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1、一 寸 光 阴 不 可 轻 1 高中化学选修高中化学选修 3 3 知识点总结知识点总结 一、一、原子结构原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级 s、p、d、f，能量 由低到高依次为 s、p、d、f。 任一能层，能级数等于能层序数。 s、p、d、f可容纳的电子数依次是 1、3、5、7的两倍。 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n 2（n：能层的序数）。 2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示
2、了原子核外电子的能级分布。 （2）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。 （3）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。原子轨道的能 量关系是：ns（n-2）f （n-1）d np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应 着每个周期的元素数目。 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 2n 2 ；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
3、超过 32 个电子。 （5）基态和激发态 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 。 一 寸 光 阴 不 可 轻 2 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。 3、电子云与原子轨道（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此， 人们用“电子云”模型来描述核
4、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。 （2）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。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：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。 （2）泡利原理：1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电
5、子，且自旋方向相反。 （3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方 向相同。 （4）洪特规则的特例：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 p 0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 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”。 （5）（n-1）d 能级上电子数等于 10 时，副族元素的族序数=ns 能级电子数 二、二、元素周期表和元素周期律元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构
6、元素在周期表中的位置由原子结构决定： 原子核外的能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。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层 （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，周期表共有七个周期。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。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（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
7、增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 一 寸 光 阴 不 可 轻 3 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的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。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。 （1）同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期（左右） 同主族（上下） 原 子 结 构 核电荷数 逐
8、渐增大 增大 能层 （电子层） 数 相同 增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元 素 性 质 化合价 最高正价由+1+7 负 价数=（8族序数） 最高正价和负价数均相同， 最高正价数=族序数 元素的金属性和 非金属性 金属性逐渐减弱，非金 属性逐渐增强 金属性逐渐增强， 非金属性 逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势（注意反常 点： A 族和A 族、 A 族和A 族） 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 （2）微粒半径的比较方法 同一元素： 一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径， 阳离子的离 子半径小于相应原子的原子半径。 同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的
9、原子半径依次减小。 如：NaMgAlSiPSCl 同主族元素 （比较原子和离子半径） ： 随原子序数的增大， 原子的原子半径依次增大。 如：LiNaKRbCs，F -Cl-Br- Na+Mg2+Al3+ （3）元素金属性强弱的判断方法 金 属 本质 原子越易失电子，金属性越强。 判 1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强 2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 一 寸 光 阴 不 可 轻 4 性 比 较 断 依 据 3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在 阴极上得电子的先后） 4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 5. 若 x n+y x+y m
10、+ 则 y 比 x 金属性强 6. 原电池反应中负极的金属性强 7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强 8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强 （4）非金属性强弱的判断方法 非 金 属 性 比 较 本质 原子越易得电子，非金属性越强 判 断 方 法 1. 与 H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解 中在阳极上得电子的先后） 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 4. A n-+B B m-+A 则 B 比 A 非金属性强 5. 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强 6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金
11、属性强 三、三、共价键共价键 1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成 对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。 2、共价键类型： （1）键和键 键键 键键 成键方向 沿键轴方向“头碰头” 平行或“肩并肩” 电子云形状 轴对称 镜像对称 牢固程度 强度大，不易断裂 强度小，易断裂 成 键 判 断规 律 单键是键；双键有一个是键，另一个是键；三键中一 个是键，另两个为键。 （2）极性键和非极性键 非 极 性 键 极 性 键 定义 由同种元素的原子形成 的共价键，共用电子对不 发生偏移 由不同种元素的原子形成的 共价键， 共用电子对发生偏
12、移 一 寸 光 阴 不 可 轻 5 原子吸引电子能 力 相同 不同 共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子 一方 成键原子的电性 判断依据 不显电性 显电性 举例 单质分子（如 H2、Cl2）和 某些化合物（如 Na2O2、 H2O2）中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、 酸根和氢氧根中都含有极性 键 （3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所 形成的共价键。 配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、 Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。 配位化合物的组成
13、： 3、共价键的三个键参数 概念概念 对分子的影响对分子的影响 键长 分子中两个成键原子核间距离 （米） 键长越短，化学键越强，形成的分 子越稳定 键能 对于气态双原子分子 AB，拆开 1molA-B 键所需的能量 键能越大，化学键越强，越牢固， 形成的分子越稳定 键角 键与键之间的夹角 键角决定分子空间构型 （1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的 极性。 （2）键能与反应热：反应热生成物键能总和反应物键能总和 四、四、分子的空间构型分子的空间构型 1、等电子原理 原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此 原理称为等电子
14、原理。 （1）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成 上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。（等 电子的推断常用转换法，如 CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N = N 3 或 SO 2=O+O2=O3=N +O 2= NO2 ） 一 寸 光 阴 不 可 轻 6 （2）等电子原理的应用： 利用 等电子体的性质相似，空间构型相 同，可运用来预测分子空间的构型 和性质。 2、价电子互斥理论： （1）价电子互斥理论的基本要 点：A ABn型分子（离子）中中心原子 A 周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数 （n
15、），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。 （2）ABn型分子价层电子对的计算方法： 对于主族元素， 中心原子价电子数=最外层电子数， 配位原子按提供的价电子数计算， 如：PCl5中 O、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电 子数为 6； 离子的价电 子对数计算 如：NH4 +： SO4 2- ： 3、杂化轨道理论 （1）杂化轨道理论的基本要点： 能量相近的原子轨道才能参与杂化。 杂化后的轨道一头大， 一头小， 电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方 向重叠，形成键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共 价键稳定。 杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个 sp 3杂化轨道占有 1 个 s 轨道、3 个 p 轨道。 杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。 （2）s、p 杂化轨道和简单分子几何构型的关系 杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp 3不等性杂化 轨道夹角 180 o 120 o 109 o28 中心原子位置 A，B A A A A A 一 寸 光 阴 不 可 轻 7 中心原子孤对电子 数 0 0 0 1 2 3 分子几何构型 直线形 平面三角 形 正四面 体形 三 角 锥 形 V 字形 直 线 形 实例 BeCl2、Hg Cl2
