人教版高中化学《选修3》知识点总结.docVIP

- --- 第一章 原子结构与性质 一.原子结构 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 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 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 。 比 如， p3  的 轨道 式为 ↑  ↑ ↑  或 ↓ ↓ ↓ ，而不是 ↑↓ ↑ 。 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。 p0 、 d0、f0、 p3、d5、f7、 p6、 d10、 f14 时，是较稳定状态。 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、24Cr 3d54s1、 25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有 10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、 29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、 36Kr 4s24p6。 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 二.原子结构与元素周期表 1.原子的电子构型与周期的关系 (1 )每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 外，其余为 ns2np6 。He 核外只有 2 个电子，只有  ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除 He 为 1s2 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Ⅵ A 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Ⅰ A 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。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 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的 “类金属 ”的 电负性在 1.8 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