文档介绍：化学选修三-人教版知识点总结选修三知识点原子结构与性质1能级与能层⑴构造原理:随着核电荷数递增,大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道(能级),叫做构造原理。能级交错:由构造原理可知,电子先进入4s轨道,后进入3d轨道,这种现象叫能级交错。说明:构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(实际上4s能级比3d能级能量高),而是指这样顺序填充电子能够使整个原子的能量最低。能量最低原理现代物质结构理论证实,原子的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。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低,而不局限于某个能级。泡利(不相容)原理:基态多电子原子中,一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反(用“↑↓”表示),这个原理称为泡利(Pauli)原理。(4)洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时,总是优先单独占据一个轨道,而且自旋方向相同,这个规则叫洪特(Hund)规则洪特规则特例:当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如K:1s22s22p63s23p64s1。②为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示,例如K:[Ar]4s1。③外围电子排布式(价电子排布式)(2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分(原子实)或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。每个方框或圆圈代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为原子结构与元素周期表。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级,而是能量相近的能级。元素周期表的分区(1)根据核外电子排布确定元素在周期表中位置的方法若已知元素序数Z,找出与之相近上一周期的惰性气体的原子序数R,先确定其周期数。再根究Z—R的值,确定元素所在的列,依照周期表的结构数出所在列对应的族序数。③若已知元素的外围电子排布,可直接判断该元素在周期表中的位置。如:某元素的外围电子排布为4s24p4,由此可知,该元素位于p区,为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数,最外层电子数为其族序数,但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数,外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。(2)主族元素价电子数=族序数,副族元素IIIB--VIII族价电子数=族序数IB,IIB价电子的最外层数=族序数(3)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点S区ns1-2p区ns2np1-6、d区(n-1)d1-9ns1-2、ds区(n-1)d10ns1-2元素周期律电离能、电负性电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量,第一电离能是指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最低能量。第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中,碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小,稀有气体(或0族)第一电离能最大,同周期,从左到右总体呈现增大趋势。(Be,N,P,Mg除外)同主族元素,从上到下,第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性的应用①判断元素的金属性和非金属性及其强弱②,,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等),它们既有金属性,又有非金属性。③金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。④同周期自左到右,电负性逐渐增大,同主族自上而下,电负性逐渐减小。电离能的应用①根据电离能数据确定元素核外电子的排布如:②确定元素在化合物中的化合价③判断元素金属性强弱原子结构与元素性质的递变规律对角线规则在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的,如分子结构与性质共价键共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对,其特征是具有饱和性和方向性。共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键,前者的电子云具有轴对称性,后者的电子云具有镜像对称性。键参数①键能:气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量,键能越大,化学键越稳定。②键长:形成共价键的两个原子之间的核间距,键长越短,共价键越稳定。③键角:在原子数超过2的分子中,两个共价键之间的夹角。④键参数对分子性质的影响键长越短,键能越大,:原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学