成键电子数对原子半径影响的讨论
影响原子共价半径的一个被忽略因素
原子半径是元素的一个重要物理性质。但是，现有的有关原子半径大小及变化因素的解释，还有许多很牵强、且让人难以信服的地方。
造成这一现象的原因，一方面是由于其测定条件的多样性（常见的也有共价半径、金属半径、范氏半径之分，且有的地方相互间也不便于比较）。另一方面，可能是多数人认为解释原子大小及其变化规律应该属于物理学范畴，而不是化学工作者的责任。但从实际情况看，没有那个自然科学的学科，比化学更关心和依赖于原子半径的数据、且想知道是哪些因素影响了其变化规律，这些因素是如何被体现出来的？
由于原子在绝大多数情况下都以键合的形式存在，因而真正能解释清楚原子半径变化规律，找出其实际影响因素的，似乎还要有化学工作者参与。
有关原子半径大小变化规律的现有解释
原子半径变化规律一般要借助于元素周期表，从族（纵列）及周期（横行）、这两个方面来描述[1]：
在同一主族中（纵列）由上到下、原子的半径一般要逐渐增大的。这个现象可以用“原子的电子层数增多”，或“主量子数增大，电子层距核的平均距离要更远”来解释。
在同一副族中（纵列），原子半径变化情况就要复杂一些了。第四到第五周期元素半径增大的情况，与主族元素相同，原因也一样，无须再讨论。但是，第五和第六周期元素间，它们的原子半径非常相近。这就要用镧系收缩来解释了。
对横行的短周期元素，随核电荷数增大，原子半径逐渐缩小，但最后稀有气体原子半径突然变大，这是人们所关注的现象。对其解释是：从左到右随核电荷数增加，原子核对外层电子的吸引作用也相应增强，使原子半径逐渐缩小；但新增加的电子是依次填充在同一主量子层上，也增强了电子间的相互排斥作用，使原子半径有增大的倾向。这是影响原子半径的两个相互矛盾因素。在外层电子未达到8电子的饱和结构之前，核场力对外层电子的吸引是占主导作用的因素，因此随核电荷数增大，原子半径逐渐缩小。
对长周期（横行）的原子半径变化情况则要分区讨论：
其开始的s区、及最后的p区，与短周期无区别，都是由左向右仍维持原子半径变小的趋势，到了末尾稀有气体的原子半径才又突然增大。变化的原因当然也与影响短周期的因素相同。
在d区及ds区，（可统称过渡元素），随核电荷增加，原子半径缩小的程度不大。在电子构型为(n-1)d10处，原子半径又略微增大。这是因为新增加的d电子，填充在次外电子层（比较靠内）上，屏蔽作用较强，所以有效核电荷增加缓慢。另外，d10结构有较大的屏蔽作用。
在f区，在取得f7和f14的结构时，也会出现原子半径略有增大的情况。可用f轨道的半充满及全充满，会有更大的屏蔽作用来解释。
在其它教材中，对原子半径变化规律的解释，也多如此。只不过多还直接强调出，稀有气体有8电子结构，这是造成其原子半径突然增大的主要原因。
有关原子半径大小现有理论的成功与不足
现有的有关原子半径的理论总体上是比较成功的.
它肯定了两个最普遍的现象：在同一周期中随原子序数增加，原子半径有逐渐减小的总趋势；在同一族中有随周期数增大，多数情况下原子半径要变大的情况。这意味着，在同一周期中，是核电荷对原子半径起着决定性的作用；而在同一族中，是电子层数施加了至关重要的影响。
而每一周期最后一个稀有气体原子半径的突然增大，是8电子结构造成的。这种解释，虽然抽象，但也能让人信服。因为比较F-离子半径、Ne原子半径、Na+离子半径，它们的电子层数相同、外层电子也相同，都是8电子结构，只是核电荷分别为9、10、11，他们也均有较大的半径，且是依次减小的。
因而，上述几点也被写进了中学化学教材。
在大学教材中，针对副族元素原子半径的“反常”，用镧系收缩来说明，也是容易被学生接受的。
但不足之处是也是有的：
第一，在长周期的过渡元素处，都有一个明显且大幅度向下弯曲的弧线（甚至能出现该周期的半径最小值）。用d电子的屏蔽作用差来解释这个现象，是很牵强的。
因为，在f区及p区都没有这样的现象。而按屏蔽作用的理论，对越靠近核亚层，其上电子的屏蔽作用就会越强。f区电子填充表现出来的原子半径极缓慢减小，就证明f电子的屏蔽作用是极强的。按理，作为在外数第二层填充的d电子，屏蔽作用会稍次之，但无论如何也不会不如最外层填充的p电子，落得一个“屏蔽作用差”的名声吧？
其二，对镧系元素的“f7和f14结构会使原子半径增大”的说法是否能推广？
尤其是其中的半满结构。如紧随Eu后的Gd就有4f75d16s2结构，也应属于半满结构，为什么它就没有产生原子半径的增大？在过渡元素中有那么多半满的d5结构，为什么他们的原子半径不但没有增大，反而普遍是最小的呢？
第三，在每一周期开始的前三个元素间，都有一个原子半径超常的骤降。在讨论原子半径变化规律时，不能回避这一现象，应该有比较合理的解释。
第四，用“同一周期中，新增加电子在同一主量子层上，会增强了电子间相互排斥作用，使原子半径有增大的倾向”的说法，看似最有严谨地“物理学”味道，但有避重就轻的嫌疑。
事实是，在同一周期中间，几乎都是随核电荷递增，原子半径始终有减小的趋势。核电荷对原子半径起着主导作用，电子间的“排斥作用”鲜有表演的机会。只是在最后一个元素处，才有一个半径的突然增大。但是，这种“突变”，是静电学能解释得了的吗？
套用这种解释，已经有了“在同一族中既有随电子层数增加、原子半径要增大的影响；同时还有核电荷增加，原子半径要减小的倾向”的说法，用来说明副族元素中后两元素半径相近的现象。这都是在玩弄空洞的物理概念，是在回避影响原子半径主要因素的讨论。
三、原子金属半径变化规律的启示
一般情况下，人们很少讨论原子的金属半径变化规律。这是因为其数据不够完整（非金属元素多无该类数据）。另一点是，对金属半径的讨论多在小范围内进行，很少有从整个元素周期表来汇总的机会。但从金属键强度的角度，对这些金属半径大小及变化规律的解释，恰恰是最成功的。
由金属键理论可以自然地得出如下的一个重要判别标准：原子所能提供的参与金属键形成的电子数越多，形成的金属键就越强，金属的内聚力就越大，原子半径就会越小。
为与一般的从电子构型提出的“价电子数”区别开来，应该将原子实际提供的、用于金属键形成的电子数，称为成键电子数。
为用成键电子数来说明原子金属半径的变化规律，应先选取了一个比较有权威性的原子半径数据表，并作出原子序数与原子半径关系图（如下面的图一）[2]。
这样，就可以用最为复杂、也最有代表性的第六周期为例（见下图中的红色曲线的后半部分），来说明成键电子数对原子金属半径的影响了。
& &1. 这一周期开始的三个元素间金属半径的大幅度下降（Cs-265pm、Ba-216、La-188），可以由它们分别是用1、2、3个成键电子参与金属键的形成来加以解释。只有成键电子的倍增，才可能有半径由265到216的一下减少49pm，几乎缩去1/5的变化。
其它周期也都有“开始三元素间原子半径急剧下降”的情况。这也是分别用1、2、3个成键电子参与金属键形成的结果。而没有必要区分，第三个电子是p电子（第三周期）、d电子（第四、五周期），还是
f电子（第六周期）的必要。即，没有必要考虑它们“屏蔽能力”的区别。
2. 在第六周期紧接着“开始三元素”的是镧系。它总体上是按核电荷依次增加、原子半径逐渐减小的规律来变化的，只是其中有两个突起。一般的化学书籍都解释道，这是由于它们有f7和f14稳定结构的结果。其实这句话没有说完全。从金属键理论看，应该再补充出下半句：因而这两个元素都只能用2个成键电子参与金属键的形成。而其余元素都是用3个成键电子成键。即使Gd也有4f75d16s2结构，其中的5d16s2这3个电子都可以参与金属键的形成，也是用3个成键电子成键，半径当然不会与Eu相近。
从另一个角度看：如果将图一中属于镧系的Eu与Gd（均以2个成键电子参与成键）的数据坐标点，用一条直线连接起来（如图一中的直线“2”，并将它向左延长，竟恰好会交到同样有2个成键电子的属于s区的Ba坐标点。而镧系其余元素都有三个成键电子，它们的金属半径则都恰好能构成直线“3”（在直线“2”下面）。这说明，无论是在s区、还是f区，原子的金属半径都只是依赖于该原子能提供的参与金属键形成的电子数，与该电子的属性（亚层类型）无关。沿直线变化的是核电荷增大的影响，在两直线间“跳跃”是成键电子数的影响。成键电子数的影响是要远远大于核电荷影响的。
由直线3与2，不难推断出还有成键电子数为“1”及“0”的两条直线，如图一中的“1”、“0”虚线所示。如果，最后一个稀有气体元素也有金属半径，且也正好能在“0”线上，那么就可以用成键电子数来解释其半径“过大”，是由于其成键电子数为零，那就使“成键电子数影响原子半径”的观点更能有说服力了。
3. 在第六周期镧系后的过渡元素区（d区和ds区），又有一个涉及3个元素Hf（156pm）、Ta（143pm）、W（137pm）间的，原子半径的大幅度下降（13
pm），几乎降到出现最低值，然后再慢慢变大的现象（在第四、第五周期的过渡元素部分也是如此）。这个“再次下降”，又是多数有关原子半径变化规律讨论所极力回避的。
其实，在第四、第五周期的第4至第6个元素处（对应于ⅣB、ⅤB、ⅥB族）也有这个现象。只有承认这个现象，才有解决问题的需要和可能。
第六周期这3个元素的电子构型分别是5d26s2、5d36s2、5d46s2，按一般的理解，它们的价电子数分别就是4、5、6。如果，能承认“除s电子外、只有成单的d电子可以参与金属键的形成”，并推断出“5d与6s亚层一共只有6个轨道，所以过渡元素参与金属键形成的电子数最高值就是6”。那么，就可以解释，成键电子数4、5、6会造成原子半径递减，且其中W（成键电子为6）是硬度很大，熔点最高的金属，因为它的金属键最强。
ⅥB族W后的原子由于d轨道要被成对的电子占据，成键子数又会“部分减少”，原子半径会有逐渐加大的倾向。所谓“部分减少”是指，6s2电子可部分激发到能量相近的6p轨道，而以0-2个成单的成键电子形式参与成键。
总之，用金属键理论来解释原子金属半径的变化规律，是相当成功的。用它能说明几乎所有金属原子半径的变化情况。
四、成键电子数对原子共价半径大小的影响
由图一不难看出，原子的共价半径曲线与其金属半径曲线相比较，虽高低有别，但两者在形状上极为相似。这就意味着，对金属元素来说，可以将其原子的共价半径与其金属半径进行类比。
从化学键的本质看，金属元素的原子无论是共价半径还是金属半径，它们都是原子在参键情况下，原子核与核外电子相互关系一种反映形式。相互间也应该会有一些共性。
既然如此，就可以理所当然地认为，影响原子金属半径的因素，对原子的共价半径也会有影响。即，原子的成键能力对该原子的共价半径也应该有显著地影响。可以套用金属键与金属半径的关系，对金属元素的共价半径，给出如下的判断方法：金属原子的成键电子数越多，能够与它以共价键结合的原子数就越多，金属原子的电子云就能被更多的原子所分散，该金属的原子半径就会越小。
对金属元素成键电子数目的判别，是这一说法的一个关键点，也是一个难点。因为其成键电子数、在不同的电子构型区域，有不同的含义。
以第六周期为例：
s区的有6s1及6s2电子构型的两个原子，其价电子当然都是可成键电子。因为即使是s2，也可以sp杂化形式与2个原子成键。
f区的4f0-145d0-16s2则通常认为，它只贡献出3个可成键电子，即除2个s电子外，还可以再用1个d电子或f电子，不会有更多的f电子参与成键（这样考虑半满与全满的稳定性，Eu与Yb自然都是只有2个可成键电子）。
作为第三过渡系的5d1-106s1-2，当d电子与s电子数之和不大于6时，它们都是成键电子。当d电子与s电子数之和大于6时，要意识到成对的d电子不能再计为成键电子，它们不会对原子半径的减小有影响。
同一周期的P区元素的原子半径，一般认为是由核电荷起着主导性的作用。随原子序数增加，原子半径要减小。只是在达到8电子稳定结构时，原子半径才有突然的增大。
为更清楚地了解原子共价半径随原子成键能力的变化情况，可将图一中的原子金属半径的曲线移去，得如下的图二。
&&图二给出的是第一至第六周期原子共价半径的变化情况。
可看出，在第二、三周期都有随原子序数增加、原子共价半径要逐渐减小的总趋势。如要强调前三个元素原子半径的急剧下降，可用成键电子数依次为1、2、3来解释；最后稀有气体原子共价半径的突然增大，可用8电子结构的特殊性来说明。
第四与第五周期，则只是多了一个过渡系，但都有一个涉及开始6个元素原子的5个共价半径突降，这可用成键s电子及
d电子数依次是1至6来解释。其后，由于d电子的成对，导致成键子数又会“部分减少”，半径才会慢慢变大。
第六周期则又多了一个镧系，也可用成键电子数是3、还是2来说明。
也就是说：能影响在同一个周期中原子共价半径变化的因素，其实只有三个。他们分别是：核电荷递增的影响，成键电子数的影响，8电子构型的影响。其中的“成键电子数”及“8电子构型”，严格说，都属于原子核外电子排布状况的范畴，是电子排布状况对原子半径的影响。
在同族不同周期间元素对比时，要考虑电子层数的影响。
在讨论副族元素的后两个元素时，要考虑镧系收缩的影响。
[1] 武汉大学等校编.
无机化学（第二版）.
高等教育出版社.
[2] 北京师范等校编.
无机化学（第三版）.
高等教育出版社.
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chemical bond一般指化学键
化学键（chemical bond）是纯净物内或内相邻两个或多个（或离子）间强烈的的统称。相同或不相同的原子之所以能够组成稳定的分子，是因为原子之间存在着强烈的相互作用力。所有的原子都是的，如果仅仅只说是所有的化学键都是由两个或多个原子核对电子同时吸引产生的话，就会违反中性物质不能产生的原则，电子是绕核运动的，而只要确认电子是绕核运动的，中性的原子之间就能够产生引力形成化学键。众所周知，通入同向电流的导线之间，产生的就是引力，这就是平行电流相互作用的实验结论。如果将这二根平行导线，一根向左，另一根向右弯曲成二个线圈，显然这二个通电线圈之间产生的就仍然是引力，这就已经说明了，中性的原子之间是完全可以产生引力形成化学键的。
在一个中2个和1个就是通过化学键结合成水分子。由于带正电，带负电，所以我们可以说，所有的化学键都是由两个或多个原子核对电子同时吸引的结果所形成。化学键有4种极限类型 ，即、、、（氢键不是化学键）。带相反电荷离子之间的互相作用叫做离子键，成键的本质是 阴阳离子间的静电作用。两个原子间的电负性相差极大时，一般是金属与非金属。例如氯和钠以离子键结合成。电负性大的氯会从电负性小的钠抢走一个电子，以符合。之后氯会以-1价的方式存在，而钠则以+1价的方式存在，两者再以库仑静电力因正负相吸而结合在一起，因此也有人说离子键是金属与非金属结合用的键结方式。而离子键可以延伸，所以并无分子结构。[1]
离子键亦有强弱之分。其强弱影响该离子化合物的熔点、沸点和溶解性等性质。离子键越强，其熔点越高。离子半径越小或所带电荷越多，阴、阳离子间的作用就越强。例如钠离子的微粒半径比钾离子的微粒半径小，则氯化钠NaCl中的离子键较氯化钾KCl中的离子键强，所以氯化钠的熔点比氯化钾的高。
定义：是由正负离子之间通过而形成的，正负为球形或者近似球形，电荷球形对称分布，那么就可以在各个方向上发生，因此是没有的。
离子键概念：带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键
成键微粒：、。
成键本质：静电作用。静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子与电子之间、原子核与原子核之间的静电排斥作用。（一吸，两斥）
成键原因：①原子相互得失电子形成稳定的阴、阳离子。②离子间吸引与排斥处于。③体系的总降低。
存在范围：离子键存在于大多数强碱、盐及金属氧化物中。
一个离子可以同时与多个带相反电荷的离子互相吸引成键，虽然在中，一个离子只能与几个带相反电荷的离子直接作用（如NaCl中Na+可以与6个Cl-直接作用），但是这是由于空间因素造成的。在距离较远的地方，同样有比较弱的作用存在，因此是没有饱和性的。化学键的概念是在总结长期实践经验的基础上建立和发展起来的，用来概括观察到的大量化学事实，特别是用来说明原子为何以一定的比例结合成具有确定几何形状的、相对稳定和相对独立的、性质与其组成原子完全不同的分子。开始时，人们在相互结合的两个原子之间画一根短线作为化学键的符号 ；电子发现以后 ，1916年G.N.路易斯提出通过填满电子稳定壳层形成离子和离子键或者通过两个原子共有一对电子形成共价键的概念，建立化学键的电子理论。
建立以后，1927年 W.H.和F.W.伦敦通过氢分子的处理，说明了氢分子稳定存在的原因 ，原则上阐明了化学键的本质。通过以后许多人 ，特别是L.C.和R.S.的工作，化学键的理论解释已日趋完善。
化学键在本质上是电性的，原子在形成分子时，外层电子发生了重新分布（转移、共用、偏移等），从而产生了正、负电性间的强烈作用力。但这种电性作用的方式和程度有所不同，所以又可将化学键分为离子键、共价键和金属键等。离子键是原子得失电子后生成的阴之间靠静电作用而形成的化学键。离子键的本质是静电作用。由于静电引力没有方向性，阴阳离子之间的作用可在任何方向上，离子键没有方向性。只有条件允许，阳离子周围可以尽可能多的吸引，反之亦然，离子键没有饱和性。不同的阴离子和阳离子的、电性不同，所形成的并不相同。1.共价键是原子间通过共用电子对（重叠）而形成的相互作用。形成重叠电子云的电子在所有成键的原子周围运动。一个原子有几个未成对电子，便可以和几个方向相反的电子配对成键，的产生是由于重叠（电子配对）时仍然遵循保利不相容原理。电子云重叠只能在一定的方向上发生重叠，而不能随意发生重叠。共价键方向性的产生是由于形成共价键时，电子云重叠的区域越大，形成的共价键越稳定，所以，形成共价键时总是沿着电子云重叠程度最大的方向形成（这就是）。共价键有饱和性和方向性。
2.原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。
的形成是成键电子的发生重叠，并且要使共价键稳定，必须重叠部分最大。由于除了s轨道之外，其他轨道都有一定伸展方向，因此成键时除了s-s的（如H2）在任何方向都能最大重叠外，其他轨道所成的键都只有沿着一定方向才能达到最大重叠。 共价键的分类
共价键有不同的分类方法。
（1） 按共用电子对的数目分，有（Cl—Cl）、（C=C）、（N≡N，C≡C）等。
（2） 按共用电子对是否偏移分类，有（H—Cl）和（Cl—Cl）。
（3） 按提供电子对的方式分类，有正常的共价键和配位键（共用电子对由一方提供，另一方提供空轨道。
如铵根离子中的N—H键中有一个属于配位键）。
（4） 按电子云重叠方式分，有σ键（电子云沿键轴方向，以“头碰头”方式成键。如C—C。）和（电子云沿键轴两侧方向，以“肩并肩”方向成键。如C=C中较小的键.C=C中有一个σ键与一个π键。）等
3.旧理论：共价键形成的条件是原子中必须有成单电子，自旋方向必须相反，由于一个原子的一个成单电子只能与另一个成单电子配对，因此共价键有饱和性。如H原子与Cl原子形成HCl分子后，不能再与另外一个Cl形成HCl2了。
4.新理论：共价键形成时，成键电子所在的原子轨道发生重叠并分裂，成键电子填入能量较低的轨道即。如果还有其他的原子参与成键的话，其所提供的电子将会填入能量较高的，形成的分子也将不稳定。 像HCl这样的共用电子对形成分子的化合物叫做。1．：由阳离子和阴离子构成的化合物原子之间依靠化学键组成有机小分子。
大部分盐（包括所有铵盐），强碱，大部分金属氧化物，金属。 活泼的与活泼元素形成的化合物中不一定都是以离子键结合的，如AICI3、FeCl2、BeCl2等不是通过离子键结合的。之间也可形成离子化合物，如铵盐都是离子化合物。
2．共价化合物：主要以共价键结合形成的化合物，叫做共价化合物。
，酸，弱碱，少部分盐，非金属氢化物。
3．在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。在中一定不存在离子键。1.概述：的一种，主要在金属中存在。由及排列成晶格状的金属离子之间的吸引力组合而成。由于电子的自由运动，金属键没有固定的方向，因而是。金属键有金属的很多特性。例如一般金属的熔点、沸点随金属键的强度而升高。其强弱通常与金属成，与金属内部成正相关（便可粗略看成与原子外围成正相关）。
2.改性共价键理论：在中，自由电子作穿梭运动，它不专属于某个金属离子而为整个金属晶体所共有。这些与全部金属离子相互作用，从而形成某种结合，这种作用称为金属键。由于金属只有少数价电子能用于成键，金属在形成晶体时，倾向于构成极为紧密的结构，使每个原子都有尽可能多的相邻原子(金属晶体一般都具有高配位数和紧密堆积结构)，这样，可以得到尽可能多的重叠，从而形成金属键。上述假设模型叫做金属的模型，称为。这一理论是1900年德鲁德(drude)等人为解释金属的导电、性能所提出的一种假设。这种理论先后经过洛伦茨(Lorentz,1904)和佐默(Sommerfeld,1928)等人的改进和发展，对金属的许多重要性质都给予了一定的解释。但是，由于金属的模型过于简单化，不能解释金属晶体为什么有，也不能解释金属晶体为什么有、和之分。随着科学和生产的发展，主要是量子理论的发展，建立了。只存在于两个原子之间的。只包含定域键的可以看成是由相对独立的两个原子之间的把原子连接起来形成的，这是忽略了相邻化学键的影响，而把描述中化学键的方法用到多原子分子的定域键上。如中有一个C-C和四个C-H σ键、一个C-C π键。定域键具有比较恒定的键性质。例如一定类型定域键的键长、键、键、键、键能等在不同分子中近似保持不变。因此，分子的有关广延性质可近似表示为相应的键性质之和。定域键的这种特点在化学中得到广泛的应用，例如从键能计算分子的近似值。这种较好地反映了由键上所确定的分子性质如、、、键偶极、键等。 　这种围绕两个原子的分子轨道成为定域轨道。在化合物分子中，不同种原子形成的，由于两个原子吸引电子的能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力较强的原子一方，因而吸引电子能力较弱的原子一方相对的显正电性。这样的共价键叫做，简称极性键。
举例：HCl分子中的H-Cl键属于极性键
有一个简单的判断极性键与非极性键的方法，比较形成该化合物中各原子的原子量，一般来说，相对原子质量越大的原子吸引电子能力更强。但是要注意，有极性键构成的化合物，不一定是极性化合物，例如甲烷，它就是有极性键的非极性分子（原因是键角一样，极性相互抵消）。由同种元素的原子间形成的，叫做非极性共价键。同种原子吸引的能力相等，成键电子对匀称地分布在两核之间，不偏向任何一个原子，成键的原子都不显电性。非可存在于中（如H2中H—H键、O2中O=O键、N2中N≡N键），也可以存在于化合物分子中（如C2H2中的C—C键）。非极性键的键为0。以非极性键结合形成的分子都是。存在于非极性分子中的键并非都是非极性键，如果一个多原子分子在上的几何中心和几何中心重合，那么即使它由极性键组成，那么它也是非极性分子。由非极性键结合形成的晶体可以是，也可以是或。例如，碳单质有三类：依靠C—C非极性键可以形成骨架型金刚石（）、（），也可以形成球型碳分子C60（分子晶体）。
举例：Cl2分子中的Cl-Cl键属于非极性键又称配位共价键，是一种特殊的。当共价键中共用的电子对是由其中一原子独自供应时，就称配位键。配位键形成后，就与一般共价键无异。成键的两原子间共享的两个电子不是由两原子各提供一个，而是来自一个原子。例如氨和可以形成：图片式中→表示配位键。在F和B之间的一对电子来自N原子上的。发现：高分辨事实揭示核外电子除空间运动外，还存在着一种奇特的量子化运动，人们称其为自旋运动，用自旋磁量子数（spin m.q.n）表示。这个原理由首先提出。
泡利不相容原理内容：每个轨道最多可以容纳两个自旋相反的电子，常用“↑↓”来表示。
原子核也可以存在净自旋。由于热平衡，通常这些原子核都是随机朝向的。但对于一些特定元素，例如氙-129，一部分核自旋也是可能被极化的，这个状态被叫做，在中有很重要的应用。规则内容：当电子排布在同一的不同轨道时，中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。这个规则由洪特首先提出，称为洪特规则。
基态原子的电子排布遵循、和洪特规则。用得到的给出了基态原子核外电子在和能级中的排布，而还给出了电子在原子轨道中的排布。另外，我们通常所说的指的是基态原子的电子排布。
对于同一个，当电子排布处于
全满（s^2．p^6．d^10．f^14）
半满（s^1．p^3．d^5．f^7）
全空（s^0、p^0、d^0、f^0）
时比较稳定。
第二，第五主族的第一电离能大于于之相邻的主族键合距离是指两个或以上的原子核之间形成化学键所必需的最短距离。
新手上路我有疑问投诉建议参考资料 查看什么是共用电子对?什么是偏离和偏向？
什么是共用电子对?什么是偏离和偏向？
什么是共用电子对?
什么是偏离和偏向？
什么是共价化合物？
一，共用电子对：
一个原子和另一个原子结合时，为了使两个原子的最外层电子数都达到8个或者2个稳定结构，就由其中每个原子都供应一个电子被两个原子公用,所以达到稳定。那两个电子就叫共用电子对，而形成的化合物称做“共价化合物”。
二，共价化合物 ：
共价化合物之一
象氯化氢那样，以共用电子对形成分子的化合物，叫做共价化合物。如水H2O、二氧化碳CO2、氨NH3等都是常见的共价化合物。
共价化合物之二
共价化合物是原子间以共用电子对所组成的化合物分子。两种非金属元素原子（或不活泼金属元素和非金属元素）化合时，原子间各出一个或多个电子形成电子对，这个电子对受两个原子核的共同吸引，为两个原子所共有，使两个原子形成化合物分子。例如，氯化氢是氢原子和氯原子各以最外层一个电子形成一个共用电子对而组成的化合物分子。非金属氢化物（如HCl、H2O、NH3等）、非金属氧化物（如CO2、SO3等）、无水酸（如H2SO4、HNO3等）、大多数有机化合物（如甲烷、酒精、蔗糖等）都是共价化合物。多数共价化合物在固态时，熔点、沸点较低，硬度较小。
当两种非金属元素的原子形成分子时，由于两个原子都有通过得电子形成8电子稳定结构的趋势，它们得电子的能力差不多，谁也不能把对方的电子夺过来，这样两个原子只能各提供一个电子形成共用电子对，在两个原子的核外空间运动，电子带负电，原子核带正电。两个原子的原子核同时吸引共用电子对，产生作用力，从而形成了一个分子。
由于两个原子对电子的吸引能力不一样，共用电子对总是偏向得电子能力强的一方，这一方的原子略显负电性，另一方的原子略显正电性，作为整体，分子仍显电中性。
比较典型的共价化合物是水、氯化氢以及二氧化碳。共用电子对总是偏向氧原子的一方，偏离氢原子的一方。
共价化合物一般硬度小，熔沸点低。
某些单质的分子也是依靠共用电子对形成的。例如氯气的分子就是由两个氯原子各提供一个电子形成共用电子对，电子对同时受两个原子核的作用形成氯分子。由于同种原子吸引电子能力相仿，电子对不偏向任何一方。
三，
“由于两个原子对电子的吸引能力不一样，共用电子对总是偏向得电子能力强的一方，这一方的原子略显负电性，另一方的原子略显正电性，作为整体，分子仍显电中性。 ”
的感言：太谢谢乐~你还真是学识渊博！3Q^-^
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两个或两个以上的分子共用一个原子
2个原子被共用就叫一个共用电子对，如HCl 中H的电子偏向Cl
全部由共价键组成的化合物为共价化合物.
对此,要注意几点:
①一般来说,全部由非金属元素组成的化合物就是共价化合物,但并不绝对,如铵盐:NH4NO3,NH4HCO3等,随全部有非金属元素构成,但它是离子化合物(因其含有离子键)
②含有金属元素的化合物也并不一定就不是共价化合物,如AlCl3,BeCl2等
③搞清离子化合物的概念,只要含有离子键的化合物就是离子化合物
④离子化合物中一定有离子键,可能含有共价键;共价化合物中只有共价键,无离子键.
1 两个于原子或原子团由于得失电子能力差不多，所以电子不偏向任何一个原子或原子团（不是绝对的不偏），两原子共同占有电子。
2 如果不是同一种元素，则他们对电子的吸引能力就不同，例如HCL中H和CL共用一对电子，但CL对电子的吸引能力比H强，所以电子对 偏向 CL, 偏离 H
3 以共价键结合的化合物
两个原子结合在一起，共用一对或多对电子达到8电子稳定结构。这样的叫共用电子对。由于结合原子大小不同，对电子的吸引能力不同使电子对离两原子距离不同，近的称偏向，远的称偏离。
共价键形成时参与成键的电子对叫共用电子对，当参与化合的原子非金属性不同时成键电子对偏向非金属性强的一方形成非极性共价键，
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