《人教版高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)：第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)試卷教案.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《人教版高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)：第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)試卷教案.doc（5頁珍藏版）》請在匯文網(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分布,能用電子排布式表示常見元素的（16號）原子核外電子的排布。了解原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)。.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發(fā)生躍遷,了解其簡單應(yīng)用。.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。要點精講一.原子結(jié)構(gòu)1.能級與能層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)動軌道(能級）,叫做構(gòu)造原理。能級交錯:由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入軌道，后進(jìn)入d軌道,這種現(xiàn)象叫能級交錯。說明:構(gòu)造原理并不是說4能級比d能級

2、能量低（實際上4能級比d能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機(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,原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個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,而不局限于某個能級。（）泡利(不相容）原理：基態(tài)多電子原子中,不可能同時存在個量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用“”表示),這個原理稱為泡利（Pali）原理。（）洪特規(guī)則:當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優(yōu)先單獨(dú)占

3、據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同,這個規(guī)則叫洪特（und)規(guī)則。比如,p3的軌道式為或，而不是。洪特規(guī)則特例：當(dāng)、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時,原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p、0、f0、p3、d5、f7、6、d1、4時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號元素中,全空狀態(tài)的有4Be2s2p0、1Mg3s3p0、20Ca4sd0;半充滿狀態(tài)的有：N 2s2p3、15P3s23p、2Cr d54s、25Mn 3d54s、3As 4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s226、18Ar 3s23p6、29Cu 3d04s1、30Zn 3d104s、36r424p6。. 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(

4、1)電子排布式用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s2p63s3p4s1。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外加方括號表示，例如:r4s1。（2)電子排布圖(軌道表示式）每個方框或圓圈代表一個原子軌道,每個箭頭代表一個電子。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布式除He為s2外,其余為sn6。H核外只有2個電子，只有1個軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的

5、電子排布跟其他周期不同。(2)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。2.元素周期表的分區(qū)()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4sp4,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.電離能、電負(fù)性(1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時

6、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.0，鋰的電負(fù)性為.0作為相對標(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)性一般小于8,非金屬的電負(fù)性一般大于.,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.，非金屬的電負(fù)性一般大于1.,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 .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