高中化學(xué)選修三第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)講義及習(xí)題含答案

1、1第一章第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.原子結(jié)構(gòu)原子結(jié)構(gòu)1、能級(jí)與能層、能級(jí)與能層2、原子軌道、原子軌道3、原子核外電子排布規(guī)律、原子核外電子排布規(guī)律（1）構(gòu)造原理）構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按下圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)），叫做構(gòu)造原理。能級(jí)交錯(cuò)能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。（PS：構(gòu)造原理并非4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低，而是指這樣順序填充

2、電子可以使整個(gè)原子的能量最低。）（2）能量最低原理）能量最低原理原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱能量最低原理。（3）泡利（不相容）原理）泡利（不相容）原理：一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個(gè)原理稱為泡利原理。（4）洪特規(guī)則）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特規(guī)則。比如，p3的軌道式為，而不是↑

3、↑↑3能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。三、元素周期律三、元素周期律1、電離能、電負(fù)性、電離能、電負(fù)性（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族

4、)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大。（2）元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬

5、”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負(fù)性的應(yīng)用①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱②金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。2、原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)

6、的遞變規(guī)律、原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)性質(zhì)同周期（從左往右）同周期（從左往右）同主族（自上而下）同主族（自上而下）（1）能層數(shù)（電子層數(shù)）相同從1遞增到6（或7）（2）最外層電子數(shù)從1遞增到8（第一周期例外）相同（3）原子半徑減小增大（4）金屬性（原子失電子能力）減弱增強(qiáng)（5）非金屬性（原子得電子能力）增強(qiáng)減弱（6）電負(fù)性增強(qiáng)減弱（7）第一電離能增大的趨勢(shì)減?。?）單質(zhì)還原性減弱增強(qiáng)（9）單質(zhì)氧化性增強(qiáng)減弱（10）最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)