(2)原子的半径越大，电离能越低；

(3)稳定的电子层结构#全充满、半充满#电离能越高。 2 I的变化规律： (1)同一元素I1< I2<I3

(2)同周期元素随原子序数递增而递增，但有特殊（全满Be.Mg半满N.P） (3)同族由上而下，半径↑I↓，I1最大的是He最小的是Cs 3 电离能的应用：

(1)衡量原子或离子失电子难易程度，I越小，越易失电子； (2)判断元素氧化态：若In+1>>In，氧化态为n，P36表1-6

(3)是电子层结构的实验左证“I突然改变很大，是另一电子层开始。 6-3 电子亲合能(势)：

某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负一价气态离子，所放出能量，称该元素第一电子亲合能Y1 （有用E表示）。依次有Y2 需要说明问题：

(1)Y=-ΔH第一电子亲合能Y1为正值，数值越大，越易获得电子； (2)第二电子亲合能Y2为负值，X-(g)+e- X2-吸热。

(3)每一电子亲合能最大的不是第二周期而是第三周期元素，如YCL>YF，YS>YO因为第二周期原子半径小，价电子密度大，价电子间排斥力强，便加合一个电子，放出能量减小。 作业：8、9、10。 6-4 电负性：

原子对成键电子的吸引能力的量度。

设：XAXB为A.B元素电负性，εAA.εAB.εBB为键能 公式为：XA—XB=0.102—[εAB—(εAAεBB)1/2]1/2

规定：XF=3.98，可通过公式来求氟化物另一元素电负性： 如：HF中通过公式可得XH=2.2 电负性变化规律： (1) 同周期左 右X↑

(2) 同族上 下X↓主族明显，副族次之

电负性最大F，最小CS小于2为金属，大于2为非金属。

本章小结

一个规则：斯莱特规则 两个效应：屏蔽效应，钻穿效应

三个原理：能量最低，保里不相容，洪特规则 四个量子数：n、l、l、ms