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1、第一章 原子构造与性质一.原子构造 1.能级与能层 注意： 每个能层的能级种数为n; 轨道总数为n2 ; 每个轨道最多容纳电子数为2 每个能层最多容纳电子数为2n2 2原子轨道:不同能级上的电子浮现概率约为90的电子云空间轮廓图称为原子轨道 3.原子核外电子排布规律 构造原理:随着核电荷数递增,大多数元素的电中性基态原子的电子按能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。 1s /2 /3s 3p / 4 3d 4p /5 d 5p / 4f 5 6p / 5f 6d 7p 能级交错:原子轨道的能量关系是：ns(2）f(n-1)dn 【能级组：n (n-2） （-1）d p；
2、一种能级组中的各能级能量相近但不同】(2）能量最低原理现代物质构造理论证明,原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处在最低状 态,简称能量最低原理。 基态原子:处在最低能量状态的原子 激发态原子：处在能量较高状态的原子基态原子可以吸取能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸取光谱激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态,形成发射光谱现代化学中常运用原子光谱上的特性谱线来鉴定元素,称为光谱分析（焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反映等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关)(）泡利（不相容）原理:基态多电子原子中,不也许同步存在个量子数完全相似的电子。换言之，
3、一种轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“”表达）,这个原理称为泡利原理。（）洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相似）时，总是优先单独占据一种轨道,并且自旋方向相似，这个规则叫洪特规则。例如，p3的轨道式为 或 ，而不是 洪特规则特例：当p、d轨道填充的电子数为全空、半布满或全布满时，原子处在较稳定的状态。即0、d0、p3、d、p、d10时，是较稳定状态。前36号元素全空状态的有4e s22、1Mg 3s3p、0C 4s3d0;半布满状态的有:7N s223、15 3s23、24Cr 354s1、25 3d5s2、33A 43；全布满状态的有1Ne 222p6、18Ar
4、3s3p6、29u 3104s1、30Zn 3、3Kr s246。4. 基态原子核外电子排布的表达措施() 电子排布式: 用数字在能级符号的右上角表白该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如 19K：ss23s3p64s1 简化的电子排布式: 把内层电子达到稀有气体元素原子构造的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表达，例如19：r4 12Mg:e3S2(2) 电子排布图(轨道表达式) 每个方框或圆圈代表一种原子轨道，每个箭头代表一种电子。如基态硫原子轨道表达式（3） 价电子排布式或轨道表达式主族元素：只需表达出最外层的电子(如Na:s1;:23p5） 第四周期的过渡元素:要写出d和s两
5、个能级的电子排布(如e:d64s)。二原子构造与元素周期表1.元素周期表的分区 ： 除d外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。分区元素分布价电子排布元素性质特点s区 IA、IIA ns12H外都是活泼金属,最外层电子参与反映p区IIIVIIA、0族 nsnp6一般是最外层电子参与反映区IIIBVII、VIII(除镧系和锕系) (n-)d1912都是金属元素;d能级上的电子可以不同限度的参与化学键的形成ds区I、 （n-1）d0s12都是金属元素f区镧系和锕系(n-2)f 014（n-1)d0s2镧系元素性质相近;锕系元素性质相近2.根据外围电子排布可直接判断该元素在周期表中的位置。
6、主族元素价电子等于主族序数，过渡元素价电子等于纵行数(从而拟定族序数）例: 4s24p 第四周期VIA族 3d 542 第四周期VIIB族三元素周期律:电离能、电负性1、电离能(指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量） 第一电离能是指气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。 同一周期元素中，碱金属(或第A族)第一电离能最小，稀有气体（或族)第一电离能最大,从左到右总体呈现增大趋势（反常:A和A的元素的第一电离能不小于同周期背面相邻元素的第一电离能），元素的金属性逐渐削弱，非金属性逐渐增强。 同一主族元素,从上到下第
7、一电离能逐渐减小;元素金属性渐强,非金属性渐弱。 同一原子的电离能逐级增大，即I11.)时易形成离子键,两元素电负性相差不大时 BegAlSi 易形成共价键。3、对角线规则:在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如右图。 第二章 分子构造与性质一、化学键:相邻的两个或多种原子（或离子）之间强烈的互相作用。化学键离子键共价键金属键形成过程阴阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对或电子云重叠所形成的互相作用金属阳离子与自由电子之间的互相作用实例离子化合物中，大多金属氧化物、强碱、大多数盐多原子构成的非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、弱碱、酸等金属二、共价键:1、共价键的
8、本质是：成键原子互相接近时,原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对,两原子核间电子云密度增长,体系能量减少；共价键具有两大特性：饱和性(一种原子有几种未成对电子,便只能和几种自旋相反的电子配对成键）和方向性。2、 键参数:（1） 键能(单位:k/mol）：气态基态原子形成mol化学键释放的最低能量； 键能越大,化学键越稳定。（2)键长：形成共价键的两个原子的核间距,一般键长越短,共价键越稳定。 （ 相似原子间形成的共价键键长的一半称为该原子的共价半径 )（3）键角：在原子数超过两个的分子中，两个共价键之间的夹角。 （ 多原子分子的键角是一定的，表白共价键具有方向性) 键参数对
9、分子性质的影响:键能键长键角决定决定分子的稳定性分子的空间构型决定分子的性质常用的键角：HO(5)、NH3(107）、H4(0928）、P4（60)、CO（80)、苯（12)】、共价键的类型:（1）按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键;()按共用电子对与否偏移分为极性键、非极性键： 共价键的极性强弱比较：根据成键两原子的电负性的差别大小,两原子电负性 相差越大，共价键的极性就越强。（例如:H键的极性不小于Hl键的极性）（3） 按原子轨道的重叠方式分为键和键:键键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行(“肩并肩”）电子云形状轴对称由两块构成，且镜面对称牢固限度强度不同【一般:键不易断裂，键
10、易断裂（ 特殊:2等)】成键判断规律单键是键； 双键一种键、一种键; 三键一键、两个键（4） 配位键:特殊的共价键(键),一种原子提供空轨道,另一种原子提供孤电子对形成的共价键。 存在配位键的化合物常用：H30+ N+ H2SO4 Al2Cl6 BN3F3(HNB3）结识配位化合物(简称配合物): 含配位键的不一定是配合物金属离子（或原子)与配体(某些有孤对电子的分子或离子）之间通过配位键形成的化合物。如:u(H2O)4SO、(NH3)4SO4、Ag（H3）2OH、Fe(SC)3等。(许多过渡金属离子对多种配体具有很强的结合力,过渡金属的配合物远比主族金属的配合物多) 配合物构成： N为配位原
11、子(提供孤对电子)Cu(NH3)42+SO42内界外界中心原子或离子Cu2+(提供空轨道)配位数为4配体为NH3 常用含配位键的内界离子： (H2O)4+ Cu（NH)42+ Ag(NH)+ Fe(SN）63 Fe(SCN)6 Co(N3）(H2)3+ Co(N3)4l HgI4 配合物溶于水易电离为内界配体离子和外界离子,而内界的配体离子一般不电离。 配位键的表达（箭头): NH3CuNH3NH3H3N 2+四氨合铜离子Cu(NH3)42+气态氯化铝分子(Al2Cl6)AlAlClClClClClCl4、等电子原理:原子总数相似、价电子总数相似的分子(或离子)具有相似的化学键特性,许多性质是
12、相似的，此原理称为等电子原理。（1)等电子体的判断措施：微粒所含原子个数相似;微粒所含价电子总数相似（2）等电子原理的应用：这一类分子或离子具有相似的化学键特性、分子构造以及部分物理性质相似。运用等电子原理可判断某些简朴分子或离子的主体构型，例如: O2、SCN-、O2+、3 具有相似的原子数3，并且价电子总数都为16, 都为直线型构造S、O2 具有相似的原子数3,总价电子数都为8, 都为V形构造.CO32-、NO3、SO3 具有相似的原子数4，并且价电子数都为4,都为平面三角形构造SO4、PO4 具有相似的原子数5,总价电子数为32, 都为正四周体构造PO3-、SO2-、CO3 具有相似的原子数4,总价电子数为26， 都为三角锥构造三、分子的立体构型:红外光谱仪可以测定分子的立体构型。1、分子构型与价层电子对互斥模型( VSEPR模型 ）（1)中心原子价层电子对数键电子对的数目+ 中心原子上的孤电子对的数目 键电子对的数目 与中心原
