《人教高中化学 选修三 第一章 第一节 原子结构知识点》由会员分享，可在线阅读，更多相关《人教高中化学 选修三 第一章 第一节 原子结构知识点（8页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、物质结构 元素周期律随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化：、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 、原子半径呈周期性变化、元素主要化合价呈周期性变化、元素的金属性与非金属性呈周期性变化具体表现形式、按原子序数递增的顺序从左到右排列；编排依据元素周期律和 排列原则 、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三长三短一不全周期（7个横行） 、长周期（四、五、六周期）周期表结构 、不完全周期（第七周期）、主族（AA共7个）元素周期表 族（18个纵行） 、副族（BB共7个）、族（8、
2、9、10纵行）、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律、核电荷数，电子层结构，最外层电子数、原子半径性质递变 、主要化合价、金属性与非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F-
3、Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+1-36号元素电子排布式氢 H ：1s1 氦 He：1s2 锂 Li ：1s22s1 铍 Be：1s22s2 硼 B ：1s22s22p1 碳 C ：1s22s22p2 氮 N ：1s22s22p3 （第一电离能比氧大） 氧 O ：1s22s22p4 氟 F ：1s22s22p5 氖 Ne：1s22s22p6 钠 Na：1s22s22p63s1 镁 Mg：1s22s22p63s2 铝 Al ：1s22s22p63s23p1 硅 Si ：1s22s22p63s23p2 磷 P ：1s2
4、2s22p63s23p3 硫 S ：1s22s22p63s23p4 氯 Cl：1s22s22p63s23p5 氩 Ar：1s22s22p63s23p6 钾 K ：1s22s22p63s23p64s1 钙 Ca：1s22s22p63s23p64s2 钪 Se：1s22s22p63s23p63d14s2 钛 Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2 矾 V ：1s22s22p63s23p63d34s2 铬 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 锰 Mn：1s22s22p63s23p63d54s2 铁 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 钴 Co：1s22s22p
5、63s23p63d74s2 镍 Ni：1s22s22p63s23p63d84s2 铜 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 锌 Zn：1s22s22p63s23p63d104s2 镓 Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1 亚铁离子 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6锗 Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2 砷 As：1s22s22p63s23p63d104s24p3 硒 Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4 溴 Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 氪 Kr：1s22s22p63s23p6
6、3d104s24p6 与水反应置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱 单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）互相置换反应依据： 原电池反应中正负极与H2化合的难易及氢化物的稳定性元素的 非金属性强弱 最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属 单质的氧化性或离子的还原性性强弱的判断 互相置换反应、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：NaMgAl;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiPSCl。规律： 、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiNaKRbClBrI。、金属活动性顺序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPt
7、Au1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。离子键、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。不同原子间、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；共价键 分子、原子、离子晶体。分子的极性共用电子对是否偏移存在2、分类 极性键 共价化合物化学键 非极性键 非金属单质相同原子间、分类：（孤对电子）双方提供：共价键共用电子对的来源单方提供：配位键 如：NH4+、H3O+金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。决定分子的
8、极性分子的空间构型决定分子的稳定性键能 3、键参数 键长 键角 4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）非晶体 离子晶体构成晶体粒子种类粒子之间的相互作用固体物质 分子晶体晶体： 原子晶体金属晶体分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。作用：对物质的熔点、沸点等有影响。、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。分子间相互作用 、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。、氢键的形成及表示方式：F-HF-HF-H代表氢键。氢键 O OH H H H OH H、说明：氢键是一种分子间作用；
9、它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。氢键：无机物如NH3,H2O,HF,等.有机物：乙醇、乙酸、邻硝基苯酚（分子内）等.定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。非极性分子 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。举例： 只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等分子极性 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如
10、：HCl、NO、CO等多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或V型）、H2O2分子化合物的杂化类型及分子构型1 确定中心原子A价层电子对数目。计算时注意：(a)氧族元素（A族）原子作为配位原子时，可认为不提供电子（如氧原子有6个价电子，作为配位原子时，可认为它从中心原子接受一对电子达到8电子结构），但作为中心原子时，认为它提供所有的6个价电子。(b)如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO43离子中P原子的价层电子数应加上3，而NH4离子中N原子的价层电子数则应减去1。(c)如果价层电子数出现奇数电子，可把这个
11、单电子当作电子对看待。如NO2分子中N原子有 5个价电子，O原子不提供电子。因此中心原子N价层电子总数为5，当作3对电子看待。(d) 中心原子孤电子对数n（价电子对数）m（配位原子数）。2 由价电子对数确定空间结构价层电子对 数目 电子对的排列方式 分子类型 孤电子对 数目 分子构型 实例 2 直线形 AB2 0 直线形 BeH2、BeCl2、CO2、CS2 3 正三角形 AB3 AB2 0 1 正三角形 角形(V形) BF3 SO3、CO2-3 SnCl2 4 正四面体 AB4 AB3 AB2 0 1 2 正四面体形 三角锥形 角形（V形） CH4 CCl4 SiH4 SO42- NH4、PO43NH3 H2O H2S 3 由价电子数目确定杂化类型中心原子价电子对数价电子对几何分布中心原子杂化轨道类型2 直线形 sp3平面三角形 sp24 正四面体 sp3石墨为sp2，金刚石为sp3，CO2为sp，二氧化硅为sp3。键角 sp3，10928 sp2，120，sp，180常见分子的键角硫化氢：90水：104
