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化学干货II高中化学“选修3物质结构与性质”知识点大整理(上)

本文摘要:原子核外电子排布原理1.能层、能级与原子轨道(1)能层(n):在多电子原子中,核外电子的能量是差别的,根据电子的能量差异将其分成差别能层。通常用K、L、M、N……表现,能量依次升高。 (2)能级:同一能层里电子的能量也可能差别,又将其分成差别的能级,通常用s、p、d、f等表现,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高,即:E(s)E(p)E(d)E(f)。(3)原子轨道:电子云轮廓图给出了电子在核外经常泛起的区域。 这种电子云轮廓图称为原子轨道。

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原子核外电子排布原理1.能层、能级与原子轨道(1)能层(n):在多电子原子中,核外电子的能量是差别的,根据电子的能量差异将其分成差别能层。通常用K、L、M、N……表现,能量依次升高。

(2)能级:同一能层里电子的能量也可能差别,又将其分成差别的能级,通常用s、p、d、f等表现,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高,即:E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。(3)原子轨道:电子云轮廓图给出了电子在核外经常泛起的区域。

这种电子云轮廓图称为原子轨道。2.基态原子的核外电子排布(1)能量最低原理(2)泡利原理(3)洪特规则洪特规则特例: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。3.基态、引发态及光谱示意图(1)电子的跃迁①基态→引发态当基态原子的电子吸收能量后,会从低能级跃迁到较高能级,酿成引发态原子。

②引发态→基态引发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。(2)原子光谱差别元素的原子发生跃迁时会吸收或释放差别的光,可以用光谱仪摄取种种元素原子的吸收光谱或发射光谱,总称原子光谱。

原子结构与元素性质1 . 原子结构与元素周期表正确书写1~36号元素原子核外电子排布式,这是基础。考试时要审清题目要求,是写核外电子还是价电子还是外围电子?是写排布式还是排布图?元素周期表的分区①凭据核外电子排布a.分区b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点②凭据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图),处于金属与非金属接壤线(又称梯形线)四周的非金属元素具有一定的金属性,又称为半金属或准金属,但不能叫两性非金属。【特别提示】“外围电子排布”即“价电子层”,对于主族元素,价电子层就是最外电子层,而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层,如Fe的价电子层排布为3d64s2。2 . 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些性质是相似的。

3.电负性①寄义: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,表现其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。②尺度:以最生动的非金属氟的电负性为4.0作为相对尺度,盘算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化纪律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,而位于非金属三角区界限的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。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。

电负性的应用4 . 电离能电离能①第一电离能:气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量,符号:I1,单元:kJ/mol。②纪律a.同周期:第一种元素的第一电离能最小,最后一种元素的第一电离能最大,总体出现从左至右逐渐增大的变化趋势。b.同族元素:从上至下第一电离能逐渐减小。c.同种原子:逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…)。

相识电离能的变化纪律(注意第 ⅡA族和第 ⅤA族反常)(1)电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小,金属越容易失去电子,金属性越强;反之越弱。②判断元素的化合价(I1、I2……表现各级电离能)如果某元素的In+1≫In,则该元素的常见化合价为+n。

如钠元素I2≫I1,所以钠元素的化合价为+1。③判断核外电子的分层排布情况多电子原子中,元素的各级电离能逐级增大,有一定的纪律性。当电离能的变化泛起突变时,电子层数就可能发生变化。

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④反映元素原子的核外电子排布特点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。共价键1.本质在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。2.特征具有饱和性和偏向性。3.分类【特别提示】(1)只有两原子的电负性相差不大时,才气形成共用电子对,形成共价键,当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时,不会形成共用电子对,而形成离子键。

(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键,差别种元素原子间形成的共价键为极性键。(3)在分子中,有的只存在极性键,如HCl、NH3等,有的只存在非极性键,如N2、H2等,有的既存在极性键又存在非极性键,如H2O2、C2H4等;有的不存在化学键,如稀有气体分子。(4)在离子化合物中,一定存在离子键,有的存在极性共价键,如NaOH、Na2SO4等;有的存在非极性键,如Na2O2、CaC2等。

(5)通过物质的结构式,可以快速有效地判断键的种类及数目;判断成键方式时,需掌握:共价单键全为σ键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。4.键参数(1)观点(2)键参数对分子性质的影响键能越大,键长越短,分子越稳定。5.等电子原理原子总数相同,价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,物理性质相近,但化学性质差别。

常见的等电子体分子的立体结构1.价层电子对互斥理论(1)价层电子对在球面上相互相距最远时,排挤力最小,体系的能量最低。(2)孤电子对的排挤力较大,孤电子对越多,排挤力越强,键角越小。(3)用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中中心原子上的价层电子对数。其中:a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数),b是1个与中心原子联合的原子提供的价电子数,x是与中心原子联合的原子数。

(4)价层电子对互斥理论与分子构型分子的空间立体结构(记着)常见分子的类型与形状比力2 . 杂化轨原理论当原子成键时,原子的价电子轨道相互混杂,形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数差别,轨道间的夹角差别,形身分子的空间结构差别。3.配位键(1)孤电子对分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

(2)配位键①配位键的形成:成键原子一方提供孤电子对,另一方提供空轨道形成共价键。②配位键的表现:常用“―→”来表现配位键,箭头指向接受孤电子对的原子,如NH4+可表现如下,在NH4+中,虽然有一个N—H键形成历程与其他3个N—H键形成历程差别,可是一旦形成之后,4个共价键就完全相同。(3)配合物如[Cu(NH3)4]SO4配位体有孤电子对,如H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-等。

中心原子有空轨道,如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。【特别提示】(1)价层电子对互斥理论说明的是价层电子对的立体构型,而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型,不包罗孤电子对。

①当中心原子无孤电子对时,两者的构型一致;②当中心原子有孤电子对时,两者的构型纷歧致。如:中心原子接纳sp3杂化的,其价层电子对模型为四面体形,其分子构型可以为四面体形(如CH4),也可以为三角锥形(如NH3),也可以为V形(如H2O)。(2)价层电子对互斥理论能预测分子的几何构型,但不能解释分子的成键情况,杂化轨原理论能解释分子的成键情况,但不能预测分子的几何构型。

两者相联合,具有一定的互补性,可到达处置惩罚问题轻便、迅速、全面的效果。(3)杂化轨道间的夹角与分子内的键角纷歧定相同,中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多,键角越小。

(4)杂化轨道与到场杂化的原子轨道数目相同,但能量差别。


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