原子核外电子的排布原理
1. 能量层次与原子轨道
(1) 能量层：在多电子原子中，电子根据其能量差异被分为不同的能量层。通常用K、L、M、N等符号表示，能量逐级增加。
(2) 能级：同一能量层内，电子的能量可以有所不同，进一步被划分为不同的能级。用s、p、d、f来表示，各能级的能量顺序为：s
(3) 原子轨道：原子轨道展示了电子在原子核外最常出现的区域。电子云的轮廓图称为原子轨道。
2. 基态原子的核外电子排布
（1）能量最低原则
（2）泡利不相容原理
（3）洪特规则
洪特规则特例：当原子轨道的能量完全满、半满或完全空时，系统能量最低。
3. 基态与激发态及光谱示意
（1）电子跃迁
① 从基态到激发态：基态原子的电子吸收能量后跃迁到更高能级，变为激发态。
② 从激发态到基态：激发态原子的电子释放能量后返回低能级。
（2）原子光谱
原子跃迁时会吸收或释放特定光波，形成不同的光谱，称为原子光谱。
原子结构与元素性质
1. 原子结构与元素周期表
掌握
1~36号元素的核外电子排布
至关重要。考试时需注意：是核外电子还是价电子？是排布式还是排布图？
元素周期表的分区
① 根据核外电子排布
a. 分区
b. 各区元素的化学性质及原子最外层电子排布
② 根据金属性与非金属性，将元素周期表划分为金属区和非金属区。处于金属与非金属交界线附近的非金属元素具有一定金属性，被称为半金属。
【特别提示】
“外围电子排布”即“价电子层”。主族元素的价电子层为最外层，而过渡元素的价电子层包括多个电子层，例如Fe的价电子层为3d4s。
2. 对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方主族元素的性质相似。
3. 电负性
① 含义：电负性是衡量元素在化合物中吸引键合电子能力的标度。电负性越大，元素吸引电子的能力越强。
② 标准：氟的电负性被定为4.0作为基准，计算其他元素的电负性。
③ 变化规律：金属元素的电负性一般低于1.8，非金属元素则高于1.8，半金属的电负性接近1.8。电负性在同周期中从左到右增加，在同族中从上到下减少。
电负性的应用
4. 电离能
电离能
① 第一电离能：指气态原子失去一个电子所需的最小能量，单位为kJ/mol。
② 规律
a. 同周期：第一种元素的电离能最低，周期末的电离能最高，总体趋势是逐渐增大。
b. 同族：电离能从上至下逐渐减少。
c. 同种原子：逐级电离能增加。
需关注电离能的变化规律，特别是ⅡA族和ⅤA族的反常现象。
（1）电离能的应用
① 判断金属性：电离能小，金属易失电子，金属性强。
② 判断化合价：如I ≫ I，常见化合价为＋n。
③ 判断核外电子排布：电离能的突变可能表明电子层数的变化。
④ 反映电子排布特点：同周期内电离能的变化受电子排布影响。
共价键
1. 本质
共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键。
2. 特征
共价键具有饱和性和方向性。
3. 分类
【特别提示】
（1）共价键形成的前提是两原子的电负性差异不大。当电负性差异超过1.7时，形成离子键。
（2）同种元素原子形成非极性共价键，不同种元素原子形成极性共价键。
（3）分子中可能存在极性键、非极性键，或两者兼有；稀有气体分子中没有化学键。
（4）离子化合物中一定存在离子键，有时也有极性或非极性共价键。
（5）通过结构式可判断键的种类和数目。共价单键为σ键，双键有一个σ键和一个π键，三键则包括一个σ键和两个π键。
4. 键参数
（1）概念
（2）键参数对分子性质的影响
键能越高，键长越短，分子越稳定。
5. 等电子原理
等电子体指的是原子总数和价电子总数相同的分子，它们的化学键特征和物理性质类似，但化学性质可能不同。
常见等电子体
分子的立体结构
1. 价层电子对互斥理论
（1）价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，系统能量最低。
（2）孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。
（3）通过价层电子对互斥理论推测分子的立体构型时，需要判断中心原子上的价层电子对数。
（4）价层电子对互斥理论与分子构型
分子的空间结构（记住）
常见分子的类型与形状比较
2. 杂化轨道理论
当原子成键时，价电子轨道会混合形成杂化轨道，杂化轨道数与原轨道数相等，能量相同。杂化轨道的类型影响分子的空间结构。
3. 配位键
（1）孤电子对
孤电子对是分子