高中化学物质结构专题二复习选修3

专题二复习.一核外电子的排布

电子层：KLMNOPQ离核远近：近远能量高低：低高1234567KLMNOPQ分层排布.（2）各层最多容纳2n2个电子（3）最外层不超过8个（K层2个）（4）次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。相互制约，相互联系排布规律（一低四不超）（1）能量最低原理.核电荷数为1~18的元素的原子结构示意图金属元素非金属元素稀有气体元素最外层电子数一般少于4个最外层电子数一般多于4个最外层电子数已达到最多（2个或8个）.二、原子轨道

量子力学研究表明，处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。轨道的类型不同，轨道的形状也不同用s、p、d、f分别表示不同形状的轨道

形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向.（1）原子轨道的特点:①s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的；②s轨道是球形对称的，所以只有1个轨道；③p轨道在空间上有x、y、z三个伸展方向，所以p轨道包括px、py、pz3个轨道；④d轨道有5个伸展方向（5个轨道）f轨道有7个伸展方向（7个轨道）；.（2）各原子轨道的能量高低：③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：2px＝2py＝2pz.三、原子核外电子的排布描述原子核外电子的运动状态涉及电子层、原子轨道和电子自旋。科学家经过研究发现，原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。.1．原子核外电子排布原理（1）能量最低原理。原子核外电子先占有能量低的轨道．然后依次进入能量较高的轨道。（2）泡利不相容原理。每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。（3）洪特规则。原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时①电子尽可能分占不同的原子轨道，②自旋状态相同，③全充或半充满时能量最低。.练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式、主族元素的电子式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Br.回顾随着原子序数的递增元素原子的核外电子排布元素原子半径元素主要化合价呈现周期性变化还有：元素的第一电离能、电负性等均呈现周期性变化。四、元素周期律.非金属性递增非金属性递增金属性最强非金属性最强金属性递增金属性递增.周期表结构7个周期（三短、三长、一不全)7个主族：由短周期和长周期元素共同构成的族（ⅠA～ⅦA）7个副族：仅由长周期构成的族（ⅠB～ⅦB）Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等9种元素横的方面（7个横行）纵的方面（18个纵行）零族：稀有气体元素.随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。.周期元素数目外围电子排布最多可容纳的外围电子数ⅠA族0族121s11s222345683s13s23p6184s14s24p6185s15s25p6326s16s26p682s12s22p688888.最后1个电子填充在ns轨道上，价电子的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子形成+1

或+2价离子。s区元素.s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层电子的总数等于该元素的族序数。s区和p区就是按族划分的周期表中的主族。最后1个电子填充在np轨道上，价层电子构型是ns2np1～6，位于周期表右侧，包括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为非金属。0族稀有气体也属于p区。p区元素.它们的价层电子构型是(n－1)d1～9ns1～2，最后1个电子基本都是填充在倒数第二层(n－1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化合价，称为过渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。d区元素.价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族，处于周期表d区和p区之间。它们都是金属，也属过渡元素。ds区元素.最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型是：（n－2）f0～14ns2,或(n–2)f0～14(n－1)d0～2ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。f区元素..包括元素价电子排布化学性质s区p区d区ds区f区ⅠA、ⅡA族ⅢA～ⅦA族ⅢB～Ⅷ族ⅠB、ⅡB族镧系和锕系ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1～9ns1～2(n－1)d10ns1～2（n－2）f0～14ns2各区元素特点活泼金属大多为非金属过渡元素过渡元素小结.五、元素第一电离能的周期性变化1电离能气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，失去第二个电子所需要的能量叫做第二电离能用I2表示……M（g，基态）→M+（g）+e－

I1M+（g，基态）→M2+（g）+e－

I2

电离能反映了原子失去电子倾向的大小。电离能越大，越难失去电子。.2。第一电离能的变化规律：

同周期，主族元素从左到右，电离能呈逐渐增大的趋势；同主族，主族元素从上到下，电离能逐渐减小；特殊：I（Be）>I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga）.六、元素电负性的周期性变化1。电负性的概念（X）

为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。.电负性逐渐

。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小.反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性

1.8的元素为非金属元素，电负性

1.8的元素为金属元素。小于大于3。电负性的意义.一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成

键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成

键。规律与总结离子共价.（1）元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）化学键型判别电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）判断分子中元素的正负化合价：X大者，化合价为负；X小者，化合价为正；

△X=0，化合价为零。3。电负性的应用.位、构、性三者关系原子结构元素性质元素在表中位置决定反映决定反映反映决定.练习:写出下列元素的原子实表示式:Na： S：Ca:Br:.练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式、主族元素的电子式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Br.概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHCl