《人教版高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)：第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).doc》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《人教版高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)：第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).doc（3頁珍藏版）》請?jiān)趨R文網(wǎng)上搜索。

1、第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課標(biāo)要求1。了解原子核外電子的能級(jí)分布，能用電子排布式表示常見元素的(136號(hào))原子核外電子的排布。了解原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài).2.了解元素電離能的含義，并能用以說明元素的某種性質(zhì)3。了解原子核外電子在一定條件下會(huì)發(fā)生躍遷,了解其簡單應(yīng)用.4.了解電負(fù)性的概念，知道元素的性質(zhì)與電負(fù)性的關(guān)系。要點(diǎn)精講一。原子結(jié)構(gòu)1.能級(jí)與能層2。原子軌道3.原子核外電子排布規(guī)律構(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)。說明：構(gòu)造原理并不是

2、說4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低（實(shí)際上4s能級(jí)比3d能級(jí)能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低.也就是說，整個(gè)原子的能量不能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。(2）能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，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)，簡稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級(jí)。（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，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)原理稱為泡利（Pauli）原理.(4）洪特規(guī)則:當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌

3、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（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為或，而不是。洪特規(guī)則特例:當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(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)。前36號(hào)元素中，全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充滿狀態(tài)的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d10

4、4s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6.4。 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法（1)電子排布式用數(shù)字在能級(jí)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。為了避免電子排布式書寫過于繁瑣,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：Ar4s1。（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二。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

5、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。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)（1）根據(jù)核外電子排布分區(qū)各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4,由此可知,該元素位于p區(qū)，為第四周期A族元素.即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍

6、電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外）。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)所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第A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。同主族元素,從上到下,第一電離能逐漸減小.同一原子的第二電離能比第一電離能要大（2）元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0,鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性。

7、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。（3）電負(fù)性的應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱金屬的電負(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.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。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 3。對角線規(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