高中化學(xué)選修三 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識(shí)總結(jié)

1、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一 原子結(jié)構(gòu)決定原子種類1、原子的構(gòu)成中子N（不帶電荷） 同位素 （核素）原子核 質(zhì)量數(shù)（A=N+Z） 近似相對(duì)原子質(zhì)量質(zhì)子Z（帶正電荷） 核電荷數(shù) 元素 元素符號(hào)原子結(jié)構(gòu) 最外層電子數(shù)決定主族元素的 決定原子呈電中性電子數(shù)（Z個(gè)） 化學(xué)性質(zhì)及最高正價(jià)和族序數(shù) 體積小，運(yùn)動(dòng)速率高（近光速），無(wú)固定軌道核外電子 運(yùn)動(dòng)特征決定電子云（比喻） 小黑點(diǎn)的意義、小黑點(diǎn)密度的意義。排布規(guī)律 電子層數(shù) 周期序數(shù)及原子半徑表示方法 原子（離子）的電子式、原子結(jié)構(gòu)示意圖2、三個(gè)基本關(guān)系（1）數(shù)量關(guān)系：質(zhì)子數(shù) = 核電荷數(shù) = 核外電子數(shù)（原子中）（2）電性關(guān)系：原子中：質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)

2、陽(yáng)離子中：質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù) 或 質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)+電荷數(shù) 陰離子中：質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù) 或 質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)-電荷數(shù)（3）質(zhì)量關(guān)系：質(zhì)量數(shù) = 質(zhì)子數(shù) + 中子數(shù)特別提醒對(duì)于公式：質(zhì)量數(shù)（A）=質(zhì)子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N），無(wú)論原子還是離子，該公式均適應(yīng)。原子可用表示，質(zhì)量數(shù)A寫(xiě)在原子的右上角，質(zhì)子數(shù)Z寫(xiě)在原子的左下角，上下兩數(shù)值的差值即為中子數(shù)。原子周圍右上角以及右下角或上面均可出現(xiàn)標(biāo)注，注意不同位置標(biāo)注的含義，右上角為離子的電性和電荷數(shù)，寫(xiě)作n；右下角為微粒中所含X原子的個(gè)數(shù)，上面標(biāo)注的是化合價(jià)，寫(xiě)作n形式，注意與電荷的標(biāo)注進(jìn)行正確區(qū)分，如由氧的一種同位素形成的過(guò)氧根離子，可寫(xiě)作。二 原子

3、核外電子排布規(guī)律 核外電子排布規(guī)律1各電子層最多能容納 2n2 個(gè)電子即：電子層序號(hào) 1 2 3 4 5 6 7代表符號(hào) K L M N O P Q最多電子數(shù) 2 8 18 32 50 72 982最外層電子數(shù)目不超過(guò) 8 個(gè)（K層為最外層時(shí)不超過(guò)2個(gè)）。3次外層電子數(shù)最多不超過(guò) 18 個(gè)，倒數(shù)第三層不超過(guò) 32 個(gè)。4核外電子總是盡先排滿能量最低、離核最近的電子層，然后才由里往外，依次排在能量較高，離核較遠(yuǎn)的電子層。注意事項(xiàng)1.以上幾點(diǎn)是相互聯(lián)系的，不能孤立地理解，必須同時(shí)滿足各項(xiàng)要求。2.上述乃核外電子排布的初步知識(shí)，只能解釋118號(hào)元素的結(jié)構(gòu)問(wèn)題，若要解釋更多問(wèn)題，有待進(jìn)一步學(xué)習(xí)核外電子

4、排布所遵循的其它規(guī)律。特別提醒1-18號(hào)元素的原子結(jié)構(gòu)特性：原子核中無(wú)中子的原子：11H。最外層有1個(gè)電子的元素：H、Li、Na。最外層有2個(gè)電子的元素：Be、Mg、He。最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Ar。最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的元素：C；是次外層電子數(shù)3倍的元素：O；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne。電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、Al。電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be。次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Si。內(nèi)層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、P。三 相對(duì)原子質(zhì)量定義：以12C原子質(zhì)量的1/12（約1.6610-27kg）作為標(biāo)準(zhǔn)，其它原子的

5、質(zhì)量跟它比較所得的值。其國(guó)際單位制（SI）單位為1，符號(hào)為1（單位1一般不寫(xiě)）原子質(zhì)量：指原子的真實(shí)質(zhì)量，也稱絕對(duì)質(zhì)量，是通過(guò)精密的實(shí)驗(yàn)測(cè)得的。如：一個(gè)氯原子的m(35Cl)=5.8110-26kg。核素的相對(duì)原子質(zhì)量：各核素的質(zhì)量與12C的質(zhì)量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應(yīng)有幾種不同的核素的相對(duì)原子質(zhì)量，相對(duì) 諸量 如35Cl為34.969,37Cl為36.966。原子 比較 核素的近似相對(duì)原子質(zhì)量：是對(duì)核素的相對(duì)原子質(zhì)量取近似整數(shù)值，數(shù)值上與該質(zhì)量 核素的質(zhì)量數(shù)相等。如：35Cl為35,37Cl為37。元素的相對(duì)原子質(zhì)量：是按該元素各種天然同位素原子所占的原子個(gè)數(shù)百分比算出的

6、平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)a% + Ar(37Cl)b%元素的近似相對(duì)原子質(zhì)量：用元素同位素的質(zhì)量數(shù)代替同位素相對(duì)原子質(zhì)量與其原子個(gè)數(shù)百分比的乘積之和。注意 、核素相對(duì)原子質(zhì)量不是元素的相對(duì)原子質(zhì)量。、通常可以用元素近似相對(duì)原子質(zhì)量代替元素相對(duì)原子質(zhì)量進(jìn)行必要的計(jì)算。四 微粒半徑的大小比較和10電子、18電子微粒1原子半徑和離子半徑原子半徑1.電子層數(shù)相同時(shí)（同周期元素），隨原子序數(shù)遞增，原子半徑減小例：NaMgAlSiPSCl2.最外層電子數(shù)相同時(shí)（同主族元素），隨電子層數(shù)遞增原子半徑增大。例：LiNaKRbCs離子半徑1.同種元素的離子半徑:陰離子大于原子,原子大于陽(yáng)離子,

7、低價(jià)陽(yáng)離子大于高價(jià)陽(yáng)離子。例：ClCl，F(xiàn)eFe2Fe3 2.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子,核電荷數(shù)越大,半徑越小。例：O2FNaMg2Al3 3.帶相同電荷的離子（同主族元素的離子）,電子層越多,半徑越大。例：LiNaKRbCs；O2S2Se24.帶電荷、電子層均不同的離子可選一種離子參照比較。例：比較K與Mg2可選Na或Ca2為參照可知KNa（或Ca2）Mg2 210電子的微粒：（1）分子： Ne、CH4、NH3、H2O、HF ；（2）離子： Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、NH2-、H3O+、OH-、O2-、F- 。318電子的微粒：2（1）（1）分子： Ar、SiH4、PH3、H2S、H

8、Cl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等；（2）離子： S2-、Cl-、K+、Ca2+、HS- 。特別提醒：記憶10電子微粒的方法：首先找出10電子的原子（單原子分子）Ne，然后向前尋找非金屬元素對(duì)應(yīng)的氫化物：CH4HF，向后尋找金屬形成的陽(yáng)離子：Na+Al3+。在氫化物的基礎(chǔ)上增加或減少H+，可構(gòu)成一系列的離子。記憶18電子的微粒方法：首先找出18電子的原子（單原子分子）Ar，然后向前尋找非金屬元素對(duì)應(yīng)的氫化物：SiH4HCl，向后尋找金屬形成的陽(yáng)離子：K+Ca2+。在氫化物的基礎(chǔ)上減少H+，可構(gòu)成一系列的離子。還有部分18電子的分子可通過(guò)10電子的氫化物分析得

9、到，10電子的氫化物分子去掉一個(gè)H得到9電子的基團(tuán)：CH3、NH2、OH、F，這些基團(tuán)兩兩結(jié)合可形成18電子的分子。元素周期律與元素周期表一 元素周期表的結(jié)構(gòu)元素周期表的結(jié)構(gòu)位置與結(jié)構(gòu)的關(guān)系周期周期序數(shù)元素的種數(shù)1.周期序數(shù) 電子層數(shù) 2.對(duì)同主族元素若n2，則該主族某一元素的原子序數(shù)與上一周期元素的原子序數(shù)的差值為上一周期的元素種數(shù)。若n3，則該主族某一元素的原子序數(shù)與上一周期元素的原子序數(shù)的差值為該周期的元素種數(shù)。短周期第一周期 2種 第二周期 8種 第三周期 8種 長(zhǎng)周期第四周期 18種 第五周期 18種 第六周期 32種 第七周期 32種（如果排滿）族主族A族A族由長(zhǎng)周期和短周期元素共

10、同構(gòu)成的族最外層電子數(shù)= 主族族數(shù) =價(jià)電子數(shù)零 族最外層電子數(shù)均為8個(gè)（He為2個(gè)除外）副族IB族B族只由長(zhǎng)周期元素構(gòu)成的族最外層電子數(shù)一般不等于族序數(shù)（第B族、B族除外）；最外層電子數(shù)只有12個(gè)。第族有三列元素（8、9、10三個(gè)縱行）特別提醒：掌握元素周期表的結(jié)構(gòu)中各族的排列順序，結(jié)合惰性氣體的原子序數(shù)，我們可以推斷任意一種元素在周期表中的位置。記住各周期元素?cái)?shù)目，我們可以快速確定惰性氣體的原子序數(shù)。各周期元素?cái)?shù)目依次為2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排滿），則惰性氣體原子序數(shù)依次為2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86

11、+32=108。二 元素周期律涵 義元素性質(zhì)隨著元素原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化。實(shí) 質(zhì) 元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化 核外電子排布最外層電子數(shù)由1遞增至8(若K層為最外層則由1遞增至2)而呈現(xiàn)周期性變化。原子半徑原子半徑 由大到小 (稀有氣體元素除外)呈周期性變化。原子半徑由電子層數(shù)和核電荷數(shù)多少?zèng)Q定，它是反映結(jié)構(gòu)的一個(gè)參考數(shù)據(jù)。主要化合價(jià)最高正價(jià)由 +1 遞變到 +7 ，從中部開(kāi)始（IVA族）有負(fù)價(jià)，從 -4 遞變至 -1 。(稀有氣體元素化合價(jià)為零)， 呈周期性變化。元素主要化合價(jià)由元素原子的最外層電子數(shù)決定，一般存在下列關(guān)系：最高正價(jià)數(shù)最外層電子數(shù)，非金屬元素的負(fù)價(jià)=

12、8-最外層電子數(shù) 。元素及化合物的性質(zhì)金屬性 逐漸減弱 ，非金屬性 逐漸增強(qiáng) ，最高氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性逐漸減弱 ，酸性 逐漸增強(qiáng) ，呈周期性變化。這是由于在一個(gè)周期內(nèi)的元素，電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)逐漸增多，核對(duì)外層電子引力漸強(qiáng)，使元素原子失電子漸難，得電子漸易，故有此變化規(guī)律。特別提醒作為元素周期律知識(shí)的考查，在解題中我們應(yīng)盡量把它們體現(xiàn)在元素周期表中進(jìn)行理解。如Xm+、Ym-、Z（m+1）+、W（m+1）-四種離子具有相同的電子層排布，要考查四種元素的有關(guān)性質(zhì)，比如原子序數(shù)大小、原子半徑大小、離子半徑大小、單質(zhì)金屬性和非金屬性強(qiáng)弱等，我們首先可以確定出元素的相對(duì)位置為，則問(wèn)題容易解

13、決。三 元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法和規(guī)律 1.根據(jù)元素周期表的知識(shí)進(jìn)行判斷同一周期，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。元素周期表中最活潑的金屬是Fr，天然存在的最活潑的金屬是Cs；最活潑的非金屬元素是F。同一主族，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。元素周期表左邊為活潑的金屬元素，右邊為活潑的非金屬元素；中間的第VIA、VA族則是從非金屬元素過(guò)渡到金屬元素的完整的族，它們的同族相似性甚少，但具有十分明顯的遞變性。2.根據(jù)元素的單質(zhì)及其化合物的性質(zhì)進(jìn)行判斷。（1）金屬性強(qiáng)弱判斷原則根據(jù)單質(zhì)與水（或酸）反應(yīng)，置換出水（或

14、酸）中的氫的難易程度來(lái)判斷：一般地，能與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的金屬元素的金屬性比不能與水反應(yīng)的金屬元素的強(qiáng)，與冷水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的金屬元素的金屬性比只能與熱水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的金屬元素的強(qiáng)。根據(jù)元素的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性強(qiáng)弱來(lái)判斷：一般地，元素的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性越強(qiáng)，則對(duì)應(yīng)的金屬元素的金屬性就越強(qiáng)。反之，則越弱。根據(jù)置換反應(yīng)進(jìn)行的方向來(lái)判斷：一般是“強(qiáng)”置換“弱”。根據(jù)金屬元素的單質(zhì)的還原性（或離子的氧化性）來(lái)判斷：一般情況下，金屬陽(yáng)離子的氧化性越強(qiáng)，則對(duì)應(yīng)的金屬單質(zhì)的還原性越弱，金屬元素的金屬性也就越弱。根據(jù)原電池的正、負(fù)極及金屬腐蝕的難易程度來(lái)判斷：一般地，負(fù)極為金屬性強(qiáng)的元素

15、的單質(zhì)，容易腐蝕。（2）非金屬性強(qiáng)弱判斷原則根據(jù)單質(zhì)與H2反應(yīng)生成氣態(tài)氫化物的劇烈程度或生成的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性強(qiáng)弱來(lái)判斷：一般地，單質(zhì)與H2反應(yīng)生成氣態(tài)氫化物越容易，或反應(yīng)生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，則對(duì)應(yīng)的非金屬元素的非金屬性越強(qiáng)；反之，則越弱。根據(jù)元素最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱來(lái)判斷：一般地，元素的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性越強(qiáng)，則對(duì)應(yīng)的非金屬元素的非金屬性就越強(qiáng)。反之，則越弱。根據(jù)置換反應(yīng)進(jìn)行的方向來(lái)判斷：一般是“強(qiáng)”置換“弱”。根據(jù)非金屬單質(zhì)的氧化性（或離子的還原性）強(qiáng)弱來(lái)判斷：一般情況下，非金屬陰離子的還原性越強(qiáng)，則對(duì)應(yīng)的非金屬單質(zhì)的氧化性越弱，非金屬性元素的非金屬性也就越

16、弱。根據(jù)與同一種金屬反應(yīng)，生成化合物中金屬元素的化合價(jià)的高低進(jìn)行判斷。例如：，2CuSCu2S，即得非金屬性：Cl2S。特別提醒一般來(lái)說(shuō)在氧化還原反應(yīng)中，單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)（或離子的還原性越弱），則元素的非金屬性越強(qiáng)；單質(zhì)的還原性越強(qiáng)（或離子的氧化性越弱），則元素的金屬性越強(qiáng)。故元素的金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱判斷方法與單質(zhì)的氧化性和還原性的強(qiáng)弱判斷方法是相一致的。四 元素“位構(gòu)性”之間的關(guān)系特別提醒：元素性質(zhì)和物質(zhì)結(jié)構(gòu)的常用的突破口（1）形成化合物種類最多的元素是碳。（2）某元素的最高價(jià)氧化物的水化物能與其氣態(tài)氫化物化合生成鹽，該元素是氮。（3）在地殼中含量最多的元素是氧，在地殼中含量最多的金屬元

17、素是鋁。（4）常溫下呈液態(tài)的非金屬單質(zhì)是溴，金屬單質(zhì)是汞。（5）氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定的元素是氟。（6）三種元素最高氧化物對(duì)應(yīng)的水化物兩兩皆能反應(yīng)，則必定含有Al元素。（7）焰色反應(yīng)呈黃色的元素是鈉，焰色反應(yīng)呈紫色的元素是鉀。（8）最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物酸性最強(qiáng)的元素是氯。（9）單質(zhì)的硬度最大的元素是碳。（10）化學(xué)式為A2B2形的化合物，則只可能為Na2O2、H2O2、C2H2。化學(xué)鍵一 化學(xué)鍵類型1.化學(xué)鍵的類型化學(xué)鍵類型離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵概念陰陽(yáng)離子間通過(guò)靜電引力作用所形成的化學(xué)鍵原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵金屬陽(yáng)離子與自由電子間通過(guò)相互作用而形成的化學(xué)鍵成鍵微粒陰陽(yáng)離子原子金屬陽(yáng)離子和

18、自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對(duì)電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內(nèi)部實(shí)例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg特別提醒：1.離子鍵一般由活潑的金屬元素和不活潑的非金屬元素組成，或者由銨根離子和不活潑的非金屬元素組成；共價(jià)鍵一般由非金屬元素組成；而金屬鍵則存在于金屬單質(zhì)內(nèi)部。2.離子三特征：離子所帶的電荷：陽(yáng)離子電荷就是相應(yīng)原子失去的電子數(shù)；陰離子電荷是相應(yīng)原子得到的電子數(shù)。離子的電子構(gòu)型：主族元素形成的簡(jiǎn)單離子其電子層結(jié)構(gòu)與在周期表中離它最近的惰性氣體原子結(jié)構(gòu)相同。離子的半徑：離子半徑大小近似反映了離子的大小。一般來(lái)說(shuō)，電子層數(shù)相同的離子，隨著核電荷數(shù)的

19、增大，離子半徑減小。3.共價(jià)鍵三參數(shù)鍵能：折開(kāi)1mol共價(jià)鍵所吸收的能量(KJ/mol)。鍵能越大，鍵越牢固，含該鍵的分子越穩(wěn)定。鍵長(zhǎng)：兩個(gè)成鍵原子核間的(平均)距離。鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，鍵越牢固，含該鍵的分子越穩(wěn)定。鍵角：分子中兩個(gè)鍵軸間的夾角。它決定了分子的空間構(gòu)型。2.共價(jià)鍵的類型非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)沒(méi)有發(fā)生偏移不同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對(duì)不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子成鍵原子電性電中性顯電性形成條件由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成特別提醒：極性共價(jià)鍵參與形成化合價(jià)，非極性共價(jià)鍵不參與

20、形成化合價(jià)。共價(jià)化合物中，假設(shè)共用電子全部轉(zhuǎn)移到非金屬性相對(duì)強(qiáng)的一方原子后，成鍵原子所“得”或所“失”的電子數(shù)就是該元素的合化價(jià)。如：H2O2，Na2O2中O為-1價(jià)，F(xiàn)eS2中的S為-1價(jià)。二 極性分子與非極性分子根據(jù)共價(jià)分子中電荷分布是否對(duì)稱，正負(fù)電荷重心是否重合，整個(gè)分子電性是否出現(xiàn)“兩極”，把分子分為極性分子和非極性分子。1.分子內(nèi)各原子及共價(jià)鍵的空間排布對(duì)稱，分子內(nèi)正、負(fù)電荷中心重合的分子為非極性分子；分子內(nèi)各原子及共價(jià)鍵的空間排布不對(duì)稱，分子內(nèi)正、負(fù)電荷中心不重合的分子為非極性分子。常見(jiàn)分子中，屬非極性分子的不多，具體有：非金屬單質(zhì)分子。如：稀有氣體、H2、Cl2、N2 等。 結(jié)構(gòu)對(duì)稱的直線型分子。如：CO2 結(jié)構(gòu)對(duì)稱的正三角形分子。如：BF3、BCl3 結(jié)構(gòu)對(duì)稱的正四面體型分子。如：CH4、CCl4、P4 而其它大多數(shù)分子則為極性分子。如：HCl、H2O、NH3、CH3Cl等等。2.判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律：若中心原子A的化合價(jià)的絕對(duì)值等于該元素所在的主族序數(shù)，則為非極性分子；若不相等，則為極性分子。如BF3、CO2等為非極性分子，NH3、H2O、SO2等為極性分子。3.相似相溶原理：極性分子易溶于極性分子溶劑中（如HCl易溶于水中），非極性分子易溶于非極性分子溶劑中