文档介绍：1 高中化学必修 3 知识点总结篇一: 【高中化学选修 3 知识点总结 1. 能级与能层 2. 原子轨道 3. 原子核外电子排布规律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可以使整个原子的能量最低。也就是说, 整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。(2 )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。(3 )泡利(不相容)原理:基态多电子原子中,不可能同时存在 4 个量子数完全相同的电子。换言之, 一个轨道 2 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, 而且自旋方向比如, p3 的轨道式为↑↓↓而↑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。即 p0 、 d0 、 f0、 p3 、 d5 、 f7、 p6 、 d10 、 f14 时,是较稳定状态。前 36 号元素中,全空状态的有 4Be 2s22p0 、 12Mg 3s23p0 、 20Ca 4s23d0 ;半充满状态的有: 7N 2s22p3 、 15P 3s23p3 、 4. 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 。(2) 电子排布图( 轨道表示式) 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 1. 原子的电子构型与周期的关系 3 (1) 每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1 。每周期结尾元素的最外层电子排布式除 He 为 1s2 外,其余为 ns2np6 。 He 核外只有 2 个电子,只有 1个s 轨道,还未出现p 轨道, 所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。(2) 一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。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。 2. 元素周期表的分区(1) 根据核外电子排布①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点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)。三. 元素周期律 1. 电离能、电负性(1 )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 4 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,从左到右总体呈现增大趋势。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(2 )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。以***的电负性为 ,锂的电负性为作为相对标准, 得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度, 金属的电负性一般小于 , 非金属的电负性一般大于 , 而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在左右。它们既有金属性, 又有非金属性。(3 )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金属的电负性一般小于 ,非金属的电负性一般大于 , 而位于非金属三角区边界的“类金属”( 如锗、锑等) 的电负性则在左右,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。 5 2. 原子结构与元素性质的递变规律 3. 对角线规则在元素周期表中, 某些主族元素与