高中化学选修三知识点总结.docx

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1、第一章原子结构与性质•原子结构1•能级与能层能®(n)—-三四五A七:符号KL「X0PQ能级⑴Is2s2p3s沖3d4s4p4d4f5s最多电子数2626102510142■■亠u2SIS322n22•原子轨道JS电子的眾子轨道呈球形对祢轨叱門"电子的掠子轨道込怜形张住匕1牛川噬飯上3牛幹能鍍上的原子轨适裁目W芾議I：叶“嵌圾上”牛①相同能£上恵了轨道碇址的高低3栅吨•WilIff②形就相同的原子軸逍能量的高低:能量关系1*Ik-5s』y・③同一能层内形状相同而忡展方向不冋的原子轨血的徹量相零.如.即A型尸耶触道的能量相等3.原子核外电子排布规律态

2、原子的电子按右图顺序填入核外电子运动⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基轨道（能级），叫做构造原理能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。（2）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

3、高低，而不局限于某个能级。（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之,化学一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反(用“TJ”表示)，这个原理称为泡利(Pauli)原理(4)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占据一个轨道，而p3的轨道式为且自旋方向相同，这个规则叫洪特(Hund)规则。比如，仁1f洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、dO、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。前

4、36号元素中，全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0;半充满状态的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3;全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。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

5、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:[Ar]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1h2s2p3目3p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，只有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

6、类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排布HJiLILA.IVA.P4VIATW3VjB!升I1MIBhbPdilw■r①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点化学分K元盍分布外團电子排布元索性质待点k区1仏IIA放及乐尤累除練、甌外都足活谡蛊K元素*通册是H外层电子參与反应pIX□1A族一HA族，0族（除捉外）H^HP1"通常足JW外层电子参与反应dIK111U族〜IB族*Wttir除鞠系'制l)d'畚导化学擁的形確1R族*11B族tri-金属尤累i区

7、近.鹅系元鳶化学性质栩近化学化学①若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4,由此可知，该元素位于p区，为第四周期WA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（副族与第別族）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）。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。

8、在同一周期的元素中，碱金属（或第IA族）第一电离能最小，稀有气体（或0族）第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族