1. 原子结构

1.1 构造原理(Aufbau principle)

从氢原子开始，按照核内增加一个质之，核外增加一个电子的方式逐个构造原子，那么随着原子序数的递增，每个新增加的核外电子将按照下图所示的Pauling能级图的顺序陆续填满各组原子轨道。

1.2核外电子排布的一般原则

均为经验规则

1.2.1 能量最低原理(与Aufbau principle基本一致)

该原理认为电子首先充满量子数n，l最小值的原子轨道，即多电子原子在基态时核外电子总是尽可能地占据能量最低的轨道。

1.2.2 Pauli不相容原理

Pauli指出在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子同时存在，即在同一个原子轨道上，最多只能容纳自旋相反的两个电子。

1.2.3 Hund规则

1. 在填充能量相同的各个原子轨道时，电子总是以自旋平行的方式单独地占有各个轨道
2. 能量相同的轨道组处于半充满或全充满时，体系的能量最低，这两种状态相对稳定。

注：电子可以处于其他轨道，但是当电子严格按照上述规则排布时，原子的能量最低，这种能量最低的状态，称为原子的基态(ground state)。除了基态以外的原子，统称为原子的激发态(excited state)。

2. 分子结构

2.1 经典共价键理论(Classical Covalent Bond Theory)

经典共价键理论由Lewis于1916年提出的共价学说而建立。

该理论认为分子中每个原子之间可以通过共用电子对，从而达到稳定的稀有气体电子结构的倾向，这样形成的分子称为共价分子，形成的化学键称为共价键。

Lewis还提出了表示共价分子的方法，即Lewis结构式。

2.1.1缺点

无法阐明共价键的本质，例如：

1. 无法解释带同种电荷的电子为何不会相互排斥而是互相配对；
2. 无法解释许多不满足稀有气体结构的分子依然能够稳定存在，如BCl₃中心原子的最外层电子数少于8，SF₆这样的分子中心原子最外层电子数又多于8，而他们又能够稳定存在；
3. 无法解释共价键的方向性、饱和性；
4. 无法解释为何氧分子具有磁性。

2.2 近代价键理论(Modern Valence Bond Theory)(VB法)

2.2.1 价键理论的缺陷

2.3 杂化轨道理论

2.3.1 杂化轨道的特点

2.3.2 sp³杂化轨道

2.3.3 sp²杂化轨道

2.3.4 sp杂化轨道

2.4 价层电子互斥理论VSEPR

2.5 分子轨道理论(Molecular Orbital Theory)(MO法)

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