四川省2020学年高中化学 第一章 《原子结构与性质》知识归纳 新人教版选修3

第一章 原子结构与性质 知识归纳质子一、 知识体系随原子序数的递增核外电子排布呈周期性变化原子半径呈周期性变化主要化合价呈周期性变化金属性、非金属性呈周期性变化元素的第一电离能呈周期性变化元素的电负性呈周期性变化原子核原子 中子核外电子电子排布规律运动特征电子云模型能量最低原理（构造原理）泡利不相容原理洪特规则性质结构二、知识归纳（一）原子结构1、电子在核外空间运动状态的描述-电子云S电子云：球形，一个轨道P电子云：哑铃形，三个轨道（Px、Py、Pz）2、能层、能级、轨道（1）能层 符号：K、L、M、N、O、P、Q 电子排布规律：各能层最多容纳2n2个电子；最外层电子数不能8个；( K层为最外层时不超过2个)；次外层不超过18个，倒数第三层不能超过32个。 （2）能级 符号：ns、np、nd、nf；各能级最多容纳电子数依次为： 电子填入各能级的顺序：遵循能量最低原理（即构造原理）（见书6页）1s 6p（能量： 低 高 ）（3）轨道 s、p、d、f的轨道数目依次为： 电子填入轨道的规则：泡利原理和洪特规则泡利原理：每个轨道中最多只能容纳 个电子，且自旋方向 。洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先 轨道，且自旋方向 。3、基态、激发态、光谱（1）基态原子：只要原子的电子排布遵循构造原理、泡利原理、洪特规则，其能量处于 状态，这样的原子称为基态原子。（2）激发态：基态原子的电子从 能级跃迁到 能级，得到的原子就是激发态原子。（ ）能量激发态基态光谱仪摄取吸收光谱激发态基态光谱仪摄取发射光谱（ ）能量 4、核外电子排布的表示式-有多种 （注意区别）（请以碳原子为例，填空）碳原子结构示意图： 碳原子电子排布式： 碳原子简化的电子排布式： 碳原子电子排布图（轨道表示式）： 碳原子（外围电子排布式）： 练习：原子结构示意图简化的电子排布式价电子层排布式原子结构示意图简化的电子排布式价电子层排布式KNiCaCuScZnTiGaVGeCrSnMnXeFeBrCoKr(二)元素周期表1、周期 周期序数 = 原子的电子层2、族 主族序数=原子的最外层电子数=价电子数=最高正化合价 副族、八族的列序数=价电子数（三）元素周期律核外电子排布，原子半径，元素化合价、元素的金属性和非金属性、第一电离能、电负性 呈周期性变化1、第一电离能(1)定义 态 原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量（2）规律 一般来说，同周期，从左至右，第一电离能逐渐 特殊：Be B，Mg Al，N O，P S同主族，从上至下，第一电离能逐渐 2、电负性（1）定义 电负性：描述不同元素的原子对键合电子 的大小，电负性越大的原子则对键合电子的 越 （2）规律一般来说，同周期，从左至右，电负性逐渐 同主族，从上至下，电负性逐渐 三、旧知识复习1、粒子半径的变化规律同周期，从左至右，原子半径 由大到小 同主族，从上至下，原子半径 由小到大 2、比较粒子半径的方法-三看法一看层数：（层数不同时） 层多径大，如Na F, S2- Na+二看序数: (层数相同时) 序小径大, 如Na S, S2- Cl- K+ Ca2+三看电子数:(同种元素的粒子) 数大径大 ，如 Na Na+ Cl- Cl3、元素的化合价同周期的主族元素，AA，最高正价依次从+1+7，（一、二周期除外，O、F无正价） AA，最低负价依次从 -4-1， 原子结构与化合价关系：最高正价=原子的最外层电子数=主族序数 最低负价+ 最高正价=8NaMgAlSiPNSCl最高价氧化物最高价氧化物对应水化物气态氢化物用相应化学式填写表格4、元素的金属性和非金属性（1）元素金属性强弱判断依据：金属单质与水或者与酸反应置换出氢气越容易 ，则金属性越 金属元素最高价氧化物对应水化物碱性越强，则金属性越 金属单质的还原性越强 ，则金属性越 金属阳离子氧化性越弱 ，则金属性越 其中、可通过金属单质之间的置换反应表现，如：Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4，还原性：ZnCu或氧化性：Cu2+Zn2+，可得出，金属性：ZnCu（2）元素非金属性强弱判断依据：非金属单质与氢气反应越容易 ，生成氢化物就越稳定 ，则非金属性越 非金属元素最高价氧化物对应水化物（指最高价含氧酸）酸性越强，则非金属性越 非金属单质的氧化性越强，则非金属性越 非金属阴离子的还原性越弱，则非金属性越 其中、可通过非金属单质之间的置换反应表现，如：Cl2 +Na2S=S +2NaCl，氧化性： Cl2 S或还原性：S2-Cl-，可得出，非金属性：ClS5、元素、核素、同位素的概念元素-具有相同质子数