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自旋平行。S层最多容纳2个电子，p层最多容纳6个电子，d层最多容纳10个电子，f层最多容纳14个电子，g层最多容纳18个电子? ⑷全满半满最稳定。
8、 原子核外电子排布：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p?
出现d轨道时，电子按照ns,?n?1?d,np 的顺序在原子轨道上排布，若d轨道和f轨道均已出现，电子按照ns,?n?2?f,?n?1?d,np的顺序在院子轨道上排布。 第五节：元素周期表 1、 能级与周期的关系：
周期 一 二 三 四 五 六 特点 特短周期 短周期 短周期 长周期 长周期 特长周期 能级组 1 2 3 4 5 6 对应的能级 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 634f5d6p 原子轨道数 1 4 4 9 9 16 元素种类数 2 8 8 18 18 32 七 不完全周期 7 7s5f6d7p 16 应有32 2、 元素的族：同族元素价电子数目相同。主族元素的价电子全部排布于最外层的ns,np轨道，尽管同族元素电子层数从上到下逐渐增加，但价电子排布完全相同。主族序数等于价电子总数。除氦元素外稀有气体元素最外层电子排布均为ns2np6，呈现稳定结构，称为零族元素，也称为第八主族。前五个副族价电子数目对应族序数，而第一第二副族是根据ns轨道上是有1个或2个电子来划分的，第8,9,10列元素被称为第八族，价电子排布一般为?n?1?d6?10ns0?2 3、 元素的分区：
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S区元素：包括第一，第二主族，最后一个电子填充在s轨道上，价电子排布为ns(第
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一主族）或ns2(第二主族)，属于活泼金属。
P区元素：包括第三主族到第七主族及零族，最后一个电子填充在p轨道上，价电子排布为ns2np1?6 (第三主族)，ns2np2(第四主族)，ns2np3(第五主族)，ns2np4(第六主族)，ns2np5(第七主族)，ns2np6(零族)
d区元素：包括第三副族到第七副族，最后一个电子填充在?n?1?d轨道上吧，价电子排
布为?n?1?d1ns2(钪，钇)，?n?1?d2ns2(第四副族)，?n?1?d3ns2(第五副族，铌为
4d5s)，?n?1?dns(第六副族，钨为5d6s)，?n?1?dns(第七副族)，铁为
415142523d4s，钴为3d4s，镍为3d4s，钌为4d5s，铑为4d5s，钯为4d627282718110，锇
为5d66s2，铱为5d76s2，铂为5d96s1(第八族所有元素的价电子数等于列序数，可以为8,9,10)。一般而言，它们的区别主要在次外层的d轨道上，由于d轨道未充满电子（钯除外），他们可以不同程度的参与化学键的形成。 ds区元素：包括第一，第二副族。它们院子次外层为充满电子的d轨道，最外层s层上
有1～2个电子。电子层结构为?n?1?d10ns1(第一副族)，?n?1?d10ns2(第二副族)。ds区元素族数对应s轨道上电子数。
f区元素：包括镧系元素和婀系元素，最后一个电子填充在f轨道上，价电子排布为
?n?2?f0?14?n?1?d0?2ns2
第六节：元素性质的周期性
1、 原子半径：原子半径可以分为金属半径，共价半径和Van der Waals半径。金属单质晶
体中，两个最近邻金属原子核的一半，称为金属原子的金属半径。同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距的一半称为该原子的共价单键半径。在分子晶体中，分子
间以Van der Waals力结合，两个原子核间距离的一半就是Van der Waals半径。除金属为金属半径(配位数为12)，稀有气体为 Van der Waals半径，其余皆为共价半径。 2、 原子半径变化规律：
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⑴同一周期，随着原子序数的增加原子半径逐渐减小，但长周期中部（d区）各元素的原子半径随电荷增加减小减慢。第一，第二副族元素（ds区）原子半径略有增大，此后又逐渐减小。
同一周期中原子半径的大小受两个因素制约：一是随着核电荷数增加，原子核对核外层电子的吸引力增强，使原子半径逐渐减小；二是随着核外电子数的增加，电子间斥力增强，使原子半径变大。因为增加的电子不足以完全屏蔽所增加的核电荷，所以从左到右，有效核电荷数逐渐增大，原子半径减小。
在长周期中从左到右电子逐一填入?n?1?d亚层，对核的屏蔽作用较大，有效核电荷数增加较少，核对外层电子的吸引力增加不多，因此原子半径减少缓慢。而到了长周期后半部，即第一，第二副族元素，由于d10电子构型，屏蔽效应显著，所以原子半径又略有增大。
镧系，锕系元素中，从左到右，原子半径也是逐渐减小，只是减小幅度更小。这是由于新增加的电子填入?n?2?f亚层上，f电子对外层电子屏蔽效应更大，外层电子感受到的有效核电荷数增加更小，因此原子半径减小缓慢。镧系元素从镧到镥原子半径减小更缓慢的事实称为镧系收缩。镧系收缩的结果使镧系以后的该周期元素原子半径与上一周期对应元素的原子半径非常接近。导致Zr和Hf；Nb和Ta，Mo和W等在性质上极为相似，分离困难。
⑵同一主族中，从上到下，外层电子构型相同，电子层增加因素占主导地位，所以原子半径逐渐增大 。副族元素原子半径，从第四周期过渡到第五周期是增大的，但第五周期和第六周期同一族中过渡元素的原子半径比较接近。
3、 电离能：基态气体原子失去一个电子成为带一个正电荷的气态离子所需要的能量称为第
一电离能，用I1表示。由+1价气态正离子失去电子成为+2价气态正离子所需要的能量叫做第二电离能，用I2表示。以此类推还有第三电离能，第四电离能等等。随着原子逐步失去电子所形成离子正电荷数越来越多，失去电子变得越来越困难。因此同一元素原子各级电离能逐渐增大。
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4、 电离能大小反映原子失去电子的难易。电离能越小，原子失去电子越容易，金属性越强；反之，电离能越大，原子失去电子越难，金属性越强。电离能的大小主要取决于有效核
电荷，原子半径和原子电子层结构。
同一周期中，从碱金属到卤素，原子有效电荷数逐个增加，原子半径逐个减小，原最
外层上电子数逐个增多，电离能逐个增大。第一主族I1最小，稀有气体I1最大，处于峰顶。长周期中部元素，即过渡元素，由于电子加到次外层，有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，电离能仅略有增加。。N,P,As和Be，Mg等的电离能较大，均比它们后面元素的电力能大是因为它们的原子结构分别是半满和全满状态，比较稳定，失去电子相对较难，因此电离能也就越大。
同一族从上到下，最外层电子数相同，有效核电荷增加不多，原子半径增大成为主要因素，致使核对外层电子引力依次减弱，电子逐渐易于失去，电离能依次减小。 5、 电子亲和能：元素气态原子在基态时获得一个电子成为-1价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。用A表示
6、 电子亲和能的大小反映了原子的到电子的难易。非金属原子的第一电子亲和能总是负值，而金属的电子亲和能一般为较小负值或正值。稀有气体的弟子亲和能均为正值。电子亲和能的大小也取决于有效核电荷，原子半径和原子电子层结构。
7、 同一周期，从左到右，原子的有效电荷增大，原子半径逐渐减小，同时由于最外层电子
数增加，趋向于结合电子形成8电子稳定结构。元素的电子亲和能负值在增大。卤素的电子亲和能呈现最大负值。碱土金属由于半径大又具有ns电子层结构难以结合电子，电子亲和能为正值；稀有气体元素具有8电子稳定结构，更难以结合电子，因此电子亲和能为最大正值。
同一主族，从上到下规律不如周期变化那么明显，大部分呈现电子亲和能负值变小的趋势，部分呈相反趋势。比较特殊的是N原子的电子亲和能为正值，是P区元素除稀有气体的唯一正值，只是由于具有半满的p亚层稳定电子层结构，加之原子半径小，电子间排斥力大得电子困难。另外，值得注意的是，电子亲和能的最大负值不是出现在F原子，而是Cl原子。这可能由于F原子半径小，进入的电子会受到原有电子较强的排斥，用于克服电子排斥所消耗的能量相对更多。
8、 电负性：元素原子在化合物中吸引电子的能力。电负性不是一个孤立原子的性质，而是
在周围原子的影响下分子中原子的性质。Puling把氢的电负性指定为2.2，在此基础上，从相关分子键能数据出发，与氢的电负性对比，得到其他元素电负性数值。因此，各元
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素电负性数值是相对数值。Puling电负性标度称为?P。其他电负性标度见课本P256.
9、 在Puling电负性标度中金属元素电负性一般在2.0以下，非金属元素一般在2.0以上。
同一周期从左到右，电负性依次增大，元素金属性增强，非金属性减弱；同一主族，从上到下，电负性依次变小，元素金属性减弱，非金属性增强。过渡元素电负性递变不明显，它们都是金属，但金属性都不及第一，第二主族元素。
第九章：分子结构
第一节：Lewis理论
1、 分子或晶体中相邻原子（或离子）之间的强烈吸引作用称为化学键。
2、 电负性相同或差值较小的非金属元素形成的化学键称为共价键，两个原子之间必须共用
电子对，即电子配对才能形成化学键，这是Lewis理论的核心，简称为电子配对理论。 3、 在分子中，每个原子均应具有稳定的稀有气体原子的8电子外层电子构型（He除外），习惯上称为“八隅体规则”。并不是所有分子中的原子都符合“八隅体规则”。 4、 通常用短线表示共用电子对并将成键的元素符号连接起来，并在元素符号周围用小黑点表示未成键价电子，这种描述分子结构的式子称为Lewis结构式。如果原子间共用两对电子或三对电子，可分别用两条短线“﹦”或三条短线“≡”表示。 5、 Lewis结构式并不代表分子形状，而仅仅代表成键方式和键的数目。 第二节：价键理论
1、 共价键的本质是由于原子轨道重叠，原子核间电子的概率密度增大，吸引原子核而成键。 2、 价键理论基本要点：
⑴原子中自旋方式相反的未成对电子相互接近时，可相互配对形成稳定的化学键。一个原子有几个未成对电子，便可与几个自旋相反的未成对电子配对成键。
⑵形成共价键时，成键电子的原子轨道必须在对称性一致的前提下发生重叠，原子轨道重叠程度越大，两核间电子的概率密度就越大，形成的共价键就越稳定。 3、 共价键的特点:
⑴共价键具有饱和性 在以共价键结合的分子中，每个原子成键的总数或与其以共价键相连的原子数目是一定的，这就是共价键的饱和性。
⑵共价键具有方向性 除s轨道外，p,d,f轨道在空间都有一定的伸展方向，成键时只有沿着一定的方向取向，才能满足最大重叠原则，这就是共价键的方向性。 4、 共价键的键型：
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