3.应用：
可根据元素的写出元素基态原子的电子排布式。
如Na元素基态原子的电子排布式为：
，或简写为。
能级右上角的数字是该能级上的。
【交流与总结】电子填充顺序要遵循构造原理，书写电子排布式则按照能层序数依次写出。
例如，28Ni，电子填充顺序是1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d8，而电子排布式写为：
1s22s22p63s23p63d84s2。
三、基态原子与激发态原子、光谱
1.基态原子与激发态原子：
基态原子是处于状态的原子；基态原子的电子能量后，跃迁到能级，变为原子。
2.光谱与光谱分析
（1）光谱形成原因：
不同元素的原子发生跃迁时会或不同的光。
（2）光谱分类：
根据光是被吸收或释放，可将光谱分为和。
（3）光谱分析：
在现代化学中，利用上的特征光谱来鉴定元素的分析方法。
【交流与总结】根据构造原理，核外电子总是优先占据能量较低的轨道，能量较低的轨道填满后再进入能量较高的轨道，此时整个原子的能量处于最低状态，称为基态。
【想一想】以下电子排布式表示基态原子电子排布的是（）
A.1s22s22p63s13p3B.1s22s22p63s23p63d104s14p1
C.1s22s22p63s23p63d24s1D.1s22s22p63s23p63d104s24p1
四、电子云
1.电子云：
量子力学指出不可能像描述宏观物体运动那样，确定具有一定空间运动状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它出现在原子核外空间各处的。
由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，故被称为电子云，即电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的分布的形象化描述。
2.电子云轮廓图：
为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动有一个形象化的简便描述，故将电子出现在原子核外空间概率约为的空间圈起来，形成电子云的轮廓图。
3.原子轨道
（1）定义：
量子力学把电子出现在原子核外的一个称为一个原子轨道。
（2）形状：
s电子的原子轨道是形的，p电子的原子轨道是形的。
（3）数目：
ns轨道各有个轨道，np轨道各有个轨道，nd轨道各有个轨道，nf轨道各有个轨道。
3.基态原子的核外电子排布规则
（1）能量最低原理：
原子核外电子的排布遵循构造原理，按轨道能量的顺序依次排列，使整个原子处于能量状态。
（2）泡利原理：
一个原子轨道里最多只能容纳个电子，而且相反，用“”表示。
（3）洪特规则：
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且相同。
【交流与总结】判断原子核外电子排布图或原子核外电子排布式书写是否正确时，可采取排除法，先用其中的一条规则去排除，再利用剩余两条规则去分析，可确保答案正确。
【想一想】电子云的疏密表示的意义是什么？
。
释疑解惑
1.为什么某些原子核外电子排布违背构造原理？
答：
根据构造原理，在书写如Cr、Cu等少数元素基态原子的电子排布式时，会有一个电子的偏差。
如Cr的基态原子电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：
1s22s22p63s23p63d44s2；Cu的基态原子电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d104s2，而不是：
1s22s22p63s23p63d94s2。
对于这一现象，洪特通过分析光谱实验的结果指出：
能量相同的原子轨道在全充满状态（如p6和d10）、半充满状态（如p3和d5）以及全空状态（如p0和d0）时体系的能量最低，原子较稳定。
2.铁元素为什么出现＋2价和＋3价两种化合价，且＋3价稳定？
答：
Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。
对比铁原子和两种铁离子的排布式可知，铁在发生化学反应时可以失去最外层的2个电子，形成Fe2+；也可以失去最外层的2个电子和次外层的1个电子，形成Fe3+。
根据洪特规则，Fe3+的3d轨道处于半充满的稳定状态，故＋3价稳定。
第一章第一节导学参考答案
一、能层与能级
1.能量；2n2。
2.能量；能层序数n；该能层序数；ns、np、nd、nf；2。
【想一想】1s：
第一能层中的s能级；2p：
第二能层中的p能级。
二、构造原理
1.核电荷数；3d；4d；4f；5d。
2.能量高低。
3.原子序数；1s22s22p63s1；［Ne］3s1；电子数。
三、基态原子与激发态原子、光谱
1.能量最低；吸收；较高；激发态。
2.
（1）吸收；释放；
（2）吸收光谱；发散光谱。
（3）原子光谱。
【想一想】D
四、电子云
1.概率；概率密度。
2.90%。
3.
（1）空间运动状态。
（2）球；纺锤；1；3；5；7。
4.由低到高；最低；2；自旋方向；↓↑；自旋方向。
【想一想】电子云中黑点的多少，仅表示电子在某区域出现机率的多少，并不代表电子的多少。
第一章第二节原子结构与元素性质
要点链接
1.元素周期表的结构
（1）排列原则：
按原子序数递增的顺序从左到右排列，将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期；将最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增的顺序从上到下排成一个纵行，称为族。
（2）结构：
元素周期表中有七个横行，称为七个周期，第一、二、三周期称为短周期，第四、五、六周期称为长周期，第七周期称为不完全周期。
有18个纵行，分为16个族，第1～2、13～17纵行为第Ⅰ～第ⅦA族；第3～7纵行为第Ⅲ～ⅦB族，第11～12纵行为第Ⅰ～ⅡB族；第8～10纵行为第Ⅷ族，第18纵行称为0族元素（稀有气体）。
2.元素周期律：
（1）元素周期律：
元素的性质岁核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。
（2）元素周期律的实质：
元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
（3）元素周期律的部分内容：
①随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数由1到8呈周期性变化（第一周期除外）；②随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化（最高正价：
+1→+7，最低负价：
－4→－1）；③同周期元素随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素随着原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
自主学习
一、元素周期系的形成
1.周期系的形成：
随着元素原子核电荷数的递增，每到出现时，就开始建立一个新的，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现，形成一个周期，循环往复形成。
2.形成周期系的原因：
的周期性变化。
二、元素周期表
1.周期
（1）定义：
具有相同的元素原子按照原子序数递增的顺序排列成的横行。
（2）每周期元素总是从开始，到结束，即最外层电子数是从到（第一周期从1到2）。
2.族：
周期表中，有18个纵行，除8、9、10三个纵行叫第Ⅷ族外，其余15个纵行每一个纵行称为一族。
【交流与总结】主族元素中，最外层电子数等于族序数，化学性质与最外层电子数有关。
副族元素的化学性质不仅与最外层电子数有关，也可能与次外层电子数有关。
【想一想】元素周期表可分为哪些族？
为什么副族元素又称为过渡元素？
。
三、元素周期律和原子半径
1.元素周期律：
元素的性质随的递增发生递变的规律。
2.原子半径
（1）决定原子半径的因素：
①电子层数：
电子层数越多，电子之间的负电排斥使原子半径；②核电荷数：
核电荷数越大，核对电子的引力也就，原子半径。
电子的能层数和核电荷数的综合结果使各原子的半径发生递变。
（2）原子半径的变化规律：
同周期主族元素，从左到右，电子层数，但随着核电荷数的逐渐增大，核对电子的引力，从而使原子半径逐渐；同主族元素，从上到下，逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子层数的影响成为主要因素，故从上到下，原子半径逐渐。
【交流与总结】同种元素微粒半径的比较：
原子半径＞阳离子半径；原子半径＜阴离子半径；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
【想一想】电子能层数多的原子的半径一定大于电子能层数少的原子的半径？
。
四、电离能
1.概念：
原子失去一个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。
2.元素第一电离能的意义：
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值，原子越容易失去一个电子。
3.元素第一电离能的变化规律：
同周期元素，随着原子序数的递增，元素第一电离能呈现的趋势；同族元素，从上到下，第一电离能逐渐。
【交流与总结】同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子核外电子排布有关。
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）状态时，原子较稳定，该元素具有较大的第一电离能。
【想一想】下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能按逐渐增大的顺序排列的是（）
A.K、Na、LiB.Al、Mg、NaC.N、O、CD.Cl、S、P
五、电负性
1.键合电子和电负性的含义
（1）键合电子：
元素原子相互化合时，原子中用于形成的电子。
（2）电负性：
用来描述不同元素的原子对的吸引力大小。
电负性越大的原子，
对的吸引力。
2.标准：
以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准，得出各元素的电负性数值。
3.变化规律：
同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐；同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐。
4.应用：
判断元素原子金属性和非金属性的强弱。
金属的电负性一般小于，电负性越小，金属性；非金属的电负性一般大于，电负性越大，非金属性；位于非金属区边界的元素电负性则在左右，它们既有，又有。
5.对角线规则：
在元素周期表中，某些主族元素的电负性与主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。
如Li与；Be与；B与。
【交流与总结】电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。
电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可用来判断元素化合价的正负。
电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。
当电负性差值为零时，通常形成非极性共价键；当电负性差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。
【想一想】利用元素的电负性不能判断的是（）
A.元素的得电子能力B.化学键的类型（离子键和共价键）
C．元素的活动性D．元素稳定化合价的数值
第一章第二节导学参考答案
一、元素周期系的形成
1.碱金属；电子层；稀有气体；周期系。
2.原子核外电子排布
二、元素周期表
1.
（1）电子层数。
（2）ⅠA族；0族；1；8。
【想一想】元素周期表可分为主族、副族和0族；副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素。
三、元素周期律和原子半径
1.原子序数；周期性。
2.
（1）增大；越大；越小；周期性。
（2）相同；增强；减小；电子层数；增大。
【想一想】不一定。
原子半径的大小由核电荷数和电子的能层数两个因素综合决定。
同一族的元素，电子能层数多的原子的半径大于电子能层数少的原子的半径；而对于不同族的元素，则有例外，如碱金属的原子半径比它下一周期卤族元素的原子半径大。
四、电离能
1.气态电中性基态；最低能量。
2.越小。
3.逐渐增大；减小。
【想一想】A
五、电负性
1.
（1）化学键。
（2）键合电子；键合电子；越大。
2.4.0；1.0。
3.增大；减小。
4.1.8；越强；1.8；越强；1.8；金属性；非金属性。
5.右下方；Mg；Al；Si。
【想一想】D
第二章第一节共价键
要点链接
1.化学键：
人们把离子或原子相结合的作用力称作化学键。
2.共价键：
原子间通过共用电子对所形成的相互作用称为共价键。
3.共价键的存在：
存在与非金属单质（稀有气体除外）、共价化合物和含有复杂离子（如NH4+）的离子化合物中。
自主学习
一、共价键
1.概念：
原子间通过形成的化学键。
2.特点：
（1）形成共价键时，两原子的发生重叠。
（2）共价键具有，决定分子的组成。
（3）共价键具有，决定分子的立体构型。
3.共价键的形成实际上是，重叠的程度越大，形成的共价键越。
而s电子的原子轨道都是形的，p电子的原子轨道是的。
因此当s与p，p与p原子轨道之间重叠时，共价键具有一定的。
【交流与总结】共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的数量关系，而共价键的方向性决定了分子的立体构型。
【想一想】所有的共价键都具有方向性吗？
。
二、共价键的类型
1.σ键
（1）σ键的形成：
当两个原子的成键原子轨道沿的方向以的方式重叠，原子轨道重叠部分沿着键轴呈，这样的共价键称为σ键。
（2）σ键的类型：
根据成键电子轨道的不同，σ键可分为、与，两个成键原子分别提供、、形成共价键。
（3）σ键的特征：
以形成化学键的两原子核的连线为轴操作旋转操作，共价键电子云的图形不变，即轴对称；形成σ键的原子轨道重叠程度较大，有较强的稳定性；以形成σ键的的两原子核的连线为轴，任何一个原子均可以绕轴旋转，并不破坏σ键的结构。
2.π键：
两个原子轨道以的方式重叠形成的共价键称为π键。
原子轨道重叠部分分别位于的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为，称为对称。
π键旋转，不如σ键，较易。
【交流与总结】共价单键都是σ键，共价双键中有一个σ键和一个π键，共价三键中有一个σ键和两个π键。
三、键参数
1.键能：
是指形成1mol化学键释放的能量。
键能是衡量化学键稳定性的参数，化学键的键能越大，化学键，越不容易。
键能通常取值，单位为。
结构相似的分子中，化学键键能越大，分子越。
如分子的稳定性：
HFHClHBrHI。
双键的键能并不是单键的两倍，三键的键能也不是单键的三倍，键能大小为：
三键双键单键。
2.键长：
是指形成共价键的两个原子之间的。
决定化学键的键长，越小，共价键的键长越短，键能，共价键；反之亦然。
3.键角：
是指。
在多原子分子中，键角是一定的，这表明共价键具有性，因此键角决定着共价化合物分子的。
【交流与总结】键能意义与应用：
表示共价键的强弱：
键能越大，即形成化学键时放出的热量越多，意味着这个化学键越稳定，越不容易被破坏；表示分子的稳定性：
结构相似的分子，化学键键能越大，分子越稳定。
通过键能大小判断物质的反应活性大小；通过键能大小比较，判断化学反应中的能量变化。
四、等电子原理
1.等电子原理是指相同、相同的分子具有相似的化学键的特征，它们的许多性质（主要是物理性质）是的。
2.仅第二周期元素组成的共价化合物分子中，为等电子体的是、。
【交流与总结】等电子原理的应用：
判断一些简单分子或离子的立体构型；利用等电子体在性质上的相似性制造新材料；利用等电子原理针对某物质找等电子体。
【想一想】CO2的等电子体有哪些？
。
第二章第一节共价键导学参考答案
一、共价键
1.共用电子对。
2.
（1）电子云；
（2）饱和性；（3）方向性。
3.原子轨道的重叠；稳定；球；纺锤形；方向性。
【想一想】并不是所有的共价键都具有方向性，如s-sσ键就没有方向性。
二、共价键的类型
1.
（1）键轴；头碰头；轴对称。
（2）s-s；s-p；p-p；s原子轨道和s原子轨道；s原子轨道和p原子轨道；p原子轨道和p原子轨道。
2.肩并肩；两个原子核构成平面；镜像；镜像；不能；牢固；断裂。
三、键参数
1.气态基态原子；最低；越稳定；断裂；正；kJ/mol；稳定；＞；＞；＞；＞；＞。
2.核间距；原子半径；原子半径；越大；越稳定。
3.两个共价键之间的夹角；方向；空间构型。
四、等电子原理
1.原子总数；价电子总数；相近。
2.N2和CO；CO2和N2O。
【想一想】CS2、N2O、NCO－、NO2＋、N3－、SCN－、BeCl2（g）。
第二章第二节分子的立体结构
自主学习
一、形形色色的分子
【知识导引】1.三原子分子的立体结构有和两种。
直线形的有、等。
V形有、等。
2.四原子分子的立体结构有和两种。
甲醛（CH2O）呈，键角约；氨分子呈，键角是。
3.五原子分子的立体结构最常见的是。
如等，键角是。
二、价层电子对互斥理论
【知识导引】1.价层电子对（包括和）由于的作用，而尽可能趋向彼此远离，以减小，分子尽可能采取的空间构型。
电子对夹角越大，排斥力。
2.σ键电子数可由确定，而中心原子上的弧电子对数，确定方法如下：
中心原子上的弧电子对数=，a为；x为；b为与中心原子结合的原子。
3.VSEPR模型和分子的立体结构型
H2O的中心原子上有对弧电子对，与中心原子上的键电子对相加等于，它们相互排斥形成形VSEPR模型。
略去VSEPR模型中的中心原子上的弧电子对，H2O分子呈形。
【交流与总结】利用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时需注意：
价层电子对互斥理论模型是电子对的立体构型；而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。
二者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对，当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，孤电子对占据中心原子周围的空间，参与互相排斥，二者的构型不一致。
三、杂化轨道理论
【知识导引】1.杂化轨道理论
（1）杂化的概念：
在形成分子时，原子的相互影响，若干的原子轨道混合起来，重新组合生成与原轨道数的一组新轨道的过程。
（2）杂化轨道：
形成的新轨道。
（3）杂化轨道的分类
对于非过渡元素，由于ns和np能级接近，往往采取用sp型杂化，而sp型杂化又分为：
①sp杂化：
和间的杂化，杂化轨道的数目；
②sp2杂化：
和间的杂化，杂化轨道的数目；
③sp3杂化：
和间的杂化，杂化轨道的数目。
（4）分子构型与杂化类型的关系
①sp杂化：
sp型杂化轨道的夹角为，空间构型是，实例。
②sp2杂化：
sp2型杂化轨道的夹角为，空间构型是，实例。
③sp3杂化：
sp3型杂化轨道的夹角为，空间构型是，实例。
2.几种常见分子或离子的空间构型
NH4+：
，NH3：
，H2O：
，CHO：
，SO2：
，BeCl2：
，CO2：
。
【交流与总结】根据杂化轨道的空间分布判断中心原子杂化轨道类型的方法：
（1）若杂化轨道在空间分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化；
（2）若杂化轨道在空间分布为平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化；（3）若杂化轨道在空间分布为直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。
【想一想】在CH3COCH3分子中，中间碳原子与两边碳原子成键所采用的轨道是（）
A.sp2：
sp2杂化轨道B.sp3：
sp3杂化轨道
C.sp2：
sp3杂化轨道D.sp：
sp3杂化轨道
四、配合物理论简介
【知识导引】1.配位键
（1）概念：
由一个原子提供，而跟另一个原子共用的共价键，即“”，是一类特殊的。
（2）表示：
配位键可以用A→B来表示，其中A是弧对电子的原子，称为体；B是弧对电子的原子，提供，称为原子。
2.配位化合物：
与某些（称为）以结合形成的化合物，简称。
【交流与总结】配合物的表示方法：
配合物由中心原子（提供空轨道）和配体（提供孤对电子），分为内界和外界，如右图的［Cu（NH3）4］SO。
【想一想】怎样判断一个化合物是不是配合物？
。
第二章第二节分子的立体结构导学参考答案
一、形形色色的分子
1.直线形；V形；CO2；CS2；H2O；SO2。
2.三角形；三角锥形；平面三角形；120°；三角锥形；107°。
3.正四面体形；CH4、CCl4；109°28′。
二、价层电子对互斥理论
1.σ键电子对；中心原子上弧电子对；相互排斥；斥力；对称；减小。
2.分子式；
（a-xb）；中心原子的价电子数；与中心原子结合的原子数；最多能接受的电子数。
3.2；σ；4；四面体；V。
三、杂化轨道理论
1.
（1）能量相近；相等。
（2）原子轨道重新组合。
（3）①一个s轨道；一个p轨道；两。
②一个s轨道；两个p轨道；三。
③一个s轨道；三个p轨道；四。
（4）①180°；直线形；CO2、C2H2。
②120°；平面三角形；BF3、苯、乙烯。
③109°28′；正四面体形；CH4、CCl4。
2.正四面体形；三角锥形；V形；平面三角形；V形；直线形；直线形。
【想一想】C
四、配合物理论简介
1.
（1）共用电子对；单方面；电子对给予接收键；化学键。
（2）提供；配位；接受；空轨道；中心。
2.金属离子（或原子）；分子或离子；配体；配位键；配合物。
【想一想】判断一个化合物是不是配位化合物的关键看它是否含有配离子。
例如，在［Ag（NH3）2］OH中，Ag+为中心离子，两个NH3分子是配体，［Ag（NH3）2］+是配离子。
第二章第三节分子的性质
自主学习
一、键的极性
1.极性键：
由形成的共价键。
由于不同原子的电负性不同，共用电子对发生，电负性大的原子显电性（δ－），电负性小的原子呈电性（δ+）。
2.非极性键：
由的原子形成的共价键。
由于同种原子的电负性相同，共用电子对不发生。
【交流与总结】键的极性主要看是否是不同元素原子之间成键。
【想一想】下列元素原子与氢形成的分子中，共价键的极性最大的是（）
A.IB.SC.FD.Cl
二、分子的极性
1.极性分子
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