化學(xué)選修三第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識點及全套練習(xí)題含答案解析

1、第一章第一章原子原子結(jié)構(gòu)與性構(gòu)與性質(zhì)一.原子原子結(jié)構(gòu)1、能級與能層、能級與能層2、原子軌道、原子軌道3、原子核外電子排布規(guī)律、原子核外電子排布規(guī)律（1）構(gòu)造原理）構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構(gòu)造原理。能級交錯能級交錯：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。（說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低（實際上4s能級比3d能級

2、能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。）（2）能量最低原理）能量最低原理原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。（3）泡利（不相容）原理）泡利（不相容）原理：一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利原理。（4）洪特規(guī)則）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自③若已知元素的外圍電子排布，可直接

3、判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。三、元素周期律三、元素周期律1、電離能、電負(fù)性、電離能、電負(fù)性（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化

4、為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大（2）元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬

5、性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負(fù)性的應(yīng)用①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱②金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)