化学 第一单元
第一节
一、原子的发现史
1.道尔顿原子模型 (1803年) 2.汤姆生原子模型(1903年) 3.卢瑟福原子模型(1911年)
原子中心有一个带正电荷的核,它的质量几乎等于原子的全部质量,电子在它的周围沿着不同的轨道运转,就象行星环绕太阳运转一样。 4.玻尔原子模型 (1913年)
(1)、氢原子光谱和玻尔的原子结构理论 a.连续光谱 —— 无数波长连续的光形成 b.线状光谱 —— 一些具有特定波长的光形成 ★玻尔理论的三个基本观点：
(1) 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动,并且不辐射能量；
2)不同轨道上运动的电子具有不同能量,而且能量是量子化的,轨道能量依n值(1、2、3、·····)的增大而升高,n称为量子数。对氢原子而言,电子处在n=1的轨道是能量最低,称为基态,能量高于基态的状态,称为激发态；
(3)只有当电子从一个轨道(能量为Ei)跃迁到另一个轨道(能量为Ej)时,才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现并被记录下来,就形成了光谱。 5.量子力学模型 (1927~1935年)
二、量子力学对原子核外电子运动状态的描述 1、原子轨道与四个量子数
(1)量子力学中单个电子的空间运动状态称为原子轨道. 每个原子轨道须由三个量子数n、 l 、m共同描述. (２)四个量子数
①主量子数n: 描述电子离核的远近． n取值为正整数 １,２,３,４,５,６… 对应符号为 Ｋ,Ｌ,Ｍ,Ｎ,Ｏ,Ｐ… n 所表示的运动状态称为电子层 规律: 每层的能级数值=电子层数
②角量子数l :描述(电子云)原子轨道的形状．对于确定的n值,l共n个数值． l 取值为 0,１,２,３… (n-1)． 符号为 s, p, d, f 等． 若电子n、 l 的相同,则电子的能量相同．
在一个电子层中,l 的取值有多少个,表示电子层有多少个不同的能级． 规律: 每层的能级数值=电子层数
③磁量子数m: 描述磁场中原子轨道的能量状态 m可以取0、±1、±2 … ±l共(2l +1)个数值. 如l =0, m只可以取0,对应的谱线只有一条. 如l =1, m可以取0, ±1,对应的谱线有三条. n、 l 、m确定,原子轨道就确定了. S能级 1个原子轨道
P能级 3个原子轨道 d能级 5个原子轨道 f能级 7个原子轨道
规律: 每个能级上的原子轨道数= 2l +1
④自旋量子数ms:描述在能量完全相同时电子运动的特殊状态(简称为电子自旋状态). 处于同轨道上的电子的自旋状态只有两种. 分别用ms =+1/2(通常用符号↑表示). ms= -1/2 (通常用符号↓表示). (3)量子数和原子轨道的关系
n 取值 1 2 3 符号 K L M 取值 0 0 1 0 1 l 符号 s S P S P m 取值 0 0 0, ±1 0 0, ±1 0, ±1 ±2 原子轨道 符号 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 3dxy 3dyz 3dxz 3dx2-y2 3dz2 ms 取值 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 2 d
2.原子轨道的图像和电子云 (1)原子轨道的图像描述
根据量子力学理论,将原子轨道在空间的分布以图象方式在直角坐标系中表示出来. (2)电子云：描述电子在空间出现的概率大小的图形.
★规律：
每层的轨道数=电子层数的平方(n2)
每层最多容纳的电子数为=2×电子层数的平方(2n2)
第二节 原子结构与元素周期表
一、基态原子的核外电子排布 1、基态原子
基态原子是处于能量最低状态下的原子,基态原子的核外电子排布,决定了元素周期表的划分和原子半径的变化规律。
2、基态原子的核外电子排布三大原则 (1)能量最低原则：
核外电子的排布要使整个原子的能量最低,以形成稳定结构。 ①原子轨道能量的高低存在以下规律： a．相同电子层上原子轨道能量的高低： ns＜np＜nd＜nf b.形状相同的原子轨道能量的高低： 1s＜2s＜3s＜4s……
c、电子层和形状相同的原子轨道的能量相等,如 2px=2py=2pz
②基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p……
当出现d 轨道时,电子按ns、(n-1)d、np 顺序排布,这样的排布方式使体系的能量最低,这一规律叫“能级交错” (2)泡利不相容原理：
一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,并且这两个电子的自旋方向必须相反。 (3)洪特规则：
对于基态原子,电子在能量相同的轨道上排布时,应尽可能的分占不同的轨道并且自旋方向相同。
洪特进一步指出,能量相同的原子轨道在全充满(p6和d10 )、半充满(p3和d5)和全空(p0和d0 )状态时,体系能量最低,原子最稳定。 二、价电子
价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。 1、核外电子排布与元素周期表 (1 、)核外电子排布与周期的关系
周期与主量子数n有关。最外层电子的主量子数为n时,该原子所属元素属于第n周期 (2.)核外电子排布与族的划分
主族元素：族序数=原子的最外层电子数(价电子数) 副族元素：大多数族数=(n-1)d+ns的电子数 0族元素：除He(1s2)外,其余最外层电子 p区元素：最外层电子 均为ns2np6排布。 构型从ns2np1~ns2np6ds区元素:包(3.)原子的电子构型和元素的分区 的元素。即IIIA~VIIAd区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个,均为金属元素,性质相似。 括IB族和IIB族元素。 族。除H外,所有非金属元素都在p区。 S 区元素：最外层构型是S1和S2。主要是IA和 IIA族元 素。除H和He外,其余为活泼金属。 f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同,化学性质相似。
★ 核外电子排布与族序数之间的关系判断方法
三、核外电子排布与原子半径
①电子层数: 电子层数越多,原子半径越大
②核电荷数：当电子层数相同时,核电荷数增多,半径有减小
③核外电子数：核电荷数相同时,核外电子数越多,原子半径就越大 ２．原子结构与元素性质 1.、电离能及其变化规律
1.定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。 2.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度 电离能越小,该气态原子越容易失去电子 电离能越大,气态时该原子越难失去电子 3.第一电离能大小的判断
★从左到右,元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子,碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大 ★同主族元素,自上而下第一电离能逐渐减小
★从左到右,第一电离能总体呈现由小到大的趋势；但第ⅡA族和第ⅤA族元素第一电离能比相邻元素高；
二、电负性：电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
1、意义：元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 2、电负性的递变规律
1)同周期从左到右,元素电负性增大 2)同主族自上而下,元素电负性减小
3)金属元素的电负性小,非金属元素电负性大 3、电负性应用
1)电负性越大,非金属性 越强 电负性越小,金属性 越强 2)电负性大的元素呈负价 电负性小的元素呈正价
3)判断元素的化合价：除Ⅷ族的某些元素和0族外,元素的最高化合价等于它所在的族的序数。 非金属：最高正价 + ︳最低负价 ︳= 8
第二单元 第一节
一.共价键
1、共价键的形成 2、共价键的本质：
高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用 ３、形成条件：
A、电负性相同或相近的非金属元素原子之间。
B、一般成键原子有未成对电子。 C、成键原子的原子轨道重叠
二. 共价键的类型 σ键和∏键
高中化学选修3物质结构与性质物质和结构知识点总结
