人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点(K12教育文档)

人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点(word版可编辑修改)

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人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点(word版可编辑修改)

第 2 页 物质结构 元素周期律

随着原子序数（核电荷数)的递增：元素的性质呈现周期性变化：

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排列；

元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；

元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）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、气态氢化物的稳定性

⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大.

判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小.

最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较 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

具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大.如:F-—

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F—> Na+〉Mg2+>Al3+

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>Fe2+〉Fe3+

1—-36号元素电子排布式

氢 H ：1s1 氦 He：1s2

锂 Li ：1s22s1 铍 Be：1s22s2

硼 B ：1s22s22p1 碳 C ：1s22s22p2

氮 N :1s22s22p3 （第一电离能比氧大） 氧 O :1s22s22p4

氟 F ：1s22s22p5 氖 Ne:1s22s22p6 编排依据具体表现形式七主七副零和八 三长三短一不人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点(word版可编辑修改)

第 3 页 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：1s22s22p63s23p63d104s24p6

①与水反应置换氢的难易

②最高价氧化物的水化物碱性强弱

金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）

④互相置换反应

依据: ⑤原电池反应中正负极

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性

元素的 非金属性强弱 ②最高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还原性

性强弱的判断 ④互相置换反应

①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小,如：Na〉Mg>Al；非金属性，随荷电荷数的增加而增大,如:Si〈P〈S〈Cl。

规律： ②、同主族元素的金属性,随荷电荷数的增加而增大，如：Li〈NaCl〉Br>I.

③、金属活动性顺序表:K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe〉Sn>Pb〉(H)〉Cu〉Hg〉Ag>Pt>Au 人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点(word版可编辑修改)

第 4 页 1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用.

①、定义:阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键

②、存在:离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）;离子晶体.

①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。

②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中(如：NaOH、Na2O2）；

共价键 分子、原子、离子晶体。

2、分类 极性键 共价化合物

化学键 非极性键 非金属单质

③、分类：

双方提供：共价键

单方提供：配位键 如：NH4+、H3O+

金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。

键能

3、键参数 键长

键角

4、表示方式:电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键)

非晶体 离子晶体

固体物质 分子晶体

晶体： 原子晶体

金属晶体

分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关.

作用:对物质的熔点、沸点等有影响。

①、定义:分子之间的一种比较强的相互作用。

分子间相互作用 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）

③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。

④、氢键的形成及表示方式：F——H···F-—H···F-—H···←代表氢键。

氢键 O O

H H H H

O

H H

⑤、说明：氢键是一种分子间作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强;是一种较强的分子间作用力。氢键：无机物如NH3，H2O，HF，等。有机物：乙醇、乙酸、邻硝基苯酚（分子内）等。

定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子.

非极性分子 双原子分子:只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等.

举例： 只含非极性键的多原子分子如:O3、P4等

分子极性 多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子

如：CO2、CS2（直线型)、CH4、CCl4（正四面体型）

极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合)的。

举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如:HCl、NO、CO等

多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子

如：NH3（三角锥型）、H2O（折线型或V型）、H2O2

分子化合物的杂化类型及分子构型

1 确定中心原子A价层电子对数目。计算时注意： 离子共用电子对是否偏不同原子间

存在

共用电子对的来源 相同原子间 分子的极分子的稳定分子的空间构型 决分子的极决(孤对电①构成晶体粒子种类

②粒子之间的相互作用 人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点(word版可编辑修改)

第 5 页 （a）氧族元素（ⅥA族）原子作为配位原子时，可认为不提供电子（如氧原子有6个价电子，作为配位原子时，可认为它从中心原子接受一对电子达到8电子结构），但作为中心原子时,认为它提供所有的6个价电子。

(b）如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO43－离子中P原子的价层电子数应加上3，而NH4＋离子中N原子的价层电子数则应减去1。