人教版高三化学选修3第一轮复习重点：第一节原子结构

化学选修三第一章笔记以下是一份化学选修三第一章的笔记，供您参考：化学选修三第一章：原子结构与元素周期律一、原子结构1. 原子的构成：原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成。

2. 电子排布：根据能量高低，电子分布在不同的能层上，能层序数即为电子层数。

同一能层中，电子的能量还不同，又可分为不同的能级。

3. 电子排布规律：（1）电子排布顺序：按照能层序数由低到高、能级符号由低到高的顺序。

（2）泡利原理：一个原子轨道上最多只能容纳自旋方向相反的两个电子。

（3）洪特规则：在等价能级上排布的电子将尽可能分占不同的能级，且自旋方向相同。

4. 元素性质与原子结构的关系：原子序数在数值上等于核电荷数，原子核电荷数等于质子数，质子数加中子数等于质量数。

二、元素周期律1. 元素周期表的结构：周期、族、区。

周期序数等于元素原子的电子层数，族序数等于最外层电子数，根据价电子构型将元素分为s区、p区、d区和ds区等区域。

2. 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化规律。

3. 元素周期表的意义：预测新元素及其性质，指导元素的发现、合成和开发，指导新材料的研发与应用等。

三、化学键与分子间作用力1. 离子键：由阳离子和阴离子通过静电作用形成的化学键。

离子键的强弱与离子半径和离子电荷有关。

2. 共价键：原子之间通过共用电子对形成的化学键。

根据共用电子对的偏移程度，可分为极性共价键和非极性共价键。

3. 金属键：金属原子之间通过自由电子形成的化学键。

金属键的强弱与金属原子的半径和价电子数有关。

4. 分子间作用力：分子之间的相互作用力，包括范德华力和氢键等。

范德华力主要与分子之间的距离和分子极性有关，氢键则与分子之间的特殊结构有关。

第一单元：《原子结构与性质》知识清单第一节原子结构1、原子结构理论发展我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。

大爆炸后约两小时，诞生了大量的、少量的以及极少量的锂。

氢、氦等发生原子核的熔合反应合成其他元素。

H、He宇宙中的主要元素。

地球上绝大多数是金属元素，非金属（包括稀有气体）仅22种。

核外电子排布规律：(1)核外电子总是尽量先排布在能量较的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。

(2)原子核外各电子层（能层）最多容纳个电子。

(3)原于最外层电子数目不能超过个(K层为最外层时不能超过个电子)(4)次外层电子数目不能超过个(K层为次外层时不超过个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。

说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。

例如；当M层是最外层时，最多可排个电子；当M层不是最外层时，最多可排个电子2、能层与能级2n2。

在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级，如同一能层的电子可分为、、、能级)，在第n能层中，各能级能量的大小顺序是：E ns<E np<E nd<E nf。

任一能层的能级总是从能级开始的，而且能级数等于该序数。

s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

能级的表示方法、符号和所能容纳的最多电子数如下：能层 K L M N ……能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……3、构造原理（能级图）与电子排布式（1）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的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上。

（2）电子排布遵循构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循的排布顺序如下图所示：（3）“能量交错”现象：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，如：3p 4s 3d、4p 5s 4d等。

第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。

了解原子核外电子的运动状态。

2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（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，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”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，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。

比如，p3的轨道式为或，而不是洪特规则特例：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、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。

了解原子核外电子的运动状态。

2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（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，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”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，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。

比如，p3的轨道式为或，而不是。

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、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（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，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”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，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。

比如，p3的轨道式为或，而不是。

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、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

4. 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。

1.1---原子结构 Atomic structure一、开天辟地--原子的诞生1.现代大爆炸理论The Big Bang Theory在宇宙的最早期，距今大约137亿年前，今天所观测到的全部物质世界统统集中在一个很小的 范围内，温度极高、密度极大、体积极小的物质迅速膨胀，犹如一次规模及其巨大的爆炸. 大爆 炸后约2小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的Li.其后，经过或长或短的发展过程， H 、He 等发生原子核的融合反应，分期分批地合成其他元素.2.宇宙的组成与各元素的含量氢(H)---约占宇宙原子总数的88.6%； 氦(He)---约为氢原子数的81； 其他90多种天然元素的原子总数加起来不足1%；3.地球上元素的种类非金属元素：22种(包括稀有气体)；金属元素：绝大多数是金属元素；元素 O Si Al Fe Ca Na K Mg H 其他含量 48.6% 26.3% 7.73% 4.75% 3.45% 2.74% 2.47% 2% 0.76% 1.2%二、能层与能级1.能层shell-----又称主量子数(principal quantum number )，用n 表示①原子核外的电子是分层排布的：根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层，从内到外依次为1、2、3、4、5、6、7…能层，依次用符号K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q…表示；②每一能层最多容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n 2(n 为能层序数)个；③离核越近的能层具有的能量越低；④能层的表示方法及每一能层所能容纳的最多电子数见下表：能层n 1 2 3 4 5 6 7 …符号 K L M N O P Q… 电子≤2n 2 2 8 18 32 50 … … …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①能级的表示方法见下表：能层 K L M N O… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d … … …各能级最多容纳的电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 … … …各能层最多容纳的电子数2 8 18 32 50 …最多容纳的电子数为2n 2(n 为能层序数)个②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；③在第n能层中，各能级能量的大小顺序是：E ns<E np<E nd<E nf；④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】【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 configuration①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.】②电子排布式的简化写法为了避免电子排布式过于繁琐，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：[Ar]4s1，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(ground 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(excitedatom).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spectrum①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；②发射光谱(emission spectrum )是暗色背景的明亮谱线，吸收光谱(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)；③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 orbital1.核外电子运动的特点核外电子质量非常小(m e =9.10953×10-31kg)，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 ).①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 表示该处的体积】②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；③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 orbital①concept ：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 )； ②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p x 、p y 、p z 3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： ；③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：ns<np<nd<nf……；B.形状相同的原子轨道能量的高低顺序为：1s<2s<3s<4s……；C.能层和形状相同的原子轨道的能量相同，如2p x、2p y、2p x轨道的能量是相等的，同理，同能层d能级的5个轨道的能量相同，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①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；②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“↓”“↑”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】③洪特规则Hund’s 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Hund’s rule，这样整个原子的能量最低；④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、d5、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)：[Ar]3d54s1正确，[Ar]3d44s2错误；铜(29Cu)：[Ar]3d104s1正确，[Ar]3d94s2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 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 elements①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.②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，而是随着周期序号的递增逐渐增多.2.元素周期表the periodic table of the elements①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；②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：8种元素 长周期long period第四周期：18种元素 第五周期：18种元素 第六周期：32种元素第七周期：32种元素16个族(共18纵列) 主族main group 7个(IA~VIIA)副族subgroup 7个(IIIB~VIIB ，IB~IIB) VIII 族 1个(第8，9，10纵列)0族 1个(稀有气体元素族)③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①根据原子的外层电子结构特征分区 ②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 elements1.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；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 radius①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；②同一周期中原子半径的变化同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小.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；③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)①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)<r(Cs)<r(Fr)；②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；如：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(N3－)；③电多半径大：核电荷数相同的微粒，核外电子数越多，核外电子间排斥力越大，半径越大；如：r(Cl)<r(Cl－)；r(Na+)<r(Na)；r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)；三、电离能Ionization energy1.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.影响电离能的因素①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；②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[N>O>C]，Mg为全充满状态[Mg>Al>Na]，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 ionization energy①concept：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；②significance：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；③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，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；④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[P>S>Si]，Mg的第一电离能比Al大[Mg>Al>Na]；※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(Mg)>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：I1<I2<I3……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①根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，如Li：I1<<I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最外层只有一个电子；②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I1<<I2<I3，表明K原子容易失去1个电子形成+1价阳离子；③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electronegativity1.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electronegativity①concept：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；②significance：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，对键合电子的吸引能力越强；反之，吸引越弱；③standard：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①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；②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H 2.20He 4.16Li 0.98Be1.57B2.04C2.55N3.04O3.44F3.98Ne4.79Na 0.93 Mg1.31Al1.61Si1.98P2.19S2.58Cl3.16Ar3.24K 0.82Ca1.01Sc1.36Ti1.54V1.63Cr1.66Mn1.55Fe1.83Co1.88Ni1.92Cu1.90Zn1.65Ga1.81Ge2.01As2.18Se2.55Br2.96Kr3.00Rb 0.82Sr0.95Y1.22Zr1.33Nb1.59Mo2.16Tc1.91Ru2.20Rh2.28Pd2.20Ag1.93Cd1.69In1.78Sn1.96Sb2.05Te2.12I2.66Xe2.60Cs 0.79Ba0.89*Hf1.32Ta1.51W2.36Re1.93Os2.18Ir2.20Pt2.28Au2.54Hg2.00Tl1.62Pb2.33Bi2.02Po1.99At2.22Rn2.43Fr 0.71Ra0.92** 无数据5.电负性的应用①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；②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；③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能力的大小，进而确定该元素在此化合物中的化合价正负，例如NaH中，Na的电负性为0.9，H为2.1，H的电负性数值大于Na 的电负性数值，故在NaH中，Na显正价，H显负价；6.对角线规则diagonal element rule处于周期表中左上右下对角线位置上的邻近两种元素，如Li与Mg、Be与Al，由于电荷数和半径的影响恰好相反，它们的电负性比较相近，从而使它们的化学性质有许多相似之处，这是从有关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规律，即对角线规则；※原子半径：C>A>B；C>D>B；※金属性：C>A>B；C>D>B；※处在对角线上的两种元素化学性质相似；※同主族元素性质相似，相邻元素性质递变；※对角线规则一般只适用于第二、三周期元素.【铍与铝的相似性】①铍、铝都是两性金属，既能溶于酸，也能溶于强碱；②铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化；③铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质；④铍和铝的氧化物，氢氧化物都呈两性，而且氢氧化物都难溶于水；⑤铍和铝的氟化物都能与碱金属的氟化物形成配合物，如Na2[BeF4]，Na3[AlF6]；它们的氯化物、溴化物、碘化物都易溶于水，高价阴离子盐都难溶；氯化物都是共价型化合物，气态下易生成双聚体，易升华，易聚合，易溶于有机溶剂；五、化合价valence1.由电离能确定元素的化合价(两数据相差5倍以上为界)Na Mg Al电离能kJ/mol496 738 578 4 562 1 454 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293Na：I2>>I1,说明Na原子很容易失去1个电子成为+1价阳离子，形成Na+：1s22s2sp6稳定结构后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强.因此钠元素常见价态为+1价.一般情况下，钠原子不能形成+2价阳离子；Mg：I3>>I2,说明Mg原子通常形成+2价阳离子；Al：I3>>I2,说明Al原子通常形成+3价阳离子；2.由核外电子排布确定元素的化合价①元素的最高正化合价=族序数=价电子数(不包括0族和VIII族的某些元素)；元素Sc Ti V Cr Mn 家电子排布3d14s23d24s23d34s2 3d54s13d54s2最高正化合价+3 +4 +5 +6 +7②|最低负价|+最高正价=8(H除外)；③稀有气体元素原子的电子层结构都是全充满的稳定结构，既不易得电子，也不易失电子，化合价通常为0；④金属元素在化合物中通常只显正价；⑤过渡金属的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如Mn元素的化合价为+2~+7；⑥F没有正价，O无最高正价(+6)；⑦同主族元素的最高正价或最低负价一般相同(O、F除外)；⑧多数非金属元素中，得电子能力强得元素显负价，得电子能力弱的元素显正价，如HCl.※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※【periodic law of elements】元素的性质随着核电荷数递增发生周期性的递变，叫做元素周期律.元素周期律主要体现在原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化.1.核外电子排布的周期性变化随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化，除1、2号元素外，最外层电子数重复出现从1递增到8的变化；2.金属性强弱的比较①根据原子结构，原子半径(电子层数)越大，最外层电子数越少，金属性越强，反之越弱；②同主族，自上而下金属性增强；同周期，从左到右，金属性减弱；③最高价氧化物对应的水化物碱性越强的，其金属性越强，反之越弱；④原电池中一般作负极的金属其金属性越强；(Al、Mg与NaOH反应的例外)⑤金属性强得元素可以将金属性弱的金属从其盐溶液中置换来；3.主要化合价的周期性变化同一周期中，元素的化合价随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从-4到-1，呈现出周期性变化规律；同一主族中元素的化合价相似；(个别例外)4.原子半径的周期性变化原子半径的大小取决于两个因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数.同主族元素随着原子序数的增加，电子能层逐渐增多，原子半径逐渐增大；同周期元素电子能层数相同，从左到右核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小；5.非金属性的比较①根据原子结构，原子半径(电子层数)越小，最外层电子数越多，金属性越强，反之越弱；②同主族，自上而下非金属性减弱；同周期，从左到右，非金属性增强；③最高价氧化物对应的水化物酸性越强，其非金属性越强；④非金属性强得元素可以将非金属性弱的非金属从其盐溶液中置换来；⑤与氢气化合的难易程度及其氢化物的稳定性来判断；6.第一电离能的周期性变化同周期，从左到右第一电离能逐渐变大；同主族，从上到下第一电离能逐渐减小；第IIA族、第V A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素；【洪特规则的特例】7.电负性的周期性变化同周期，从左到右电负性逐渐变大；同主族，从上到下电负性逐渐减小；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”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性；8.元素的单质及化合物的性质递变规律：①IA族(碱金属元素单质)：从上到下，核电荷数逐渐增大，熔沸点逐渐降低；②VIIA族(卤素单质)：从上到下，核电荷数递增，颜色加深，熔沸点逐渐升高，密度递增；③VIIA族(卤素化合物AgX)：颜色加深，水中溶解度降低，见光逐渐易分解(特例AgF).【元素周期律中的特例】A.一般原子的原子核是由质子和中子构成的，但是核素氕无中子；B.元素周期表中一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始；C.大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素却未能发现稳定的同位素；D.在所有元素中，只有碳元素形成的化合物种类最多，在ⅣA族中出现常见的原子晶体，如金刚石、晶体硅、SiC、SiO2、Si3N4等；E.元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如Ar--39.95，K--39.10；F.活泼金属和活泼非金属一般形成离子晶体，但是AlCl3、FeCl3却是共价化合物；G.一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N却相反，N的非金属活泼性大于P，但是N2比白磷、红磷稳定；H.离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但是在气态时有单个分子存在；I.非金属元素之间一般形成共价化合物，但是铵盐却是离子化合物；J.含有非极性共价键的化合物也可能是离子化合物，如Na2O2、FeS2；含极性共价键的化合物也可能是非极性分子，如CH4、CO2；K.非金属单质一般不导电，但是石墨导电；L.非金属氧化物一般是酸性氧化物，但CO、NO不是酸性氧化物而是不成盐氧化物；M.金属氧化物一般为碱性氧化物，但是Al2O3为两性氧化物，Mn2O7为酸性氧化物；N.含阳离子的晶体不一定含有阴离子，如金属晶体中有阳离子却无阴离子；O.F是ⅦA族元素，只有-1价，无正价；O一般显-2价，但是在OF2中显+2价，在Na2O2中显-1；氢一般显+1，但在NaH中显-1价；P.难失去电子的元素不一定得电子能力就强，如稀有气体元素；Q.有金属光泽且能导电的单质不一定是金属，如石墨、硅.。

第一章原子结构与性质知识点归纳1．原子结构2．位、构、性关系的图解、表解与例析(1)元素在周期表中的位置、元素的性质、元素原子结构之间存在如下关系：(2)元素及化合物性质递变规律表解同周期：从左到右同主族：从上到下核电荷数逐渐增多逐渐增多电子层结构电子层数相同，最外层电子数递增电子层数递增，最外层电子数相同原子核对外层电子的吸引力逐渐增强逐渐减弱主要化合价正价+1到+7 负价-4到-1 最高正价等于族序数（F、O除外）元素性质金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强电离能增大，电负性增大金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强碱性减弱酸性减弱碱性增强非金属气态氢化物的形成和热稳定性气态氢化物形成由难到易，稳定性逐渐增强气态氢化物形成由易到难，稳定性逐渐减弱决定整个原子不显电性各层电子数最外层电子数决定主族元素的化学性质原子的电子式原子Z A X原子核质子中子核电荷数决定元素种类决定原子种类质量数近似相对原子质量同位素（两个特性）核外电子电子数电子排布电子层原子结构示意图元素性质同周期：从左到右递变性同主族：从上到下相似性递变性主族：最外层电子数=最高正价=8- 负价原子半径原子得失最外层电子数电子的能力位置原子序数=质子数主族序数=最外层电子数周期数=电子层数原子结构3．元素的结构和性质的递变规律4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。

(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图b ．电子排布式c ．轨道表示式5．原子核外电子运动状态的描述：电子云6．确定元素性质的方法第二章分子结构与性质复习能层1 2 3 45 K LM N O 最多容纳电子数（2n 2）28 1832 50离核远近距离原子核由远及近能量具有能量由低及高能级s sp spd spdf …最多容纳电子数22 62 6 102 6 10 14能量ns<(n-2)f<(n-1)d<np随着原子序数递增①原子结构呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素主要化合价呈周期性变化④元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥元素的电负性呈周期性变化元素周期律排列原则①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期（7个横行）①短周期（第一、二、三周期）②长周期（第四、五、六周期）③不完全周期（第七周期）性质递变原子半径主要化合价元素性质金属性强弱判断实验标志非金属性强弱判断实验标志元素周期表族（18 个纵行）①主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个）②副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个）③第Ⅷ族（第8—10纵行）④零族（稀有气体）结构1、微粒间的相互作用（2）共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键按成键电子云的重叠方式极性键非极性键一般共价键配位键离子键共价键金属键按成键原子的电子转移方式化学键范德华力氢键分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）特征：具有方向性和饱和性σ键特征电子云呈轴对称（如s —s σ键、s —p σ键、p —p σ键)π键特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键规律键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性键参数共价键3．配合物的结构和性质4．杂化轨道类型与分子空间构型的关系及常见分子杂化类型一般构型常见分子sp 直线型BeCl 2、HgCl 2、BeH 2等sp 2 平面三角型BF 3、BCl 3sp 3四面体CH 4、CCl 4、NH 3（三角锥）、H 2O （V 型）5．价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规则，中心原子的价层电子对数与分子的几何构型有密切联系，对AB m 型化合物，A 的价层电子对数=周围原子数+孤对电子数价层电子对数与几何构型的关系。

人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点 随着原子序数〔核电荷数〕的递增：元素的性质出现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化③、元素主要化合价呈周期性变化④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右陈列； 元素周期律和 陈列原那么 ②、将电子层数相反的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相反的元素〔一般除外〕排成一个纵行。

①、短周期〔一、二、三周期〕 周期〔7个横行〕 ②、长周期〔四、五、六周期〕 周期表结构 ③、不完全周期〔第七周期〕 ①、主族〔ⅠA ～ⅦA 共7个〕 元素周期表 族〔18个纵行〕 ②、副族〔ⅠB ～ⅦB 共7个〕 ③、Ⅷ族〔8、9、10纵行〕④、零族〔稀有气体〕 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的动摇性 ⑥、最低价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相反条件下，电子层越多，半径越大。

判别的依据 核电荷数 相反条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数 相反条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比拟 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小〔稀有气体除外〕如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。

如：Li<Na<K<Rb<Cs详细规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：F --<Cl --<Br --<I --4、电子层结构相反的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

如Fe>Fe 2+>Fe 3+ 1--36号元素电子排布式氢 H ：1s 1 氦 He ：1s 2锂 Li ：1s 22s 1 铍 Be ：1s 22s 2硼 B ：1s 22s 22p 1 碳 C ：1s 22s 22p 2氮 N ：1s 22s 22p 3 〔第一电离能比氧大〕 氧 O ：1s 22s 22p 4氟 F ：1s 22s 22p 5 氖 Ne ：1s 22s 22p 6 编排依据 详细表现方式七主七副零和八 三长三短一不全钠Na：1s22s22p63s1 镁Mg：1s22s22p63s2铝Al ：1s22s22p63s23p1 硅Si ：1s22s22p63s23p2磷P ：1s22s22p63s23p3硫S ：1s22s22p63s23p4氯Cl：1s22s22p63s23p5氩Ar：1s22s22p63s23p6钾K ：1s22s22p63s23p64s1钙Ca：1s22s22p63s23p64s2钪Se：1s22s22p63s23p63d14s2钛Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2矾V ：1s22s22p63s23p63d34s2铬Cr：1s22s22p63s23p63d54s1锰Mn：1s22s22p63s23p63d54s2铁Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 钴Co：1s22s22p63s23p63d74s2镍Ni：1s22s22p63s23p63d84s2铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2镓Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1亚铁离子1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 锗Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2砷As：1s22s22p63s23p63d104s24p3硒Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6①与水反响置换氢的难易②最低价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱③单质的恢复性或离子的氧化性〔电解中在阴极上得电子的先后〕④相互置换反响依据：⑤原电池反响中正负极①与H2化合的难易及氢化物的动摇性元素的非金属性强弱②最低价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属③单质的氧化性或离子的恢复性性强弱的判别④相互置换反响①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的添加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的添加而增大，如：Si<P<S<Cl。