新课标人教版化学选修3第一章原子结构与性质(复习资料)

高中化学辅导网新课标高中化学选修3——第一章原子结构与性质（人教版）知识结构知识要点一、原子结构原子模型的发展：古希腊原子模型（世间万物最小的粒子）→道尔顿原子模型（原子是化学元素的最小粒子）→汤姆生原子模型（枣糕模型）→卢瑟福原子模型（核式模型）→玻尔原子模型（行星轨道式模型）→量子力学模型（电子云模型）1、能层与能级⑴能层：根据多电子原子的核外电子的能量不同，可以将核外电子分成不同的能层(n)。各能层最多容纳的电子数为2n2。⑵能级：在多电子原子中，同一能层的电子能量也可能不同，还可以把它们分成能级(l)。能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高。各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能层(n)一二三四五六七符号KLMNOPQ能级(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s………最多电子数22626102610142………281832……2n22、构造原理和能量最低原理⑴构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。高中化学辅导网图（1）图（2）①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从图⑴可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。③根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。注意区别：原子和离子的——结构示意图，电子式，电子排布式、简化的电子排布式外围电子排布式，轨道表示式。(如同区别：化学式、化学方程式、离子化学方程式)⑵能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。⑶泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。⑷洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道（能量相等）时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时（即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14），整个原子的能量最低，最稳定。注意：能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。⑶基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。⑷激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。⑸原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。高中化学辅导网锂、氦、汞的发射光谱（线状光谱）锂、氦、汞的吸收光谱发射光谱是暗色背景的明亮谱线，吸收光谱则是明亮背景的暗色谱线，两者谱线一一对应。3、电子云与原子轨道⑴电子云：电子在核外空间作高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。⑵原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。二、元素周期表和元素周期律1、元素周期表⑴周期系：随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。⑵元素周期表①周期：电子层相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。②族：价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。高中化学辅导网元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。每个列的外围电子排布相同(个别元素除外)。按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为__s区_、__p区__、_d区__、_f_区_和_ds区__，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。2、元素周期律元素的性质随着核电荷数递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。⑴原子半径:原子半径的大小取决于两个因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。同主族元素随着原子序数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。同周期元素电子能层数相同，从左往右核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小。⑵电离能:第一电离能I1；气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越弱。同一元素的第二电离能大于第一电离能。同一原子中，同一能层的电子电离能相差较小，不同能层的电子电离能相差较大。同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势；同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。⑶电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力大小的物理量。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。通常以符号X表示，其值是相对值，无单位。电负性可以用来度量金属性与非金属性的强弱。电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。同周期元素，从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族元素，从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。电负性相差很大的元素相互化合通常形成离子键。电负性相差不大的两种非金属元素相互化合时，通常形成极性键，电负性相同的元素相互化合时，通常形成非极性键。电负性相差越大的元素形成共价键时，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。一般，ΔX＞1.7，形成离子键；ΔX＜1.7，形成共价键。⑷对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。