2024届高三化学三轮复习 物质结构与性质 知识清单

物质结构与性质 一、原子核外电子排布原理 1.能层、能级、原子轨道和容纳电子数之间的关系 能层(n) 一 二 三 四 … n 能层符号 K L M N … … 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f … … 最多容纳电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 … … 2 8 18 32 … 2n2 2.原子轨道的形状和能量高低 3.原子核外电子的排布规律 ①能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。 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。 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。 【注意】洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。 4.基态原子、激发态原子和原子光谱 ①基态原子：处于最低能量的原子 ②激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。 ③原子光谱 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 二、原子结构与元素性质 1.电离能 (1)含义：第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I，单位kJ/mol。 (2)规律： ①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。 ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 ②判断元素的化合价：如果某元素的In+1>＞In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素I2>＞I1，所以钠元素的化合价为+1。 ③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。 ④反映元素原子的核外电子排布特点：同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素原子的最外层电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常地大。 2.电负性 (1)概念：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 (2)意义：电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强。利用电负性的大小可以判断元素的金属性和非金属性的强弱。如电负性最大的元素为氟元素。 (3)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (4)变化规律 a.金属元素的电负性一般较大，非金属元素的电负性一般较小，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 b.在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。 (5)应用 ①确定元素类型（电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素）。 ②确定化学键类型（一般两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键）。 ③判断元素价态正、负（化合物中电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价） ④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一（表征原子得电子能力强弱）。 三、共价键 1.共价键的本质、特征及分类 ①本质：在原子之间形成共用电子对。 ②特征：具有方向性和饱和性。如H2O中O与H形成2个O—H共价键且共价键夹角约为105°。 ③共价键的分类： 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 电子云“头碰头”重叠 π键 电子云“肩并肩”重叠 形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对发生偏移 非极性键 共用电子对不发生偏移 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有一对共用电子对 双键 原子间有两对共用电子对 三键 原子间有三对共用电子对 2.大π键的简介 ①定义：大π键一般是三个或多个原子间形成的，是未杂化轨道中的电子云肩并肩重叠形成的π键。 ②表达式：Π—m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数。 3.键参数——键能、键长、键角 ①概念 ②键参数