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1、精选学习资料 - - - - - - - - - 选修三：物质结构与性质学问点 总结第一章 原子结构与性质一、熟悉 原子核 外电子运动状态,明白电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含1、电子云 ：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间显现的机会大小所得的图形叫电子云图 .离核越近,电子显现的机会大,电子云密度越大；离核越远,电子显现的机会小,电子云密度越小 . 2、电子层（能层）：依据电子的能量差异和主要运动区域的不同,核外电子分别处于不同的电子层. 原子由里向外对应的电子层符号分别为 K、L、M、N、O、 P、Q. 3、原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子,也可以在不同
2、类型的原子轨道上运动,分别用 s、p、d、f 表示不同外形的轨道,s 轨道呈球形、 p 轨道呈纺锤形,d 轨道和 f轨道较复杂 . 各轨道的舒展方向个数依次为 1、3、5、7. 二、 构造原理）明白多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示 136 号元素原子核外电子的排布 .1、原子核外电子的运动特点可以用电子层、原子轨道 亚层 和自旋方一直进行描述 . 在含有多个核外电子的原子中,不存在运动状态完全相同的两个电子 . 2、原子核外电子排布原理 . 能量最低原理 : 电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道 . . 泡利不相容原理 : 每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的
3、电子 . . 洪特规章 : 在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同 . 洪特规章的特例 : 在等价轨道的全布满（p 6、d 10、f 14）、半布满（ p 3、d 5、f 7）、全空时 p 0、d 0、f 0的状态,具有较低的能量和较大的稳固性 . 如24Cr Ar3d 54s 1、 29Cu Ar3d 104s 1. 3、把握能级交叉图和 1-36 号元素的 核外电子排布 式.依据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循的次序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p基态原子核外电子的排布按能量由低到高的次序依次排布；三、元素周期律1、周期表中的 5 个区
4、： s、p、d、ds、f 2、外围电子 - 价电子 s 与 p 区- 最外层上的电子 d 与 ds 区最高能级组上的电子3、第一电离能：气态电中性基态原子失去 1 个电子,转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能；常用符号 I1表示,单位为 kJ/mol ；1. 原子核外电子排布的周期性 .随着原子序数的增加 , 元素原子的外围电子排布出现周期性的变化 : 每隔肯定数目的元素,元素原子的外围电子排布重复显现从 ns 1 到 ns 2np 6的周期性变化 . 2. 元素第一电离能的周期性变化 .随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化 : 同周期从左到右,第一电离能有逐步增大的趋势
5、,稀有气体 的第一电离能最大,碱金属 的第一电离能最小；同主族从上到下,第一电离能有逐步减小的趋势 . 说明：同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势；电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素；Be、N、Mg、P . 元素第一电离能的运用：a. 电离能是原子核外电子分层排布的试验验证 . b. 用来比较元素的金属性的强弱 . I 1越小,金属性越强,表征原子失电子才能强弱 . 3. 元素电负性的周期性变化 . 4、元素的电负性：元素的原子在分子中吸引键合电子的才能叫做该元素的电负性；第 1页,共 4页名师归纳总结 第 1 页,共 4
6、 页- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右,主族元素电负性逐步增大；同一主族从上到下,元素电负性出现减小的趋势 . 电负性的运用 :a. 确定元素类型 一般 1.8 ,非 金属元素 ； 1.7 ,离子键； 碳化硅 晶体硅 . 4、金属晶体1. 金属键 : 金属阳离子和自由电子之间剧烈的相互作用 . 请运用自由电子理论说明金属晶体的导电性、导热性和延展性 . 晶体中的微粒 导电性 导热性 延展性金属离子和自由电子 自由电子在外加电场的作 自由电子与金属离子 晶体中各原子层相对滑用下发生定向移动 碰撞
7、传递热量 动仍保持相互作用2 金属晶体 : 通过金属键作用形成的晶体 . 金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律 : 阳离子所带电荷越多、半径越小,金属键越强,熔沸点越高 . 如熔点： NaMgNaKRbCs（3）金属原子的积累方式三维积累方式 配位数 空间利用率 代表物简洁立方积累体心立方积累六方最密积累面心立方最密积累5、离子晶体1. 化学键： 相邻原子之间剧烈的相互作用 . 化学键包括离子键、共价键和金属键 . 2. 离子键： 阴、 阳离子 通过静电作用形成的化学键 . 离子键强弱的判定 : 离子半径越小,离子所带电荷越多,离子键越强,离子晶体的熔沸点越高 . 离子键 的强弱可以用晶格能
8、的大小来衡量,晶格能是指拆开 1mol 离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸取的能量 . 晶格能越大,离子晶体的熔点越高、硬度越大 . （3）离子晶体 : 通过离子键作用形成的晶体 .典型的离子 晶体结构 ：NaCl 型和 CsCl 型NaCl 型晶体每个 Na +离子四周被 6 个 C1离子所包围, 同样每个 C1也被 6 个 Na +所包围； 每个氯化钠晶胞中含有 4 个钠离子和 4 个氯离子CsCl 型晶体每个正离子被 8 个负离子 包围着,同时每个负离子也被 8 个正离子所包围；每个氯化铯晶胞中含有 1 个铯离子和 1 个氯离子3物质溶沸点的比较（重点 ）（1）不同类晶体：一般情形下,原子晶体 离子晶体 分子晶体（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大,就熔沸点高,反之就小；离子晶体：离子所带的电荷数越高,离子半径越小,就其熔沸点就越高；分子晶体：对于同类分子晶体,式量越大,就熔沸点越高；原子晶体：键长越小、键能越大,就熔沸点越高；（3）常温常压下状态 熔沸点：固态物质 液态物质 气态物质第 4页,共 4页名师归纳总结 - - - - - - -第 4 页,共 4 页