高三化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

　　第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).

　　一、認識原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.

　　1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小.

　　電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

　　原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7.

　　2.(構(gòu)造原理）

　　了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.

　　(1).原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.

　　(2).原子核外電子排布原理.

　�、�.能量最低原理：電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.

　�、�.泡利不相容原理：每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.

　�、�.洪特規(guī)則：在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.

　　洪特規(guī)則的特例：在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.

　　(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.

　�、俑鶕�(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

　�、诟鶕�(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高�；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

　　3.元素電離能和元素電負性

　　第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。

　　(1).原子核外電子排布的周期性.

　　隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.

　　(2).元素第一電離能的周期性變化.

　　隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化：

　　★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最�。�

　　★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.

　　說明：

　　①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

　�、�.元素第一電離能的運用：

　　a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.

　　b.用來比較元素的金屬性的強弱.I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.

　　(3).元素電負性的周期性變化.

　　元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

　　隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢.

　　電負性的運用：

　　a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).

　　b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵).

　　c.判斷元素價態(tài)正負（電負性大的為負價，小的為正價）.

　　d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強弱）.

　　例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是

　　A．K、Na、LiB．N、O、CC．Cl、S、PD．Al、Mg、Na

　　例9.已知X、Y元素同周期，且電負性X＞Y，下列說法錯誤的是

　　A．X與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價

　　B．第一電離能可能Y小于X

　　C．最高價含氧酸的酸性：X對應(yīng)的酸性弱于Y對應(yīng)的酸性

　　D．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX

　　二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì).

　　內(nèi)容：離子鍵――離子晶體

　　1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).

　　(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

　　(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵.

　　離子鍵強弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.

　　離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.

　　離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體.

　　典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.