人教版化学选修三物质结构化学讲义

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1、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n2；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2n22.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/2s2p/3s3p/4s3d4p/5s4d5p/6s4f5d6p/7s5f6d7p能级交错：原子轨道的能量关系是：ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np【能级组：ns(n-2)f(n-1)dnp

2、；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14（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

3、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，p3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p0、d0、p3、d5、p6、d10时，是较稳定状态。前36号元素全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充满状态的有：7N2s22p3、15P3s23p3、2

4、4Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。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：1s22s22p63s23p64s1②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]4s112Mg:[Ne]3S2(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

5、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：3s1；Cl：3s23p5）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号。分区元素分布价电子排布元素性质特点s区IA、IIAns1~2H外都是活泼金属，最外层电子参与反应p区IIIA~VIIA、0族ns2np1~6通常是最外层电子参与反应14d区IIIB~VIIB、VIII(除镧系和锕系)(n-1)d1~9ns1~2都是

6、金属元素；d能级上的电子可以不同程度的参与化学键的形成ds区IB、IIB(n-1)d10ns1~2都是金属元素f区镧系和锕系(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2镧系元素性质相近；锕系元素性质相近2.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3d54s2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

7、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4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出