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高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳及易错点归纳
第一章重点知识归纳
一、原子结构
1.能层、能级与原子轨道
能层(n)
能级
最多容纳电子数
序号
符号
符号
原子轨道数
各能级
各能层
一
K
1s
1
2
2
二
L
2s
1
2
8
2p
3
6
三
M
3s
1
2
18
3p
3
6
3d
5
10
四
N
4s
1
2
32
4p
3
6
4d
5
10
4f
7
14
……
……
……
……
……
……
n
……
……
……
……
2n2
(1)能层(n)：在多电子原子中,核外电子的能量是不同的,按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示,能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同,又将其分成不同的能级,通常用s、p、d、f等表示,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高,即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域,这种电子云轮廓图称为原子轨道。同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等,如npx、npy、npz轨道的能量相等。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
1
p
哑铃形
3
2.原子核外电子的排布规律
(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道,然后进入能量高的轨道,使整个原子的能量处于最低状态,所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。下图为构造原理示意图,即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图,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,能级交错指电子层数较大的某些能级的能量反而低于电子层数较小的某些能级的能量的现象,如：4s＜3d、6s＜4f＜5d,一般规律为ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。注意排电子时先排4s轨道再排3d轨道,而失电子时,却先失4s轨道上的电子。
(2)泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋状态相反。如2s轨道上的电子排布为,不能表示为。因为每个原子轨道最多只能容纳2个电子且自旋方向相反,所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。如氟原子的电子排布可表示为1s22s22peq\o\al(2,x)2peq\o\al(2,y)2peq\o\al(1,z),由于各原子轨道中的电子自旋方向相反,所以9个电子的运动状态互不相同。
(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。如2p3的电子排布为,不能表示为
或。
(4)洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低,如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。
3.核外电子排布的表示方法
表示方法
书写规则
以硫原子为例
电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后顺序,用能级符号依次写出各能级中的电子数,能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数,但不能表示原子核的情况,也不能表示各个电子的运动状态
1s22s22p63s23p4
简化电子排布式
为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示,得到简化的电子排布式,用“【稀有气体】＋价层电子”的形式表示
【Ne】3s23p4
电子排布图
用方框表示原子轨道,用“↑”或“↓”表示自旋状态不同的电子,按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写,能反映各轨道的能量的高低,各轨道上的电子分布情况及自旋方向
价电子排布式
仅用基态原子电子排布式中的价态电子排布,价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数
3s23p4
原子结构示意图
圆圈内数字表示质子数,弧线表示能层(电子层),弧线内数字表示该能层(电子层)中的电子数,原子结构示意图能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数
二、元素周期表
1.原子结构与元素周期表的关系
2.每族元素的价层电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
(2)0族：除He外其余均为ns2np6。
(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族,Pd、镧系、锕系除外)：(n－1)d1～10ns1～2。
3.元素周期表的分区
(1)元素周期表的分区
(2)各区元素价
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