高二化学选修3《原子结构与性质》知识归纳.ppt

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1、高二化学原子结构与性质本章知识网络原子结构元素周期律电子层结构能层与能级电子云与原子轨道核外电子排布规律原子半径电离能电负性对角线规则各周期元素数目周期表中元素的分区电子排布式原子实外围电子排布能量最低原理泡利原理洪特规则构造原理基态与激发态本章知识网络元素的金属性与非金属性能层、能级、原子轨道之间的关系：构造原理关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序，这是本章最重要的内容。从第四能层开始，该能层的ns与np能级之间插入了(n-1)层的d能级，第六能层开始还插入（n-2）f，其能量关系是：ns＜（n-2）f＜（n-1）

2、d＜np核外电子排布的表示方法：①能量最低理②泡利理：③洪特规则：（1）。（2）。以上使得原子核外电子排布最外层不超过8个电子，次外层最多不超过18个电子等。基态与激发态：核外电子排布规律四、核外电子排布规律用轨道表示式表示出铁原子的核外电子排布↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↑↑洪特规则泡利原理能量最低原理构造原理原子半径：电离能：第一电离能：。电离能反映了不同元素的原子失电子的难易，同时也与元素的金属性密切相关。每个周期的第一个元素第一电离能最最后一个元素的第一电离能最。同族元素从上至下，元素的第

3、一电离能逐渐。原子半径电离能电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断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”电负性的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。对角线规则：元素周期表中各周期最多容纳的元素数目分别为：2、8、8、18、18、32、32、50电负性对角线规则除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入的电子

4、的能级的符号。练习1、以下能级符号不正确的是：A5sB4dC3fD6p2、下列各原子或离子的电子排布式正确的是AF1s22s22p7BNa+1s22s22p6CFeDAl3+1s22s22p63s23、下列核外电子排布属于基态的是AC1s22s12p3BC1s22s22p2CFe1s22s22p63s23p63d64s2DMg1s22s22p63s13p14、下列原子结构与洪特规则有关的是ACu原子的外围电子排布是3d104s1而不是3d94s2。BS原子的价电子排布是3s23p4而不是3s13p5。CFe原子的外围

5、电子排布是3d64s2而不是3d8。DN原子的最外层有3个未成对电子，且自旋方向相同。5、氢原子的电子云图中小黑点表示的是A１个小黑点表示１一个电子Ｂ　黑点的多少表示电子个数的多少Ｃ　表示电子运动的轨迹Ｄ　表示电子在核外空间出现机会的多少６、仔细研究构造原理，得出ns、np、(n-1)d、(n-2)f能级的高低顺序是：，这与元素周期表中每个周期所容纳的元素个数有何关系？练习电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。核电荷数:相同条件下，核电荷数越多，半径越小。核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越

6、大。1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNa+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+微粒半径的比较判断的依据具体规律金属性强弱非金属性强弱①与水反应置换氢的难易②最高

7、价氧化物的水化物碱性强弱③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）④互相置换反应⑤原电池反应中正负极①与H2化合的难易及氢化物的稳定性②最高价氧化物的水化物酸性强弱③单质的氧化性或离子的还原性④互相置换反应判断依据元素的金属性与非金属性①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiCl>Br>I。③、

8、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au规律：元素的金属性与非金属性1、某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层电子数的3倍,该元素基态原子的电子排布式。2、写出下列元素的电子排布式：AlCuFeK写出下列元素的外围电子排布式：ClCaZnCr3、试用有关理论解释Cu元素