原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)能級(jí)與能層能(n)層一二三四五六七符號(hào)KLNOPQ能⑴級(jí)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s… 最多22626102610142… 電子數(shù)281832 2n2原子軌道軌道形，區(qū)電子的原子軌道呈球形對(duì)稱軌道形，P電子的原子軌道呈啞鈴形各能級(jí)上的原子軌道數(shù)目w能級(jí)上1個(gè)］叩能級(jí)上3個(gè)ml能級(jí)上5個(gè)"f能級(jí)上7個(gè)各能級(jí)上的原子軌道數(shù)目'①相同能層上原子軌道能量的高低:rts<7q)<7i(l<7if形狀相同的原子軌道能量的高低:能量關(guān)系，1S<2S<3S<4S 同一能層內(nèi)形狀相同而伸展方向不同的原子軌道的能量相等，如.2隊(duì)、2］小2p期道的能量相等原子核外電子排布規(guī)律⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道(能級(jí))，叫做構(gòu)造原理。能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。說(shuō)明：構(gòu)造原理并不是說(shuō)4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低（實(shí)際上4s能級(jí)比3d能級(jí)能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低。也就是說(shuō)，整個(gè)原子的能量不能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。（2） 能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級(jí)。（3） 泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反（用“fl”表示，）這個(gè)原理稱為泡利（Pauli）原理。（4） 洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為fIfIf~或 ~ ，而不是 洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即po、do、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號(hào)元素中，全空狀態(tài)的有4Be2s22po、12Mg3s23p。、20Ca4s23d。；半充滿狀態(tài)的有：N2s22p3、P3s23p3、Cr3ds4s1>Mn3d54s2、As4s24p3；全充滿狀態(tài)的有Ne2s22p6、Ar7 15 24 25 33 10 183s23p6、29Cu3dw4s1、30Zn3dw4s2、36Kr4s24p6。基態(tài)原子核外電子排布的表示方法⑴電子排布式用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：2262611s2s2p3s3p4s。為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K：[Ar]4s1。(2)電子排布圖(軌道表示式)每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為原子結(jié)構(gòu)與元素周期表原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2夕卜，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量相同的能級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布分區(qū)各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質(zhì)特點(diǎn)S區(qū)IA、UA族及He元素1?277S除氫、氨外都是活潑金屬元素；通常是最外層電子參與反應(yīng)P區(qū)IDA族?WA族、0族（除氮外）2 1?6nsnp通常是最外層電子參與反應(yīng)d區(qū)IIIH族 族、郴族（除斕系、啊系外）d軌道訶以不同程度地參與化學(xué)鍵的形成ds區(qū)1T族、,族(7i~金屬元素「區(qū)斕系、啊系5—l)d"-Sis￡鍬］系元素化學(xué)性質(zhì)相近,舸系元素化學(xué)性質(zhì)相近若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期WA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素（副族與第伽族）的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)（鑭系、錒系除外）。元素周期律電離能、電負(fù)性（1） 電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬（或第IA族）第一電離能最小，稀有氣體（或0族）第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大（2） 元素的電負(fù)性用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負(fù)性的應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱金屬的電負(fù)性一般小于1.8,非金屬的電負(fù)性一般大于1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”（如錯(cuò)、銻等）的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同周期（從左往右同主族（自上而下）（1）能層數(shù)相同從1遞增到6（或7）（2）最外層電子數(shù)從1遞增到8（第一周期例外）相同（3）原子半徑減?。ㄏ∮袣怏w除外）增大（4）金屬性（原子失電子能力）減弱增強(qiáng)（5）非金屬性（原子得電子能力）增強(qiáng)減弱⑹電負(fù)性增強(qiáng)減弱（7）第一電離能增大的趨勢(shì)減?。?）單質(zhì)還原性減弱增強(qiáng)（9）單質(zhì)氧化性增強(qiáng)減弱（10）最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸堿性堿性減弱，酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)，酸性減弱（11）非金屬形成氣態(tài)氫化物的難易程度由難到易由易到難（12）氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強(qiáng)減弱（13）主要化合價(jià)最高正價(jià)從+1遞增到+7（0、F例外），最低負(fù)價(jià)從第WA族-4遞增到-1相同（14）離子半徑r（陰離子）減小，r（陽(yáng)離子）減小，r（陰離子）＞r（陽(yáng)離子）增大

對(duì)角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.共價(jià)鍵共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。共價(jià)鍵的類型按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.共價(jià)鍵共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。共價(jià)鍵的類型按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。按原子軌道的重疊方式分為a鍵和兀鍵，前者的電子云具有軸對(duì)稱性，后者的電子云具有鏡像對(duì)稱性。鍵參數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。鍵長(zhǎng)：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定.鍵能「決定—分子的穩(wěn)定性鍵能「決定—分子的穩(wěn)定性鍵長(zhǎng)―決咤分子的空間構(gòu)型分子的性質(zhì)鍵角等電子原理原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。二.分子的立體構(gòu)型1.分子構(gòu)型與雜化軌道理論雜化軌道的要點(diǎn)當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。

雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。分子構(gòu)型雜化軌道理論雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道間夾角空間構(gòu)型實(shí)例sp2180°直線形BeCl22sp3120°平面三角形BFq33sp4109°28’正四面體形ch42分子構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)互斥模型價(jià)層電子對(duì)互斥模型說(shuō)明的是價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空間構(gòu)型，不包括孤對(duì)電子。當(dāng)中心原子無(wú)孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；當(dāng)中心原子有孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。分子構(gòu)型價(jià)層電子對(duì)互斥模型電子對(duì)數(shù)成鍵對(duì)數(shù)孤對(duì)電子數(shù)電子對(duì)空間構(gòu)型分子空間構(gòu)型實(shí)例220直線形直線形BeCl2330三角形三角形BFq321V形SnBr?440四面體四面體形ch431三角錐形NHq322V形H2O配位化合物(1)配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較

共價(jià)鍵非極性鍵極性鍵配位鍵本質(zhì)相鄰原子間通過共用電子對(duì)（電子云的重疊）所形成的相互作用成鍵條件（兀素E）成鍵原子得、失電子能力相同（同種非金屬）成鍵原子得、失電于能力差別較?。ㄒ话阒覆煌N非金屬）成鍵原子一方有孤電子對(duì)（配位體）,另一方有空軌道（中心離于）特征有方向性和飽和性表示方法H—HH—C1- nh3-H3N^Cu—NH3TL nh3」2+存在單質(zhì)足，共價(jià)化合物H2O2,離子化合物Na2O2等共價(jià)化合物HC1,離子化合物NaOH等離子化合物nh4ci等（2）配位化合物定義：金屬離子（或原子）與某些分子或離子（稱為配體）以配位鍵結(jié)合形成的化合物。組成：如[Ag（NH3）2]OH，中心離子為Ag+，配體為NH3，配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1.分子間作用力的比較范德華力氫鍵共價(jià)鍵概念物質(zhì)分子之間普遍存在的一種相互作用的力，又稱分子間作用力由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力原子間通過共用電子對(duì)所形成的相互作用

作用粒子分子或原子(稀有氣體)氫原子，氟、氮、氧原子(分子內(nèi)、分子間)原子特征無(wú)方向性、無(wú)飽和性有方向性、有飽和性有方向性、有飽和性強(qiáng)度比較共價(jià)鍵〉氫鍵〉范德華力影響強(qiáng)度的因素隨著分子極性和相對(duì)分子質(zhì)量的增大而增大組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大對(duì)于AH B，A、B的電負(fù)性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大成鍵原子半徑越小，鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，共價(jià)鍵越穩(wěn)定對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響影響物質(zhì)的熔沸點(diǎn)、溶解度等物理性質(zhì)組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨相對(duì)分子質(zhì)量的增大，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高，如F2VCl?VBr?VI?，CF4VCCl^VCBr^分子間氫鍵的存在，使物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高，在水中的溶解度增大，如熔沸點(diǎn)：h2o>H2S，HF>HCl，NH3>PHq3影響分子的穩(wěn)定性共價(jià)鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定性越強(qiáng)2.分子的極性極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子.非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子.3.溶解性(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能