一、原子結構
1、原子結構
● 原子是由原子核和電子組成；原子核由質子和中子組成
● 原子的質量集中在原子核上，電子的質量很小，幾乎可以忽略不計
● 乙個質子帶乙個單位的正電荷，乙個電子帶乙個單位的負電荷，中子不帶電，所以原子對外顯中性
1、 元素的定義：
具有相同核電荷數（質子數）的一類原子的總稱
3、原子序數
原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
4、質量數
將原子核內所有質子和中子的相對質量取近似整數值相加，所得到的數值叫質量數
質量數（a）=質子數（z）+中子數（n）
5、核素
具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子叫做核素
6、同位素
質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互為同位素
當某種元素具有兩種或兩種以上天然、穩定的同位素時，無論是在單質還是在化合物裡，任意一種同位素在該元素內所佔的原子數目百分比都不變
7、同素異形體
指同種元素形成的不同單質，它們之間互稱為同素異性體。
一、原子、離子中粒子間的數量關係：
1 質子數＝核電荷數＝核外電子數＝原子序數
2 質量數（a）＝質子數（z）＋ 中子數（n）
3 離子電荷＝質子數—核外電子數
4 質子數（z）＝ 陽離子核外電子數 ＋ 陽離子的電荷數
5 質子數（z）＝ 陰離子核外電子數 — 陰離子的電荷數
質量數≈相對原子質量
例1 下列各組微粒中，互為同位素的是（ ）
a．o2和o3 b．和 c．d2o和h2o d．和答案：d
例2一定量的鉲(cf)是醫學上常用作**惡性腫瘤的中子源，1 mg(cf)每秒約放出2.34×109個中子。下列有關鉲的說法錯誤的是( )
a. cf原子中，中子數為154
b. cf原子中，質子數為98
c. cf原子中，電子數為98
d．鉲元素的相對原子質量為252
解析：252只代表是鉲元素中某同位素的質量數，而不是鉲元素的相對原子質量。
答案：d
二、核外電子排布的一般規律
1、電子在核外空間運動狀態的描述
電子雲：描述了電子在原子核外出現的概率密度分布，是核外電子運動狀態的形象化描述。s電子雲：球形，乙個軌道
p電子雲：啞鈴形，三個軌道（px、py、pz）
2、能層、能級、軌道
(1)能層符號：k、l、m、n、o、p、q
(2)能級不同能級上的電子出現概率約為90%的電子雲空間輪廓圖稱為原子軌道。符號：ns、np、nd、nf；各能級最多容納電子數依次為2 6 10 14
在同一原子中各電子層之間的關係
在含有多個電子的原子裡，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規律是：（低近高遠）
1 核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層，然後由里向外，依次排布在能量逐步公升高的電子層(能量最低原理)；
2 每個電子層最多容納2n2個電子（n為電子層數）；
3 最外層電子數目不能超過8個（k層為最外層時不能超過2個）；
4 次外層電子數目不能超過18個（k層為次外層時不能超過2個）；
各能層所包含的能級型別及各能層、能級最多容納的電子數見下表：
5 倒數第三層電子數目不能超過32個（k層為倒數第三層時不能超過2個）
3、基態原子核外電子排布的表示方法
(1)電子排布式
①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式
②把內層電子達到稀有氣體元素原子結構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乙個原子軌道，每個箭頭代表乙個電子。 如基態硫原子的軌道表示式為
(1)構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構造原理
(2)能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，後進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。 說明：
構造原理並不是說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。
(3)泡利（不相容）原理：乙個軌道裡最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用「↑↓」表示）
(4)洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優先單獨佔據乙個軌道，而且自旋方向相同。
洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處於較穩
定的狀態。
化學鍵共價鍵
1、定義： 原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫共價鍵。
2、成鍵微粒： 原子
3、成鍵本質：原子間通過共用電子對所產生的強烈的相互作用。
4、成鍵條件：一般由同種或不同種非金屬與非金屬原子形成。（如：hcl、o2、ch4、h2等）
5、存在範圍： 非金屬單質（h2、o2）、共價化合物（nh3、ch4、h2o）、離子化合物（naoh、nh4cl）。
6、乙個化學反應的過程本質上就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
7、共價鍵的形成及其本質
8、共價鍵的特徵：
(1)飽和性：在共價鍵的形成過程中，乙個原於中的乙個未成對電子與另乙個原子中的乙個未成對電子配成鍵後，一般來說就不能再與其他原於的未成對電子配成鍵，即每個原子所能形成共價鍵的數目或以單鍵連線的原於數目是一定的，飽和性決定了原子形成分子時相互結合的數量關係。
(2)方向性：形成共價鍵時，原子軌道重疊愈多，電子在核間出現的概率愈大，所形成的共價鍵就愈牢固，因此共價鍵將盡可能地沿著電子概率出現最大的方向形成，這就是共價鍵的方向性。
9、極性鍵非極性鍵：w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
非極性鍵：共用電子對不與偏何原子的共價鍵，同種非金屬元素的原子形成的共價鍵。
極性鍵：共用電子對發生偏向的共價向任鍵，不同種非金屬元素的原子形成的共價鍵。
10、共價鍵的三個鍵引數
鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩定性：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，分子越穩定。例如hf、hcl、hbr、hi分子中：
x原子半徑：fhcl>hbr>hi
h-x分子穩定性：hf>hcl>hbr>hi
11、鍵角決定分子空間構型，應注意掌握以下分子的鍵角和空間構型：
12、※ 配位鍵：配位鍵屬於共價鍵，它是由一方提供孤對電子，另一方提供空軌道所形成的共價鍵，例如：nh4+的形成
在nh4+中，雖然有乙個n－h鍵形成過程與其它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。
例．下列含有非極性鍵的共價化合物是( )
a．hcl b．na2o2 c．c2h2 d．ch4
解析：a、d項，均是由極性鍵構成的共價化合物；b項，na2o2也有非極性鍵，但卻是離子化合物。要準確理解概念。
答案：c
離子鍵（實質是靜電作用）
1. 活潑的金屬元素（ia、iia）和活潑的非金屬元素（via、viia）形成的化合物。
2. 活潑的金屬元素和酸根離子（或氫氧根離子）形成的化合物
3. 銨根和酸根離子（或活潑非金屬元素離子）形成的鹽。
電子用式表示離子化合物的形成
1. 簡單陰離子的電子式不但要表達出最外層所有電子數（包括得到的電子），而且用方括號「[ ]」括起來，並在右上角註明負電荷數
2. 簡單陽離子的電子式就是離子符號
3. 離子化合物的電子式由陰離子和陽離子電子式組成，相同的離子不能合併
離子鍵的特徵
（1）離子鍵無方向性
（2）離子鍵無飽和性
離子鍵的強度——晶格能
（1）鍵能和晶格能
以 nacl 為例:
鍵能:1mol 氣態 nacl 分子, 離解成氣體原子時, 所吸收的能量.
（2）晶格能（符號為u）:
拆開1mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所吸收的能量
在離子晶體中，陰、陽離子間靜電作用的大小用晶格能來衡量
nacl（sna+（g） + cl-（g） u= 786 kj.mol-1
晶格能 u 越大,表明離子晶體中的離子鍵越牢固。
（3）離子鍵的強弱與離子半徑、離子電荷有關
從離子鍵的實質是靜電引力出發, 影響 f 大小的因素有: 離子的電荷數q 和離子之間的距離 r (與離子半徑的大小相關)：半徑小，電荷多，離子鍵強
（4）離子半徑的變化規律
a) 同主族, 從上到下, 電子層增加, 具有相同電荷數的離子半徑增加.
b) 同週期: 主族元素, 從左至右離子電荷數公升高, 最**離子, 半徑最小. 如: 過渡元素, 離子半徑變化規律不明顯.
c) 同一元素, 不同價態的離子, 電荷高的半徑小. 如:
離子化合物、共價化合物的判斷方法：
1、根據構成化合物的微粒間是以離子鍵還是共價鍵結合的來判斷。
2、根據物質的型別判斷。
絕大多數鹼性氧化物、鹼和鹽都屬於離子化合物。氫化物、非金屬氧化物、含氧酸等都屬於共價化合物。但要注意(alcl3)2等屬於共價化合物，而nah等屬於離子化合物。
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