（a）近似能级图是按原子轨道的能量高低排列的，而不是按原子轨道离核远近排列的。
它把能量相近的能级划为一组，称为能级组，共分成七个能级组。
能级组之间的能量差比较大。
徐光宪教授提出用n+0.7l计算各能级相对高低值，并将第一位数相同的能级组成相应的能级组，如4s、3d和4p的n+0.7l计算值相应为4.0、4.4和4.7，它们组成第四能级组。
（b）主量子数n相同、角量子数l不同的能级，它们的能量随l的增大而升高，即发生“能级分裂”现象。
例如E
＜E
＜E
。
（c）“能级交错”现象。
例如E
＜E
＜E
，E
＜E
＜E
＜E
。
（3）原子轨道：
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
1
p
哑铃形
3
特别提醒 第一能层（K），只有s能级；第二能层（L），有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层（M），有s、p、d三种能级。
2．基态原子的核外电子排布
（1）能量最低原理：
即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
注意：
所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
（2）泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为
。
（3）洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
如2p3
。
洪特规则特例：
等价轨道全充满、半充满、全空的时候能量比较低，状态比较稳定。
如24号元素Cr和29号元素Cu的电子排布式分别写为：
Cr：
1s22s22p63s23p63d54s1Cu：
1s22s22p63s23p63d104s1。
3．基态、激发态及光谱示意图
深度思考
1．完成下表，理解能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层
一
二
三
四
五
…
符号
K
L
M
N
O
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
…
…
最多容纳电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
…
…
2
8
18
32
…
2n2
特别提醒
（1）任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；
（2）以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；（3）构造原理中存在着能级交错现象；（4）我们一定要记住前四周期的能级排布（1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p）。
2．写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式
原子
电子排布式
简化电子排布式
N
1s22s22p3
[He]2s22p3
Cl
1s22s22p63s23p5
[Ne]3s23p5
Ca
1s22s22p63s23p64s2
[Ar]4s2
Fe
1s22s22p63s23p63d64s2
[Ar]3d64s2
Cu
1s22s22p63s23p63d104s1
[Ar]3d104s1
As
1s22s22p63s23p63d104s24p3
[Ar]3d104s24p3
特别提醒
（1）当出现d轨道时，虽然电子按ns，（n－1）d，np顺序填序，但在书写电子排布式时，仍把（n－1）d放在ns前，如Fe：
1s22s22p63s23p63d64s2，正确；
Fe：
1s22s22p63s23p64s23d6，错误。
（2）在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式（注：
X代表上一周期稀有气体元素符号）。
3．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。
答案 26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。
根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。
特别提醒 由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
题组一 根据核外电子排布，正确理解电子能量状态
1．下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是__________。
2.气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是（ ）
A.1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
B.1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
C.1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
D.1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1
1．原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。
易误警示 在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
（1）
2．半充满、全充满状态的原子结构稳定：
如ns2、np3、np6
Cr：
3d54s1 Mn：
3d54s2Cu：
3d104s1Zn：
3d104s2
3．当出现d轨道时，虽然电子按ns、（n－1）d、np的顺序填充，但在书写时，仍把（n－1）d放在ns前。
题组二 正确使用表示原子、离子、分子组成的化学用语
3．按要求填空
（1）质量数为37的氯原子符号为________。
（2）S2－的结构示意图________。
（3）氮原子的电子式________，N2的电子式________，NH
的电子式________。
（4）磷原子的核外电子排布式___________________，价电子排布式________________________，
价电子排布图___________________________________。
（5）按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子。
Fe
Fe3＋
原子（或离子）结构示意图
电子排布式
电子排布图
4.A、B、C、D、E、F代表6种元素。
请填空：
（1）A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为__________。
（2）B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________。
（3）D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_________________________________________________________________。
（4）E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________________________________。
（5）F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子。
化学用语的规范使用及意义
为了书写和学术交流的方便，采用国际统一的符号来表示各个元素。
元素符号
原子（核素）符号
代表一个质量数为A、,质子数为Z的X原子。
原子结构示意图
电子式
电子排布式
电子排布图
它们有各自不同的侧重点：
（1）结构示意图：
能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。
（2）核组成式：
如
O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质量数，但不能反映核外电子的排布情况。
（3）电子排布式：
能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但不能表示原子核的情况，也不能表示各个电子的运动状态。
（4）电子排布图：
能反映各轨道的能量的高低，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。
（5）价电子排布式：
如Fe原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。
价电子排布式能反映基态原子的能层数和参
与成键的电子数以及最外层电子数。
二 原子结构与元素性质
1．原子的电子层结构与周期表的关系
（1）原子结构与周期表的关系
①随核电荷增大电子呈周期性分布，每个周期的电子由s
p逐个增入。
②新周期开始出现新电子层。
周期序数=原子的电子层数n
每周期中元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子的总数。
③主族元素的族序数=原子最外层电子数
副族元素的族序数=原子次外层d电子数与最外层s电子数之和（ⅧB、ⅠB、ⅡB除外）
周期
能层数
每周期第一个元素
每周期最后一个元素
原子序数
基态原子的简化电子排布式
原子序数
基态原子的
电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
（2）每族元素的电子排布特点
①主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5
②0族：
He：
1s2；其他ns2np6。
③过渡元素（副族和第Ⅷ族）：
（n－1）d1～10ns1～2。
（3）元素周期表的分区
①根据核外电子排布
a．分区
b．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、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族（除镧系、锕系外）
（n－1）d1～9ns1～2
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
（n－1）d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
（n－2）f0～14
（n－1）d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区（如下图），处于金属与非金属交界线（又称梯形线）附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
注意：
“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。
2．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
。
锂和镁都能在空气中燃烧，除生成氧化物外同时生成氮化物；铍和铝的氢氧化物都具有两性；硼和硅都是“类金属”等等。
人们把这种现象称为对角线规则。
3．元素周期律
（1）原子半径
①影响因素
②变化规律：
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
（2）电离能
①元素的气态原子在基态时失去一个电子成为一价气态正离子所需要的能量，称元素的第一电离能。
基态M（g）
M+（g）
M2+（g）
M3+（g）
例如：
Al（g）
Al+（g）……
第一电离能I1=578kJ·mol-1；第二电离能I2=1823kJ·mol-1；第三电离能I3=2751kJ·mol-1
②规律
I大，难失电子；I小，易失电子，金属性强。
规律：
①同周期Z*增大，半径减小，稍有起伏（半充满、全充满结构稳定）。
②同族元素Z*增加不多，半径增大起主导作用。
③长周期中也有起伏，I增大不如短周期明显。
（3）电负性
①含义：
元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体未计）。
③变化规律
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
深度思考
1．根据前四周期元素原子核外电子排布特点，回答下列问题：
（1）外围电子层有2个未成对电子的有________；有3个未成对电子的有________。
（2）未成对电子数与周期数相等的元素有________。
2．为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？
答案 Mg：
1s22s22p63s2 P：
1s22s22p63s23p3。
镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。
用此观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。
3．为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子？
答案 Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。
而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
题组一 重视教材习题，做好回扣练习
1．下列说法中正确的是（ ）
A．处于最低能量的原子叫做基态原子
B．3p2表示3p能级有两个轨道
C．同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
2．X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是（ ）
A．XYZ2B．X2YZ3C．X2YZ2D．XYZ3
3．下列说法中，不符合ⅦA族元素性质特征的是（ ）
A．从上到下原子半径逐渐减小
B．易形成－1价离子
C．从上到下单质的氧化性逐渐减弱
D．从上到下氢化物的稳定性依次减弱
4．下列说法中，正确的是（ ）
A．在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数
B．在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数
C．最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子
D．元素的原子序数越大，其原子半径也越大
题组二 元素推断与元素逐级电离能
5．根据下列五种元素的第一至第四电离能数据（单位：
kJ·mol－1），回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2080
4000
6100
9400
R
500
4600
6900
9500
S
740
1500
7700
10500
T
580
1800
2700
11600
U
420
3100
4400
5900
（1）在周期表中，最可能处于同一族的是________。
A．Q和RB．S和TC．T和UD．R和TE．R和U
（2）下列离子的氧化性最弱的是________。
A．S2＋B．R＋C．T3＋D．U＋
（3）下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。
A．硼B．铍C．氦D．氢
（4）每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：
_________________________________________________________________，如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第______个电子时。
（5）如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是__________，其中_______元素的第一电离能异常高的原因是______________________________________。
题组三 电离能、电负性的综合应用
6．根据信息回答下列问题：
A．第一电离能I1是指气态原子X（g）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋（g）所需的最低能量。
下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图（其中12号至17号元素的有关数据缺失）。
B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。
一般认为：
如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。
下表是某些元素的电负性值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负性值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
（1）认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为______＜Al＜______（填元素符号）。
（2）从信息A图中分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是________________。
（3）信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族。
（4）根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be（OH）2显示这种性质的离子方程式是_________________________。
（5）通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围________________。
（6）请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是________________。
（7）从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法________________________________________________________________________。
第二节分子结构的价键理论
分子结构的发展：
路易斯理论
1、路易斯理论
1916年，美国的Lewis提出共价键理论。
认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势（八隅律），求得本身的稳定。
而达到这种结构，并非通过电子转移形成离子键来完成，而是通过共用电子对来实现。
通过共用一对电子，每个H均成为He的电子构型，形成共价键。
2、路易斯结构式
分子中还存在未用于形成共价键的非键合电子，又称孤对电子。
添加了孤对电子的结构式叫路易斯结构式。
如：
H∶H或H—H∶N≡N∶O=C=O C2H2（H—C≡C—H）
有些分子可以写出几个式子（都满足8电子结构），如HOCN，可以写出如下三个式子：
哪一个更合理？
可根据结构式中各原子的“形式电荷”进行判断：
q=nv－nL－nb
式中，q为nv为价
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