化学选修三物质结构的复习.doc

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1、姓名选修3《物质结构与性质》基础知识整理1—1原子结构1、对多电子原子的核外电子，按的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为。对于同一能层里不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数（填等于、小于或大于）能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序，即E(s)E(p)E(d)E(f)。2、电子云：电子在原子核外出现的。原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云。s电子的原子轨道呈形对称，ns能级各有个原子轨道；p电子的原子轨道呈形，np能级各有个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有个

2、原子轨道；nf能级各有个原子轨道。s电子原子轨道、p电子原子轨道的半径随的增大而增大。3、构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：、、、、、、、4p、5s、4d、5p、6s、4f……构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)等。4、能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最的能级里，然后排布在能量逐渐的能级里。5、泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个相反的电子。6、洪特规则：电子排布在同一能级的

3、各个轨道时，优先占据的轨道，且相同。7、基态：处于的原子称为基态原子。8、激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。9、光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。1—2原子结构与元素的性质1、周期系：随着元素原子的核电荷数递增，每到出现，就开始建立一个新的，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素

4、周期系中的周期。2、周期表：第一张元素周期表是由制作的。在周期表中，把相同的元素，按的顺序从左到右排成横行，称之为，有个；在把不同横行中相同的元素，按递增的顺序由上而下排成纵行，称之为，共有个纵行，个族。16个族又可分为主族、副族、第VIII族、0族。3、元素在周期表中的位置由决定：原子决定元素所在的周期，原子的决定元素所在的族。s区p区d区ds区f区分区原则纵列数是否都是金属区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。4、原子半径的大小取决于两个相反的因素：（1）（2）；元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径

5、的变化趋势：。同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势：。5、第一电离能I1；态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越。同一元素的第二电离能第一电离能。（1）第一电离能的变化规律：同一周期中，从左到右元素的第一电离能，同一主族中，从上到下元素的第一电离能。（2）Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？6、键合电子：。电负性是用来描述的一个度量。金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力，电负性，其金属性越；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸

6、引能力，电负性，其非金属性越；故可以用来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变，表明金属性逐渐，非金属性逐渐。同主族元素从上往下，电负性逐渐，表明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有性。7、对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。8、用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、A

7、s(原子序数为33)等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族。Al：Cr：As：Br：-4-姓名2—1共价键1、σ键：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为。σ键包括类型：“s—sσ键”（由两个s电子重叠形成的）、、。2、π键：由两个原子的p电子“”重叠形成。特点：肩并肩、两块组成、、容易断裂。3、由原子轨道相互重叠形成的σ键和π键总称。4、判断共价键类型规律：：共价单键是键；而共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由个σ键和个π键组成。5、键能：气态原子形成mol化学键释放的最低能量。通常取

8、正值。键能越大，化学键越。6、键长：形成共价键的两个原子之间的核间