人教版化学选修III知识点汇总Word文档格式.docx

1、符号LMNPQ电子2n28183250离核远近近远能量高低低高 2.能级level-又称角量子数（azimuthal quantum number），用l表示 能级的表示方法见下表：能层能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d各能级最多容纳的电子数1014各能层最多容纳的电子数最多容纳的电子数为2n2（n为能层序数）个 在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同. 不同能量的电子可分为不同的能级，如同一能层的电子可分为s、p、d、f能级； 在第n能层中，各能级能量的大小顺序是：EnsEnpEndEnf； 任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数，即第n能层就

2、有n个能级；三、构造原理与电子排布式 1.多电子原子核外电子的排布顺序 在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序是：电子最先排布在能量低的能级上，然后依次排 布在能量较高的能级上； 2.构造原理aufbau principle 随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素原子 的核外电子是按照如图所示的能级顺序填充的， 填满一个能量低的能级后，再填一个能量高的 新能级，这种规律称为构造原理； 3.能级交错现象energy level overlap phenomenon 由构造原理可知，从第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序，产生了能级交错排列，即产 生“能级交错”现象；【产生原因：钻穿效应、屏蔽效应】

3、 【H原子由于核外只有一个电子，没有屏蔽效应，不存在能级交错，所以能级的能量高低只取 决于主量子数.对于3d、4s、4p，显然3d小于4s等于4p.】 4.电子排布electronic configuration 根据构造原理可以表示出一些元素原子的电子排布式，先按能量由低到高的顺序依次写出 能级符号，再用数字在能级符号右上角表明各能级上排布的电子数，这就是原子的电子排 布式； 【在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写，例如钪Sc的电子 排布式为：1s22s22p63s23p63d14s2，而不能按照填充顺序先写4s2后写3d1.】 电子排布式的简化写法 为了避免电子排布

4、式过于繁琐，可以把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应 的稀有气体元素符号外加方括号表示，例如：K的电子排布式可表示为：Ar4s1，其中Ar 叫做原子实（atomic kernel），4s1叫做价电子（valence electron）；四、能量最低原理、基态与激发态、光谱 1.能量最低原理lowest energy principle 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的状态，简称能量最低原理. 多电子原子的核外电子要先占据能量低的能层，在能量低的能层中又优先占据能量低的能 级，然后再依次进入能量较高的能层； 2.基态与激发态 处于最低能量的原子叫做基态原子（gro

5、und state atom），基态是原子最基本的状态，是稳定 的状态.当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子（excited atom）.激发态原子不稳定，电子又会跃迁到能量较低的能级，并释放能量.转化关系如下： 光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一，在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、 激光、焰火都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关； 3.光谱spectrum 原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元 素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱； 发射光谱（emission spectrum）是暗色背景的明亮谱线，吸

6、收光谱（absorption spectrum）则是 明亮背景的暗色谱线，两者谱线一一对应（因为两个能级之间电子跃迁，吸收的能量和释 放的能量相同）； 原子光谱的应用 不同元素产生不同的原子光谱，在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素， 称为光谱分析（spectrum analysis），历史上，利用光谱分析也曾发现了许多新元素；五、电子云与原子轨道 electron cloud & atomic orbital 1.核外电子运动的特点 核外电子质量非常小（me=9.1095310-31kg），且运动速度快，不能同时准确地测定它的位置和 速度，更无法确定具有一定空间运动状态的核外电

7、子在某个时刻处于原子核外空间何处； 2.核外电子运动状态的描述-电子云（electron cloud）. 电子云的定义 虽然无法确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，但可以 确定它出现在原子核外各处的概率，如图所示就是氢原子的1s电子 在原子核外出现的概率密度（probability density）分布图.小黑点越密， 表明概率密度越大，表示电子在那里出现的概率越大；小黑点稀疏 的地方，表明概率密度小，表示电子在那里出现的概率小.这种形象描述电子在空间出现的 概率大小的图像称为电子云（electron cloud）.【概率密度通常用P/V表示，P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体

8、积】 电子云轮廓图 电子云图很难绘制，使用不便，我们常使用电子云轮廓图.绘制电子云轮廓图的目的是表示 电子云轮廓的形状，对核外电子的空间状态有一个形象化的简便描述.绘制时只需注意不同 空间状态的电子云轮廓图的标准一致即可.一般情况下，把电子在原子核外空间出现概率 P=90%的空间圈出来即可； 不同空间状态的电子云轮廓图 A.s电子的电子云轮廓图 B.p电子的电子云轮廓图 3.原子轨道atomic orbital concept：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道；原子的电子 云轮廓图可以表示电子在原子核外的一个空间运动状态，也叫做原子轨道（atomic orbital）

9、； 原子轨道的空间伸展方向 s电子的原子轨道为球形对称；ns能级只有一个轨道，可以表示为： ；p电子的原子轨道 是哑铃状的，在空间中有x、y、z三个伸展方向，所以np能级有px、py、pz3个轨道，可表 示为：nd能级有5个轨道，可表示为：nf能级有7个轨道，可表示为： 各原子轨道的能量高低 多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律： A.相同能层上原子轨道能量的高低顺序为：nsnpndnf； B.形状相同的原子轨道能量的高低顺序为：1s2s3s4s； C.能层和形状相同的原子轨道的能量相同，如2px、2py、2px轨道的能量是相等的，同理， 同能层d能级的5个轨道的能

10、量相同，同能层f能级的7个轨道的能量也相同； 【同一能层中的同一能级中所有轨道能量相同】六、泡利原理和洪特规则 1.原子核外电子的排布规律 能量最低原理lowest energy principle 原子核外电子先占有能量低的轨道，然后再依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子 处于最低的能量状态，原子轨道能量的高低依据构造原理来判断； 泡利原理Pauli exclusion principle 每个原子轨道中最多容纳2个电子，通常称为电子对.量子力学告诉我们，电子除了空间 运动状态外，还有一种状态叫做自旋.电子自旋可比喻成地球的自转.电子的自旋有顺时针 和逆时针两种相反的状态，常用上下箭头“”

11、“”表示；在一个原子轨道里，最多只 能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这个原理由泡利首先提出，称为泡利原理. 【电子自旋（spin of the electron）是电子的基本性质之一，属于量子物理学科.电子自旋先由实验上发现，然后才由狄拉克（Dirac）方程从理论上导出的】 洪特规则Hunds rule 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 且自旋状态相同，这个规则是由洪特首先提出的，称为洪特规则Hunds rule，这样整个原 子的能量最低； 洪特规则的特例 在等价轨道（同一能级）上的电子排布为全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d

12、5、f7）和全空（p0、 d0、f0）状态时，具有较低的能量和较大的稳定性，可以理解为洪特规则的特例；例如： 铬（24Cr）：Ar3d54s1正确，Ar3d44s2错误；铜（29Cu）：Ar3d104s1正确，Ar3d94s2错误； 2.电子排布图 原子核外电子排布可利用电子排布图来表示，这是用方框和箭头表明核外电子排布的另一种 方法，也叫轨道表示式；每一个方框表示一个轨道，能量相同的轨道连在一起，与电子排布 式相比，它具有轨道上自旋方向和成键时电子变化明晰的特点，但是稍微麻烦些，书写时先 写元素符号，再根据能量最低原理、泡利原理、洪特规则等书写，例如：1.2原子结构与元素性质 Atomic

13、structure & the properties of the elements一、原子结构与元素周期表 1.元素周期系the periodic system of the elements 元素周期系的形成随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体，这样形成一个周期，循环往复形成周期系. 元素周期系的周期发展元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复.随着核电荷数的递 增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随着周

14、期序号的递增逐渐增多. 2.元素周期表the periodic table of the elements 元素周期表的周期和族 周期（period）：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列成的一个横行； 族（group）：周期表中有18纵列，除第8、9、10三个纵列叫第VIII族外，其余15个纵 列每一个纵列称作一族； 元素周期表的结构元素周期表7个周期（共7个横行）短周期short period第一周期：2种元素第二周期：8种元素第三周期：长周期long period第四周期：18种元素第五周期：第六周期：32种元素第七周期：16个族（共18纵列）主族main group7个（

15、IAVIIA）副族subgroup7个（IIIBVIIB，IBIIB）VIII族1个（第8，9，10纵列）0族1个（稀有气体元素族） 元素周期表的结构与原子结构的关系 周期数=电子层数； 主族数=最外层电子数； 3.元素周期表的分区 根据原子的外层电子结构特征分区 根据金属元素和非金属元素分区【由于金属性、非金属性没有严格的界限，位于分界线附近的元素，既表现某些非金属元素 的性质，又表现某些金属元素的性质】二、元素周期律 periodic law of elements 1.元素周期律periodic law of elements 元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律；

16、元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果，也就是说，由于 原子结构上的周期性变化，引起了元素性质上的周期性变化； 【核外电子排布、元素化合价、金属性、非金属性、原子半径、电离能、电负性也存在周期性变化.】 2.原子半径atomic radius 影响原子半径大小的因素 原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个因素是核电荷数.电 子的能层数越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子 的引力也就越大，将使原子的半径缩小；这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周 期性的递变； 同一周期中原子半径的变化 同一周期中，从左到右原子半

17、径逐渐减小.这是因为在同一周期中，随原子序数增加，电子 依次填充在同一能层，而同一能层中电子间的相互屏蔽作用较小，所以，随着原子序数的 增加，有效核电荷数增加，核对电子的引力增大，导致原子半径逐渐减小； 同一族中原子半径的变化 同一主族中，原子半径由上到下依次增大.这是因为同族元素原子由上到下电子层逐渐增多， 尽管核电荷数依次增加，但由于内层电子对外层电子的屏蔽作用大，有效核电荷数增加使 半径缩小的趋势不如因电子层数增加而使半径增大的趋势大； 3.判断微粒半径大小的规律（求同比异法） 层多半径大：最外层电子数相同的微粒，电子层数越多，半径越大； 如：r（H）r（Li）r（Na）r（K）r（Rb

18、）r（Cs）r（Fr）； 核大半径小：电子层数相同的微粒，核电荷数越大，核对核外电子引力越强，其半径越小；r（Cl）r（S）r（P）r（Si）r（Al）r（Mg）r（Na）；r（Al3+）r（Mg2+）r（Na+）r（F）r（O2）r（Fe2+）r（Fe3+）；三、电离能Ionization energy 1.concept：基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最低能量称为电离能； 2.significance：电离能用来表示原子或离子失去电子的难易程度.电离能越大，表示原子或离 子越难失去电子；反之，越容易失去电子； 3.符号及单位：电离能常用符号I表示，单位kJ/mol； 4.影响

19、电离能的因素 核电荷数、原子半径对电离能的影响 同一周期的元素原子具有相同的电子层数，从左到右核电荷数依次增大，原子半径逐渐减 小，原子核对外层电子的引力增大，因此，原子序数越大，越不易失去电子，电离能越大. 同一族的元素电子层数不同，最外层电子数相同，从上到下原子半径逐渐增大，原子核对 核外电子的引力逐渐减小，越易失去电子，电离能越小； 电子构型对电离能的影响具有全充满、半充满和全空状态的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大；如稀有气体元素的电离能在同周期中最大，N为半充满NOC，Mg为全充满状态MgAlNa，其电离能均比同周期的相邻元素大； 5.元素的第一电离能the first i

20、onization energy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； significance：第一电离能可以衡量原子失去一个电子的难易程度.第一电离能越大，表示原 子越难失去一个电子；反之，越容易失去一个电子； 元素第一电离能的周期性变化 同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小（except rare gas），原子核对核外 电子的吸引力越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈逐渐 增大的趋势.即同一周期内，氢和碱金属的第一电离能最小，rare gas的第一电离能最大； 同一主族内，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，

21、原子半径逐渐增大， 原子核对外层电子的吸引力越来越弱，元素的原子越来越容易失去电子，故同一主族， 随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小； 第一电离能与原子核外电子排布的关系 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关，通常情况下，当原子核外电子排布 在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）、和全充满（p6、d10、f14） 状态时，元素原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能，如P的第一电离能比S 大PSSi，Mg的第一电离能比Al大MgNa； 第三周期元素的第一电离能的大小关系为： I1（Ar）I1（Cl）I1（P）I1（S）I1（Si）I1（M

22、g）I1（Al）I1（Na）； 一般来说，在同周期内，稀有气体元素的I1最大；金属越活泼，金属的I1越小； 非金属越活泼，非金属的I1越大； 6.元素的第二电离能the second ionization energy 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的最低能量称为该元素的第二电离能（I2）. 第三、四电离能以此类推，且同一元素的电离能：I1I2I3由于原子失去电子必须消耗能 量来克服原子核对外层电子的引力，所以电离能总为正值.通常不特别说明时，指的是第一电 离能； 7.电离能的应用 根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，如Li：I3，表明Li原子核外的三 个电子排布在两个能

23、层上，且最外层只有一个电子； 根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I3，表明K原子容易失去 1个电子形成+1价阳离子； 判断元素的金属性、非金属强弱：I1越大，元素的非金属性越强；反之，金属性越强；四、电负性electronegativity 1.键合电子和孤电子 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子，也称成键电子； 元素相互化合时，原子的价电子中没有参加形成化学键的电子称为孤电子； 2.电负性electronegativity电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小的；元素的电负性可以衡量元素在化合物中吸引电子的能力，元素的电负性越大， 对键合电子

24、的吸引能力越强；反之，吸引越弱； standard：以F的电负性为4.0作为相对标准，在元素周期表中，F的电负性数值最大，Cs 的电负性最小，为0.7（放射性元素除外）； 3.元素电负性的周期性变化 同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径递减（除稀有气体外），元素的电负性递增； 同一主族内，随着原子序数的增加，原子半径递增，元素的电负性递减； 4电负性数据2.20He4.16Li0.98Be1.57B2.04C2.553.043.44F3.98Ne4.790.931.311.611.982.19S2.58Cl3.16Ar3.240.821.01Sc1.36Ti1.54V1.63Cr1.66M

25、n1.551.83Co1.88Ni1.92Cu1.90Zn1.65Ga1.81Ge2.01As2.18SeBr2.96Kr3.00RbSr0.95Y1.22Zr1.33Nb1.59Mo2.16Tc1.91RuRh2.28PdAg1.93Cd1.69In1.78Sn1.96Sb2.05Te2.12I2.66Xe2.60Cs0.79Ba0.89*Hf1.32Ta1.51W2.36ReOsIrPtAu2.54Hg2.00Tl1.62Pb2.33Bi2.02Po1.99At2.22Rn2.43Fr0.71Ra0.92*无数据 5.电负性的应用 判断元素的金属性和非金属性的强弱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”（锗、锑等）的电负性则在1.8左右，他们既有非金属性，又有金属性； 判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；反之，通常形成共价键； 判断化合物中元素化合价的正负电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子