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1、专题二十五 物质结构与性质高考化学（天津专用）考点一 原子结构与性质基础知识一、原子结构1.能级与能层考点清单能层(n)一二三四五六七符号KLMNOPQ能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……最多电子数22626102610142……281832…2n22.原子核外电子排布规律(1)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。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低,而不局限于某个能级。(2)泡利原理一个原子轨道里最多只能容纳两个电子,且自旋方向相反(用“↑”“↓”表
2、示),这个原理称为泡利原理。(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,而且自旋方向相同,这个规则叫洪特规则。比如,2p3的轨道表示式为或,而不是。洪特规则特例:当p、d、f轨道为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。3.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K:1s22s22p63s23p64s1。②为了避免电子排布式书写过于繁琐,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K:[A
3、r]4s1。(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,每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为二、原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外,其余为ns2np6。He核外只有2个电子,有1个s轨道,还未出现p轨道,所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级,也可以是能量相近的能级。2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排
4、布①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区元素分布外围电子排布元素性质特点s区ⅠA、ⅡA族ns1~2除H外都是活泼金属元素;通常是最外层电子参与反应p区ⅢA~ⅦA族、0族ns2np1~6(He除外)通常是最外层电子参与反应d区ⅢB~ⅦB族(除镧系、锕系外)、第Ⅷ族(n-1)d1~10ns1~2(Pd除外)d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区ⅠB、ⅡB族(n-1)d10ns1~2金属元素f区镧系、锕系(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2镧系元素化学性质相近,锕系元素化学性质相近③若已知元素原子的外围电子排布,可直接判断该元素在周期表中
5、的位置。如:某元素原子的外围电子排布为4s24p4,由此可知,该元素位于p区,为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数,最外层电子数为其族序数,但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族元素)的最大能层为其周期数,外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。(2)根据元素金属性与非金属性三、元素周期律1.电离能、电负性(1)电离能是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。第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中,碱金属(或第ⅠA族)的第一电离能最小,
6、稀有气体(或0族)的第一电离能最大,从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素,从上到下,第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大。(2)元素的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作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小可以作为判断元素的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”的电负性在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。2.原子结构与元素性质的递变规律续表3.对角线规则在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的有
7、些性质是相似的。如:重点难点1.电离能的应用2.电负性的应用考点二 分子结构与性质基础知识一、共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对,其特征是具有饱和性和方向性。2.共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键,前者的电子云具有轴对称性,后者的电子云具有镜像对称性。3.键参数①键能:气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。键能越大,化学键越稳定。②键长:形成共价键的两个原子之间的核间距。键长越短,共价键越稳定。③键角:在原子数
8、超过2的分子中,两个共价键之间的夹角。④键参数对分子
