人教版-化學(xué)選修3考點(diǎn)總預(yù)習(xí)復(fù)習(xí)

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2、選修3物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一、原子結(jié)構(gòu)1.能級(jí)與能層2.原子軌道電子規(guī)律3.基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子能量穩(wěn)定稱(chēng)為基態(tài)，當(dāng)原子得失能量而誘發(fā)電子得失或躍遷時(shí)，稱(chēng)為激發(fā)態(tài)，一般多指離子4.原子核外電子排布規(guī)律⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)），叫做構(gòu)造原理。能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。也可以記成：1223343、4545645（2）能量最低原理原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱(chēng)能量最

3、低原理。（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個(gè)原理稱(chēng)為泡利原理。（4）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特規(guī)則。比如，p3的軌道式為↑↑↑或↓↓↓，而不是↑↓↑。洪特規(guī)則特例：當(dāng)軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿(mǎn)或全充滿(mǎn)時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。

4、5.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式①用數(shù)字在能級(jí)

5、符號(hào)的右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。②為了避免電子排布式書(shū)寫(xiě)過(guò)于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K：[Ar]4s1。(2)電子排布圖(軌道表示式)每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為注意：1、考試的時(shí)候看清楚是問(wèn)排布式還是排布圖2、看清問(wèn)的是外層還是價(jià)層（主族元素價(jià)層是最外層，副族價(jià)層是3d4s層）3、看清問(wèn)的是原子還是離子（離子得失電子順序是由外向里，逐漸得失）二、

6、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類(lèi)。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量相同的能級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。2.元素周期表的分區(qū)分區(qū)（原子的價(jià)層落在哪里，就屬于哪個(gè)區(qū)域）三、元素周期律1.電離能、電負(fù)性（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需

7、要的最低能量，第一電離能是指失去第1個(gè)電子所需要的最低能量，第二電離能指失去第2個(gè)電子所需要的最低能量，依次類(lèi)推。隨著失去電子個(gè)數(shù)的增加，原子失電子能力減弱，電離能在增加，即第一電離能<第二電離能......一個(gè)原子同一層電子的電離能是相近的，夸層的時(shí)候會(huì)突變第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。所以一般來(lái)說(shuō)金屬的第一電離能比非金屬的小。實(shí)際上原子半徑越小，越難失電子，電離能就越大。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)。同主族元素，從上到下，第一電離

8、能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大電離能中存在特殊情況，半充滿(mǎn)更穩(wěn)定，例如N>O（2）元素的電負(fù)性用來(lái)描述不同原子電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小

9、于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（2）電負(fù)性的應(yīng)用跟電離能相似，原子半徑越小，對(duì)電子的吸引力就越大，電負(fù)性就越大，沒(méi)有特殊情況①判斷元素的金屬性和非

10、金屬性及其強(qiáng)弱②金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律原子、離子半徑的判斷：1、先看電子層數(shù)，電子層越多，半徑越大；2、如果電子層相同，再看質(zhì)子數(shù)，質(zhì)子數(shù)越多，半徑越?。?、如果電子層和質(zhì)子數(shù)都相等，那就看電子數(shù)，電子數(shù)越多，半徑越小。

11、3.對(duì)角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.共價(jià)鍵1.共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。一般存在于非金屬元素和非金屬元素