人教版化学选修三物质结构化学讲义

人教版化学选修三物质结构化学讲义

集团标准化工作小组 #Q8QGGQT-GX8G08Q8-GNQGJ8-MHHGN#

第一章 原子结构与性质

一.原子结构 1.能级与能层

注意: 每个能层的能级种数为n ； 轨道总数为n 2 ； 每个轨道最多容纳电子数为2 每个能层最多容纳电子数为2n 2

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

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能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p / 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p / 7s 5f 6d 7p 能级交错：原子轨道的能量关系是：n s ＜(n -2)f ＜(n -1)d ＜n p

【能级组：n s (n -2)f (n -1)d n p ；一个能级组中的各能级能量相近但不同】 （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，简称能量最低原理。

基态原子：处于最低能量状态的原子 激发态原子：处于能量较高状态的原子 基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸收光谱

激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱

现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析

（焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关）

（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，这个规则叫洪特规则。比如，p 3的轨道式为

或 ，而不是

洪特规则特例：当p 、d 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。即p 0、d 0、p 3、d 5、p 6、d 10时，是较稳定状态。

前36号元素全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。

4. 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

19K ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1

②简化的电子排布式： 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19K ：[Ar]4s 1 12Mg:[Ne]3S 2 (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。如基态硫原子轨道表示式

（3）价电子排布式或轨道表示式

①主族元素：只需表示出最外层的电子（如Na ：3s 1；Cl ：3s 23p 5）

↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

②第四周期的过渡元素：要写出3d和4s两个能级的电子排布（如Fe：

3d64s2）。

二.原子结构与元素周期表

1.元素周期表的分区：除ds外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符

根据外围电子排布可直接判断该元素在周期表中的位置。

主族元素价电子等于主族序数，过渡元素价电子等于纵行数（从而确定族序数）

例： 4s24p5 第四周期VIIA族 3d 54s2 第四周期VIIB族

三.元素周期律：电离能、电负性

1、电离能（指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量）

第一电离能是指气态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。

①同一周期元素中，碱金属(或第ⅠA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（反常：ⅡA和ⅤA的元素的第一电离能大于同周期后面相邻元素的第一电离能），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

②同一主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小；元素金属性渐强，非金属性渐弱。

③同一原子的电离能逐级增大，即I1＜I2＜I3＜，且隔层的电离能数值相差巨大。

2、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，不考虑稀有气体元素）以氟的电负性为，锂的电负性为作为相对标准,得出了各元素的电负性。

①同周期元素自左到右，电负性逐渐增大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；

同主族元素自上而下，电负性逐渐减小，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

②电负性的应用：判断元素的金属性和非金属性及其强弱的尺度，金属元素的电负性一

般小于，非金属元素的电负性一般大于，而位于非金属三角区边界的“类金属”

(如锗、锑等)的电负性则在左右，它们既有金属性，又有非金属性。

③ 两种元素的电负性相差很大（如＞）时易形成离子键，两元素电负性相差

不大时

易形成共价键。

3、对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素 与右下方的主族元素的某些性质相似，如右

图。

第二章 分子结构与性质

1、共价键的本质是：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；

共价键具有两大特征：饱和性（一个原子有几个未成对电子，便只能和几个自

旋相反的电子配对成键）和方向性。

2、键参数：

（1）键能（单位：kJ/mol ）：气态基态原子形成1mol 化学键释放的最低能量；

键能越大，化学键越稳定。

（2）键长：形成共价键的两个原子的核间距，一般键长越短，共价键越稳定。 （ 相同原子间形成的共价键键长的一半称为该原子的共价半径 ） （3）键角：在原子数超过两个的分子中，两个共价键之间的夹角。 （ 多原子分子的键角是一定的，表明共价键具有方向性 ） 键参数对分子性质的影响：

常见的键角：H 2O(105°)、NH 3(107°)、CH 4(109°28′)、P 4(60°)、CO 2(180°

)、苯(120°)】

3、共价键的类型：

（1）按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键； （2）按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键：

共价键的极性强弱比较：根据成键两原子的电负性的差别大小，两原子电负性

键能分子的稳定性分子的性质