化学选修三知识点总结

化学选修三知识点总结

1 化学选修三知识点总结 第一章 原子结构 与性质 . 一、认识 原子核 外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层） 、 原子轨道（能级）的含义 . 1.电子云 ：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机 会大小所得的图形叫电子云图 .离核越近，电子出现的机会大， 电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越 小. 电子层（能层） ：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同， 核外电子分别处于不同的电子层 .原子由里向外对应的电子层符 号分别为 K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层） ：处于同一电子层的原子核外电子，也 可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用 s、p、d、f 表示不 同形状的轨道， s 轨道呈球形、 p 轨道呈纺锤形， d 轨道和 f 轨道 较复杂 .各轨道的伸展方向个数依次为 1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理， 能用电子排布 式表示 1～36号元素原子核外电子的排布 . (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、 原子轨道 (亚层 )和自 旋方向来进行描述 .在含有多个核外电子的原子中，不存在运动 状态完全相同的两个电子 . 2 (2).原子核外电子排布原理 . ①.能量最低原理 :电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高 的轨道 . ②.泡利不相容原理 :每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电 子. ③.洪特规则 :在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同 的轨道，且自旋状态相同 . 洪特规则的特例 :在等价轨道的全充满 （p6、d10、f14）、半充满 （p3、 d5、f 7）、全空时 (p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳 定性 .如 24Cr [Ar]3d 54s1、29Cu [Ar]3d 104s1. (3).掌握能级交错图和 1-36号元素的 核外电子排布 式. ①根据构造原理， 基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的 顺序。 ②根据构造原理， 可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵ 所示， 由下而上表示七个能级组， 其能量依次升高； 在同一能级 组内， 从左到右能量依次升高。 基态原子核外电子的排布按能量 由低到高的顺序依次排布。 3.元素电离能和元素电负性 第一电离能：气态电中性基态原子失去 1个电子，转化为气态基 态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号 I1表示，单位 为 kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性 . 3 随着 原子序数 的增加 ,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变 化 :每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从 ns1到 ns2np6的周期性变化 . (2).元素第一电离能的周期性变化 . 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化 : ★同周期从左到右， 第一电离能有逐渐增大的趋势， 稀有气体 的 第一电离能最大， 碱金属 的第一电离能最小； ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势 . 说明： ①同周期元素， 从左往右第一电离能呈增大趋势。 电子亚层结构 为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素 的第一电离能分别大于同周期相邻元素。 Be、N、Mg、P ②.元素第一电离能的运用： a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证 . b.用来比较元素的金属性的强弱 . I1越小，金属性越强， 表征原 子失电子能力强弱 . (3).元素电负性的周期性变化 . 元素的电负性： 元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元 素的电负性。 随着原子序数的递增， 元素的电负性呈周期性变化： 同周期从左 到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负 性呈现减小的趋势 . 4 电负性的运用 : a.确定元素类型 (一般 >1.8，非 金属元素 ；<1.8，金属元素 ). b.确定 化学键 类型 (两元素电负性差值 >1.7，离子键 ；<1.7，共价 键). c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价） . d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得 电子能力强弱） . 例 8.下列各组元素，按 原子半径 依次减小，元素第一电离能逐渐 升高的顺序排列的是 A．K、Na、Li B ．N、O、C C．Cl、S、P D．Al 、 Mg 、Na 例 9.已知 X、Y 元素同周期，且电负性 X＞Y ，下列说法错误的 是 A．X 与 Y 形成化合物时， X 显负价， Y 显正价 B．第一电离能可能 Y 小于 X C．最高价含氧酸的酸性： X 对应的酸性弱于 Y 对应的酸性 D．气态氢化物的稳定性： H mY 小于 HmX 二.化学键与物质的性质 . 内容：离子键 ―― 离子晶体 1.理解离子键的含义， 能说明离子键的形成 .了解 NaCl 型和 CsCl 型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的 物理性 5 质. (1).化学键： 相邻原子之间强烈的 相互作用 .化学键包括离子键、 共价键和金属键 . (2).离子键： 阴、 阳离子 通过静电作用形成的化学键 . 离子键强弱的判断 :离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键 越强，离子晶体的熔沸点越高 . 离子键 的强弱可以用晶格能的大小来衡量， 晶格能是指拆开 1mol 离子晶体使之形成气态 阴离子 和阳离子所吸收的能量 .晶格能越 大，离子晶体的熔点越高、硬度越大 . 离子晶体 :通过离子键作用形成的晶体 . 典型的离子 晶体结构 ：NaCl 型和 CsCl 型.氯化钠 晶体中， 每个钠 离子周围有 6个氯离子， 每个氯离子周围有 6个钠离子， 每个氯化 钠晶胞中含有 4个钠离子和 4个氯离子； 氯化铯晶体中， 每个铯离 子周围有 8个氯离子， 每个氯离子周围有 8个铯离子， 每个氯化铯 晶胞中含有 1个铯离子和 1个氯离子 .、 NaCl 型晶体 CsCl 型晶体 每个 Na+离子周围被 6个 C1—离子 所包围，同样每个 C1—也被 6个 Na+所包围。 每个正离子被 8个负离子 包围着， 同时每个负离子也被 8个正离子 所包围。 (3).晶胞中粒子数的 计算方法 --均摊法 . 位置 顶点 棱边 面心 体 心 贡献 1/8 1/4 1/2 1