化学竞赛辅导资料
（ 全 初 赛 专 辑 实验中学
李瑞华
国）
第一节原子结构与化学键
一．原子核外电子的排布
现代原子结构理论以为，电子在原子核外高速运动，而且没有必然的轨道，因此，电子在核外运动时就像一团带负电荷的云雾笼罩着带正电荷的原子核，因此，通常把核外电子的运动比喻为电子云。原子结构理论进一步指出，核外电子是在不同层上运动，这些层叫做电子层；电子层又分为若干亚层；亚层还有不同的轨道；而在每一个轨道中运动的电子还有两种不同的自旋。电子层、亚层、轨道、自旋四个方面决定了一个核外电子的运动状态。
不同元素的原子核外有不同数量的电子，这些电子是如何在原子核外不同的电子层、亚层和轨道中排布的？原子结构理论指出，电子在原子核外的排布遵循三条规律，即泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则三条规律能够写出不同元素的电子排布式。
以上是对核外电子运动和排布的归纳叙述。这一部份内容还应着重了解以下几点： 1．关于电子云的含义
电子云是一个形象的比喻，是用宏观的现象去想象微观世界的情景，风扇通常只有三个叶片，但高速转起来，看到的却是一团云雾，像是叶片化成了云雾；电子在核外运动速度极高，而且没有必然的轨迹，因此能够在想象中“看”到电子的运动“化”成了云雾，一团带负电荷的云雾。因此电子云不是实质性的云雾，不能明白得为由无数电子组成的云雾。应该指出，氢原子核外只有一个电子，也仍能够用电子云来描述。 电子云经常使用由许多小黑点组成的图形表示。小黑点密集的地址表示在该处的单位体积内，电子显现机遇较多（或称为概率密度较大）。电子云图中单唯一个小黑点没有任何意义。 2．关于电子层、亚层、轨道的意义 ①电子层——表示两方面意义：一方面表示电子到原子核的平均距离不同，另一方面表示电子能量不同。K、L、M、N、O、P……电子到原子核的平均距离依次增大，电子的能量依次增高。
②亚层——也表示两方面意义：一方面表示电子云形状不同，s电子云是以原子核为中心的球形，p电子云是以原子核为中心的无柄哑铃形，d和f电子云形状更复杂一些；另一方面，表示能量不同，s、p、d、f电子能量依次增高。
③轨道——在必然的电子层上，具有必然的形状和伸展方向的电子云所占据的空间，称为一个轨道。关于轨道的含义能够如此明白得。轨道是指一个立体的空间；是原子核外电子云所占据的特定的空间；那个空间的大小、形状别离由电子层、亚层决定。除s电子云是球形外，其余亚层的电子云都有方向，有几个方向就有几个特定空间，即有几个轨道。因此，轨道能够说是原子核外每一个s亚层和其余亚层的每一个方向上的电子云所占据的特定的空间。每一个原子核外都有许多电子层、亚层，因此，每一个原子核外都有许多轨道。
p、d、f亚层的电子云别离有3个、5个和7个伸展方向。因此别离有3、五、7个轨道：3个p轨道 、5个 d轨道和7个f轨道。它们的能量完全相同；电子云形状也大体相同。 3．能级的概念
在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中，与电子能量有关的是电子层和亚层。因此，将电子层和亚层结合起来，就能够够表示核外电子的能量。核外电子的能量是不持续的，而是由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶称为一个能级。因此，1s、2s、2p……别离表示一个能级。 4．氢原子和多电子原子核外的能级
有同窗以为，氢原子只有一个电子，因此只能有一个电子层。其实，正确的说法是，氢原子像其它所有原子一样，能够有许多电子层，电子层又分为若干亚层和轨道。只是在通常条件下，氢原子的这一个电子处于能量是低的1s轨道，这种状态叫基态；当电子从外界吸收能量以后，氢原子的这一个电子能够跃迁到能量较高的能级。氢原子核外能级由低到高的顺序是：1s<2s<2p<3s<3p<3d <4s<4p<4d<4f<5s……
可是，对核外有多个电子的原子来讲，核外能级的顺序就与氢原子不同了。一样来讲，多电子原子核外能级由低到高的顺序是：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p……这种现象叫做能级交织现象。 5．电子排布式和轨道表示式
依照原子核外排布电子的三条规律，能够写出各类元素核外电子的排布情形。核外电子排布情形有两种表示方式：电子排布式和轨道表示式。 ①写电子排布式时，先按由低到高的顺序排列出核外电子的能级，然后依照泡利不相容原理和能量最低原理向各个能级填充电子。错误的电子排布式不是违抗了泡利不相容原理，确实是违抗了能量还低原理。例如将某元素原子的电子排布式写为1s22s22p33s1确实是违抗了能量最低原理，写成1s22s32p3确实是违抗了泡利不相容原理。 电子排布式中最成心义的是外层电子的排布，内层能够用所谓“原子实”代替。原子实是该元素电子排布式中相当于上周期惰性气体原子的部份。例如：Cl元素的电子排布式的略写式为[Ne]3s23p5。连原子实也不写的电子排布式叫做原子的特点电子排布或价电子排布。对个副族元素来讲，特点电子排布确实是最外层电子排布加上外层d电子（或f电子）排布。中学讲义上称为外围电子排布。
②轨道表示式是用方框或圆圈表示轨道，在每一个轨道内用向上、向下的箭头表示自旋不同的电子。写轨道表示式要专门注意不要违抗洪待规则。 6．关于洪特规则的特例
洪待规则是电子在等能量轨道上排布时遵循的规律。它指出电子在等能量轨道（如三个p轨道）上排布时，将尽可能占满所有轨道，而且自旋方向相同。如此排布的缘故是这种排布使整个原子的能量最低。将洪特规则推行开来，人们总结出，当等能量轨道半满（p3、d5、f7）、全满（p6、d10、f14）和全空（p0、d0、f0）时，都可使原子整体能量处于相对较低的状态。这是洪特规则的特例。正因为如此，铬的特点电子排布变成3d54s1（而不是3d44s2）。
二．周期表中元素性质的递变规律
中学化学讲义中对元素的金属性和非金属性，元素的化合价，原子半径等的递变规律作了较为详细的说明，那个地址再补充几个元素的性质。
1．电离势
关于多电子原子，使处于基态的气态原子变成＋1价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离势，经常使用符号I1表示。以＋1价的气态阳离子再失去一个电子变成＋2价的气态阳离子所需要的能量称为第Ⅱ电离势，用I2表示，依次类推，有第Ⅲ电离势I3等等。
电离势专门是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离势越小，说明它越容易失去电子，其金属性越强。
关于多电子原子来讲，各级电离势的大小顺序是I1 电离势数值的大小，要紧取决于原子的核电荷数、原子半径和原子的电子层结构。因此在周期表中，各元素的电离势，专门是第一电离势I1必然也呈周期性转变。一样说来，同一周期的元素电子层数相同，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，查对外层电子的引力增大，因此越靠右的元素，越不易失去电子，电离势也就越大。关于同一族来讲，最外层的电子数相同，但自上而下，电子层数增多，原子半径增大起要紧作用，半径越大，查对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离势就越小。因此元素第一电离能的周期性转变也是元素原子结构周期性转变的必然结果。 在同一周期里，从左到右元素的第一电离势尽管从整体上讲是增大趋势，但却不是直线增大的。例如，第三周期的镁、磷、氮的第一电离势就显得“反常”的高，这别离与3p0、3p3、3P6的稳固结构相联系。 2．一个基态的气态原子取得一个电子成为负一价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的电子亲核势（即第一电子亲核势）。用符号E表示。一样的说，在同一周期中，从左到右电子亲核势增大；在同一族中，从上到下电子亲核势减小。 3．电负性 电离能可表达中性原子对外层电子的操纵能力，电子亲和势可表达中性原子对外加电子的吸引能力。有些化学家结合分子的性质来研究这两个值，而导出一种用来表明原子对它和其它原子间形成化学键的共用电子的引力大小的标度，称它为电负性。电负性高表明此原子对共用电子的吸引力强；电负性低表明这种引力弱。运用电负性的观点能够看出： ①金属的电负性低，电负性越低金属越活泼。由此可见最低电负性的元素在周期表的左下角。周期表向左，向下则元素的电负性渐低。 ②非金属的电负性高，最高电负性的元素应出此刻周期表的右上方（未计稀有气体），氟的电负性最高。 ③在主族元素中同族元素越向下电负性越低。在副族元素中电负性的变更不大。
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