第一章原子结构与性质
一.原子结构1.能级与能层
注意: 每个能层的能级种数为n； 轨道总数为n2 ；每个轨道最多容纳电子数为2 每个能层最多容纳电子数为2n2
2.原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道
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能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
1s/2s 2p/3s 3p/4s 3d 4p/5s 4d 5p/6s 4f5d 6p/7s 5f 6d 7p
能级交错：原子轨道的能量关系是：ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np
【能级组：ns (n-2)f (n-1)d np；一个能级组中的各能级能量相近但不同】 （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。
基态原子：处于最低能量状态的原子激发态原子：处于能量较高状态的原子 基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸收光谱 激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱
现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析
（焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关） （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。
（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，这个规则叫洪特规则。比如，p3的轨道式为 ↑ ↑ ↑ 或 ↓ ↓ ↓ ，而不是↑↓ ↑
洪特规则特例：当p、d轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、p3、d5、p6、d10时，是较稳定状态。
1
前36号元素全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N
23515223
2s22p3、全充满状态的有10Ne 2s22p6、15P 3s3p、24Cr 3d4s、25Mn 3d4s、33As 4s4p；18Ar 3s
2
3p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
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
226261
19K：1s2s2p3s3p4s ②简化的电子排布式：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19K：[Ar]4s112Mg:[Ne]3S2 (2)电子排布图(轨道表示式)
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。如基态硫原子轨道表示式
（3）价电子排布式或轨道表示式
①主族元素：只需表示出最外层的电子（如Na：3s1；Cl：3s23p5）
②第四周期的过渡元素：要写出3d和4s两个能级的电子排布（如Fe：3d64s2）。 二.原子结构与元素周期表
1.元素周期表的分区 ：除ds外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。 分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点 H外都是活泼金属，最外层电子参与反应 通常是最外层电子参与反应 都是金属元素；d能级上的电子可以 不同程度的参与化学键的形成 都是金属元素 s区 IA、IIA p区 d区 ds区 f区 ns1~2 IIIA~VIIA、0族 ns2np1~6 IIIB~VIIB、VIII (n-1)d1~9ns1~2 (除镧系和锕系) IB、IIB 镧系和锕系 (n-1)d10ns1~2 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 镧系元素性质相近；锕系元素性质相近 2.根据外围电子排布可直接判断该元素在周期表中的位置。
主族元素价电子等于主族序数，过渡元素价电子等于纵行数（从而确定族序数）
25 52
例： 4s4p 第四周期VIIA族 3d4s第四周期VIIB族
三.元素周期律：电离能、电负性
1、电离能（指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量）
第一电离能是指气态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。
①同一周期元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势（反常：ⅡA和ⅤA的元素的第一电离能大于同周期后面相邻元素的第一电离能），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
② 同一主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小；元素金属性渐强，非金属性渐弱。 ③ 同一原子的电离能逐级增大，即I1＜I2＜I3＜，且隔层的电离能数值相差巨大。 2、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，不考虑稀有气体元素） 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。 ①同周期元素自左到右，电负性逐渐增大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱； 同主族元素自上而下，电负性逐渐减小，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
②电负性的应用：判断元素的金属性和非金属性及其强弱的尺度，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，它们既有金属性，又有非金属性。
2
③两种元素的电负性相差很大（如＞1.7）时易形成离子键，两元素电负性相差不大时
易形成共价键。 Li Be B 3、对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素
Mg Al Si 与右下方的主族元素的某些性质相似，如右图。
第二章 分子结构与性质
一、化学键：相邻的两个或多个原子（或离子）之间强烈的相互作用。 化学键 形成过程 实例 离子键 阴阳离子间的静电作用 共价键 原子间通过共用电子对或电子云重叠所形成的相互作用 金属键 金属阳离子与自由电子之间的相互作用 金属 离子化合物中，大多金属多原子组成的非金属单质、气态氢氧化物、强碱、大多数盐 化物、非金属氧化物、弱碱、酸等 二、共价键： 1、共价键的本质是：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电
子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低；
共价键具有两大特征：饱和性（一个原子有几个未成对电子，便只能和几个自旋相反的电子
配对成键）和方向性。
2、键参数：
（1）键能（单位：kJ/mol）：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的核间距，一般键长越短，共价键越稳定。 （相同原子间形成的共价键键长的一半称为该原子的共价半径） （3）键角：在原子数超过两个的分子中，两个共价键之间的夹角。 （多原子分子的键角是一定的，表明共价键具有方向性）
?键参数对分子性质的影响：
键能 键长 键角 决定 决定 分子的稳定性 分子的空间构型
决定 分子的性质
?常见的键角：H2O(105°)、NH3(107°)、CH4(109°28′)、P4(60°)、CO2(180°)、苯(120°)】 3、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：
共价键的极性强弱比较：根据成键两原子的电负性的差别大小，两原子电负性 相差越大，共价键的极性就越强。（例如：H—F键的极性大于H—Cl键的极性） （3）按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键： 成键方向 电子云形状 牢固程度 成键判断规律 σ键 沿键轴方向“头碰头” 轴对称 π键 平行（“肩并肩”） 由两块组成，且镜面对称 强度不同【一般：σ键不易断裂，π键易断裂（特殊：N2等）】 单键是σ键；双键一个σ键、一个π键；三键一σ键、两个π键 （4）配位键：特殊的共价键（σ键），一个原子提供空轨道，另一个原子提供孤电子对形
成的共价键。
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存在配位键的化合物常见：H30+ NH4+ H2SO4 Al2Cl6 BNH3F3（H3N→BF3） 认识配位化合物(简称配合物)： 含配位键的不一定是配合物
金属离子(或原子)与配体(某些有孤对电子的分子或离子)之间通过配位键形成的化合物。 如：[Cu(H2O)4]SO4、[Cu(NH3)4]SO4、Ag(NH3)2OH、Fe(SCN)3等。(许多过渡金属离子 对多种配体具有很强的结合力，过渡金属的配合物远比主族金属的配合物多) ①配合物组成：
N为配位原子(提供孤对电子) [Cu(NH3)4]2+—SO42 配体为NH3 外界 内界 中心原子或离子 配位数为4 Cu2+(提供空轨道) 常见含配位键的内界离子: [Cu(H2O)4]2+ [Cu(NH3)4]2+[Ag(NH3)2]+
[Fe(SCN)6]3—[Fe(SCN)6]4—[Co(NH3)3(H2O)]3+ [Co(NH3)4Cl2]+ [HgI4]2—
②配合物溶于水易电离为内界配体离子和外界离子，而内界的配体离子通常不电离。 ③配位键的表示(箭头)：
NH3
H3N Cu NH3
四氨合铜离子[Cu(NH3)4]2+
NH3
2+
Cl Al Cl
Cl Cl Al Cl Cl
气态氯化铝分子(Al2Cl6)
4、等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。
（1）等电子体的判断方法：微粒所含原子个数相同；微粒所含价电子总数相同
（2）等电子原理的应用：这一类分子或离子具有相似的化学键特征、分子结构以及部分物理性质相似。利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型，例如：CO2、SCN-、NO2+、N3—具有相同的原子数3,并且价电子总数都为16,都为直线型结构. SO2、O3、NO2—具有相同的原子数3,总价电子数都为18,都为V形结构.
CO32-、NO3—、SO3具有相同的原子数4,并且价电子数都为24,都为平面三角形结构. SO42-、PO43-具有相同的原子数5,总价电子数为32,都为正四面体结构.
PO33-、SO32-、ClO3—具有相同的原子数4,总价电子数为26,都为三角锥结构 三、分子的立体构型：红外光谱仪可以测定分子的立体构型。 1、分子构型与价层电子对互斥模型（ VSEPR模型 ）
（1）中心原子价层电子对数＝σ键电子对的数目+中心原子上的孤电子对的数目
①σ键电子对的数目＝ 与中心原子直接相连的原子数目（即：由分子式确定 ） 【判断σ键电子对数时，双键、叁键等多重键作为1对电子看待】 ②孤电子对数＝中心原子的价电子数±离子所带电荷数?与中心原子结合的原子能接受的电子总数
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【若剩余电子不足一对，也当作1对电子处理, 例如NO2的氮原子孤电子对为 0.5 】
（2）价层电子对互斥模型（ VSEPR模型 ）说明的是价层电子对的空间构型；而分子的空间构型判断要略去中心原子上的孤对电子。（当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致）
4
（3）价层电子对尽可能彼此远离，以使它们之间的斥力最小：
孤电子对之间的排斥力＞孤电子对与成键电子对间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力； 成键电子对间的斥力大小: 三键 ＞双键＞单键
2、杂化轨道理论：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组 合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，存在sp、sp2、sp3三种杂化。（杂化轨道只用于形成σ键或用来容纳孤电子对；未参与杂化的轨道可用于形成π键）
3、价层电子对互斥理论判断简单分子或离子的空间构型及中心原子的杂化方式： 中心原子
配位原子 孤电子对数 0 120° 3 3 平面三角形 2 1 0 sp2 3 小于120° 平面三角形 或V形 120° 孤对电子 中心原子杂化类型 σ键
价层VSEP电子R模对数 型 成键电子数 价层电子对排列方式 杂化轨道数目 键角 分子的空间构型 实例 2 直线形 180° 2 sp 2 180° 直线形 CO2 BeCl2 BF3 SO3 CO32— 平面正三角形 CH2O SO2 SnCl2 PbCl2 2 2 平面三小于 角形 109°18′ 或V形 H2O H2S NH3 PCl3 H3O+ SO32— CH4 CCl4 NH4+ SO42— 4 四面体形 3 1 109°28′ sp3 4 小于 三角锥 109°18′ 4 0 109°18′ 正四面体 四、分子的性质
1、极性分子和非极性分子的判断方法：
①双原子分子：含极性键，就是极性分子，如HCl；含非极性键，就是非极性分子，如I2
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人教版化学选修三物质结构化学讲义
