届高三化学二轮专题复习精品讲义《物质结构与性质》Word文件下载.docx
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(1)原子轨道的形状
①s电子的原子轨道都是球形的,每个s能级各有1个原子轨道,能层序数越大,s原子轨道的半径越大;
能量:
E1s<E2s<E3s,随着能层序数的增大,电子在离核更远的区域出现的概率减小,电子云越来越向更大的空间扩展
②p电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形),每个p能级有3个轨道,它们互相垂直,分别以px、py、pz为符号。
p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大
③能级与原子轨道数和容纳的电子数的关系
能级
s(球形)
p(纺锤形)
d
f
原子轨道
1
3
5
7
容纳的电子数
2
6
10
14
二、基态原子的核外电子排布式
1、构造原理:
多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理,由低能级逐步填充到高能级。
绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循下图所示的排布顺序,这种排布顺序被称为构造原理
2、电子排布式
(1)概念:
电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子,依照构造原理可以写出大多数原子的电子排布式。
如:
Na:
1s22s22p63s1。
电子排布式遵循构造原理的,但书写时必须按照电子层的顺序排列
(2)电子排布式中各符号、数字的意义
nsx,n表示能层,s表示能级,x表示该能级上有x个电子如:
1s22s22p63s1,能级符号上面数字是该能级上的电子数
(3)简化电子排布式:
将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加括号来表示而得到的式子称为简化电子排布式如:
碳、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p2、[Ne]3s1、[Ar]4s2
方括号里的符号的意义是该元素前一个周期的惰性气体电子排布式的结构,称为“原子实”
(4)外围电子排布式(价电子排布):
在原子的核外电子排布中,省去“原子实”后剩下的部分称为外围电子排布式,也叫价电子排布如:
碳[He]2s22p2外围电子排布式为,钠[Ne]3s1外围电子排布式为钙[Ar]4s2外围电子排布式为
铬1s22s22p63s23p63d54s1外围电子排布式为铜1s22s22p63s23p63d104s1外围电子排布式为
【注意】主族元素的最外层电子就是外围电子,又称价电子【主族序数最外层电子数元素的最高正价数(O、F除外)】过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子,有的还包括倒数第三层的f电子
3、核外电子的轨道表示式(电子排布图):
用“□”表示轨道,用“↑”或“↓”表示容纳的电子,每个原子轨道里最多只能容纳2个电子,在同一轨道的两个电子称为“电子对”,用方向相反的箭头“↑↓”来表示。
“↑”“↓”表示自选方向相反
氧原子的核外电子排布图:
4、原子核外电子排布所遵循的原理
(1)能量最低原理:
电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最低
(2)泡利原理:
每个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且这两个电子自旋方向必须相反,任何一个原子里绝不会出现运动状态完
全相同的电子。
2s轨道上的电子排布为,不能表示为
(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,且自旋状态相同。
2p3的
电子排布为,不能表示为
洪特规则特例:
当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)和半满(p3、d5、f7)状态时,体系的能量最低,原子较稳定
1~36号元素:
24Cr、29Cu不符合构造原理。
24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1
5、描述核外电子运动的几种方法:
以Fe为例,质量数为56
原子符号
Fe2+的电子排布式
电子排布式
Fe3+的电子排布式
简化电子排布式
电子排布图(轨道表示式)
价电子排布式
价电子排布图
M层电子排布式
最外层电子数
原子结构示意图
价电子总数
6、基态、激发态及光谱示意图
(1)基态原子:
处于最低能量的原子称为基态原子
(2)激发态原子:
当基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至较高能级成为激发态原
(3)基态与激发态相互转化的能量转化的关系
(吸收)能量
基态原子激发态原子
(释放)能量
7、元素周期表的分区:
除ds区外,区的名称是按构造原理最后填入电子的能级符号进行命名的。
区的种类有:
①s区:
ns1~2,最后的电子填在s能级上,包括IA~IIA族、氦元素,属于活泼金属,为碱金属和碱土金属
②p区:
ns2np1~6,最后的电子填在p能级上,包括IIIA~VIIA族、零族元素,为非金属和少数金属
③d区:
(n-1)d1~9ns1~2,最后的电子填在d能级上,包括IIIB~VIIB族、VIII族元素,为过渡金属
④ds区:
(n-1)d10ns1~2,(n-1)d全充满,最后的电子填在d能级上,包括IB~IIB族元素,为过渡金属
⑤f区:
(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2,包括镧系元素和锕系元素
⑥ds区的命名:
ds区只有两列,第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞,由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时,电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(n—1)d9ns2,而事实上却为(n—1)d10ns1,可理解为先填满了(n
—1)d能级而后再填充ns能级,因而得名ds区
【注意】d区、ds区、f区全是金属元素,非金属元素主要集中p区。
主族主要含s区、p区,副族主要含d区、ds区、f区,过渡元素主要含d区、ds区、f区
三、原子半径、电离能及电负性的变化规律
1、正确表述元素周期律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
电子层数相同,最外层电子数逐渐增多,1→7(第一周期1→2)
最外层电子数相同,电子层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小,阴离子逐渐减小同周期:
r(阴离子)>r(阳离子)
元素主要化合价
最高正价由+1→+7最低负价由-4→-1
最高正价=主族序数(O、F除外)非金属最低负价=主族序数-8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能
第一电离能呈增大的趋势
第一电离能逐渐减小
元素的电负性
电负性逐渐增大
电负性逐渐减小
元素金属性、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
单质氧化性、还原性
氧化性逐渐增强还原性逐渐减弱
氧化性逐渐减弱还性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱酸性逐渐增强
碱性逐渐增强酸性逐渐减弱
非金属气态氢化物的稳定性
生成由难到易稳定性逐渐增强
生成由易到难稳定性逐渐减弱
2、原子半径和离子半径的变化规律:
原子半径的大小取决于两个相反的因素。
即:
电子的能层数和核电荷数。
能层数越多,电子之间的负电排斥将使原子的半径增大;
核电核数越大,核对电子的引力也就越大,将使原子的半径越缩小。
具体表现在:
①同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小②同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大
③阳离子半径总比相应原子半径小如:
NaNa+④阴离子半径总比相应原子半径大如:
ClCl—
⑤同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大⑥同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大
⑦同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小⑧同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小
⑨电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小如:
N3—O2——Na+Mg2+Al3+
⑩同一元素不同价态的离子半径,价态越高则离子半径越小如:
Fe
3、电离能及其变化规律
(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,单位:
kJ·
mol-1
(2)意义:
第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能越小,越易失电子,金属的活泼性就越强。
因此碱金属元素的第一电离能越小,金属的活泼性就越强
(3)电离能的递变规律
①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
②同一周期内,从左往右,第一电离能总体上是逐渐增大的,但并非单调地增大,有些反常。
一般而言,IIA族元素的I1大于IIIA族元素;
VA族元素的I1大于VIA族元素。
Be>B、N>O,这与原子的外层电子构型有着密切关系:
Be的价电子排布式是2s2,为全充满结构,比较稳定,难失电子,而B的价电子排布为2s22p1,没有Be不稳定,因此失去第一个电子B比Be容易,第一电离能小
③同族元素:
从上至下第一电离能逐渐减小
④过渡元素的第一电离能变化不太规则,同一周期,从左至右,第一电离能略有增加
⑤同种原子:
逐级电离能越来越大(即I1<
I2<
I3…,并且会发生一个突变。
如果In1>
>
In,对主族元素而言,最外层有n个电子,
最高化合价为+n
4、元素的电负性及其变化规律
(1)电负性的定义:
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,表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强
(2)标准:
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准,计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
(3)变化规律
①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边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右
②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
(4)电负性的应用
①判断化学键的极性强弱:
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键,则必为极性键,且成键原子的电负性之差越大,键的极性越强。
如极性:
H—F>
H—Cl>
H—Br>
H—I
②判断共价化合物中元素的化合价:
两种非金属元素形成的化合物中,通常电负性大的元素显负价,电负性小的显正价
③解释对角线规则:
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,被称为“对角线规则”。
对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故
④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(∆χ)大于1.7,它们之间通常形成离子键,所形成的化合物是离子化合物;
如果两个成键元
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