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高中化学选修3知识点总结


高中化学选修 3 知识点总结
二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 (一)原子结构 1、能层和能级 (1)能层和能级的划分

①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级 s、p、d、f,能量由低 到高依次为

s、p、d、f。 ③任一能层,能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f??可容纳的电子数依次是 1、3、5、7??的两倍。 ⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。 (2)能层、能级、原子轨道之间的关系

每能层所容纳的最多电子数是:2n2(n:能层的序数)。 2、构造原理

(1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 (2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主 要依据之一。

(3)不同能层的能级有交错现象,如 E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d) >E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子轨道的能 量关系是:ns<(n-2)f < (n-1)d <np (4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应 着每个周期的元素数目。 根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为 2n2 ;最外层 不超过 8 个电子;次外层不超过 18 个电子;倒数第三层不超过 32 个电子。 (5)基态和激发态 ①基态:最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 ②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至 较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 ③原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态 →较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能),产生不同的光谱——原子光谱(吸收光 谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 (1)电子云:电子在核外空间做高速运动,没有确定的轨道。因此,人们用“电子云” 模型来描述核外电子的运动。 “电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核 外电子运动状态的形象化描述。 (2)原子轨道:不同能级上的电子出现 概率 约为 90%的电子云空间轮廓图 称为原 子轨道。s 电子的原子轨道呈 球形对称,ns 能级各有 1 个原子轨道;p 电子的原子轨道呈纺 锤形,np 能级各有 3 个原子轨道,相互垂直(用 px、py、pz 表示);nd 能级各有 5 个原子 轨道;nf 能级各有 7 个原子轨道。 4、核外电子排布规律 (1)能量最低原理:在基态原子里,电子优先排布在能量最低的能级里,然后排布在 能量逐渐升高的能级里。 (2)泡利原理:1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子,且自旋方向相反。 (3)洪特规则:电子排布在同一能级的各个轨道时,优先占据不同的轨道,且自旋方 向相同。 (4)洪特规则的特例:电子排布在 p、d、f 等能级时,当其处于全空 、半充满或全充 满时,即 p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14,整个原子的能量最低,最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”,而不是说电子填充到能量最 低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 (5)(n-1)d 能级上电子数等于 10 时,副族元素的族序数=ns 能级电子数 (二)元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定: 原子核外的能层数决定元素所在的周期, 原子 的价电子总数决定元素所在的族。 (1)原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层 (电子层) 相同, 按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。 即元素周期表中的一个横行为一个周期,周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀 有气体外),元素的金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强。 (2)原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同(外围电子排布相同),按照电子层数依次增加的顺序排列的一列 元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列,十六个族。同主 族周期元素从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。 (3)原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成 5 个区,分别为 s 区、p 区、d 区、f 区和 ds 区, 除 ds 区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律

元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变, 叫做元素周期律。 元素周期律主要 体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等 的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。 (1)同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期(左 原 子 结 构 核电荷数 能层(电子层)数 原子半径 化合价 元 素 性 质 元素的金属性和非 金属性 第一电离能 逐渐增大 相同 逐渐减小 最高正价由 +1 数=(8—族序数) 金属性逐渐减弱, 非金属性 逐渐增强 +7 负价 右) 增大 增多 逐渐增大 最高正价和负价数均相同, 最高 正价数=族序数 金属性逐渐增强, 非金属性逐渐 减弱 同主族(上 下)

呈增大趋势(注意反常点: 逐渐减小 ⅡA 族和ⅢA 族、ⅤA 族和 ⅥA 族)

电负性

逐渐增大

逐渐减小

(2)微粒半径的比较方法 ①同一元素: 一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径, 阳离子的离 子半径小于相应原子的原子半径。 ②同周期元素(只能比较原子半径):随原子序数的增大,原子的原子半径依次减小。 如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl ③同主族元素 (比较原子和离子半径) : 随原子序数的增大, 原子的原子半径依次增大。 - 如:Li<Na<K<Rb<Cs,F <Cl <Br <I ④同电子层结构(阳离子的电子层结构与上一周期 0 族元素原子具有相同的电子层结 构,阴离子与同周期 0 族元素原子具有相同的电子层结构):随核电荷数增大,微粒半径依 次减小。如:F-> Na+>Mg2+>Al3+ (3)元素金属性强弱的判断方法
本质 原子越易失电子,金属性越强。 1. 在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强 2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强 金 属 性 比 较 判 断 依 据 3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱, 金属性越强 (电解中在阴极上得电 子的先后) 4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强 5. 若 xn++y x+ym+ 则 y 比 x 金属性强

6. 原电池反应中负极的金属性强 7. 与同种氧化剂反应,先反应的金属性强 8. 失去相同数目的电子,吸收能量少的金属性强

(4)非金属性强弱的判断方法
本质 非 金 属 性 比 判 断 方 法 原子越易得电子,非金属性越强 1. 与 H2 化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性越强 2. 单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强(电解中在阳极 上得电子的先后) 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强 4. An-+B Bm-+A 则 B 比 A 非金属性强



5. 与同种还原剂反应,先反应的非金属性强 6. 得到相同数目的电子,放出能量多的非金属性强

(三)共价键 1、共价键的成键本质:成键原子相互接近时,原子轨道发生重叠,自旋方向相反的未成 对电子形成共用电子对,两原子核间电子云密度增加,体系能量降低。 2、共价键类型: (1)σ 键和π 键
σ键 成键方向 电子云形状 牢固程度 成键判断规律 沿键轴方向“头碰头” 轴对称 强度大,不易断裂 π键 平行或“肩并肩” 镜像对称 强度小,易断裂

单键是σ 键;双键有一个是σ 键,另一个是π 键;三键中一个是σ 键, 另两个为π 键。

(2)极性键和非极性键
非 极 性 键 定义 由同种元素的原子形成的共 价键, 共用电子对不发生偏移 原子吸引电子能力 共用电子对位置 成键原子的电性判 断依据 举例 单质分子(如 H2、Cl2)和某 些化合物(如 Na2O2、H2O2) 中含有非极性键 气态氢化物,非金属氧化物、酸根 和氢氧根中都含有极性键 相同 不偏向任何一方 不显电性 极 性 键 由不同种元素的原子形成的共价 键,共用电子对发生偏移 不同 偏向吸引电子能力强的原子一方 显电性

(3)配位键:一类特殊的共价键,一个原子提供空轨道,另一个原子提供一对电子所 形成的共价键。 ①配位化合物:金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如:Cu(H2O)4SO4、 Cu(NH3)4(OH)2、Ag(NH3)2OH 、Fe(SCN) 3 等。 ②配位化合物的组成:

3、共价键的三个键参数
概念 键长 对分子的影响 分子中两个成键原子核间距离(米) 键长越短,化学键越强,形成的分子越稳 定 键能 对 于 气 态 双 原 子 分 子 AB , 拆 开 1molA-B 键所需的能量 键角 键与键之间的夹角 键能越大,化学键越强,越牢固,形成的 分子越稳定 键角决定分子空间构型

(1)键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性,键角决定分子空间构型和分子的 极性。

(2)键能与反应热:反应热=生成物键能总和-反应物键能总和 (四)分子的空间构型 1、等电子原理 原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,许多性质是相似的,此 原理称为等电子原理。 (1)等电子体的判断方法:在微粒的组成上,微粒所含原子数目相同;在微粒的构成 上,微粒所含价电子数目相同;在微粒的结构上,微粒中原子的空间排列方式相同。(等 — — 电子的推断常用转换法, 如 CO 2 =CO+O=N 2 +O= N 2 O= N 2 + N = N 3 或 SO 2 =O+O 2 =O 3 =N — — +O 2 = NO 2 ) ( 2 )等电子原理的应用:利用等电子体的性质相似,空间构型相同,可运用来预测分 子空间的构型和性质。 2、价电子互斥理论: (1)价电子互斥理论的基本要点:ABn 型分子(离子)中中心原子 A 周围的价电子对 的几何构型,主要取决于价电子对数(n),价电子对尽量远离,使它们之间斥力最小。

(2)ABn 型分子价层电子对的计算方法:

①对于主族元素, 中心原子价电子数=最外层电子数, 配位原子按提供的价电子数计算, 如:PCl5 中 ②O、S 作为配位原子时按不提供价电子计算,作中心原子时价电子数为 6; ③离子的价电子对数计算 如:NH4+: ;SO42- : 3、杂化轨道理论 (1)杂化轨道理论的基本要点: ①能量相近的原子轨道才能参与杂化。 ②杂化后的轨道一头大, 一头小, 电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方 向重叠,形成σ 键;由于杂化后原子轨道重叠更大,形成的共价键比原有原子轨道形成的共 价键稳定。 ③杂化轨道能量相同,成分相同,如:每个 sp3 杂化轨道占有 1 个 s 轨道、3 个 p 轨道。 ④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。 (2)s、p 杂化轨道和简单分子几何构型的关系
杂化类型 轨道夹角 中心原子位置 中心原子孤对电子数 分子几何构型 sp 180 o ⅡA,ⅡB 0 直线形 sp 2 120 o ⅢA 0 平面三角形 sp 3 109o28′ ⅣA 0 正 四 面 体形 ⅤA 1 三角锥形 ⅥA 2 V 字形 ⅦA 3 直线形 sp 3 不等性杂化

实例

BeCl2、 Hg Cl2

BF3

CH4、 SiCl4

NH3、PH3

H2O、H2S

HCl

(3)杂化轨道的应用范围:杂化轨道只应用于形成σ 键或者用来容纳未参加成键的孤 对电子。 (4)中心原子杂化方式的判断方法:看中心原子有没有形成双键或叁键,如果有 1 个 叁键,则其中有 2 个π 键,用去了 2 个 p 轨道,形成的是 sp 杂化;如果有 1 个双键则其中 有 1 个π 键,形成的是 sp 2 杂化;如果全部是单键,则形成的是 sp 3 杂化。 4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系
分子(离子) 中心原子价 CO2 SO2 H2O、OF2、 HCN NH3 BF3、SO3 H3O+ CH4、CCl4 NH4
+

杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp sp
3

VSEPR 模型 直线 平面三角 平面三角 直线 正四面体 平面三角 正四面体 正四面体 正四面体 平面三角

分子空间构型 直线形 V 字形 V 字形 直线形 三角锥形 平面三角形 三角锥形 正四面体形 正四面体形 平面三角形

键角 180 o —— 180
o o

分子的极性 非 极 极 极 极 非 —— 非 非 极

电子对 2 3 3 2 4 3 4 4 4 3

107 18′ 120 o 107 o18′ 109 28′ 109 28′ ——
o o

sp 2 sp 3 sp sp sp
3 3 2

HCHO、COCl2

(五)分子的性质 1、分子间作用力(范德华力和氢键) (1)分子间作用力和化学键的比较
化学键 概念 范围 能量 性质影响 相邻原子间强烈的相互作用 分子内或某些晶体内 键能一般为 120~800kJ· mol
-1

分子间作用力 分子间微弱的相互作用 分子间 约几到几十 kJ· mol
-1

主要影响物质的化学性质(稳定性) 范德华力

主要影响物质的物理性质(熔沸点) 氢键

(2)范德华力与氢键的比较
概念 物质分子间存在的微弱相互 作用 存在范围 分子间 分子间(内)电负性较大的成键原子通过 H 原子而形成的静电作用 分子中含有与 H 原子相结合的原子半径小、 电负性大、有孤对电子的 F、O、N 原子 强度比较 影响因素 比化学键弱得多 随分子极性和相对分子质量 的增大而增大 性质影响 随范德华力的增大,物质的熔 沸点升高、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水 中溶解度增大;分子内氢键使物质熔沸点降 低、硬度减小 比化学键弱得多,比范德华力稍强

2、极性分子和非极性分子 (1)极性分子和非极性分子 <1>非极性分子:从整个分子看,分子里电荷的分布是对称的。如:①只由非极性键构 成的同种元素的双原子分子:H2、Cl2、N2 等;②只由极性键构成,空间构型对称的多原子 分子: CO2、 CS2、 BF3、 CH4、 CCl4 等; ③极性键非极性键都有的: CH2=CH2、 CH≡CH、 。

<2>极性分子:整个分子电荷分布不对称。如:①不同元素的双原子分子如:HCl,HF 等。②折线型分子,如 H2O、H2S 等。③三角锥形分子如 NH3 等。 (2)共价键的极性和分子极性的关系: 两者研究对象不同,键的极性研究的是原子,而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的 方向不同, 键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向, 而分子的极性研究的是分子中电荷 分布是否均匀。 非极性分子中, 可能含有极性键,也可能含有非极性键, 如二氧化碳、甲烷、 四氯化碳、 三氟化硼等只含有极性键,非金属单质 F2、N2、 P4、 S8 等只含有非极性键,C2H6、 C2H4、C2H2 等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中,一定含有极性键,可能含有非 极性键,如 HCl、H2S、H2O2 等。 (3)分子极性的判断方法 ①单原子分子:分子中不存在化学键,故没有极性分子或非极性分子之说,如 He、Ne 等。 ②双原子分子:若含极性键,就是极性分子,如 HCl、HBr 等;若含非极性键,就是非 极性分子,如 O2、I2 等。 ③以极性键结合的多原子分子,主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。 若分子中的电荷分布均匀,即排列位置对称,则为非极性分子,如 BF3、CH4 等。若分子中 的电荷分布不均匀,即排列位置不对称,则为极性分子,如 NH3、SO2 等。 ④根据 ABn 的中心原子 A 的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。(或 A 是否达最高价) (4)相似相溶原理 ①相似相溶原理:极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂。 ②相似相溶原理的适用范围:“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。 ③如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。相反,无氢键相 互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。 3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性 (1)手性分子 ①手性分子: 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子, 如同左手与右手一样互为镜 像,却在三维空间里不能重叠,互称手性异构体(又称对映异构体、光学异构体)。含有手 性异构体的分子叫做手性分子。 ②手性分子的判断方法: 判断一种有机物是否具有手性异构体, 可以看其含有的碳原子 是否连有四个不同的原子或原子团, 符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。 手性碳原子必 须是饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。 (2)无机含氧酸分子的酸性 ①酸的元数=酸中羟基上的氢原子数,不一定等于酸中的氢原子数(有的酸中有些氢原 子不是连在氧原子上) ②含氧酸可表示为:(HO)mROn,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数 n 有关,n 越大, 酸性越强。 n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2 强酸 n=3 超强酸 (六)晶体的结构和性质
类型 比较 构成晶体微粒 形成晶体作用力 熔沸点 硬度 导电性 物 传热性 离子晶体 阴、阳离子 离子键 较高 硬而脆 不良(熔融或水溶 液中导电) 不良 原子晶体 原子 共价键 很高 大 绝缘、 半导 体 不良 分子晶体 分子 范德华力 低 小 不良 不良 金属晶体 金属阳离子、自由电子 微粒间的静电作用 有高、有低 有高、有低 良导体 良

理 性 质

延展性 溶解性

不良 易溶于极性溶剂, 难溶于有机溶剂

不良 不溶于任 何溶剂

不良 极性分子易溶于 极性溶剂; 非极性 分子易溶于非极 性溶剂中

良 一般不溶于溶剂, 钠等可 与水、醇类、酸类反应

典型实例

NaOH、NaCl

金刚石

P4、干冰、硫

钠、铝、铁

1、四大晶体的比较 2、典型晶体的结构特征 (1)NaCl - - 属于离子晶体。晶胞中每个 Na+周围吸引着 6 个 Cl ,这些 Cl 构成的几何图形是正八面 - - 体,每个 Cl 周围吸引着 6 个 Na+,Na+、Cl 个数比为 1:1,每个 Na+与 12 个 Na+等距离相 - + 邻,每个氯化钠晶胞含有 4 个 Na 和 4 个 Cl 。 (2)CsCl — — 属于离子晶体。晶胞中每个 Cl (或 Cs+)周围与之最接近且距离相等的 Cs+(或 Cl ) — + + 共有 8 个,这几个 Cs (或 Cl )在空间构成的几何构型为立方体,在每个 Cs 周围距离相 等且最近的 Cs+共有 6 个,这几个 Cs+在空间构成的几何构型为正八面体,一个氯化铯晶胞 — 含有 1 个 Cs+和 1 个 Cl 。 (3)金刚石(空间网状结构) 属于原子晶体。晶体中每个 C 原子和 4 个 C 原子形成 4 个共价键,成为正四面体结构, C 原子与碳碳键个数比为 1:2,最小环由 6 个 C 原子组成,每个 C 原子被 12 个最小环所共 用;每个最小环含有 1/2 个 C 原子。 (4)SiO2 属于原子晶体。晶体中每个 Si 原子周围吸引着 4 个 O 原子,每个 O 原子周围吸引着 2 个 Si 原子,Si、O 原子个数比为 1:2,Si 原子与 Si—O 键个数比为 1:4,O 原子与 Si—O 键个数比为 1:2,最小环由 12 个原子组成。 (5)干冰 属于分子晶体。晶胞中每个 CO2 分子周围最近且等距离的 CO2 有 12 个。1 个晶胞中含 有 4 个 CO2。 (6)石墨 属于过渡性晶体。是分层的平面网状结构,层内 C 原子以共价键与周围的 3 个 C 原子 结合,层间为范德华力。晶体中每个 C 原子被 3 个六边形共用,平均每个环占有 2 个碳原子。 晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为 2:3。 (7)金属晶体 金属 Po(钋)中金属原子堆积方式是简单立方堆积,原子的配位数为 6,一个晶胞中 含有 1 个原子。金属 Na、K、Cr、Mo(钼)、W 等中金属原子堆积方式是体心立方堆积, 原子的配位数为 8,一个晶胞中含有 2 个原子。金属 Mg、Zn、Ti 等中金属原子堆积方式是 六方堆积,原子的配位数为 12,一个晶胞中含有 2 个原子。金属 Au、Ag、Cu、Al 等中金 属原子堆积方式是面心立方堆积,原子的配位数为 12,一个晶胞中含有 4 个原子。 3、物质熔沸点高低的判断 (1)不同类晶体:一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体 (2)同种类型晶体:构成晶体质点间的作用力大,则熔沸点高,反之则小。 ①离子晶体:结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小(或阴、 阳离子半径之和越小的),键能越强的,熔、沸点就越高。如 NaCl、NaBr、Nal;NaCl、 KCl、RbCl 等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如:MgO 熔点高于 NaCl。 ②分子晶体:在组成结构均相似的分子晶体中,式量大的,分子间作用力就大,熔点也 高。如:F2、Cl2、Br2、I2 和 HCl、HBr、HI 等均随式量增大。熔、沸点升高。但结构相似 的分子晶体,有氢键存在熔、沸点较高。 ③原子晶体:在原子晶体中,只要成键原子半径小,键能大的,熔点就高。如金刚石、 金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。

④金属晶体:在元素周期表中, 主族数越大,金属原子半径越小,其熔、沸点也就越高。 如ⅢA 的 Al,ⅡA 的 Mg,IA 的 Na,熔、沸点就依次降低。而在同一主族中,金属原子半 径越小的,其熔沸点越高。


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