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研究物质世界，就是研究物质的组成、结构、性质及其变化规律。 万事皆有缘 宏观物质的性质、变化规律缘由于微观物质。 化学研究什么？ 物质世界五光十色、千变万化 归根结底 由物质的组成、结构决定 化学主要是研究化合物的组成、结构、性质 数学、物理、化学是一切自然科学的基础科学，或称为中心科学。 化学研究的总体思路 1 原子结构的近代概念 2 原子核外电子的排布和元素周期律 3 化学键 1 对必修部分内容的深化 2 共价分子的空间构型 3 分子间力和氢键 4 晶体结构 经典原子模型 1．J. Dalton原子模型——原子是物质的不可再分的最小实心微粒。 原子核外电子的排布和元素周期律 核外电子排布的规则 ① Pauli(泡利）不相容原理 ②能量最低原理 ③ Hund(洪特)规则 核外电子排布与元素周期律 原子结构与元素周期表的关系 元素性质变化的周期性 核外电子排布与元素周期律 周期表从氢元素开始，迄后的各元素随 着原子核电荷（即原子序数）的增加, 依次增加一个电子到核外电子层，并遵 从上述三原则，随着元素原子序数的增 加，其原子中的电子在轨道中按照能量 由低到高的顺序填充。 如基态的钛原子（n=22） a.能级顺序 1s22s22p6 3s23p6 4s23d2 b.电子层顺序 1s22s22p63s23p63d24s2 c.轨道图 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 元素周期表的编排原则： 一、元素同期表结构 1. 周期 2、族 元素周期表 周期 等于电子层（能级组）数。每一周期的元素数目等于该电子层所容纳电子的最大数 （2n2 ）。 族 将元素按其原子最外层电子（外围电子）进行分类构成族。同族元素的原子，其最外层（外围）电子数相同。 区 按原子中最后一个电子填充的轨道划分为 S区 d区 主族元素 过渡元素 P区 ds区 副族元素 f 区 内过渡元素 元素性质变化的周期性 1．原子半径 共价半径 金属半径 范德华半径 2．电离能 （ I ） 3．电子亲和能( EA) 4．电负性(? ) 5. 氧化数 1．原子半径 2．电离能 (I) 使一个气态的基态原子失去一个电子变成一个 气态的一价正离子所需要的能量，为该原子的第一 电离能（I1）， 在相同条件下，从气态的一价正离子再失去一 个电子变成一个气态的二价正离子所需要的能量， 为该原子的第二电离能（I2），余此类推。 随着失去电子数的增加，其电离能依次 增大。电离能的大小，反映了原子失去 电子变成正离子的难易。I1越小，原子 越易失去电子，元素的金属性越强；反 之，I1越大，原子越难失去电子，元素 的金属性越弱。 电离能的大小主要取决于: 原子的核电荷 原子半径 原子的电子层结构 同一周期的元素， 从左到右，I1总的趋势是增大； 从左到右，有效核电荷增加，原子失去电子越来越困难； 同一族的元素， 从上到下，I1随原子半径的增大而减小。 从上到下，原子半径增大，核电荷虽然也增加，但由于内层电子数增加，屏蔽效应显著增加，核对外层电子的吸引作用被屏蔽作用所削弱，故外层电子易失去。 另外应注意： 当电子数处于半充满或全充满时，其I1较大，如N的I1比C和O都大。 3．电子亲和能（EA) 气态的基态原子获得一个电子形成一个气态的 负离子所放出的能量，为该原子的电子亲和能E1 （取正值）；依次还有E2……。E1越大，原子越易 获得电子，元素的非金属性越强。 电子亲和能值测定较困难，目前尚难用于作为定量衡量非金属强弱的依据。 4．电负性，(? ) [Kai] 电负性综合考虑了电离能和电子