新课标高中化学选修3第一章原子结构与性质人教版.doc

八闽教育网新课标高中化学选修3第一章原子结构与性质（人教版）知 识 结 构知 识 要 点一、原子结构原子模型的发展：古希腊原子模型（世间万物最小的粒子） 道尔顿原子模型（原子是化学元素的最小粒子） 汤姆生原子模型（枣糕模型） 卢瑟福原子模型（核式模型） 玻尔原子模型（行星轨道式模型） 量子力学模型（电子云模型）1、能层与能级能层：根据多电子原子的核外电子的 能量 不同，可以将核外电子分成不同的能层(n)。各能层最多容纳的电子数为 2n2 。能级：在多电子原子中，同一能层的电子 能量 也可能不同，还可以把它们分成能级(l)。能级类型的种类数与 能层数 相对应；同一能层里，能级的能量按 s、p、d、f 的顺序升高。 各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能层(n)一二三四五六七符 号KLMNOPQ能级(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最 多 电子数226261026101422818322n22、构造原理和能量最低原理构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。图（1） 图（2）根据构造原理，基态原子 核外电子的排布 遵循图箭头所示的顺序。构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从图可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图所示，由下而上表示七个能级组，其能量 依次升高 ；在同一能级组内，从左到右能量 依次升高 。基态原子核外电子的排布按 能量由低到高 的顺序依次排布。根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为 2n2 ；最外层不超过 8 个电子；次外层不超过 18 个电子；倒数第三层不超过 32 个电子。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。注意区别：原子和离子的结构示意图，电子式，电子排布式、简化的电子排布式外围电子排布式，轨道表示式。(如同区别：化学式、化学方程式、离子化学方程式)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循 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。即在基态原子里，电子优先排布在 能量最低 的能级里，然后排布在 能量逐渐升高 的能级里。泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳 2个 自旋方向 相反的电子。洪特规则：电子排布在 同一能级 的各个轨道（能量相等）时，优先占据不同的轨道，且 自旋方向 相同。电子排布在p、d、f等能级时，当其处于 全空 、半充满 或全充满 时（即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14），整个原子的能量最低，最稳定。注意：能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子 吸收能量 后，电子 跃迁 至 较高能级 时的状态。处于激发态的原子称为 激发态原子 。 原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态激发态）和放出（激发态较低激发态或基态）不同的 能量 （主要是 光能 ），产生不同的光谱原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。锂、氦、汞的发射光谱（线状光谱） 锂、氦、汞的吸收光谱发射光谱是 暗色 背景的 明亮 谱线，吸收光谱则是 明亮 背景的 暗色 谱线，两者谱线一一对应。3、电子云与原子轨道电子云：电子在核外空间作高速运动，没有确定的 轨道 。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的 概率 密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为90%的电子云空间 轮廓图 称为原子轨道。s电子的原子轨道呈 球形对称 ，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈 纺锤形 ，np能级各有 3个 原子轨道，相互 垂直 （用px、py、pz表示）；nd能级各有 5个 原子轨道；nf能级各有 7个 原子轨道。二、元素周期表和元素周期律1、元素周期表周期系：随着元素原子的核电荷数递增，每到出现 碱金属 ，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的 电子 逐渐增多，最后达到 8个 电子，出现 稀有气体 。然后又开始由 碱金属 到 稀有气体 ，如此循环往复这就是元素周期系中的一个个周期。元素周期表周期： 电子层 相同，按照最高能级组 电子数 依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个 横行 为一个周期，共有 七个 周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的 金属 性逐渐减弱， 非金属 性逐渐增强。族： 价电子数 相同(外围电子排布相同)，按照 电子层数 依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个 列 为一个族(第族除外)。共有 十八 个列， 十六 个族。同主族周期元素从上到下，元素的 金属 性逐渐增强， 非金属 性逐渐减弱。元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外 电子层 数决定元素所在的周期，原子的 价电子 总数决定元素所在的族。每个列的外围电子排布相同(个别元素除外)。按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个 区，分别为_s区_、_p区_、_d区_、_f_区_和_ds区_，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。2、元素周期律元素的性质随着核电荷数递增发生 周期 性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外 电子排布 、 原子半径 、 主要化合价 、 金属性 、 非金属性 、 第一电离能 、 电负性 等的 周期 性变化。原子半径: 原子半径的大小取决于两个因素：一是电子的能层数，另一个是 核电荷数 。同主族元素随着原子序数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐 增大 。同周期元素电子能层数相同，从左往右 核电荷数 逐渐增大，原子半径逐渐 减小 。电离能: 第一电离能I1； 气 态 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 能量 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 弱 。同一元素的第二电离能大于第 一 电离能。同一原子中，同一能层的电子电离能相差较 小 ，不同能层的电子电离能相差较 大 。同周期元素，从左往右第一电离能 呈增大趋势 ；同主族元素，从上到下第一电离能逐渐 减小 。第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 吸引力 大小的物理量。以 氟 的电负性为4.0， 锂 的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。通常以符号X表示，其值是相对值，无单位。电负性可以用来度量 金属 性与 非金属 性的强弱。电负性越大，元素的 非金属性越强， 金属 性越弱；电负性越小，元素的 非金属 性越弱， 金属 性越强。同周期元素，从左到右，元素的电负性逐渐变 大 ；同主族元素，从上到下，元素的电负性逐渐变 小 。金属元素的电负性一般小于 1.8 ，非金属元素的电负性一般大于 1.8 ，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在 1.8 左右，它们既有金属性又有非金属性。电负性相差很大的元素相互化合通常形成 离子 键 。电负性相差不大的两种非金属元素相互化合时，通常形成 极性 键，电负性