原子及分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)能級與能層能(n)層一二三四五六七符號KLNOPQ能⑴級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s… 最多22626102610142… 電子數(shù)281832 2n2原子軌道軌道形，區(qū)電子的原子軌道呈球形對稱軌道形，P電子的原子軌道呈啞鈴形各能級上的原子軌道數(shù)目w能級上1個］叩能級上3個ml能級上5個"f能級上7個各能級上的原子軌道數(shù)目'①相同能層上原子軌道能量的高低:rts<7q)<7i(l<7if形狀相同的原子軌道能量的高低:能量關(guān)系，1S<2S<3S<4S 同一能層內(nèi)形狀相同而伸展方向不同的原子軌道的能量相等，如.2隊、2］小2p期道的能量相等原子核外電子排布規(guī)律⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構(gòu)造原理。能級交錯：由構(gòu)造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低（實際上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。（2） 能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。（3） 泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用“fl”表示，）這個原理稱為泡利（Pauli）原理。（4） 洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為fIfIf~或 ~ ，而不是 洪特規(guī)則特例：當p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即po、do、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號元素中，全空狀態(tài)的有4Be2s22po、12Mg3s23p。、20Ca4s23d。；半充滿狀態(tài)的有：N2s22p3、P3s23p3、Cr3ds4s1>Mn3d54s2、As4s24p3；全充滿狀態(tài)的有Ne2s22p6、Ar7 15 24 25 33 10 183s23p6、29Cu3dw4s1、30Zn3dw4s2、36Kr4s24p6?；鶓B(tài)原子核外電子排布的表示方法⑴電子排布式用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：2262611s2s2p3s3p4s。為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。(2)電子排布圖(軌道表示式)每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為原子結(jié)構(gòu)與元素周期表原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2夕卜，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布分區(qū)各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質(zhì)特點S區(qū)IA、UA族及He元素1?277S除氫、氨外都是活潑金屬元素；通常是最外層電子參與反應P區(qū)IDA族?WA族、0族（除氮外）2 1?6nsnp通常是最外層電子參與反應d區(qū)IIIH族 族、郴族（除斕系、啊系外）d軌道訶以不同程度地參與化學鍵的形成ds區(qū)1T族、,族(7i~金屬元素「區(qū)斕系、啊系5—l)d"-Sis￡鍬］系元素化學性質(zhì)相近,舸系元素化學性質(zhì)相近若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期WA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應注意過渡元素（副族與第伽族）的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)（鑭系、錒系除外）。元素周期律電離能、電負性（1） 電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬（或第IA族）第一電離能最小，稀有氣體（或0族）第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大（2） 元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負性的應用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱金屬的電負性一般小于1.8,非金屬的電負性一般大于1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”（如錯、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同周期（從左往右同主族（自上而下）（1）能層數(shù)相同從1遞增到6（或7）（2）最外層電子數(shù)從1遞增到8（第一周期例外）相同（3）原子半徑減?。ㄏ∮袣怏w除外）增大（4）金屬性（原子失電子能力）減弱增強（5）非金屬性（原子得電子能力）增強減弱⑹電負性增強減弱（7）第一電離能增大的趨勢減小（8）單質(zhì)還原性減弱增強（9）單質(zhì)氧化性增強減弱（10）最高價氧化物對應水化物的酸堿性堿性減弱，酸性增強堿性增強，酸性減弱（11）非金屬形成氣態(tài)氫化物的難易程度由難到易由易到難（12）氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強減弱（13）主要化合價最高正價從+1遞增到+7（0、F例外），最低負價從第WA族-4遞增到-1相同（14）離子半徑r（陰離子）減小，r（陽離子）減小，r（陰離子）＞r（陽離子）增大

對角線規(guī)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(zhì)是相似的，如分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.共價鍵共價鍵的本質(zhì)及特征共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。共價鍵的類型按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.共價鍵共價鍵的本質(zhì)及特征共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。共價鍵的類型按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。按原子軌道的重疊方式分為a鍵和兀鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。鍵參數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定.鍵能「決定—分子的穩(wěn)定性鍵能「決定—分子的穩(wěn)定性鍵長―決咤分子的空間構(gòu)型分子的性質(zhì)鍵角等電子原理原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。二.分子的立體構(gòu)型1.分子構(gòu)型與雜化軌道理論雜化軌道的要點當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。

雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。分子構(gòu)型雜化軌道理論雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道間夾角空間構(gòu)型實例sp2180°直線形BeCl22sp3120°平面三角形BFq33sp4109°28’正四面體形ch42分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤對電子。當中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致；當中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致。分子構(gòu)型價層電子對互斥模型電子對數(shù)成鍵對數(shù)孤對電子數(shù)電子對空間構(gòu)型分子空間構(gòu)型實例220直線形直線形BeCl2330三角形三角形BFq321V形SnBr?440四面體四面體形ch431三角錐形NHq322V形H2O配位化合物(1)配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較

共價鍵非極性鍵極性鍵配位鍵本質(zhì)相鄰原子間通過共用電子對（電子云的重疊）所形成的相互作用成鍵條件（兀素E）成鍵原子得、失電子能力相同（同種非金屬）成鍵原子得、失電于能力差別較?。ㄒ话阒覆煌N非金屬）成鍵原子一方有孤電子對（配位體）,另一方有空軌道（中心離于）特征有方向性和飽和性表示方法H—HH—C1- nh3-H3N^Cu—NH3TL nh3」2+存在單質(zhì)足，共價化合物H2O2,離子化合物Na2O2等共價化合物HC1,離子化合物NaOH等離子化合物nh4ci等（2）配位化合物定義：金屬離子（或原子）與某些分子或離子（稱為配體）以配位鍵結(jié)合形成的化合物。組成：如[Ag（NH3）2]OH，中心離子為Ag+，配體為NH3，配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1.分子間作用力的比較范德華力氫鍵共價鍵概念物質(zhì)分子之間普遍存在的一種相互作用的力，又稱分子間作用力由已經(jīng)與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子與另一個分子中電負性很強的原子之間的作用力原子間通過共用電子對所形成的相互作用

作用粒子分子或原子(稀有氣體)氫原子，氟、氮、氧原子(分子內(nèi)、分子間)原子特征無方向性、無飽和性有方向性、有飽和性有方向性、有飽和性強度比較共價鍵〉氫鍵〉范德華力影響強度的因素隨著分子極性和相對分子質(zhì)量的增大而增大組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大對于AH B，A、B的電負性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大成鍵原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定對物質(zhì)性質(zhì)的影響影響物質(zhì)的熔沸點、溶解度等物理性質(zhì)組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨相對分子質(zhì)量的增大，物質(zhì)的熔沸點升高，如F2VCl?VBr?VI?，CF4VCCl^VCBr^分子間氫鍵的存在，使物質(zhì)的熔沸點升高，在水中的溶解度增大，如熔沸點：h2o>H2S，HF>HCl，NH3>PHq3影響分子的穩(wěn)定性共價鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定性越強2.分子的極性極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子.非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子.3.溶解性(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能