量较低，体系稳定的缘故）。）。高等无机例如，例如，铝原子的逐级电离能为（表铝原子的逐级电离能为（表1-24）：）：表表 1-24 铝原子的逐级电离能铝原子的逐级电离能IiI1I2I3I4电离能电离能 577.6 1816.7 2744.8 11578.0结构结构3s23p13s23s1Ne第四电离能特别大，这正说明了价电子和全充满的内层电第四电离能特别大，这正说明了价电子和全充满的内层电子之间，能量差别很大，子之间，能量差别很大，所以，通常元素的价态受到价电子数目的限度所以，通常元素的价态受到价电子数目的限度 高等无机主族与副组元素电离能的差别主族与副组元素电离能的差别（a）大小不同大小不同-元素元素K和元素和元素Cu比较比较 I1（K）= 418.9KJmol-1，大于大于 I1（Cu）= 745.5KJmol-1， 解释：解释：虽然最外层电子结构相同虽然最外层电子结构相同-4s1，K为为s区元素，次外层的区元素，次外层的s2p6电子云分布较密集于核附近，对最电子云分布较密集于核附近，对最外层电子外层电子屏蔽作用大屏蔽作用大，Cu为为ds区元素，其次外层电子结构为区元素，其次外层电子结构为s2p6d10。d电子云伸展电子云伸展范围较大，对最外层电子的范围较大，对最外层电子的屏蔽较差屏蔽较差，有效核电荷大，有效核电荷大，使得使得Cu的电离能比的电离能比K的大得多。的大得多。高等无机（b）递变幅度不同递变幅度不同 对于对于主族主族元素，第一电离能随原子序数递增而增加，元素，第一电离能随原子序数递增而增加，增加的幅度较大。增加的幅度较大。对于对于副族副族元素，其第一电离能随原子序数递增而不规则地增加，元素，其第一电离能随原子序数递增而不规则地增加，且且增加的幅度很小增加的幅度很小，这和有效核电荷这和有效核电荷Z*增加不多的原因是一致的。增加不多的原因是一致的。高等无机（3）中性原子的第一电离能沿周期表变化的反常现象中性原子的第一电离能沿周期表变化的反常现象一般规律：一般规律：同一族元素，同一族元素，由上而下原子半径变大，使由上而下原子半径变大，使第一电离能下降；第一电离能下降；同一周期元素，同一周期元素，自左至右随着核电荷增加，原子半径减小自左至右随着核电荷增加，原子半径减小(零零族元素除外族元素除外)，第一电离能变大。第一电离能变大。但从局部情况看，存在反常现象。但从局部情况看，存在反常现象。高等无机主族元素：主族元素：IA、IIA族元素的族元素的I1的最小值出现在第六周期处（的最小值出现在第六周期处（Cs、Ba）而不是出现在第七周期处（而不是出现在第七周期处（Fr、Ra）。）。 P区元素由第三周期到第四周期，第一电离能区元素由第三周期到第四周期，第一电离能I1减幅比正常减幅比正常的偏小，有的出现反常。的偏小，有的出现反常。P区元素第五、六周期的第一电离能区元素第五、六周期的第一电离能I1，不论在横向还是在，不论在横向还是在纵向都不是有规律地递变纵向都不是有规律地递变(表表1-25)。 副族元素：副族元素：对于同族过渡元素，第一电离能由上而下变化不规则一般对于同族过渡元素，第一电离能由上而下变化不规则一般来说，第六周期过渡元素的第一电离能比同族元素的要大。来说，第六周期过渡元素的第一电离能比同族元素的要大。周期表中各元素的电离能值见附录周期表中各元素的电离能值见附录。高等无机四、四、电子亲合能的周期性电子亲合能的周期性 (一）一）电子亲合能的概念电子亲合能的概念 （二）（二）电子亲合能的变化规律电子亲合能的变化规律 高等无机 (一）一）电子亲合能的概念（电子亲合能的概念（Y）定义：定义：原子的电子亲合能通常是指一个基态的气态原子，获原子的电子亲合能通常是指一个基态的气态原子，获得一个电子成为带负电荷气态阴离子时所放出的能量。得一个电子成为带负电荷气态阴离子时所放出的能量。计算：计算：电子亲合能等于电子亲合反应焓变的负值电子亲合能等于电子亲合反应焓变的负值(- )，例如：例如： F(g) + e F- (g) = - 327.9 kJmol-1 ， Y1（F）= - = 327.9 kJmol-1 同理有第二电子亲合能（同理有第二电子亲合能（Y2）和第三电子亲合能（）和第三电子亲合能（Y3）的概）的概念。电子亲合能难于用实验方法直接测定，准确度比电离能念。电子亲合能难于用实验方法直接测定，准确度比电离能小得多，所以各文献的数据往往差别很大。小得多，所以各文献的数据往往差别很大。 mrHmrHmrH高等无机（二）（二）电子亲合能的变化规律电子亲合能的变化规律1级数的影响级数的影响大部分元素原子在获得第一个电子形成负一价阴离子时，总大部分元素原子在获得第一个电子形成负一价阴离子时，总是放热，使元素的是放热，使元素的第一电子亲合能第一电子亲合能(Yl)都为正值都为正值。可是元素的负一价阴离子再获得一个电子而形成可是元素的负一价阴离子再获得一个电子而形成2价阴离子价阴离子时，则总是吸热的，使元素的时，则总是吸热的，使元素的第二电子亲合能第二电子亲合能(Y2)总为负值总为负值。因为该过程要克服阴离子和电子间的静电斥力。因为该过程要克服阴离子和电子间的静电斥力。例如例如：O + e O - Y1 = 141kJmol -1 O + e O 2- Y2 = -844kJmol 1S + e S - Y1 = 200.4 kJmol -1 S + e S 2- Y2 = -590 kJmol 1所以所以O2-、S2-等阴离子在气态下极不稳定，只能稳定存在于晶等阴离子在气态下极不稳定，只能稳定存在于晶体中。体中。高等无机2电子亲合能变化的周期性电子亲合能变化的周期性电子亲合能的大小涉及核的吸引和核外电子排斥两个因素。电子亲合能的大小涉及核的吸引和核外电子排斥两个因素。同一周期同一周期的主族元素的主族元素:随原子序数递增，原子半径减少，随原子序数递增，原子半径减少，电子亲和能逐渐增大电子亲和能逐渐增大。 同周期的元素，同周期的元素，电子亲合能和电离能有相同的变化趋势电子亲合能和电离能有相同的变化趋势，即电离能大的元素，它的电子亲合能也大。即电离能大的元素，它的电子亲合能也大。但是存在一些反常现象。但是存在一些反常现象。例如：例如：当原子的电子壳层为全满当原子的电子壳层为全满(如如A族的族的ns2和稀有气体的和稀有气体的ns2np6构型构型)和半满和半满(如如N的的2p3构型构型)时，它们较难获得电子，时，它们较难获得电子，其其Y值很小（见表值很小（见表1-24）。）。高等无机同一族元素同一族元素:一般随原子半径减小而电子亲和能增大。一般随原子半径减小而电子亲和能增大。 这是因为原子半径减小，核电荷对电子的吸引力就增强，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。原子则易结合外来电子而放出能量。但是但是每一族开头的元素，电子亲和能并非都是最大的，而正每一族开头的元素，电子亲和能并非都是最大的，而正好相反。好相反。例如，例如，Y(O) Y (S) 、 Y (F) Y (C1) 、Y (B) Y (A1) 等等 一般认为，这一反常现象是因为一般认为，这一反常现象是因为第二周期第二周期原子的半径比第三原子的半径比第三周期小得多，电子云密度大，周期小得多，电子云密度大，电子间斥力强电子间斥力强，以致接受一个，以致接受一个电子形成负离子时，放出的能量少。电子形成负离子时，放出的能量少。 而而第三周期元素第三周期元素，原子体积较大，且同一价电子层中还有，原子体积较大，且同一价电子层中还有空的空的d轨道，可容纳电子，电子间斥力显著减小，因而接受一轨道，可容纳电子，电子间斥力显著减小，因而接受一个电子形成负离子时，放出的能量较前者略有增加。个电子形成负离子时，放出的能量较前者略有增加。高等无机 反常现象反常现象反常反常1 1。在周期表中，第二周期元素的电子亲合能在周期表中，第二周期元素的电子亲合能“反常反常地小于第三周期元素地小于第三周期元素 例如：例如：Y(O) Y (S) 、 Y (F) Y (C1) 、Y (B) Y (A1) 等等 解释：解释：一般认为，这一反常现象是因为一般认为，这一反常现象是因为第二周期第二周期原子的半径原子的半径比第三周期小得多，电子云密度大，比第三周期小得多，电子云密度大，电子间斥力强电子间斥力强，以致接，以致接受一个电子形成负离子时，放出的能量少。受一个电子形成负离子时，放出的能量少。 而而第三周期元素第三周期元素，原子体积较大，且同一价电子层中还有，原子体积较大，且同一价电子层中还有空的空的d轨道，可容纳电子，电子间斥力显著减小，因而接受一轨道，可容纳电子，电子间斥力显著减小，因而接受一个电子形成负离子时，放出的能量较前者略有增加个电子形成负离子时，放出的能量较前者略有增加高等无机反常反常2 2。第六周期重元素（第六周期重元素（如如Au、Tl等等）的电子亲合能，有）的电子亲合能，有“反常反常地增大。地增大。Y（Au）反常增大是因为半充满的反常增大是因为半充满的（6S）1轨道的相对论性收轨道的相对论性收缩效应特别大，易于接受一个电子形成（缩效应特别大，易于接受一个电子形成（5d）10（6s）2的负的负离子。离子。Y（Tl）反常增大，是因为旋一轨耦合使反常增大，是因为旋一轨耦合使6P轨道分裂为轨道分裂为6P1/2、6P32两个亚层，当两个亚层，当T1加合一个电子后，加合一个电子后，形成结构稳定形成结构稳定(6s)2，(6P1/2)2的负离子。的负离子。各元素的第一电子亲合能数值见附录各元素的第一电子亲合能数值见附录高等无机高等无机五、五、电负性的周期性电负性的周期性（一）（一）电负性的概念电负性的概念（二）（二）元素电负性的标度元素电负性的标度（三）（三）化学环境对电负性的影响化学环境对电负性的影响（四）（四）电负性随周期表的变化规律电负性随周期表的变化规律（五）（五）电负性的应用电负性的应用 高等无机（一）（一）电负性的概念（电负性的概念（X）1932年鲍林年鲍林(Pauling)首先提出电负性的概念。首先提出电负性的概念。定义定义：一个一个分子中分子中的原子对电子的的原子对电子的吸引能力吸引能力称为原子的电负性。称为原子的电负性。电负性不是一个孤立原子的性质，与电子亲合能是不同的概念，而是在周围电负性不是一个孤立原子的性质，与电子亲合能是不同的概念，而是在周围原子影响下的分子中原子的性质。原子影响下的分子中原子的性质。大小：大小：X值值越大越大，元素原子在分子中吸引成键电子的，元素原子在分子中吸引成键电子的能力越大能力越大， 测量：测量：电负性的数值无法用实验测定，只能采用对比的方法得到，电负性的数值无法用实验测定，只能采用对比的方法得到，因此电负性是相对值，是分子中的原子吸引成键电子能力大小的相对量。因此电负性是相对值，是分子中的原子吸引成键电子能力大小的相对量。由于选择标准不同，计算方法不同，得到的电负性数值也不一样。由于选择标准不同，计算方法不同，得到的电负性数值也不一样。 高等无机（二）（二）元素电负性的标度元素电负性的标度1鲍林鲍林(Pauling)标度标度(xP)1932年，年，2莫立肯莫立肯(Mulliken)标度标度(xM)1934年，年，3阿莱一罗周阿莱一罗周(AllredRoehow)标度标度(XAR)4桑德逊（桑德逊（Sanderson）标度）标度(xS)1952年，年，5埃伦埃伦(Allen)标度标度(xA）1989年，年，通过公式通过公式理解理解定义和影响因素定义和影响因素-各种能量关系各种能量关系（内因）（内因）高等无机1鲍林鲍林(Pauling)标度标度(xP)（1）理论依据：）理论依据：通过测定通过测定化学键的键能化学键的键能和化合物的和化合物的生成生成焓焓等热力学数据建立电负性的标度。等热力学数据建立电负性的标度。2)()()(BBEAAEBAE=额外额外键能键能 同种原子键能的同种原子键能的算术平均值算术平均值 A-B原子原子间的键能间的键能 21kxxxBAA、B原子原子电负性差电负性差 A、B原子原子电负性电负性 比例比例系数系数额外额外键能键能 K值与键能的单位有关，值与键能的单位有关，当键能的单位分别为当键能的单位分别为ev、kcal、kJmol-1时，值分时，值分别为别为1、0.028和和0.102。 高等无机（2 2）计算依据）计算依据21kxxxBA2)(5 .96BABAfxxnH)()()(221221gABgBgA化学反应热效应化学反应热效应 电负性差电负性差 标准生成反应标准生成反应n个个AB单键单键 电负性标准为：电负性标准为：X（H）= 2.2评价：评价：Pauling电负性标度自电负性标度自1932年提出后，作过很多次改进，年提出后，作过很多次改进，目前仍被广泛使用与电负性差有关的能量目前仍被广泛使用与电负性差有关的能量 ，也常用于计，也常用于计算分子的键能。算分子的键能。高等无机2莫立肯莫立肯(Mulliken)标度标度(xM)1934年年（1）理论依据：）理论依据：根据元素的电离能和电子亲合能制定了电负性的标度。根据元素的电离能和电子亲合能制定了电负性的标度。若若A，B原子化合为原子化合为AB分子，又假定分子，又假定A失去电子，和失去电子，和B原子结合，原子结合，则放出的能量则放出的能量 E为：为： A+B=A+B-， E=Y（B）- I（A）如假定是如假定是B原子失去电子，和原子失去电子，和A原子结合，则放出的能量原子结合，则放出的能量 E为：为： A+B=A-+B+， E=Y（A）- I（B） 高等无机如果如果 E= E，则则 Y（B）- I（A）= Y（A）- I（B）或或 Y（A）+I（A）= Y（B）+I（B）这时这时A，B 生成生成A+B- 生成生成A-B+的倾向相等，的倾向相等，即即A和和B的电负性相等。的电负性相等。（2）计算依据）计算依据据此据此，Mulliken将原子电负性定义为将原子电负性定义为： )(21YIxM高等无机（3）评价：）评价： （a） 如以如以eV为单位，为单位，Mulliken电负性电负性XM和和Pauling电负性电负性XP有近似有近似线性关系线性关系： （b）Mulliken把电离能、电子亲合能作为确定分子中原子吸把电离能、电子亲合能作为确定分子中原子吸引电子能力的参数，从概念上反映了电负性的含义，引电子能力的参数，从概念上反映了电负性的含义， 但电离能和电子亲合能都是但电离能和电子亲合能都是孤立原子的性质孤立原子的性质而不是分子中而不是分子中原子的性质，放在同一个公式中运算原子的性质，放在同一个公式中运