CHEMISTRY已改..docVIP

第一章?原子结构与性质?一.原子结构原子核外电子排布规律?构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基?态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。??能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。（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。?构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。?（3）泡利原理：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。?洪特规则特例：当p、d、f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。4基态原子核外电子排布的表示方法?(1)电子排布式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K：1s22s22p63s23p64s1。?为了避免电子排布式书写过于繁琐，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K：[Ar]4s1。(2)电子排布图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。二.原子结构与元素周期表?1.原子的电子构型与周期的关系?(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。?(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。一个能级组不一定全部是能量相同的能级，是能量相近的能级。?2.元素周期表的分区?若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期A族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。?三.元素周期律?1.电离能、电负性?（1）电离能是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。在同一周期的元素中，碱金属(或第A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。同主族元素，从上到下?，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大?（2）元素的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。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。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。?（3）电负性的应用金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。第二章?分子结构与性质?一.共价键?1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。?2.共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。3.键参数键能：气态基态原子形成1?mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．?4.等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。?二.分子的立体构型?1．分子构型与杂化轨道理论?杂化轨道的要点?当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。?2分子构型与价层电子对互斥模型?价层电子对互