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《高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)物構(gòu)》由會(huì)員上傳分享，免費(fèi)在線閱讀，更多相關(guān)內(nèi)容在工程資料-天天文庫。
1、標(biāo)準(zhǔn)文檔選修3復(fù)習(xí)一、復(fù)習(xí)要點(diǎn)（一）原子結(jié)構(gòu)1、能層和能級(jí)（1）能層和能級(jí)的劃分???①在同一個(gè)原子中，離核越近能層能量越低。???②同一個(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。???③任一能層，能級(jí)數(shù)等于能層序數(shù)。④s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍。⑤能層不同能級(jí)相同，所容納的最多電子數(shù)相同。（2）能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2（n：能層的序數(shù)）。2、構(gòu)造原理（1）構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原
2、子核外電子的能級(jí)分布。（2）構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。（3）不同能層的能級(jí)有交錯(cuò)現(xiàn)象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子軌道的能量關(guān)系是：ns＜（n-2）f＜（n-1）d＜np（4）能級(jí)組序數(shù)對應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級(jí)組原子軌道所容納電子數(shù)目對應(yīng)著每個(gè)周期的元素?cái)?shù)目。根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2n2；最外層不超過8個(gè)電子
3、；次外層不超過18個(gè)電子；倒數(shù)第三層不超過32個(gè)電子。（5）基態(tài)和激發(fā)態(tài)①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。實(shí)用文案標(biāo)準(zhǔn)文檔②激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對基態(tài)而言）?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。③原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)吸收（基態(tài)→激發(fā)態(tài)）和放出（激發(fā)態(tài)→較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產(chǎn)生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。3、電子云與原子軌道（1）電子云：電子在核外空
4、間做高速運(yùn)動(dòng)，沒有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來描述核外電子的運(yùn)動(dòng)。“電子云”描述了電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的形象化描述。（2）原子軌道：不同能級(jí)上的電子出現(xiàn)概率約為90%的電子云空間輪廓圖稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈球形對稱，ns能級(jí)各有1個(gè)原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級(jí)各有3個(gè)原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級(jí)各有5個(gè)原子軌道；nf能級(jí)各有7個(gè)原子軌道。4、核外電子排布規(guī)律（1）能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級(jí)里，然后排布在能量逐漸
5、升高的能級(jí)里。（2）泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋方向相反。（3）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí)，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。（4）洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級(jí)時(shí)，當(dāng)其處于全空、半充滿或全充滿時(shí)，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個(gè)原子的能量最低，最穩(wěn)定。能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”。電子數(shù)（5）（n-1）d能級(jí)上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序
6、數(shù)=ns能級(jí)電子數(shù)?（二）元素周期表和元素周期律1、元素周期表的結(jié)構(gòu)元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價(jià)電子總數(shù)決定元素所在的族。（1）原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級(jí)組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個(gè)橫行為一個(gè)周期，周期表共有七個(gè)周期。同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。（2）原子的電子構(gòu)型和族的劃分族是指價(jià)電子數(shù)相同（外圍電子排布相同），按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期
7、表中的一個(gè)列為一個(gè)族（第Ⅷ族除外）。共有十八個(gè)列，十六個(gè)族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。（3）原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個(gè)區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)。2、元素周期律元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。（1）同周期
8、、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律實(shí)用文案標(biāo)準(zhǔn)文檔??同周期（左右）同主族（上下）原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)逐漸增大增大能層（電子層）數(shù)相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大?元素性質(zhì)化合價(jià)最高正價(jià)由+1+7負(fù)價(jià)數(shù)=（8—族序數(shù)）最高正價(jià)和負(fù)價(jià)
