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s，p，d，f这4个亚层就分别有1、3、5、7个轨道。这样，各电子层可能有的轨道数如下：

即每个电子层可能有的最多轨道数为n2。

④自旋量子数ms与电子的自旋。自旋角动量量子数ms（Spin Angular Momentum Quantum Number）与n，l，m这3个量子数是解薛定谔方程过程所要求的量子化条件。实验也证明了这些条件与实验的结果相符。但用高分辨率的光谱仪在无外磁场的情况下观察氢原子光谱时发现原先的一条谱线又分裂为两条靠得很近的谱线，反映出电子运动的两种不同的状态。为了解释这一现象，又提出了第4个量子数，称为自旋角动量量子数，用符号ms表示。前面3个量子数决定电子绕核运动的状态，因此，也常称轨道量子数。原子中电子不仅绕核运动，其自身还做自旋运动。量子力学用自旋角动量量子数ms＝＋1/2或ms＝－1/2分别表示电子的两种不同的自旋运动状态。通常图示用向上箭头↑、向下箭头↓表示。两个电子的自旋状态为“↑↑”时，称为自旋平行；而“↑↓”的自旋状态称为自旋相反。

综上所述，电子在原子核外的运动状态是相当复杂的，必须由它所处的电子层、电子亚层、电子云的空间伸展方向和电子自旋状态4个方面（4个量子数）来决定。4个量子数是相互联系、相互制约的。主量子数n和轨道角动量量子数l决定核外电子的能量；轨道角动量量子数l决定电子云的形状；磁量子数m决定电子云的空间取向；自旋角动量量子数决定电子运动的自旋状态。根据4个量子数可以确定核外电子的运动状态，可以算出各电子层中电子可能的状态数。也就是说，当我们要描述一个电子的运动状态时，也必须同时从这4个方面用4个量子数来一一指明。

氢原子的核外只有1个电子，它只受到原子核的吸引作用，其原子轨道的能量只取决于主量子数n。而在多电子原子中，电子不仅受核的吸引，电子与电子之间还存在相互排斥作用，电子的能量不仅取决于主量子数n，还与轨道角动量量子数l有关，即核外电子在主量子数n相同的同一电子层内，各亚层的能量是不相等的。

2）核外电子排布

了解了核外电子的运动状态后，我们要讨论核外电子的排布情况。了解核外电子的排布，有助于对元素性质周期性变化规律的理解，以及对元素周期表结构和元素分类本质的认识。在已发现的112种元素中，除了氢以外的其他元素的原子，核外都不止一个电子，这些原子统称为多电子原子。根据原子光谱实验和量子力学理论，原子核外电子排布遵循以下3条原则：

（1）保里不相容原理

原子核外电子的运动状态是由它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋状态这4个方面来决定的。1929年，奥地利科学家保里提出：在同一个原子里，没有这4个方面完全相同的两个电子存在。也就是说，在同一个原子里，不可能有运动状态完全相同的两个电子。这个结论称为保里不相容原理。科学实验也证明了这一点。

在一个原子里，每个电子都拥有唯一的一组量子数n，l，m，ms，两个电子各自拥有的一组量子数不能完全相同，假若它们的主量子数n，角量子数l，磁量子数m分别相同，则自旋磁量子数ms必定不同，它们必定拥有相反的自旋磁量子数。换句话说，处于同一原子轨道的两个电子必定拥有相反的自旋磁量子数。

根据这一原理，s轨道可容纳2个电子，p，d，f轨道依次最多可容纳6，10，14个电子；并可以推算出每个电子层最多容纳的电子总数是2n2个，见表1．3。

（2）能量最低原理

系统的能量越低，系统越稳定，这是大自然的规律。原子核外电子的排布也服从这一规律。在多电子原子核外电子的排布中，通常状况下，基态时核外电子总是尽可能优先占有能级最低的轨道，使原子处于能量最低的状态；只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能级较高的轨道，这个规律称为能量最低原理。

所谓能级，就是把原子中不同的电子层和亚层按能量高低排列成序，像台阶一样，如1s能级、2s能级、2p能级，等等。相邻两个能级组之间的能量差较大，而同一能级组中各轨道能级间的能量差较小或很接近。

当主量子数n相同时，随着轨道角动量量子数l的增大，轨道能量E升高。例如：

当轨道角动量量子数l相同时，随着主量子数n增大，原子轨道能量依次升高。例如：

当主量子数n和轨道角动量量子数l都不同时，则可能会有能级交错现象。例如：

图1．4为多电子原子的近似能级图和电子填充顺序。图中圆圈代表原子轨道，其位置的高低表示了各轨道能级的相对高低。此图也称为鲍林近似能级图，它反映了核外电子填充的一般顺序。

根据原子中各轨道能量大小相近的情况，把原子轨道划分为7个能级组（图中用虚线方框表示）。不难看出，相邻两个能级组之间的能量差比较大，而同一能级组中各轨道的能量差较小或很接近。

必须指出，鲍林近似能级图仅仅反映了多电子原子中原子轨道能量的近似高低，不能认为所有元素原子的能级高低都是一成不变的。光谱实验和量子力学理论证明，随着元素原子序数的递增（核电荷增加），原子核对核外电子的吸引作用增强，轨道的能量有所下降。由于不同的轨道下降的程度不同，所以能级的相对次序有所改变。

图1．4　多电子原子的近似能级图和电子填充顺序
（a）多电子原子的近似能级图；（b）电子填充顺序

科学家洪特从大量的光谱实验中发现，电子在能量相同的轨道上分布时，总是尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道。这样的排布方式，使得原子的能量较低，体系较稳定，这就是洪特规则。

例如：碳元素的原子核外有6个电子、氮元素的原子的电子层排布可表示为1s2 2s2 2p2和1s2 2s2 2p3，此式称为电子排布式。按能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第1层的1s轨道中，另外2个电子填入第2层的2s轨道中，剩余2个或3个电子排布在2个或3个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是某两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。

作为洪特规则的补充，能量相等的等价（简并）轨道全充满、半充满或全空的状态比较稳定。

根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d……

洪特规则的特例是等价轨道（同一亚层中的简并轨道）上的电子排布在半充满、全充满、全空的状态能量最低是比较稳定的。即以下情形最为稳定：

半充满：p3或d5或f7；

全充满：p6或d10或f14；

全　空：p0或d0或f0。

1．1．2　元素周期律与元素性质的周期性

1）电子层结构与元素周期律

元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。依照原子序数递增的顺序列出1～112号元素原子基态电子排布可以发现，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化。这种变化导致元素的性质也呈现出周期性变化。元素性质的周期性来源于原子电子层结构随原子序数递增而呈现的周期性，元素周期律正是原子内部结构周期性变化的反映，这一规律的图表形式就是元素周期表。

元素周期表是1869年俄国科学家门捷列夫（Dmitri Mendeleev）首创的，他将当时已知的63种元素依原子量大小以表的形式排列，把相似化学性质的元素放在同一行，建立了元素周期表的雏形。经过多年修订后才形成现在的周期表（见附录5）。在周期表中，一横行称为一个周期，一列称为一个族。元素在周期表中的位置和它们的电子层结构有直接关系。

元素周期律使人们认识到元素之间彼此不是相互孤立的，而是存在着内在的联系，由此对化学元素的认识形成了一个完整的自然体系，使化学成为一门系统的科学。

（1）元素周期与能级组

元素周期表是元素周期律的具体表现形式。它将已知元素共分为7个周期，横向排列。因而元素周期表中有7个横行，每个横行称为一个周期。原子核外电子分布的周期性是元素周期律的基础，从各元素的电子层结构可知，主量子数n每增加一个数值就增加一个能级组，因而增加一个新的电子层，相当于周期表中的一个周期。原子具有的电子层数与该元素所在的周期序数相对应。每一个能级组就对应于一个周期。元素周期表中的7个周期与7个能级组的划分是一致的。不难发现，基态原子填有电子的最高能级组序数与元素原子所处周期数相同，各能级组能容纳的电子数等于相应周期的元素数目。周期划分的本质是原子轨道能量关系的体现。观察比较周期表与能级组，由于有能级交错，也就有长短周期之分。

第1周期只有2种元素，称为特短周期；第2、3周期各有8种元素，称为短周期；第4、5周期各有18种元素，是长周期；第6周期有32种元素，称为特长周期；第7周期，预计有32种元素，现在只有26种元素（至今发现的元素只有112种），尚未排满，称为不完全周期。

每一周期的元素随着原子序数的递增，总是从活泼的碱金属开始（第1周期除外）逐渐过渡到最后一个稀有气体元素，而稀有气体元素各轨道上的电子都已充满，是一种最稳定的原子结构。对应于其电子结构的能级组则从n s1到n p6结束，如此周期性的重复出现。

（2）周期表中价电子构型与族的划分

①价电子与价电子构型。价电子是原子发生化学反应时易参与形成化学键的电子，价电子所在的亚层称为价电子层或价层，价电子层的电子排布称价电子构型，它反映元素原子在电子层结构上的特征。由于原子参与化学反应为外层电子构型中的电子，所以价电子构型与原子的外层电子构型有关。

②族。元素周期表中的纵列称为族。在元素周期表中，元素共有18个纵列，分为16个族，其中7个主族（A族）、7个副族（B族）、1个Ⅷ族和1个零族。

a．主族。元素周期表中第1～2列和第13～17列，7列为主族元素，以符号ⅠA～ⅦA表示。主族元素的最后一个电子填入n s或n p亚层上，价电子总数等于族数。如7号元素N，电子构型为1s2 2s2 2p3，最后一个电子填入2p亚层，价电子总数为5，因而是ⅤA元素。

由于同一族中各元素原子核外电子层数从上到下递增，因此同主族元素化学性质从上到下具有递变性。

b．副族。元素周期表中第3～7，11～12列共7列称副族元素，即ⅢB～ⅦB，ⅠB～ⅡB表示。副族元素的最后一个电子填入（n－1）d或（n－2）f亚层上其价电子构型为（n－1）d1～10 n s0～2，副族元素也称过渡元素。ⅠB，ⅡB副族元素的族数等于最外层s电子的数目，ⅢB～ⅦB副族元素的族数等于最外层s电子和次外层（n－1）d亚层的电子数之和，即价电子总数。如22号元素Ti，其价电子构型为3d2 4s2，价电子数为4，因而是ⅣB元素。

对主族元素，其价电子构型为最外层电子构型（n s n p）；对副族元素，其价电子构型不仅包括最外层的s电子，还包括（n－1）d亚层甚至（n－2）f亚层的电子。

c．Ⅷ族。元素周期表中第8，9，10这3列共9个元素，称Ⅷ族元素，它们的价电子数为8，9，10，与其族数不完全相同。

d．零族。元素周期表中第18列共6个元素，称0族元素，元素为稀有气体，最外电子层均已填满，达到8电子稳定结构。

（3）价电子构型与元素分区

元素周期表中的元素除按照周期和族来划分外，还可以根据元素的价电子构型不同，把周期表中元素所在的位置分为s，p，d，ds，f 5个区，如图1．5所示。

①s区。s区元素最后一个电子填充在s轨道，价电子构型为n s1或n s2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族。它们在化学反应中易失去电子形成＋1或＋2价离子，为活泼金属。

②p区。p区元素最后1个电子填充在p轨道，价电子构型为n s2 n p1～6，位于长周期表的右侧。包括ⅢA～ⅦA和0族，共6个族元素。

s区和p区元素为主族元素和0族元素，其共同特点是最后一个电子都填入最外电子层，最外层电子总数等于族数。

③d区。d区元素最后1个电子基本填充在次外层（倒数第2层）（n－1）d轨道（个别例外），它们具有可变氧化态，包括ⅢB～ⅦB和Ⅷ族，共6个族元素。d区元素其价电子构型除（n－1）d x n s2外，还有（n－1）d x＋1 n s1或（n－1）d x＋2 n s0，其中x＝1～8的族数可由最外层n s轨道上的电子数（设为y）与次外层（n－1）d轨道上的电子数（设为x）之和来推断。当x＋y＝8～10时为Ⅷ族，其余的数值即为相应副族元素所在的族数。

④ds区。ds区元素的价电子构型为（n－1）d10 n s1～2。与d区元素的区别在于它们的（n－1）d轨道是全满的；与s区元素的区别在于它们有（n－1）d10电子层，即它们的次外层d轨道已全充满。所以ds区元素的性质既不同于d区元素也不同于s区元素，在周期表中的位置介于d区和p区之间。ds区元素的族数等于最外层n s轨道上的电子数。

⑤f区。f区元素最后一个电子填充在f亚层，价电子构型为（n－2）f0～14（n－1）d0～2 n s2，包括镧系和锕系元素，位于周期表下方。

2）元素原子性质的周期性

（1）原子半径（r）

原子核周围是电子云，它们没有确切的边界。我们通常所说的原子半径是根据物质的聚集状态，人为规定的一种物理量。根据量子力学的观点，原子中的电子在核外运动并无固定轨迹，电子云也无明确的边界，因此原子并不存在固定的半径。但是，现实物质中的原子总是与其他原子为邻的，如果将原子视为球体，那么两原子的核间距离即为两原子球体的半径之和。常将此球体的半径称为原子半径（r）。根据原子与原子间作用力的不同，原子半径的数据一般有3种：共价半径、金属半径和范德华半径。

①共价半径。同种元素的两个原子以共价键结合时，它们核间距的一半称为该原子的共价半径。例如Cl2分子，测得两Cl原子核间距离为198 pm，则Cl原子的共价半径为rCl＝99 pm。必须注意，同种元素的两个原子以共价单键、双键或叁键结合时，其共价半径也不同。

②金属半径。金属晶体中相邻两个金属原子的核间距的一半称为金属半径。例如在锌晶体中，测得两原子的核间距为266 pm，则锌原子的金属半径rZn＝133 pm。

③范德华半径。当两个原子只靠范德华力（分子间作用力）互相吸引时，它们核间距的一半称为范德华半径。如稀有气体均为单原子分子，形成分子晶体时，分子间以范德华力相结合，同种稀有气体的原子核间距的一半即为其范德华半径。

原子半径的大小主要取决于原子的有效核电荷和核外电子层结构。图1．6是金属原子的金属半径和非金属原子的共价半径相对大小的示意图。

原子半径的变化规律是：同一主族元素原子半径从上到下逐渐增大。因为从上到下，原子的电子层数增多，所以半径增大。副族元素的原子半径从上到下递变不是很明显。第1过渡系到第2过渡系的递变较明显，而第2过渡系到第3过渡系基本没变，这是由于镧系收缩的结果。

同一周期中原子半径的递变按短周期和长周期有所不同，如图1．7所示。在同一短周期中，由于有效核电荷的逐渐递增，核对电子的吸引作用逐渐增大，原子半径逐渐减小。在长周期中，过渡元素由于有效核电荷的递增不明显，因而原子半径减小缓慢。

（2）元素的电离能

基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量称为元素的电离能。单位为kJ/mol（SI单位为J/mol）。

处于基态的气态原子失去一个电子生成＋1价的气态阳离子所需要的能量称为第一电离能（I1），由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子时所需能量称为元素的第二电离能（I2），依此类推第三、四电离能。且一般I1＜I2＜I3，…由于原子失去电子必须消耗能量克服核对外层电子的引力，所以电离能总为正值，电离能越小，电子越容易被夺走。通常不特别说明，电离能都是指的第一电离能。

图1．6　金属原子的金属半径和非金属原子的共价半径相对大小示意图

一般来说，周期表中同周期元素，从左到右电离能逐渐增加；而同一主族，由上往下电离能逐渐减小。如图1．8所示。

同一周期主族元素从左到右，有效核电荷逐渐增大，电离能呈增大趋势，表示元素原子越来越难失去电子。它是由电离能最小的碱金属元素，到电离能最大具有稳定电子层结构的稀有气体。故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性，直至强非金属性。短周期的这种递变更为明显，因为同周期元素电子层数相同，但随着核电荷数的增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强。

同一周期副族元素从左至右，有效核电荷增加不多，电离能增加不如主族元素明显，只是随着原子序数的增加第一电离能略有增加。由于最外层只有两个电子，副族元素（过渡元素）均表现金属性。

同一周期内元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折。当外围电子在能量相等的轨道上形成全空（p0，d0，f0）、半满（p3，d5，f7）或全满（p6，d10，f14）结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大。

同一主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。

同一副族电离能变化不规则。

（3）元素的电负性（χ）

电离能是衡量一个原子给出电子难易程度的定量尺度。相反，电负性是指原子在分子中吸引成键电子的能力，是表示元素的原子在分子中吸引电子能力的相对大小，它较全面地反映了元素金属性和非金属性的强弱。元素的电负性数值越大，其吸引电子的能力就越强。最活泼的非金属氟的电负性为4．0，根据热化学数据比较各元素原子吸引电子的能力，得出其他元素的电负性，数值大小为0．7～4．0。金属元素的电负性一般在2．0以下，非金属元素的电负性一般在2．0以上。元素电负性的大小可以衡量元素金属性与非金属性的强弱。

电负性的概念最早是由鲍林在1932年提出来的，所以也叫鲍林电负性。主族元素的电负性（鲍林电负性数值）见表1．4。

从表1．4中可以看出电负性递变规律：随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。氟的电负性最大（4．0），是最活泼的非金属元素；钫的电负性最小（0．7），是最活泼的金属元素。过渡元素的电负性都比较接近，没有明显的变化规律。

（4）元素的金属性与非金属性

元素的金属性是指元素的原子失去电子变成阳离子的能力；元素的非金属性是指元素的原子得到电子变成阴离子的能力。元素的原子越容易失去电子，金属性就越强；而元素的原子越容易得到电子，其非金属性就越强。

按元素周期律，同周期元素由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族元素由上到下，随电子层数的增加，非金属性减弱。

对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增，原子核电荷数逐渐增大，而电子层数却没有变化，因此原子核对核外电子的引力逐渐增强，随原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐降低，元素金属性逐渐减弱；而原子得电子能力逐渐增强，元素非金属性逐渐增强。例如：对于第三周期元素的金属性Na＞Mg＞Al，非金属性Cl＞S＞P＞Si。同主族元素随着原子序数的递增，电子层逐渐增大，原子半径明显增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。例如：第一主族元素的金属性H＜Li＜Na＜K＜Rb＜Cs，卤族元素的非金属性F＞Cl＞Br＞I。

综合以上两种情况，可以作出简明的结论：在元素周期表中，越向左、下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs；越向右、上方，元素的非金属性越强，非金属性最强的元素是F。例如：金属性K＞Na＞Mg，非金属性O＞S＞P。

分子结构包含两个方面的内容：分子中直接相邻的原子间的强相互作用力，即化学键问题和分子的空间构型（几何形状）问题。

1．2．1　化学键

在自然界中，除了稀有气体元素的原子能以单原子形式稳定出现外，其他元素的原子则以一定的方式结合成分子或以晶体的形式存在。例如：氧分子由两个氧原子结合而成；干冰是众多的CO2分子按一定规律组合形成的分子晶体；而纯铜以众多铜原子结合形成的金属晶体形式存在。

由于参与化学反应的基本单元是分子，而分子的性质是由其内部结构决定的，所以研究化学键理论是当代化学的一个中心问题。

按照化学键形成方式与性质的不同，化学键可分为3种基本类型：离子键、共价键和金属键。

离子键理论是1916年德国化学家柯塞尔提出的。他认为当活泼金属原子与活泼非金属原子接近时，它们在反应中有得到或失去电子以达到成为稀有气体稳定结构的趋势，由此形成的正离子和负离子以静电引力相互吸引在一起。因而离子键的本质就是正负离子间的静电吸引作用。

（1）离子键的形成

离子键是原子间发生电子的转移形成阴阳离子并通过静电引力而形成的化学键。

例如氯和钠以离子键结合成氯化钠。两个原子间的电负性相差极大，电负性大的氯会从电负性小的钠抢走一个电子，以符合最外层8电子稳定结构。之后氯会以－1价的方式存在，而钠则以＋1价的方式存在，两者再以库仑静电力因正负相吸而结合在一起，因此也有人说离子键是金属与非金属结合用的键结方式。而离子键可以延伸，所以并无分子结构。即

（2）离子键的特点

由于离子键是正负离子通过静电引力作用相连接的，从而决定了离子键的特点是没有方向性和饱和性。正负离子近似看作点电荷，所以其作用不存在方向问题。没有饱和性是指在空间条件许可的情况下，每个离子可吸引尽可能多的相反离子。由于离子键的这两个特点，所以在离子晶体中不存在独立的“分子”，整个离子晶体就是一个大分子，即无限分子。例如NaCl晶体，其化学式仅表示Na离子与Cl离子的离子数目之比为1∶1，并不是其分子式，整个NaCl晶体就是一个大分子。

由离子键形成的化合物叫离子型化合物，相应的晶体为离子晶体。离子键亦有强弱之分。其强弱影响该离子化合物的熔点、沸点和溶解性等性质。离子键越强，其熔点越高。离子半径越小或所带电荷越多，阴、阳离子间的作用就越强。例如钠离子的微粒半径比钾离子的微粒半径小，则氯化钠NaCl中的离子键较氯化钾KCl中的离子键强，所以氯化钠的熔点比氯化钾的高。

离子键理论很好地说明了CsF、NaBr、NaCl等电负性差值较大的离子型化合物的成键与性质，但无法解释同种元素间形成的单质分子如H2、N2等，以及电负性接近的非金属元素间形成的大量化合物如HCl、CO2、NH3和大量的有机化合物。

美国化学家路易斯提出了共价键的电子理论。他认为原子结合成分子时，原子间可共用一对或几对电子，形成稳定的分子。

（1）共价键的形成

共价键是常见化学键的一种，两个或多个原子共同使用它们的外层电子，在理想情况下达到电子饱和的状态，由此组成比较稳定和坚固的化学结构称为共价键。与离子键不同的是进入共价键的原子向外不显示电荷，因为它们并没有获得或损失电子。共价键的强度比氢键要强，与离子键差不太多或有些时候甚至比离子键强。本质是在原子之间形成共用电子对。同一种元素的原子或不同元素的原子都可以通过共价键结合。

例如：A与B两原子各有一个未成对电子，并自旋反平行，则互相配对构成共价单键，如H—H单键。H—Cl也是以单键结合的，因为H原子上有1个1s电子，而Cl原子有1个未成对的3p电子。如果A与B两原子各有2个或3个未成对电子，则在两个原子间可以形成共价双键或共价叁键。如N≡N分子以叁键结合，因为每个N原子有3个未成对的2p电子。He原子则因为没有未成对电子而不能形成双原子分子。如果A原子有2个未成对电子，B原子只有1个未成对电子，则A原子可同时与2个B原子形成2个共价单键，则形成AB2分子，如H2O分子。

（2）共价键的特征

①共价键的饱和性。在形成共价键时，成键的原子需要共用未成对电子，一个原子有几个未成对电子，就只能和几个自旋相反的电子配对成键。所谓共价键的饱和性是指每个原子的成键总数或以单键相连的原子数目是一定的。因为共价键的本质是原子轨道的重叠和共用电子对的形成，而每个原子的未成对电子数是一定的，所以形成共用电子对的数目也就一定。

例如两个H原子的未成对电子配对形成H2分子后，如有第3个H原子接近该H2分子，则不能形成H3分子。又如N原子有3个未成对电子，可与3个H原子结合，生成3个共价键，形成NH3分子。这就是共价键的饱和性。

②共价键的方向性。原子轨道中，除s轨道呈球形对称没有方向性外，p，d，f轨道都具有一定的空间伸展方向。根据最大重叠原理，在形成共价键时，原子间总是尽可能地沿着原子轨道最大重叠的方向成键。成键电子的原子轨道重叠程度越高，电子在两核间出现的概率密度也越大，形成的共价键就越稳固。因此，在形成共价键的时候，除了s轨道和s轨道之间在任何方向上都能达到最大程度的重叠外，p，d，f原子轨道的重叠，只有沿着一定的方向才能发生最大程度的重叠。这就是共价键的方向性。

（3）共价键的类型

①根据提供电子对的方式，共价键分为普通共价键和配位键。

配位键是一类特殊的共价键，它是共用电子对由成键原子中的某个原子单方面提供，另一个原子只提供空轨道，为成键双方所共用。即A原子有能量合适的空轨道，B原子有孤电子对，B原子的孤电子对所占据的原子轨道和A原子的空轨道能有效地重叠，则B原子的孤电子对可以与A原子共享，这样形成的共价键称为共价配键，以符号A←B表示。

②根据共用电子对是否偏移，共价键分为极性键和非极性键。

极性键是电负性不同的两种非金属元素之间或者金属与非金属元素之间形成的共价键。其共用电子对发生偏移。非极性键是电负性相同的同种非金属元素形成的共价键。其共用电子对不发生偏移。

③根据共用电子对数，共价键分为单键、双键、叁键。

④根据原子轨道的重叠方式不同，共价键可分为σ键和π键。

σ键是由两个原子轨道沿轨道对称轴方向相互重叠导致电子在核间出现概率增大而形成的共价键，可以简记为“头碰头”。π键是成键原子的未杂化p轨道，通过平行、侧面重叠而形成的共价键，可简记为“肩并肩”。

（4）共价键参数

共价键具有一些表征其性质的物理量，如键长，键角，键能，键级等，这些物理量统称为键参数。

键级是一个描述键的稳定性的物理量。在价键理论中，用成键原子间共价单键的数目表示键级。如Cl—Cl分子中的键级＝1；N≡N分子中的键级＝3。

键能是从能量因素衡量化学键强弱的物理量。其定义为：在标准状态下，将气态分子AB（g）解离为气态原子A（g）和B（g）所需要的能量，用符号E表示，单位为kJ/mol。

一般说来键能越大，化学键越牢固。双键的键能比单键的键能大得多，但不等于单键键能的两倍；同样叁键键能也不是单键键能的3倍。

当两原子间形成稳定的共价键时，两个原子间保持着一定的平衡距离，这距离称为键长，符号l，单位m或pm。在不同分子中，两原子间形成相同类型的化学键时，键长相近，即共价键的键长有一定的守恒性。

键角是反映分子空间结构的重要参数。分子中相邻的共价键之间的夹角称为键角，通常用符号θ表示，单位为°或′。其数据可以用分子光谱和X射线衍射法测得。如果知道了某分子内全部化学键的键长和键角的数据，那么这些分子的几何构型便可确定。

金属键是化学键的一种，属于非定域键，主要存在于金属中。金属晶体靠金属键结合。由于金属原子只有少数价电子能用于成键，这样少的价电子不足以使金属原子间形成正常的共价键。因此，金属在形成晶体时倾向于组成极为紧密的结构，使每个原子拥有尽可能多的相邻原子，这样原子轨道可以尽可能多的发生重叠，使少量的电子自由地在较多原子、离子之间运动，将这些金属原子或金属离子结合起来。由于电子的自由运动，金属键没有固定的方向，因而是非极性键。金属键有金属的很多特性。例如一般金属的熔点、沸点随金属键的强度而升高。

1．2．2　分子间力

分子间力是1872年由荷兰物理学家范德华首先发现并提出的。分子中除有化学键外，在分子与分子之间还存在着比化学键弱得多的相互作用力，称为分子间力，也叫范德华力。与化学键相比，分子间力是比较弱的力。分子间力一般随相对分子质量的增大而增大。气体的液化、液体的凝固主要靠分子间力。分子间力是决定物质熔点、沸点、溶解度等物理化学性质的一个重要因素。分子间力又可以分为3种作用力：诱导力、色散力和取向力。

①诱导力。由于极性分子偶极所产生的电场对非极性分子产生影响，使非极性分子电子云变形（即电子云被吸向极性分子偶极的正电的一极），结果使非极性分子的电子云与原子核发生相对位移，本来非极性分子中的正、负电荷重心是重合的，相对位移后就不再重合，使非极性分子产生了偶极。这种电荷重心的相对位移称为“变形”，因变形而产生的偶极，称为诱导偶极，以区别于极性分子中原有的固有偶极。诱导偶极和固有偶极就相互吸引，这种由于诱导偶极而产生的作用力，称为诱导力。在极性分子和非极性分子之间以及极性分子和极性分子之间都存在诱导力。

②色散力。由于电子的运动，瞬间电子的位置对原子核不对称，导致正电荷重心和负电荷重心发生瞬时的不重合，从而产生瞬时偶极，分子瞬时偶极的作用力叫色散力。色散力和相互作用分子的变形性有关，变形性越大（一般分子量越大，变形性越大）色散力越大。色散力在所有分子或原子间都存在。

③取向力。由于极性分子的电性分布不均匀，一端带正电，一端带负电，形成偶极。当两个极性分子相互接近时，由于它们偶极的同极相斥，异极相吸，两个分子必将发生相对转动。这种偶极子的互相转动，就使偶极子的相反的极相对，称为“取向”。这时由于相反的极相距较近，同极相距较远，结果引力大于斥力，两个分子靠近，当接近到一定距离之后，斥力与引力达到相对平衡。这种由于极性分子的取向而产生的分子间的作用力，称为取向力。取向力发生在极性分子与极性分子之间。

分子间力一般随相对分子质量的增大而增大。p区同族元素氢化物的熔、沸点从上到下升高，而NH3、H2O和HF却例外。如H2O的熔、沸点比H2S、H2Se和H2Te都要高。H2O还有许多反常的性质，如特别大的介电常数和比热容以及密度等。又如实验证明，有些物质的分子不仅在液相，甚至在气相都处于紧密的缔合状态中。例如HF分子气相为二聚体（HF）2，HCOOH分子气相也为二聚体（HCOOH）2。根据甲酸二聚体在不同温度的解离度，可求得它的解离能为59．0 kJ/mol，这个数据显然远远大于一般的分子间力。这些反常的现象除与分子间力有关外，还存在另外一种力，这就是在这些反常分子间还存在氢键。

当氢与电负性很大、半径很小的原子X（X是F、O、N等高电负性元素）形成共价键时，共用电子对强烈偏向于X原子，使氢原子几乎成为半径很小、只带正电荷的裸露质子。这个几乎裸露的质子能与电负性很大的其他原子（Y）相互吸引，或和另一个X原子相互吸引，从而形成氢键。

（2）形成氢键的条件

形成氢键有两个条件：

a．氢原子与电负性很大的原子X形成共价键；

b．有另一个电负性很大且具有孤对电子的原子X（或Y）。

氢键一般用X—H┄X（Y）表示，把H┄X（Y）之间的键称作氢键。在化合物中，容易形成氢键的元素有F、O、N，有时还有Cl、S。氢键的强弱与形成氢键的元素电负性大小、原子半径大小有关，这些元素的电负性越大，氢键越强；这些元素的原子半径越小，氢键也越强。氢键的强弱顺序为：F—H┄F＞O—H┄O＞N—H┄N＞O—H┄Cl＞O—H┄S。

氢键的键能一般在40 kJ/mol以下，比化学键的键能小得多，和范德华力处于同一数量级。但氢键有两个与范德华力不同的特点，那就是它的饱和性和方向性。氢键的饱和性表示一个X—H只能和一个Y形成氢键，这是因为氢原子半径比X、Y小得多，如果另有一个Y原子接近它们，则受到X和Y原子的排斥力比受氢原子的吸引力大得多，所以X—H┄Y中的H原子不可能再形成第2个氢键。氢键的方向性是指Y原子与X—H形成氢键时，其方向尽可能与X—H键轴在同一方向，即X—H┄Y尽可能保持180°。因为这样成键可使X与Y距离最远，两原子的电子云斥力最小，形成稳定的氢键。

（3）氢键的类型

氢键可以分为分子间氢键和分子内氢键两大类。前面的例子都是分子间氢键。HNO3分子，以及在苯酚的邻位上有—NO2、—COOH、—CHO、—CONH2等基团时都可以形成分子内氢键。冰是分子间氢键的一个典型。由于分子必须按氢键的方向性排列，所以它的排列不是最紧密的，因此冰的密度小于液态水。同时，因为冰有氢键，必须吸收大量的热才能使其断裂，所以其熔点大于同族的H2S。

氢键的形成对物质的物理性质有很大影响。分子间形成氢键时，使分子间结合力增强，使化合物的熔点、沸点、熔化热、汽化热、黏度等增大，蒸汽压则减小。例如：HF的熔、沸点比HCl高，H2O的熔、沸点比H2S高，分子间氢键还是分子缔合的主要原因。分子内氢键的形成一般使化合物的熔点、沸点、熔化热、汽化热、升华热减小。氢键的形成还会影响化合物的溶解度。当溶质和溶剂分子间形成氢键时，使溶质的溶解度增大；当溶质分子间形成氢键时，在极性溶剂中的溶解度下降，而在非极性溶剂中的溶解度增大。当溶质形成分子内氢键时，在极性溶剂中的溶解度也下降，而在非极性溶剂中的溶解度则增大。例如：邻硝基苯酚易形成分子内氢键，比其间、对硝基苯酚在水中的溶解度更小，更易溶于苯中。

此外，氢键在生物大分子如蛋白质、DNA、RNA及糖类等中有重要作用。蛋白质分子的α螺旋结构就是靠羰基（CO）上的O原子和氨基（─NH）上的H原子以氢键（CO┈H─N）结合而成。DNA的双螺旋结构也是靠碱基之间的氢键连接在一起的。氢键在人类和动植物的生理、生化过程中也起着十分重要的作用。

然而功能饮料不是任何情况下都适合于任何人饮用的“多功能”饮品。由于一些功能饮料中含有咖啡因等刺激中枢神经的成分，对于儿童来讲应该慎重。而普通成年人虽然可以饮用功能饮料，但这类饮料并不适合在没有运动的情况下饮用，因为其中所含的元素会增加机体负担，引起心脏负荷加大、血压升高，因此，血压高的人群应注意选择。

1．微观粒子运动的基本特征：波粒二象性；量子化；不确定关系。

3．核外电子排布遵循的3条原则：保里不相容原理，能量最低原则和洪特规则。

4．元素周期表及分区、原子的电子层结构特点和元素的典型性质。

5．元素周期表中的周期、族以及分区、原子的电子层结构特点和元素的典型性质。

7个周期：（1特短周期；2，3短周期；4，5长周期；6，7特长周期；7也是不完全周期）。

7个主族：ⅠA～ⅦA；7个副族：ⅢB～ⅦB，ⅠB～ⅡB；1个0族；1个Ⅷ族。

（1）s区元素；（2）p区元素；（3）d区元素；（4）ds区元素；（5）f区元素。

6．原子半径、电离能、电子亲合能和电负性等概念及周期性变化规律。

（1）原子半径及其变化规律：共价半径；金属半径；范德华半径。

（4）电负性变化规律：同一周期从左向右电负性增大；同族元素自上而下电负性减小。

3．氢键：形成氢键的条件、氢键的强弱、氢键的键能、氢键的类型、氢键的作用。

2．M2＋离子3d轨道上有5个电子，该元素的名称是________。

3．第80号元素的原子的电子排布是________________，它位于第________周期________族，其化学符号是________。

4．某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3，l＝2，m＝＋2，ms＝＋1/2。该元素的原子序数为________，元素符号为________，其核外电子排布为________。

1．主族元素的次外层电子数（除氢）（　　）。

A．一定是8个　　B．一定是2个

C．一定是18个　 D．是2个、8个或18个

2．若某ⅡB族元素原子序数为x，那么原子序数为x＋1的元素位于（　　）。

A．ⅢB族　　B．ⅢA族　　C．ⅠB族　　D．ⅠA族

3．下列叙述中，不正确的是（　　）。

A．共价化合物中不可能含有离子键

B．硫酸分子中有H＋和SO24－两种离子

C．某元素原子的最外层只有一个电子，它跟卤素可能形成离子键，也可能形成共价键

D．离子键和共价键的实质都是电性的相互作用

4．关于氢键的下列说法中正确的是（　　）。

A．由于氢键的作用，使NH3、H2O、HF的沸点反常，且沸点高低顺序为HF＞H2O＞NH3

B．氢键只能存在于分子间，不能存在于分子内

C．没有氢键，就没有生命

D．相同量的水在气态、液态和固态时均有氢键

5．下列无机含氧酸分子中酸性最强的是（　　）。

A．HNO2　　B．H2SO3　　C．HClO3　　D．HClO4

6．下列离子化合物中，离子组成与Ne和Ar的电子层结构分别相同的是（　　）。

A．NaCl　　B．LiI　　C．NaF　　D．CsI

7．在下列元素中，最高正化合价数值最大的是（　　）。

A．Na　　B．P　　C．Cl　　D．Ar

8．XY2是离子化合物，X和Y离子的电子层结构都与氖原子相同，则X和Y为（　　）。

A．Ca和Cl　　B．K和S　　C．Ca和F　　D．Mg和F

9．下列关于离子化合物的叙述正确的是（　　）。

A．离子化合物中都含有离子键

B．离子化合物中的阳离子只能是金属离子

C．离子化合物如能溶于水，其水溶液一定可以导电

D．溶于水可以导电的化合物一定是离子化合物

10．下列4组原子序数的元素，彼此间能形成共价键的是（　　）。

A．6和16　　B．8和13　　C．15和17　　D．12和35

11．下列化合物全部以共用电子对成键的是（　　）。

A．NH3　　B．Ba（OH）2　　C．MgCl2　　D．NH4Cl

12．下列每组中各物质内既有离子键又有共价键的一组是（　　）。

A．NaOH、H2SO4、（NH4）2SO4　　B．MgO、Na2SO4、NH4HCO3

C．Na2O2、KOH、Na2SO4　　D．HCl、Al2O3、MgCl2

1．将氢原子核外电子从基态激发到2s或2p轨道，所需要的能量是否相同？为什么？如果是氦原子情况又是怎样的？

2．下列说法是否正确？不正确的应如何改正？

（1）s电子绕核运动，其轨道为一圆周，而p电子是走∞形的。

（2）主量子数n为1时，有自旋相反的两条轨道。

（3）主量子数n为4时，其轨道总数为16，电子层电子最大容量为32。

（4）主量子数n为3时，有3s，3p，3d这3条轨道。

3．某元素在Kr之前，当它的原子失去3个电子后，角量子数为2的轨道上的电子恰好是半充满。写出该元素的核外电子排布式并指出该元素位于哪一周期？什么族？什么区？中文名称是什么？

4．A和B两元素，A原子的M层和N层的电子数分别比B原子的M层和N层的电子数少7个和4个。写出A和B两原子的名称和电子排布式。