高中化学选修课的三个知识网络。

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第一章原子结构和性质

一.原子结构

1.能级和能层

2.原子轨道

3.原子核外的电子组态定律。

(1)结构原理:随着核电荷的增加，大部分元素的电中性基本原子的电子按照右图所示的顺序填充到核外的电子运动轨道(能级)中，称为结构原理。

能级交错:根据结构原理，电子先进入4s轨道，再进入3d轨道，称为能级交错。

解释:构造原理并不是说4s能级低于3d能级(实际上4s能级高于3d能级)，而是通过依次填充电子，可以使整个原子的能量最小化。也就是说，整个原子的能量在力学上不能看作是电子的轨道能量之和。

(2)能量最小原则

现代物质结构理论证明，一个原子的电子构型遵循结构原理，可以使整个原子的能量保持在最低状态，简称最低能量原理。

结构原理和能量最小原理是把原子的能级作为一个整体来考虑，不局限于某一个能级。

(3)泡利(不相容)原理:基态多电子原子中不可能同时有四个量子数相同的电子。换句话说，一个轨道最多只能容纳两个电子，电自旋方向相反(用“↑↓”表示)。这个原理叫做泡利原理。

(4)洪德法则:当电子组态处于同一能级(能量相同)的不同轨道时，总是先占一个轨道，自旋方向相同。这条规则被称为洪特匈牙利规则。比如p3的轨道形式是或，不是。

亨特法则的特例:当P、D、F轨道中填充的电子数为全空、半满或全满时，原子处于相对稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10和f14，处于相对稳定的状态。

前36个元素中，4Be 2s22p0，12Mg 3s23p0，20Ca4S23D0都是空的。半满:7N 2s22p3，15P 3s23p3，24Cr 3d54s1，25Mn 3d54s2，33 as 4s 24 p 3；有10Ne 2s22p6，18Ar 3s23p6，29Cu 3d104s1，30Zn 3d104s2，36Kr 4s24p6处于满状态。

4.基态原子核外电子组态的表示。

(1)电子排列

①用能级符号右上角的数字表示能级上排列的电子数，这就是电子排列公式，例如k:1s 22 p 62 p 63s 23 p 64 p 1。

(2)为了避免电子排布的复杂写法，内部电子到达稀有气体元素原子结构的部分用对应稀有气体的元素符号加方括号表示，例如k: [Ar] 4S1。

(2)电子配置图(轨迹表达)

每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。

例如，基态硫原子的轨道表达式为

二。原子结构和元素周期表

1.电子组态与原子周期的关系

(1)各周期第一元素最外层电子的排列公式为ns1。各期末元素最外层电子排列除了he是1s2外都是ns2np6。he核外只有两个电子，只有1 S轨道，没有P轨道，所以第一个周期结束时元素的电子构型与其他周期不同。

(2)一个能级组所包含的最大电子数等于一个周期所包含的元素种类。但是一个能级组不一定都是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

2.元素周期表的划分

(1)根据核外电子组态。

①分区

(2)各区域元素的化学性质和原子最外层的电子组态特征。

③如果已知一种元素的外围电子构型，可以直接判断该元素在元素周期表中的位置。比如某元素的外围电子构型是4s24p4，说明该元素位于P区，属于第四周期ⅵ A族元素。即最大能量层是它的周期数，最外层的电子数是它的族数。但需要注意的是，过渡元素(副族和VIII族)的最大能量层是它的周期数，外围电子数应该是它的列数而不是它的族数(镧系和锕系除外)。

三。元素周期律

1.电离能和电负性

(1)电离能是指气态原子或离子失去1个电子所需的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子并将其转化为气态基态正离子所需的最低能量。第一电离能越小，原子越容易失去1个电子。同一时期的元素中，碱金属(或IA族)的第一电离能最小，稀有气体(或0族)的第一电离能最大，从左到右呈整体上升趋势。从上到下，同一主族元素的第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能大于第一电离能。

(2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对成键电子的吸引力。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0为相对标准，得出各元素的电负性。电负性也可以作为判断金属和非金属强弱的一个尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，位于非金属三角形边界的“类金属”的电负性约为1.8。它们既是金属的，也是非金属的。

(3)电负性的应用

(1)判断金属和非金属元素及其强度。

3)电负性的应用

(1)判断金属和非金属元素及其强度。

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角形边界的“类金属”(如锗、锑)电负性约为1.8，既是金属也是非金属。

③金属元素电负性越小，金属元素越活跃；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活跃。

④同一时期从左到右，电负性逐渐增大，同一家族从上到下，电负性逐渐减小。

2.原子结构和元素性质的演化规律。

3.对角线规则

在元素周期表中，一些主族元素与右下方的相似，如

第二章分子结构和性质

课程标准要求

1.了解价键和键的主要类型，用键长、键能、键角解释简单分子的一些性质。

2.了解杂化轨道理论和常见杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)，利用价电子对排斥理论或杂化轨道理论推断常见简单分子或离子的空间结构。

3.理解简单配合物的成键。

4.了解化学键分子的区别。

5.了解氢键的存在对物质性质的影响，列举含有氢键的物质。

说重点。

一. * * *价键

1.***价键的性质和特征

价键的本质是在原子之间形成电子对，具有饱和性和方向性的特点。

2.***价键类型

①根据成键原子间的电子对数量，分为单键、双键和三键。

(2)根据* * *电子对是否偏移分为极性键和非极性键。

③根据原子轨道的重叠方式，可分为σ键和π键。前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

3.关键参数

①键能:气态基态原子形成1 mol化学键所释放的最低能量。键能越大，化学键越稳定。

②键长:形成价键的两个原子之间的核距离。键长越短，价键越稳定。

③键角:2个以上原子的分子中两个价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响。

键长越短，键能越大，分子越稳定。