归纳与整理全国优秀课堂实录

《物质结构与性质》重要知识总结

第一章

原子结构与性质

一．电子排布：

1.能层（用K、L、M、N、O、P、Q……表示）

根据多电子原子核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层。

2.能级：根据多电子原子中同一能层电子能量的不同，将他们分成不同能级。

（1）表示方法：能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f组合在一起表示，每一个能层中，能级的符号的顺序是ns、np、nd、nf。

（2）能层序数等于该能层所含的能级数，且任意能层的能级总是从s能级开始。

如：第一能层只有1个能级：1s；

第二能层有2个能级：2s、2p；

第三能层有3个能级：3s、3p、3d；

第四能层有4个能级：4s、4p、4d、4f；

（3）电子填充能级的顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s…: （这种规律叫构造原理）

（4）s、p、d、f……能级能容纳的最多电子数为1、3、5、7……的两倍（即2、6、10、14）

（5）各能级能量高低的比较：

① ns

②1s<2s<3s……，2p<3p<4p……，3d<4d<5d……

3. 原子核外电子排布“两原理一规则”

(1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最低。

日常生活中的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都是因为原子核外电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量。

(2)泡利原理：一个原子轨道最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。电子自旋有顺时针和逆时针两种状态。用“↑↓”表示电子对。

(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，而且自旋状态相同。

洪特规则特例: 当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具有较低的能量和较大的稳定性。例如，铬(24Cr)的价电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)，而不是3d44s2；铜(29Cu)的价电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)，而不是3d94s2。

4.电子排布式和电子排布图

（1）电子排布图：以铝原子为例，电子排布图中各符号、数字的意义为：

(2)电子排布式：将能级上排布的电子数标在该能及符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。

1

写出1-36号元素的电子排布式：

原子序数

1号

2号

3号

4号

5号

6号

7号

8号

9号

11号

12号

13号

14号

15号

16号

17号

18号

19号

20号

21号

22号

23号

24号

25号

26号

27号

28号

29号

30号

31号

32号

33号

电子排布式

2 价层电子排布式

价层电子排布图

34号

35号

36号

二、常见的七大主族元素：

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

0族

三、原子结构与元素的性质：

1.元素的分区

(1)按电子排布，把周期表里的元素划分成5个区，分别为s、p、d、f、ds。

(2)元素周期表共有16个族，其中s区包括ⅠA、ⅡA族，p区包括ⅢA～ⅦA、0族，d区包括ⅢB～ⅦB族及Ⅷ族，ds区包括ⅠB、ⅡB族，f区包括镧系元素和锕系元素。

2.影响原子半径大小的因素

(1)电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大。

(2)核电荷数越大，核对电子的引力也越大，将使原子的半径缩小。

(3)同周期从左到右，原子半径逐渐减小。元素的第一电离能（即原子失去一个电子的能力，数值越大，说明越难失去电子）逐渐增大，元素原子的电负性（即对键合电子的吸引力，数值越大，吸引力越强）逐渐变大。

(4)同主族从上到下，原子半径逐渐增大。自上而下第一电离能逐渐减小，元素原子的电负性逐渐变小。

注意：ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，因为：同周期中，ⅡA族元素的价电子排布为ns2，ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，分别为全充满和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。

3.电负性的应用：

A.利用电负性的大小可判断元素的金属性和非金属性及其强弱: ①金属的电负性一般小于1.8，且电负性越小，元素的金属性越强；

②非金属的电负性一般大于1.8，且电负性越大，元素的非金属性越强；

③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。

3

B.判断元素的化合价:电负性数值小的元素化合价为正值

C.判断化学键的类型:差值大于1.7，形成离子键;小于1.7，形成共价键

D.解释元素“对角线”规则: 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。由于这些元素的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性。

第二章

分子结构与性质

一．共价键：

1.成键元素：非金属元素原子之间或金属元素与非金属元素之间（如：AlCl3、FeCl3）

2.共价键的特征:

(1)饱和性：决定分子的组成。

(2)方向性：决定分子的立体构型。

3.共价键的类型：σ键与π键（依据原子轨道重叠方式分类）

(1)σ键

形成

s-s型

H—H的s-s型σ键的形成

s-p型

H—Cl的s-p型σ键的形成

p-p型

Cl—Cl的p-p型σ键的形成

特征

(2)π键

形成

p­pπ键

p-p型π键的形成

π键的电子云具有镜像对称性，即每个π键的电子云由两块组成，分特征

别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂

(3)σ键、π键的存在规律

共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键、一个π键；共价三键是由一个σ键和两个π键组成。

由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成

以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称；σ键的强度较大

成键原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠而形成

类型

4