2形状相同的原子轨道能量的高低:
能量关系'
ls<2s<3s-：
4s
3同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如
.2］队、2］）］、2p角I道的能量相等
3.原子核外电子排布规律
⑴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右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
记忆方法有哪些？
能级交错：
由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
（2）能量最低原理
现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：
基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“fI"表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：
当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
比如，p3的轨道式为厂HI或P1111I,而不是FT|f|I。
4.基态原子核外电子排布的表示方法
（1）电子排布式
1用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：
1s^s^p^s^p^s1o
2为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：
[Ar]4s'。
3外围电子排布式
（2）电子排布图是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
u
t!
tl
1
t
Is2s2p3s3p
2.原子结构与元素周期表
1.原子的电子构型与周期的关系
（1）每周期第一种元素的最外层电子的排布式为nsl每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为Is?
外，其余为ns2np6oHe核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
（2）一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
（1）根据核外电子排布
1分区
2各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
S区
IA、UA族及He元素
1〜2ns
除氢、氮外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
-
P区
mA族〜圳a族、0族（除氮外）
21〜6
ns7?
p
通常是最外层电子参与反应
d区
inb族〜订b族、
ID族（除制系、舸系外）
（〃一l）dJ-
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
Ib族、nb族
（〃一1）dJ，ns1
金属元素
f区
期系、舸系
（”一2）f°~"
（n—1）d'hs2
制系元素化学性质相近.蒯系元素化学性质相近
3若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。
3.元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是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。
在同一周期的元素中，碱金属第一电离能最小，稀有气体第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。
同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大
（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属"的电负性在1.8左右。
它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性的应用
1判断元素的金属性和非金属性及其强弱
2金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属"的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
3金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
4同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
（4）电离能的应用
1根据电离能数据确定元素核外电子的排布如：
2确定元素在化合物中的化合价
3判断元素金属性强弱
2.原子结构与元素性质的递变规律
性质
同周期（从左往右）
同主族（自上而下）
（1）能层数
相同
从1理增到6（或7）
⑵最外层电子数
从1理增到8（第一周期例外）
相同
（3）原子半径
减小（稀有气体除外）增强
增大减弱
（4）金属性（原子失电子能力）
减弱
增强
（5）非金属性（原子得电子能力）
增强
减弱
（6）电负性
增强
减弱
（7）第一电离能
增大的趋势
减小
⑸单质还原性
减弱
增强
⑼单质氧化性
增强
减弱
（10）最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
碱性增强,酸性减弱
（⑴非金属形成气态氢化物的难易程度
由难到易
由易到难
（12）气态氢化物的稳定性
增强
减弱
（13）主要化合价
最高正价从-1建增到-7（0、F例外），最低负价从第IVA族-土般到-1
相同
（14漓子半径
r（阴离子）遍小，［（阳离子）遍小，
r（阴离子）＞r（阳离子）
增大
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有些性质是相似的，如
第二章分子结构与性质
1.共价键
1.共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和
性和方向性。
2.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。
2按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
3按原子轨道的重叠方式分为。
键和丸键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
3.键参数
1键能：
气态基态原子形成1mol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之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
3键角：
在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
4
键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定.
常见的等电子体:
2.分子的立体构型
1.分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
分
子
杂化
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
空间构型
实例
构
轨
sp
乙
180°
直线形
BeC12
型
道
理
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
论
sp3
4
109°28’
正四面体形
CH4
2分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间
构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
（1）当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
（2）当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
分子构型
价层电子
对互斥模型
电子对数
成制数
孤对电子数
电子对空
间构型
分子空间
构型
实例
2
2
0
IO
直线形
BeC12
3
3
0
三觥
三觥
BF3
2
1
怫
SnBr2
4
4
0
酶体
四面体形
CH4
5
i
三角觥
NH3
2
2
怫
H20
3.配位化合物
（1）配位键与极性键、非极性键的比较
共价键
非极性键
极性键
配位键
本质
相邻原子间通过共用电子对（电子云的重叠）所形成的相互作用
成键
成键原子得、
成键原子得、
失电子能力
成键原子一方有孤
条件
失电子能力
差别较小（一
电子对（配位体），
（兀素
相同（同种非
般指不同种
另一方有空轨道（中
种类）
金属）
非金属）
心离子）
特征
有方向性和饱和性
表75
方法
H—H
H—C1
-nh3-
H3N一CuJNH3t
Lnh3J
2+
存在
单质H：
共价化合物H2O2,离子化合物Na2O2等
共价化合物
HC1,离子化合物NaOH等
离子化合物nh4ci等
（2）配位化合物
1定义：
金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以配位键结合形成的化合物。
2组成:
如[Ag（NH3）2]OH,中心离子为Ag+,配体为NIL,配位数为2。
3.分子的性质
1.分子间作用力的比较
2.分子的极性
（1）极性分子：
正电中心和负电中心不重合的分子。
（2）非极性分子：
正电中心和负电中心重合的分子。
3.溶解性
（1）“相似相溶”规律：
非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，
极性溶质一般能溶于极性溶剂.若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
（2）“相似相溶"还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互
溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小.
4.手性
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。
5.无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成（HO）mROn,如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—0—H中。
的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H+,酸性越强,如HCIO范德华力
共价键
概念
物质分子之间普遍存在的一种相互作用的力，又称分子间作用力
由已经与电员性很强的原子形成共价键的斯原子与另一个分子中电员性很强的原子之间的作用力
原子间通过共用电子对所形成的相互作用
作用粒子
分子或原子（稀有气体）
氢原子，氟、Ms氧原子（分子内、分子间）
原子
特征
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
有方向性、有饱和性
强度比较
共价键>氢键〉范德华力
影响强度的因素
1随着分子极性和相对分子质童的增大而增大
2组成和结构相以的物质，相对分子质重越大，分子间作用力越大
对于A-H……B-,A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大
成键原子半径越小，键长越短,键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响
1影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质
2组成和结构相似的物质，随相对分子质重的增大，物质的蛤沸点升高,如F2VC12分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔沸点：
H2O>H2S,HF>HC1,NH3>PH3
1影响分子的稳定性
2共价键键能越大，分子稳定性越强
第三章晶体结构与性质
一.晶体常识
1.晶体与非晶体比较
晶体
非晶体
结构特性
结构微粒周期性有序排列
结构微粒无序排列
性质特性
有自范性、固定熔点、对称性、各向异性
没有自范性、固定熔点、对称性、各向异性
2.获得晶体的三条途径
1熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
③溶质从溶液中析出。
3.晶胞
晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4,晶胞中微粒数的计算方法——均摊法
如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学中常见的晶胞为立方晶胞
立方晶胞中微粒数的计算方法如下:
同为8个晶胞所共有.-粒子
L位于顶灯L
屈于该晶胞
^7—-.同为4个晶胞所共有粒子
―国于1
Ifel属于该晶胞
^7—同为2个M胞所共有•!
粒子
-Cfe.fifii-hj）-*2
属F该晶胞
位丁内部-整个粒子部枫T-该船胞
注意：
在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形
二.四种晶体的比较
类型比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
概念
分子间靠分子间作用力结合而形成的晶体
原子之间以共价键结合而形成的具有空间网状结构的晶体
金属阳离子和自由电子以金属键结合而形成的晶体
阳离子和阴离于通过离子键结合而形成的晶体
结
构
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、
自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用力
分子间的作用力
共价键
金属键
离子键
性质
密度
较小
较大
有的很大，有的很小
较大
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
爆、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶干任何溶剂
难溶干常见溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
导电、传熟性
一般不导电，
溶干水后有的
导电
-般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或爆融态导电
延展性
无
无
良好
无
物质类别及举例
大多数非金属单质（如P,、C1：
）、气态氢化物、酸仪RHCkH：
SOQ、非金属氧化物（如SO：
、CO：
，Sio：
除］卜）、虹大多数有机物例CH+，有机盐除外）
一部分非金属单质例金刚石、硅、晶^硼），一部分非金属化合物（如SiCsSiJ）
金属单质与台金仪［INa、Al、Fe、青铜）
金属氧化物（如K：
0、Na：
O）、强碱仪0KOH、NaOH）、绝大部分盐（如NaCl）
2.晶体爆、沸点高低的比较方法
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：
原子晶体〉离子晶体〉分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钙、钳等熔、沸点很高，汞、饨等熔、沸点很低。
（2）原子晶体
由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的爆、沸点高.如熔点：
金刚石＞碳化硅＞硅
（3）离子晶体
一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的爆、沸点就越高。
（4）分子晶体
1分子间作用力越大，物质的爆、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
2组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
3组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。
4同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
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