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（ 1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。 “电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。
（ 2）原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为 90%的电子云空间轮廓图 称为原子
轨道。 s 电子的原子轨道呈 球形对称， ns 能级各有 1 个原子轨道； p 电子的原子轨道呈纺 锤形， np 能级各有 3 个原子轨道，相互垂直（用 px、py、pz 表示）； nd 能级各有 5 个原子 轨道； nf 能级各有 7 个原子轨道。
4、核外电子排布规律
（ 1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在 能量逐渐升高的能级里。
（ 2）泡利原理： 1 个原子轨道里最多只能容纳
2 个电子，且自旋方向相反。
（ 3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。
（ 4）洪特规则的特例：电子排布在 p、d、f 等能级时，当其处于全空 、半充满或全充满时，即 p0、d0、 f 0、 p3、 d5、f 7、 p6、 d10、 f 14，整个原子的能量最低，最稳定。
能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。
电子数
（ 5）（ n-1 ） d 能级上电子数等于 10 时，副族元素的族序数 =ns 能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构
元素在周期表中的位置由原子结构决定： 原子核外的能层数决定元素所在的周期， 原子的价电子总数决定元素所在的族。
（ 1）原子的电子层构型和周期的划分
周期是指能层 （电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。 即元素周期表中的一个横行为一个周期， 有气体外），元素的金属性逐渐减弱，
（ 2）原子的电子构型和族的划分
周期表共有七个周期。 同周期元素从左到右 （除稀 非金属性逐渐增强。
族是指价电子数相同 （外围电子排布相同） ，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主 族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（ 3）原子的电子构型和元素的分区
按电子排布可把周期表里的元素划分成 5 个区，分别为 s 区、 p 区、 d 区、 f 区和 ds 区，除 ds 区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
2、元素周期律 元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变， 叫做元素周期律。 元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周 期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。 电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。 金属性是指在化学反应中原子、分子或离子失去电子的能力
.
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能元素的非金属性是元素化学术语的一种，非金属性常表示获得电子的倾向。
（ 1）同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期（左
核电荷数
能层（电子层）数
逐渐增大 相同
右）
增大 增多
同主族（上
下）
原 子
专业 .整理
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结 构
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逐渐增大
原子半径
逐渐减小
化合价
元 素 性 质
元素的金属性和非 金属性 第一电离能
最高正价由 +1 数 =（8—族序数）
+7 负价 最高正价和负价数均相同， 最高 正价数 =族序数
金属性逐渐减弱， 非金属性 逐渐增强
金属性逐渐增强， 非金属性逐渐 减弱 逐渐减小
呈增大趋势（注意反常点： Ⅱ A 族和Ⅲ A 族、Ⅴ A 族和 Ⅵ A 族）
电负性 逐渐增大 逐渐减小
（ 2）微粒半径的比较方法
①同一元素： 一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径， 阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。
②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。
如： Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素 （比较原子和离子半径） ：随原子序数的增大， 原子的原子半径依次增大。
如： Li ④同电子层结构（阳离子的电子层结构与上一周期 构，阴离子与同周期 - 0 族元素原子具有相同的电子层结 随核电荷数增大，微粒半径依 次减小。如： F > Na >Mg >Al （ 3）元素金属性强弱的判断方法 + 0 族元素原子具有相同的电子层结构）： 2+ 3+ 本质 原子越易失电子，金属性越强。 1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强 2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得 金 属 性 比 较 判 断 依 据 电子的先后 ） 4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 5. 若 x n++y x+ym+ 则 y 比 x 金属性强 6. 原电池反应中负极的金属性强 7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强 8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强 （ 4）非金属性强弱的判断方法 本质 原子越易得电子，非金属性越强 1. 与 H2 化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极 非 金 属 判 断 上得电子的先后 ） 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 4. A +B B +A 则 B 比 A 非金属性强 5. 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强 6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强 n-m- 性 比 较 方 法 （三）共价键 专业 .整理 . WORD 格式 .资料 . 1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。 2、共价键类型： （ 1）σ键和π键 σ键 沿键轴方向“头碰头” 轴对称 π键 平行或“肩并肩” 镜像对称 成键方向 电子云形状 牢固程度 成键判断规律 强度大，不易断裂 强度小，易断裂 单键是σ键；双键有一个是σ键，另一个是π键；三键中一个是σ键， 另两个为π键。 （ 2）极性键和非极性键 非 极 性 键 极 性 键 由不同种元素的原子形成的共价 键，共用电子对发生偏移 定义 由同种元素的原子形成的共 价键，共用电子对不发生偏移 原子吸引电子能力 相同 不同 偏向吸引电子能力强的原子一方 显电性 共用电子对位置 不偏向任何一方 成键原子的电性判 不显电性 断依据 举例 单质分子 （如 H2 、Cl 2 ）和某些 气态氢化物，非金属氧化物、酸根化合物（如 Na2 O2 、H2 O2）中含 和氢氧根中都含有极性键有非极性键 （ 3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成的共价键。 ①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如： Cu（H2O） 4SO4、Cu（ NH3） 4（ OH） 2、 Ag（ NH3） 2OH 、 Fe（SCN） 3 等。 ②配位化合物的组成： 3、共价键的三个键参数 概念 分子中两个成键原子核间距离（米） 对分子的影响 键长越短，化学键越强，形成的分子越稳 定 键长 键能 对 于气 态 双 原 子 分子 AB， 拆 开 键能越大，化学键越强，越牢固，形成的 1molA-B 键所需的能量 键与键之间的夹角 分子越稳定 键角决定分子空间构型 键角 （ 1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的 极性。 （ 2）键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和 （四）分子的空间构型 1、等电子原理 专业 .整理
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