第1章?原子結構與鍵合
1.1?復習筆記
一、原子結構
1物質的組成
一切物質是由無數微粒按一定的方式聚集而成的，這些微粒可能是分子、原子或離子。
（1）分子是能單獨存在、且保持物質化學特性的一種微粒；
（2）原子具有復雜的結構，其結構直接影響原子間的結合方式。
2原子的結構
（1）原子是由質子和中子組成的原子核，以及核外的電子所構成的；
（2）原子核內的中子呈電中性，質子帶有正電荷；
（3）一個質子的正電荷量正好與一個電子的負電荷量相等，它等于－e（e＝1.6022×10－19C）。
3原子的電子結構
電子既具有粒子性又具有波動性，即具有波粒二象性。
從薛定諤（SchrodingerE．）方程得到的波函數描述了電子的運動狀態和在核外空間某處的出現幾率，即原子中一個電子的空間位置和能量可用四個量子數來確定：
（1）主量子數n——決定原子中電子能量以及與核的平均距離；
圖1-1 鈉（原子序數為11）原子結構中K，L和M量子殼層的電子分布狀況
（2）軌道角動量量子數li——給出電子在同一量子殼層內所處的能級（電子亞層），與電子運動的角動量有關，取值為0，1，2，…，n－1。在同一量子殼層里，亞層電子的能量是按s，p，d，f，g的次序遞增的；
（3）磁量子數mi——給出每個軌道角動量量子數的能級數或軌道數。每個li下的磁量子數的總數為2li＋1。磁量子數決定了電子云的空間取向。
（4）自旋角動量量子數si——反映電子不同的自旋方向。si規定為＋1/2和－1/2，反映電子順時針和逆時針兩種自旋方向，通常用“↑”和“↓”表示。
在多電子的原子中，核外電子的排布規律遵循以下三個原則：
①能量最低原理：電子的排布總是盡可能使體系的能量最低；
②泡利（Pauli）不相容原理：在一個原子中不可能有運動狀態完全相同的兩個電子，主量子數為n的殼層，最多容納2n2個電子；
③洪德（Hund）定則：在同一亞層中的各個能級中，電子的排布盡可能分占不同的能級，而且自旋方向相同。
電子排列并不總是按上述規則依次排列的，原子序數比較大時，d和f能級開始被填充的情況下，相鄰殼層的能級有重疊現象。
4元素周期表
（1）元素是具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。
（2）元素的外層電子結構隨著原子序數（核中帶正電荷的質子數）的遞增而呈周期性的變化規律，稱為元素周期律。
（3）元素周期表反映了元素之間相互聯系的規律，元素在周期表中的位置反映了那個元素的原子結構和一定的性質。
二、原子間的鍵合
結合鍵可分為化學鍵和物理鍵兩大類：化學鍵即主價鍵，它包括金屬鍵、離子鍵和共價鍵；物理鍵即次價鍵，也稱范德瓦耳斯力；此外，還有一種稱為氫鍵的，其性質介于化學鍵和范德瓦耳斯力之間。
1金屬鍵
（1）由金屬中的自由電子與金屬正離子相互作用所構成的鍵合稱為金屬鍵，它的基本特點是電子的共有化；
（2）金屬鍵既無飽和性又無方向性。
圖1-2 金屬鍵示意圖
2離子鍵
離子鍵結合的實質是：
（1）金屬原子將自己最外層的價電子給予非金屬原子，使自己成為帶正電的正離子；（2）非金屬原子得到價電子后使自己成為帶負電的負離子，這樣，正負離子依靠它們
之間的靜電引力結合在一起；
（3）離子鍵既無方向性又無飽和性。
3共價鍵
（1）共價鍵是由兩個或多個電負性相差不大的原子間通過共用電子對而形成的化學鍵；
（2）共價鍵又分成非極性鍵和極性鍵兩種；
（3）共價鍵具有方向性和飽和性。
4范德瓦耳斯力
范德瓦耳斯力是借助微弱的、瞬時的電偶極矩的感應作用，將原來具有穩定原子結構的原子或分子結合為一體的鍵合。范德瓦耳斯力屬物理鍵，系一種次價鍵，沒有方向性和飽和性。
它包括靜電力、誘導力和色散力：
（1）靜電力是由極性原子團或分子的永久偶極之間的靜電相互作用所引起的；
（2）誘導力是當極性分（原）子和非極性分（原）子相互作用時，非極性分子中產生誘導偶極與極性分子的永久偶極間的相互作用力，其大小與溫度無關；
（3）色散力是由于某些電子運動導致原子瞬時偶極間的相互作用力，其大小與溫度無關；
圖1-3 極性分子間的范德瓦耳斯力示意圖
5氫鍵
氫鍵是一種極性分子鍵，氫鍵具有飽和性和方向性。存在于HF，H2O，NF3等分子間。
