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(rèn)識(shí)原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級(jí)）的含義.

　　1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)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(yùn)動(dòng)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(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q.

　　原子軌道（能級(jí)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(yùn)動(dòng)，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(gè)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(hào)元素原子核外電子的排布.

　　(1).原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子.

　　(2).原子核外電子排布原理.

　　①.能量最低原理：電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.

　　②.泡利不相容原理：每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子.

　　③.洪特規(guī)則：在能量相同的軌道上排布時(shí)，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(jià)軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(shí)(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(jí)交錯(cuò)圖和1-36號(hào)元素的核外電子排布式.

　　①根據(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。

　　②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高；在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量依次升高。基態(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(fù)性

　　第一電離能：氣態(tài)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)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)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(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小；

　　★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì).

　　說(shuō)明：

　　①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)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

　　②.元素第一電離能的運(yùn)用：

　　a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.

　　b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱.

　　(3).元素電負(fù)性的周期性變化.

　　元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。

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

　　電負(fù)性的運(yùn)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(fù)性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價(jià)鍵).

　　c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）.

　　d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)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(fù)性X＞Y，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是

　　A．X與Y形成化合物時(shí)，X顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià)

　　B．第一電離能可能Y小于X

　　C．最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于Y對(duì)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(shuō)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(qiáng)烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵.

　　(2).離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵.

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

　　離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來(lái)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(yáng)離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大.

　　離子晶體：通過(guò)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(gè)鈉離子周圍有6個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有6個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子；氯化銫晶體中，每個(gè)銫離子周圍有8個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有8個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子.