分子的空间构型(选修三).doc

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1、电离能与电负性变化  同周期（左右）同主族（上下）原子结构核电荷数逐渐增大增大能层（电子层）数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大 元素性质化合价最高正价由+1+7负价数=（8—族序数）最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数元素的金属性和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，非金属性逐渐减弱第一电离能呈增大趋势（注意反常点：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小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

2、，单位为kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性.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

3、 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P②.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.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).    

4、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XC．最高价含氧酸的酸性：X对

5、应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX基态和激发态①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。电子云与原子轨道（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。（2）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

6、道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。共价键1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。2、共价键类型：（1）σ键和π键 σ键π键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂成键判断规律单键是σ键；双键有一个是σ键，另一个

7、是π键；三键中一个是σ键，另两个为π键。（2）极性键和非极性键 非极性键极性键定义由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方成键原子的电性判断依据不显电性显电性举例单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键（3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成的共价键。①配位化合物：金属

8、离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH、Fe（SCN）3等。②配位化合物的组成：3、共价键的三个键参数 概念对分子的影响键长分子中两个成键原子