1、玻爾原子模型1913年玻爾（bohr）提出了量子化的原子模型玻爾的兩個假設（1） 定態原則-原子有一系列定態，每一個定態有一相應的能量E,電子在這些定態上饒核做圓周運動，即不放出能量，也不吸收能量，而處于穩定狀態。原子可能存在的定態受一定的限制，即電子做圓周運動的角動量M必須等于h/2的整數倍，此為量子化條件（2） 頻率規則-當電子由一個基態躍遷到另一定態時，就會吸收或發射頻率為 v=E/h的光子。 原子的電離能從氣態基態原子移動去一個電子成為一價氣態正所需的最低的能量稱為原子的第一電離能(I1),通常用該過程的焓的改變量H表示氣態正一價離子失去一個電子成為二價氣態正離子所需的能量稱為第二電離

2、能，以此類推第一電離能第一電離能數值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子。同一周期內，氫原子和堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。原子半徑越大，核對核外電子引力越小，越易失去電子，電離能也就越小。電子的親和能氣態原子獲得一個電子成為一價負離子時所放出的能量稱為電子的親和能，常用Y來表示。電子親和能的大小涉及核的吸引和核外電荷的相斥兩種因數。電負性電負性由Pauling提出，用以量度原子對成鍵電子吸引能力的相對大小。當A和B兩種原子結合成雙原子分子AB時，若A的電負性大，則生成分子的極性是A為負離子B為正離子，即A帶有較多的負電荷，B帶有較多的正電

3、荷；反之既然。分子的極性愈大，離子成分越高，因此電負性可以看做是原子形成負離子傾向相對大小量度。 鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。電負性的意義：元素的電負性可以衡量元素在化和物中吸引電子的能力。元素的電負性大，對鍵和電子吸引力強，元素的電負性小，對鍵和電子的吸引能力減弱。一般來說，周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。一般來說金屬性的電負性小于1.8，非金屬性的電負性大于1.8，之間的既有金屬性又有非金屬性的則在1.8左右。一般來說，兩種原子電負性相差在1.7以上為離子鍵；00.6為共建鍵；介于兩者之間的，即電負性相差在0

4、.61.7之間，為極性共價鍵。但是，由于共價鍵到離子鍵是一個過渡，不能嚴格地劃分。F原子的電負性為4，F原子的電負性最強（不包括稀有氣體）。電子云電子云是一種頻率概念，密度大即電子在原子核周圍出現的頻率大，密度小即電子在原子核周圍出現的頻率小。即電子云是電子在原子核外運動的頻率分布圖。化學鍵的定義廣義的來說，化學鍵是原子結合成物質世界的作用力。在物質世界中，原子互相吸引、互相排斥，以一定的次序和方式結合成獨立而相對穩定存在的結構單元-分子和晶體。離子鍵帶電狀態的原子或原子團稱為離子。由原子或分子失去電子而形成的離子稱為正離子或陽離子。由原子或分子得到電子而形成的離子稱為負離子或陽離子。一靠正、

5、負離子間的引力而形成的化學鍵稱為離子鍵或稱為電價鍵。離子鍵無方向性和飽和性。其強度與正、負離子的價成正比，與正負離子的距離成反比。金屬鍵金屬原子最外層的價電子很容易脫去原子核的束縛，然后自由地在正離子產生的勢產中運動，這些自由電子與正離子互相吸引，使原子緊密堆積起來，形成金屬晶體。這種使金屬原子結合成金屬晶體的化學鍵稱之為金屬鍵。金屬鍵無方向性和飽和性。共價鍵兩個或多個原子通過公用電子對而產生的一種化學鍵稱為共價鍵。共價鍵的概念由lewis G N(路易斯)于1916年首先提出。他指出原子的原子的電子可以配對成鍵（共價鍵），以使原子能夠成為一種惰性的氣體電子結構。“八隅體規則”即分子到達穩態后，每個原子最外層有八個電子（氫原子兩個）。lewis G N理論尚不完善，它無法說明電子配對的原因和實質；此外，不符合“八隅體規則”的化合物也有很多。分子軌道理論分子軌道的分類按照分子軌道沿鍵軸分布的特點，可以分為軌道、軌道、軌道三種。軌道鍵從H分子的結構知道，兩個氫原子的1s軌道線性組合成兩個分子軌道，這兩個軌道的分布是圓柱對稱的，對稱軸就是連接兩個原子核的鍵軸。任意轉動鍵軸，分子軌道的符號和大小都不改變，這樣的軌道稱為軌道。在軌道上的電子稱為電子。由電子形成的共價鍵稱為鍵。軌道鍵兩個原子的p軌