原子核外電子排布原理

1．能層、能級與原子軌道

(1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異将其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能級：同一能層裡電子的能量也可能不同，又将其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層裡，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。

(3)原子軌道：電子雲輪廓圖給出了電子在核外經常出現的區域。這種電子雲輪廓圖稱為原子軌道。

2．基态原子的核外電子排布

（1）能量最低原理

（2）泡利原理

（3）洪特規則

洪特規則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p⁶、d¹⁰、f¹⁴)、半滿(p³、d⁵、f⁷)和全空(p⁰、d⁰、f⁰)狀态時，體系的能量最低。

3．基态、激發态及光譜示意圖

（1）電子的躍遷

①基态→激發态

當基态原子的電子吸收能量後，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發态原子。

②激發态→基态

激發态原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。

（2）原子光譜

不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。

原子結構與元素性質

1 . 原子結構與元素周期表

正确書寫1~36号元素原子核外電子排布式，這是基礎。考試時要審清題目要求，是寫核外電子還是價電子還是外圍電子？是寫排布式還是排布圖？

元素周期表的分區

①根據核外電子排布

a.分區

b.各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

②根據元素金屬性與非金屬性可将元素周期表分為金屬元素區和非金屬元素區(如下圖)，處于金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特别提示】

“外圍電子排布”即“價電子層”，對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d⁶4s²。

2 . 對角線規則

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是相似的。

3.電負性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的标度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。

②标準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對标準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

③變化規律

金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。

電負性的應用

4 . 電離能

電離能

①第一電離能：氣态電中性基态原子失去一個電子轉化為氣态基态正離子所需要的最低能量，符号：I₁，單位：kJ/mol。

②規律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最後一種元素的第一電離能最大，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I₁<I₂<I₃…)。

了解電離能的變化規律（注意第 ⅡA族和第 ⅤA族反常）

（1）電離能的應用

①判斷元素金屬性的強弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。

②判斷元素的化合價(I₁、I₂……表示各級電離能)

如果某元素的I_n＋1≫I_n，則該元素的常見化合價為＋n。如鈉元素I₂≫I₁，所以鈉元素的化合價為＋1。

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就可能發生變化。

④反映元素原子的核外電子排布特點

同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀态時，第一電離能就會反常的大。

共價鍵

1．本質

在原子之間形成共用電子對(電子雲的重疊)。

2．特征

具有飽和性和方向性。

3．分類

【特别提示】

（1）隻有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

（2）同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

（3）在分子中，有的隻存在極性鍵，如HCl、NH₃等，有的隻存在非極性鍵，如N₂、H₂等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H₂O₂、C₂H₄等；有的不存在化學鍵，如稀有氣體分子。

（4）在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na₂SO₄等；有的存在非極性鍵，如Na₂O₂、CaC₂等。

（5）通過物質的結構式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數目；判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。

4．鍵參數

（1）概念

（2）鍵參數對分子性質的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩定。

5．等電子原理

原子總數相同，價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征，物理性質相近，但化學性質不同。

常見的等電子體

分子的立體結構

1．價層電子對互斥理論

（1）價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。

（2）孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。

（3）用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型的關鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數。

其中：a是中心原子的價電子數(陽離子要減去電荷數、陰離子要加上電荷數)，b是1個與中心原子結合的原子提供的價電子數，x是與中心原子結合的原子數。

（4）價層電子對互斥理論與分子構型

分子的空間立體結構（記住）

常見分子的類型與形狀比較

2 . 雜化軌道理論

當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結構不同。

3．配位鍵

（1）孤電子對

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。

（2）配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。

②配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH₄ 可表示如下，在NH₄ 中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之後，4個共價鍵就完全相同。

（3）配合物

如[Cu(NH₃)₄]SO₄

配位體有孤電子對，如H₂O、NH₃、CO、F^－、Cl^－、CN^－等。

中心原子有空軌道，如Fe^3＋、Cu^2＋、Zn^2＋、Ag^＋等。

【特别提示】

（1）價層電子對互斥理論說明的是價層電子對的立體構型，而分子的立體構型指的是成鍵電子對的立體構型，不包括孤電子對。

①當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一緻；

②當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一緻。

如：中心原子采取sp³雜化的，其價層電子對模型為四面體形，其分子構型可以為四面體形（如CH₄），也可以為三角錐形（如NH₃），也可以為V形（如H₂O）。

（2）價層電子對互斥理論能預測分子的幾何構型，但不能解釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的成鍵情況，但不能預測分子的幾何構型。兩者相結合，具有一定的互補性，可達到處理問題簡便、迅速、全面的效果。

（3）雜化軌道間的夾角與分子内的鍵角不一定相同，中心原子雜化類型相同時孤電子對數越多，鍵角越小。

（4）雜化軌道與參與雜化的原子軌道數目相同，但能量不同。

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