化学选修三知识总结归纳-专题总结.docx

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1、原子结构和性质一、原子结构1.能层、能级和最多容纳电子数之间的关系2.原子轨道的形状及能量关系3．基态原子的核外电子排布(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：(2)泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同

2、。如2p3的电子排布为，不能表示为或。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，结构稳定，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。4．基态、激发态及光谱示意图核外电子排布的表示方法二、原子结构与性质1.原子结构与周期表的关系每族元素的电子排布特点①主族②0族：He：1s2；其他ns2np6。③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。④元素周期表的分区根

3、据核外电子排布分区2．元素周期律(1)原子半径①影响因素②变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。(2)电离能①含义电离能：气态电中性基态原子失去电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I，单位kJ·mol－1。第一电离能：气态电中性基态原子失去第一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。I1第二电离能：气态电中性基态原子失去第二个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。I2②规律a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最

4、后一种元素的第一电离能最大，同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。一般排布顺序：IA

5、n（In＋1/In≥5），则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2≫I1，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为＋1。(3)电负性①含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。③变化规律a．金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属与非金属交界处的元素的电负性则在1.8

6、左右。b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。c．共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。相差大于1.7形成离子键，相差小于1.7形成共价键。氢与金属元素都形成离子键。④常见元素的电负性氢-2.0碳-2.5氧-3.5氯-3.0氟-4.0(4)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与的主右下方族元素的有些化学性质是相似的。例如第二周期和第三周期的非金属元素，电负性第二周期大于第三周期，例如C>P。正确表述元素周期律项

7、目同周期(从左→右)同主族(从上→下)原子核外电子排布电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2)最外层电子数相同，电子层数递增原子半径逐渐减小(0族除外)逐渐增大元素主要化合价　最高正价由＋1→＋7最低负价由－4→－1最高正价＝主族序数(O、F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强元素的第一电离能第一电离能呈增大的趋势第一电离能逐渐减小元素的电负性电负性逐渐增大电负性逐渐减小元素金属性、

8、非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱分子结构和性质一、共价键1.共价键的本质与特征本质：共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。特征：具有饱和性和方向性。2．共价键的分类(1)σ键与π键的判断①由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为σ键，σ键的特征：电子云为轴对称，即是以形成化学键的两个原子核的连线为轴作旋转操作，σ键电子云的图形不变。例如利用电子云描述σ键的形成过程“肩并肩”重叠为π键。π键的特征：a．π键电子云为镜像对称，即每个π键的电子云由两块组