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化学原子结构与周期性定律化学原子结构与周期性定律是化学中的重要知识点，涉及到原子的基本组成、原子结构的排布以及元素周期表的构成。
以下是关于这一知识点的详细介绍：1.原子结构–原子核：由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。
–电子：围绕原子核运动的粒子，带负电。
–原子序数：原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的序号。
–相对原子质量：原子核中质子和中子的总数，是元素的平均质量。
2.电子排布–能级：电子可能存在的不同能量状态。
–轨道：电子在原子核外空间运动的路径。
–电子层：具有相同能量的电子集合。
–电子亚层：电子层内能量相同的电子集合。
–洪特规则：电子在相同能级、相同亚层的轨道上，优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。
3.元素周期表–周期：周期表中的水平行，每个周期代表一个主能级的电子层。
–族（列）：周期表中的垂直列，同一族元素具有相同的外层电子数。
–主族元素：周期表中1A到8A族元素，外层电子数为1到8个。
–过渡元素：周期表中3B到12B族元素，具有不完全填充的d 轨道。
–镧系元素：周期表中14B族元素，具有不完全填充的f轨道。
4.周期性定律–原子半径的周期性变化：同周期自左向右原子半径逐渐减小，同族自上向下原子半径逐渐增大。
–元素电负性的周期性变化：同周期自左向右电负性逐渐增大，同族自上向下电负性逐渐减小。
–金属性和非金属性的周期性变化：同周期自左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，同族自上向下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
–化合价的周期性变化：同周期元素的最高化合价逐渐增大，同族元素的最高化合价相同。
以上是关于化学原子结构与周期性定律的知识点介绍，希望对你有所帮助。
习题及方法：1.习题：已知氢原子的核外电子数为2，写出其电子排布式。
–氢原子的核外电子数为2，根据电子排布规则，1s轨道最多容纳2个电子，因此氢原子的电子排布式为1s²。
2.习题：氧气分子的电子排布式为什么是1s²2s²2p⁴？–氧气分子O₂由两个氧原子组成，每个氧原子的电子排布式为1s²2s²2p⁴。
元素周期律元素周期律：1、元素周期律的概念：元素及其化合物的性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化的规律。
2、元素周期律的原因：元素及其化合物的性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化，其原因是元素的原子的核外电子排布随着核电荷数的递增呈现周期性变化，特别是最外层电子数随着核电荷数的递增呈现周期性变化。
3、元素周期性的主要表现：最高价氧化物、氢化物、最高价氧化物的水化物化学式、最外层电子数、原子半径、最高价、最低价、金属性、非金属性、与水反应置换出氢气的能力、与酸反应置换出氢气的能力、最高价氧化物的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性、还原性。
3、元素周期律的发现者：俄国化学家门捷列夫。
元素周期律的具体体现1、元素的原子半径的周期性：同一周期，自左而右，原子半径依次递减。
稀有气体的原子半径比同一周期的非金属元素的原子半径要大。
2、元素的化合价的周期性：同一周期，自左而右，元素的最高价依次递增，从+1价到+7价，又回到稀有气体。
（第二周期的O、F除外）；元素的最低价，从ⅣA开始，依次递增，从-4价到-1价，再回到稀有气体。
主族元素的最高价=最外层电子数（F、O除外）主族元素的最低价（从第ⅣA开始）=最外层电子数—8（H除外）主族元素的中间价（从第ⅣA开始）在最高价与最低价之间，一般依次减少2价。
3、元素的原子核外电子排布的周期性：同周期，自左而右，最外层电子数依次递增，从1个到8个。
4、元素的金属性和非金属性的周期性：同周期，自左而右，失去电子的能力依次递减，得到电子的能力依次递增，金属性依次减弱，非金属性依次增强。
5、单质与水反应产生氢气的能力的周期性：同周期，自左而右，单质与水反应产生氢气的能力依次减弱。
6、单质与酸反应产生氢气的能力：同周期，自左而右，单质与酸反应产生氢气的能力依次减弱。
7、最高价氧化物的水化物的酸碱的周期性：同周期，自左而右，最高价氧化物的水化物的酸性依次增强，碱性依次减弱。
8、单质与氢气化合能力的周期性：同周期，自左而右，单质与氢气化合的能力依次增强。
第一章原子、分子及元素周期性要点1 用徐光宪的改进的Slater规则计算电子的屏蔽常数2 了解电负性的几种标度，理解环境对电负性的影响和基团电负性的概念3 键参数价层电子对互斥模型分子对称性知识4 单质及其化合物的一些性质的周期性变化规律5 掌握周期反常现象的几种表现形式及合理解释以下三节主要自学：第一节原子结构理论概述第二节原子参数及元素周期性第三节共价键理论概述习题：11, 12, 13, 15, 16, 19, 24, 28, 38, 39, 401.1 原子的性质(1) 屏蔽常数Slater屏蔽常数规则将原子中的电子分组:(1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(4f);(5s,5p);(5d); (5f)等位于某小组电子后面的各组，对该组的屏蔽常数 ＝0，近似地可以理解为外层电子对内存电子没有屏蔽作用；同组电子间的σ＝0.35(1s例外，1s的σ＝0.30);对于ns或np上的电子，(n－1)电子层中的电子的屏蔽常数σ＝0.85，小于(n－1)的各层中的电子的屏蔽常数σ＝1.00;对于nd或nf上的电子，位于它左边的各组电子对它们的屏蔽常数σ＝1.00。
徐光宪改进的Slater屏蔽常数规则主量子数大于n的各电子，其σ＝0；主量子数等于n的各电子，其σ由表1.1求。
其中np指半充满前的p电子, np’指半充满后的p电子(即第4、第5、第6个p电子)；被屏蔽电子n≥1屏蔽电子ns np np’nd nfns0.300.250.230.000.00 np0.350.310.290.000.00 np’0.410.370.310.000.00 nd 1.00 1.00 1.000.350.00 nf 1.00 1.00 1.00 1.000.39表1.1n层对n层的屏蔽常数被屏蔽电子n ≥1屏蔽电子(n －1)s (n －1)p (n －1)d (n －1)f ns1.000.900.930.86np1.000.970.980.90np’1.00 1.00 1.000.94nd1.00 1.00 1.00 1.00*1s 对2s 的ζ＝0.85。
表1.2 (n －1)层对n 层的屏蔽常数主量子数等于(n －1)的各电子，其σ由表1.2求。
主量子数等于或小于(n －2)的各电子，其σ＝1.00。
(2) 电负性电负性 表示原子形成正负离子的倾向或化合物中原子对成键电子吸引能力的相对大小(并非单独原子的性质,受分子中所处环境的影响)。
有多种不同定义方法，定量标度也各不相同。
Clementi和Ruimondi规则1963年，Clementi和Ruimondi考虑到外层电子对内层电子壳的穿透作用从而产生外层电子对内层电子的屏蔽作用。
他们使用氢到氪的自洽场波函数，对Slater的方法进行再次改进，得到了一套计算有效电荷的规则。
Clementi和Ruimondi的计算通式为：ζ(1s)＝0.3(1s－1)＋0.0072(2s＋2p)＋0.0158(3s＋3p＋3d＋4s＋4p)ζ(2s)＝1.7208＋0.3601(2s－1＋2p)＋0.2062(3s＋3p＋3d＋4s＋4p)ζ(2p)＝2.5787＋0.3326(2p－1)－0.0773(3s)－0.161(3p＋4s)－0.0048(3d)＋0.0085(4p)ζ(3s)＝8.4927＋0.2501(3s－1＋3p)＋0.3382(3d)＋0.0778(4s)＋0.1978(4p)ζ(3p)＝9.3345＋0.3803(3p－1)＋0.3289(3d)＋0.0526(4s)＋0.1558(4p)ζ(3d)＝13.5894＋0.2693(3d－1)－0.1065(4p)ζ(4s)＝15.505＋0.8433(3d)＋0.0971(4s－1)＋0.0687(4p)ζ(4p)＝24.7782＋0.2905(4p－1)其中,等号左边括号内的轨道表示被屏蔽的电子所处的轨道,等号右边括号内的轨道符号旁的数字(如2s、4p、3d)表示占据在s、p、d亚层上的电子数。
即2s表示s亚层有2个电子占据，4p 表示p亚层有4个电子占据，3d表示d亚层有3个电子占据。
依此类推。
将Slater规则和徐光宪、(Clementi和Ruimondi)改进的规则进行比较可见：在Slater规则中，将s和p分在同一组内，s和p电子的屏蔽常数没有区别。
而在徐光宪的改进规则中，不仅s和p的屏蔽常数不同，而且半充满和半充满前的p电子和半充满后的p电子的屏蔽常数也有差别。
(Slater和徐光宪都没有考虑外层电子的影响，而Clementi和Ruimondi认为由于外层电子对内层电子壳的穿透作用从而产生外层电子对内层电子的屏蔽作用。
)①原子的杂化状态原子的杂化状态对电负性的影响是因为s电子的钻穿效应比较强，s轨道的能量比较低，有较大的吸引电子的能力。
所以杂化轨道中含s成分越多，原子的电负性也就越大。
例如，碳和氮原子在杂化轨道sp3、sp2和sp中s成分分别为25%、33%、50%，相应的电负性分别为2.48、2.75、3.29和3.08、3.94、4.67。
一般所取碳的电负性为2.55，氮为3.04，分别相当于sp3杂化轨道的电负性。
当以sp杂化时，碳的电负性值约接近于氧(3.44)，氮的电负性甚至比氟(3.98)还要大。
②键联原子的诱导作用一个原子的电负性可因受周围原子诱导作用的影响而发生变化。
例如，在CH 3I 中的碳的电负性就小于CF 3I 中碳的电负性。
其原因在于，F (3.98)的电负性远大于H (2.2)，在F 的诱导作用下，CF 3I 中C 的电负性增加，甚至超过了I (2.66)。
结果使得在两种化合物中C －I 键的极性有着完全相反的方向:在中碳带正电，而在中碳带负电。
FC FIFδ＋HC HIHδ＋δ－δ－考虑到如上述CH 3和CF 3基团的中心原子受其他原子影响而改变了电负性值，从而提出了基团电负性的概念。
一个特定的基团有一个特定的电负性值(表)。
2.583.504.323.363.763.422.613.78C 6H 5COOCH 3NO 2COOH CN OH N(CH 3)2NF 2 2.782.963.103.193.322.322.30电负性NH 2CI 3CBr 3CCl 3CF 3CH 3CH 2CH 3基团③原子所带电荷电负性与电荷的关系可用式χ＝a＋bδ表示。
式中:δ为分子中原子所带的部分电荷。
a、b为两个参数:a表示中性原子的电负性(中性原子δ＝0);b为电荷参数，表示电负性随电荷而改变的变化率。
大的、易极化的原子有较小的b值;小的、难以极化的原子b值较大。
1.2 共价键分子的成键理论1.2.1 几种典型分子轨道σ轨道：原子轨道头对头方式重叠构成σ分子轨道。
σ重叠的电子云呈园柱型对称分布于键轴，s－s、s－p、p x－p x都可构成σ重叠。
π轨道：原子轨道以肩并肩方式重叠构成π分子轨道。
π分子轨道电子云对称分布于通过分子键轴的平面,p y －p y 和p z －p z 都可构成π重叠。
δ轨道：对称性匹配的d 轨道以面对面方式重叠构成δ分子轨道。
δ分子轨道的电子云分布于与键轴垂直的两个平面, d x2－y2与d x2－y2构成δ重叠。
1.2.2 几种简单分子的分子轨道能级图一同核双原子分子O 2和N 2代表了第二周期同核双原子分子的两种类型。
N 2O 22s2s2s2s2p2p2p2pσsσs –σz相互作用△E(s-p)σs *σs *σsσzσzσz *σz *πx πyπx πy **πx πy **σs –σz相互作用**(a)(b)其中O 2和F 2属于O 2分子轨道的类型，这种类型的特点是s 、p z 能量差较大，不会产生s －p z相互作用，此时σz 的能量低于πx和πy ;Li 2、Be 2、B 2、C 2、N 2都属于N 2的类型,这种类型的特点是原子轨道的s 和p z 能量差较小，s 和p z 轨道产生了一定程度的相互作用，因而造成σz 高于πx 和πy 。
N 2O 22s 2s 2s2s 2p 2p 2p 2pσsσs –σz 相互作用△E(s-p)σs*σs *σs σzσz σz *σz *πx πy πx πy **πx πy **σs –σz 相互作用**(a)(b)二异核双原子分子( CO和NO)CO和NO的分子轨道能级图可作为异核双原子分子的代表。
CO的总电子数为10，N2分子的价电子总数也为10，CO与N2为等电子体，其结构应该相似。
但是，C原子和O原子的电负性差较大(△ ＝3.5－2.5＝1)。
能量上，O的2s轨道的能量低于C的2s轨道的能量12.92eV，而C原子的2s轨道比O原子的2p 轨道能量仅差3.54eV，前者低仅3.54eV。
C O 12.92 eV 3.54 eV 5.17eV2p2s2s2p用原子轨道先经杂化，然后再组合成键能够满意地解释CO与N2分子结构上的相似性。
C原子的2s和一条2p轨道进行sp不等性杂化，O原子的2s和1条2p轨道也进行sp不等性杂化，各形成2条sp不等性杂化轨道，然后，这四条sp杂化轨道再组合成4条分子轨道。
CO的分子轨道能级图这四条分子轨道是：1条成键的4σ，1条反键的6σ，2条非键分子轨道3σ和5σ。
C和O各自未参与杂化的两条p轨道进行肩并肩重叠组合成2条成键的π分子轨道和2条反键的π分子轨道。
结果，在CO分子中形成了一条σ(4σ)和2条π键(1π)，键型和N2分子相同。
NO 的分子轨道能级图在NO 中,由于N 和O 在周期表中为相邻元素,它们形成的NO 分子,由于两原子的电负性差较小,O 的能级与N 的能级较接近,所以由这两个元素的原子轨道可以组成分子轨道,已经知道△E 2s (N,O)＝6.8eV ,△E 2p (N,O)＝3eV ,其中由于氧的有效核电荷比N 大,所以O 的原子轨道的能量低于N 。
N O6.80 eV 3.00eV 2p2s2s 2pN NO O按照构筑CO分子轨道的方式,也是先杂化,然后再组合成键可以得到NO的分子轨道能级图。
N、O两元素的价电子总数为5＋6＝11, 依次填入分子轨道, 显然, 最后一个电子填在反键上, 不成对, 因此, 在NO的分子中有一条σ键, 一条2电子π键, 一条3电子π键。
键级＝(6－1)/2＝2.5由于有成单电子，NO分子具有顺磁性,可以自聚合成为N2O2双聚分子。
而且也可预料,NO易失去一个电子成为NO＋，NO＋离子有二条2电子π键，一条σ键，键级为3，成键能力显然比NO高。
N NO O三多原子分子的分子轨道多原子分子的分子轨道也可用原子轨道线性组合而形成。
