化学选修三(后修改)

化学选修三

第一章原子的结构与性质

第一节原子结构

1、原子的认识过程

2、能层与能级

（1）能层（电子层）

能层名称一二三四五六七

能层符号K L M N O P Q

从K至Q ，能层离核越远，能层能量越大；每层最多容纳电子的数量：2n2

（2）能级同一个能层中电子的能量相同的电子亚层

能级名称：s、p、d、f、g、h……

能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层

最多容纳电子的数量s:2 p:6 d:10 f:14

（3）、注意问题

①能层与能级的关系

每一能层的能级从s开始，s,p,d,f…… ，能层中能级的数量不超过能层的序数。

②能量关系

E K﹤E L﹤E M﹤E N E ns﹤E np﹤E nd﹤E nf

E ns﹤E(n+1) s﹤E(n+2) s﹤E(n+3) s E np﹤E(n+1)p﹤E(n+2)p﹤E(n+3)p

3、构造原理与电子排布式

（1）、构造原理

多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布

电子排布顺序：1s

→2s →2p

→3s →3p

→4s →3d →4p →

→5s →4d →5p →

→6s →4f →5d →6p……

记忆公式： ns (n-2)f (n-1)d np (n 为电子层) （2）、电子排布式

①电子排布式 例：写出Zn 的电子排布式

②简化电子排布式 ：[稀有气体]+价层电子排布式

价层电子：主族、0族元素最外层， 副族、Ⅷ族最外层和次外层

③特殊规则 例：写出Cr 和Cu 的电子排布式

全满规则 半满规则 4、电子云与原子轨道 （1）、电子云

①电子云：处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。 ②电子云轮廓图：即精简版电子云 （2）、原子轨道

①定义 ：电子在原子核外的一个空间运动状态。②原子轨道与能级ns 能级 →ns 轨道

同一能级中的轨道能量相等 5、泡利原理和洪特规则

（1）泡利原理 （填多少？） 每个轨道最多只能容纳2个电子 ，且它们的自旋方向相反。 （2）洪特规则 （怎么填？）电子总是优先单独地占据一个轨道，且它们的自旋方向相同。（Cr 、Cu 例外） （3）电子排布图 依据构造原理 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d

10

书写时： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

原子结构示意图

电子排布式 O 原子：1s 2 2s 2 2p 4 电子排布图

1s 2s

2p

O 原子

Zn ：[Ar] 3d 10 4s 2 np 能级

np x 轨道 np y 轨道 np z 轨道

6、能量最低原理、基态与激发态、光谱

（1）能量最低原理：原子电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低。（2）基态原子：按照构造原理排列，遵循泡利原理、洪特规则，处于能量最低的原子。

激发态原子：基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激发态原子。

（3）光谱

①吸收光谱：光亮普带上的孤立暗线，电子吸收能量跃迁时产生。

②发射光谱：暗背景下的孤立亮线，电子释放能量跃迁时产生。

同种原子的两种光谱是可以互补的

第二节原子结构与元素性质

元素：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。

核素：含有一定数目质子和中子的一种原子。

同位素：质子数相同中子数不同的同一种元素的不同原子。

核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数

质量数A= 质子数Z+ 中子数N

1、原子结构与元素周期表

（1）周期

①特点：同周期元素电子层数相同，同周期元素从左至右原子序数依次递增。

②周期的组成：七个横行，共七个周期，第一、二、三周期为短周期；第四、五、六周期为长周期，第七周期为不完全周期。

（2）族

十八个纵行共十六个族，七个主族（ⅠA～ⅦA ），七个副族（ⅢB～ⅦB，ⅠB，ⅡB ），第Ⅷ族族（包括8、9、10三个纵行），0族。副族、Ⅷ族通称过渡元素，过渡金属。主族元素族序数＝原子最外层电子数

（3）分区按最后填入电子所属能级符号分区

s区：第ⅠA、ⅡA族（第1、2 两列）

d区：第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族（第3 ～7、8 ～10 八列）

ds区：第ⅠB、ⅡB族（第11、12两列）

p区：第ⅢA～ⅦA、O族（第13 ～17、18 六列）

f区：镧系、锕系

2、元素周期律

元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。

（1）原子半径

决定因素：电子层数和核电荷数。层数多半径大，核电荷数大半径小。

递变规律：同周期主族元素，从左至右原子半径递减。

同主族元素，从上至下原子半径递增。

（2）电离能

①第一电离能

定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需最低能量。

递变规律：同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高。（ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高）

②逐级电离能：利用逐级电离能判断元素化合价。

（3）电负性

键合电子对：参与化学键形成的电子对

原子的价电子对

孤电子对：未参与化学键形成的电子对

①定义：描述不同元素的原子对键合电子吸引能力大小。电负性越大，对键合电子吸引能力越大。

②变化规律：同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大；同主族元素从上至下电负性逐渐变小。

③电负性应用

判断元素金属性和非金属性：一般来说，金属电负性<1.8，非金属电负性>1.8，1.8左右的既有金属性，又有非金属性。

判断化合物类型：化合物中两种元素电负性差值>1.7的一般为离子化合物，<1.7的一般为共价化合物。

④对角线规则：元素周期表中的某些主族元素其某些性质与右下角元素相似，如Be和Al，B和Si 。

（4）金属性与非金属性

①变化规律：同主族元素从上至下，金属性增强，非金属性减弱；同周期的主族元素从左至右，金属性减弱，非金属性增强。

②金属性强弱的判断依据

a.跟水（酸）反应置换出氢的难易程度：越容易发生，金属性越强。

b.最高价氧化物对应水化物——最高价氢氧化物碱性强弱：最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强。

c.金属活动性顺序——单质与盐溶液的置换反应：以强制弱。

d.普通原电池正负极——负极比正极活泼。

③非金属性强弱的判断依据

a.跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度：越易反应，非金属性越强。

b.气态氢化物的稳定性：越稳定，非金属性越强。

c.最高价氧化物对应水化物——最高价含氧酸酸性强弱：酸性越强，非金属性越强。

(5)化合价

主族元素族序数＝最高正价＝价电子数F、O 无正价。