选修三物质结构和性质常考重要知识点总结

《选修三物质结构和性质常考重要知识点总结》由会员分享，可在线阅读，更多相关《选修三物质结构和性质常考重要知识点总结（16页珍藏版）》请在装配图网上搜索。

1、物质结构与性质(选修)第一讲 原子结构与性质考点1原子核外电子排布原理1.能层 能级与原子轨道之间的关系2原子轨道的能量关系轨道形状(1)s电子的原子轨道呈球形。 电子的原子轨道呈哑铃形。p能量关系(2)。dnnfs 相同能层上原子轨道能量的高低：nnp 形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s轨道的能pn、n、pp同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如nzxy量 相等。.3.基态原子核外电子排布的三个原理能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进 入能量较高的轨道，使整个原(1)即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于 最低子的能量处于最低状态。

2、状态。如图为构造原理示意图：个电子，并且它们的自旋状态相反。(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2-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0057361014(P和全空)半满)、(P、fd、fd洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满、(P、d65022264s3p2pf3d)状态时，体系的能量最低，如：的电子排布式为Crls3s2s 。 24 )(离子)核外电子排布式图的书写4.原子核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标(I)iio622264s3p2s3d2p3s，其简化电子排布式为：Is明该能级上排布的电子

3、数的 式子。如CU104sAr3d。2662622624s3d3s4sFe(2)价电子排布式：如原子的电子排布式为Is2s3p2p。， 价电子排布式为3d价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“f”或“厂 表示自旋方向不同的电子，按排 入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。例如：核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的. 单电子数。5.基态原子、激发态原子和原子光谱 基态原子：处于最低能量的原子。(1)(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变

4、成激发态原子。(3)原子光谱：当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频 率的光子，这是产生原子发射光谱的原因。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收 光谱或发射光谱，总称原子光谱。考点 2 原子结构与元素性质1. 原子结构与元素周期表的关系周 期电子 层数母周期第一种元素每周期最后一种元素原子 序数基态原子的电子排布式原子 序数基态原子的电子排布式二23He2s102262P2S 1s三311JNe3s18”6263p2p2s3s 1s四419,Ar4s36“6263P2P1s3s2s 10264P3d4s五5371Kr5

5、s5422626102610265P4s5s3d2s2P4P3s3P4d 1s六6551 Xe6s8622626102610142610266P6s2s2P3s3P3d4s4P4d4f5s5P5d 1s每族元素的价电子排布特点 2.主族 I A IIA IIIA IVA222i2iPnpn n nsn 排布特点snss WAA VA主族522324Pnnppn 排布特点 ssns nn622P(2)0 族：nlsHe：；其他：n。s 21011sn (Pd( (3)过渡元素副 族和第训族，镧系、锕系除外)：n1)do- 3.元素周期表的分区与价电子排布的关系(1)周期 表的分区1A.IIA 舉

6、IA%W111:;:J: LB LVDl.i;.IDJBUD%:;%:-:%rd匾E-i-(2)各区元素化学性质及原子最夕、层电子排布特点分区兀素分布外围电子排布兀素性质特点s区IA、IIA 族12血除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电 子参与反应区PA族、0族族训IIIA216（He 除外）nsnp通常是最外层电子参与反应d区训族族、B族训Bill(除镧系、锕系外)一2911 除外）（n -1）d ns（Pdd轨道可以不同程度地参与化学键的形成区ds族族、III BB2101s-（n1）dn金属元素f区镧系、锕系一2200i4s(n 2)f1)dn (n镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性

7、质 相近4. 元素周期律 （1）原子半径（层多径大，序大径小，价高径小）能层数：能层数越多，原子半径越大?影响因素? 核电荷数：能层数相同，核电荷数越 大，原子半径越小?？变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子 半径逐渐增大。（2）电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量， 1kJ mol，单位：符号：I。.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体a规律呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。 b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。Ilc.冋种原子：逐级电离能越来越大，即I3

8、12 电负性含乂：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，（3）表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。作为相对标准，计算得出其他元素的电负4.0标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为）。（性稀有气体未计变化规律非金属元素的电负性一般大，填“大于或“小于”下同）1.8（金属元素的电负性一般小于 左右。的电负性则在（如锗、锑等）1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”于1.8 同主族 从上至下，元素的电负在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大， 性逐渐减小。对角线规则（4）.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：Li%i

9、AAlSi第二讲 分子结构与性质考点 1 共价键1.共价键的本质和特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。2. 共价键的分类分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式。键原子轨道“头碰头”重叠n键原子轨道“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对双键原子间有两对共用电子对三键原子间有-对共用电子对3共价键类型的判断n键(1)。键与n。键的强度较大，较稳定；键活泼，比较容易断裂。 依据强度判断：键、键，共价双键中含有一个。键、一个on键，共价三键中含有一个。共价单键都是

10、一键。两个n极性键与非极性键(2)同种元素的原子之间不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，看形成共价键的两原子,形成的是非极性共价键。键参数.4键参数对分子性质的影响(1).朗：一键参数与分子稳定性的关系：键长越短，键能越大，分子越稳定。(2)配位键及配合物5. 配位键(1)由一个原子提供孤电子对与另一个接受孤电子对的原子形成的共价键 配位键的表示方法(2)表示提供孤电子对的原子，B表示接受共用电子对的原子。如A-B： A(3)配位化合物组成H腋总于(宦7忖“也卡期)中4険r、 I 曲咻9提伙空也讹卜、./ k倉疝仙数形成条件等和 COO、 NHH 中性分子：如?32?配位体有孤电子对? ?

11、、 CN、 FCl 等离子：如 ?232等、Zn中心离子有空轨道：如Fe、CuAg考点2分子的立体构型 2321. 用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型先确定中心原子上的价层电子对数，得到含有孤电子对的 VSEPR 模型，再根据存在孤电子对的 情况最后确定分子的立体构型。(1)理论要点 价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。是与中心b阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，其中：a是中心原子的价电子数(是 与中心原子结合的原子数。原子结合的原子最多能接受的电子数， x 价层电子对互斥理论与分 子构型(3)价

12、层电子 对数。键电子 对数中心原子上的孤 电子对数VSEPR模型 名称分子立体构型实例220直线形直线形CO 2330平面三角形平面三角形bF321V形SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形nh322形VHO22杂化轨道理论杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫(1) 原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道,简称杂化轨道。(2)杂化轨道的类型与分子立体构型的关系杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角分子立体构型实例sp2180直线形BeCl22SP3120平面三角形BF33SP428 109z四面体形CH4(3)由杂化轨道数判断

13、中心原子的杂化类型杂化轨道用来形成。键和容纳孤电子对，所以有公式： 键个数。杂化轨道数=中心原子的孤电子对数+中心原子代表物杂化轨道数中心原子杂化轨道类型sp20 + 2 = CO22sp0 + 3 = 3CHO23sp4 CH 0+4= 42sp 2 = 31SO + 23sp+ 34 1NH 33sp +OH 22 42(4)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断分子组成中心原子的孤中心原子的分子立体构型示例 杂化方式电子对数)(A为中心原子直 线形 0 sp BeCl 22 sp AB1 SO 形 V 223O sp2 HV 形 22 0 spBF 平面三角形 3 AB33 1 spNH

14、三角 锥形33 0 spABCH正四面体形44等电子原理3原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相。NCO和2 3考点分子间作用力与似的化学键特征，它们的许多性质相似，如分子的性质分子间作用力.1 (1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。 分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。化学键。氢键强弱：范德华力(3).范德华力：范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物(4)质的 熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加， 范德华力逐渐增大；相对分子质量相近的分子，分子的极性越大，范德华力越大。氢键(5)与另

15、 一)形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。AHB表示方法：可以相同,、BO、F三种元素的原子。b.A、说明：a.A、B为电负性很强的原子， 一般为N也可以不同。特征：具有一定的方向性和饱和性。分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。(分子间沸点大于分子内沸点)分子间氢键对物质性质的影响主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。分子的性质2.分子的极性(1)类型非极性分子极性分子形成原因正电中心和负电中心重合的分子正电中心和负电中心不重合的分子存在的共价键非极性键或极性键非极性键或极性键分子内

16、原子排列对称不对称分子的溶解性(2)极性溶质一般能溶于极性溶剂。“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂， 若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。乙醇和水以任意如甲醇、溶质在水中 的溶解度减小。随着溶质分子中憎水基个数的增大，比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减 小。(3)分子的手性手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手 一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。手性分子：具有手性异构体的分子。含有手性碳原子的分手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子 的碳原子。子是手性分子，CUT OI ICIL LU C Oilt。如无机含氧酸分

17、子的酸性(4)的正电性越高，则n值越大，RRRO,如果成酸元素相同，(HO) 无机含氧酸的通式可写成观申口酸性：HR偏移，在水分子的作用下越易电离出，酸性越强，的电 子向中使 ROHO 。 HCIOHCIOHCIO离子晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。（2）.同种晶体类型熔沸点的比较2.原子晶体（1）熔、沸点越高键能越大原子半径越小键长越短 硅。如熔点：金刚石 * 碳化硅 * （2）离子晶体一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子 NaC卜CsCl。MgOMgCl晶体的熔、沸点就越高，如熔点：2-熔点越

18、高，衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定,硬度越大。一 （3）分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高，如S。HOHTeHSeH2222CHGeHSiHSnH如组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，4444，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如相对分子质量接近组成和结构不相似的物质）（。CH、 chohchcon3332同分异构体支链越多，熔、沸点越低。IC1I Cf CII I II .- CH. T C1JIICELCIL CHCHCHCHCH如32322金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金

19、属 键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：。NaMgAl典型晶体模型与晶胞计算考点2典 型晶体模型1.晶体.晶体结构晶体详解金刚石(1)每个碳与相邻个碳以共价键结合，形成正四面体结构4键角均为(2)109 28原子 组成且六原子不在冋 平面内个C(3)最小碳环由6键数之CC参与4条CC键的形成，C原子数与(4)每个C原子：2比为1晶体Si与4个1 SiO 2=1 ： (Si)个 Si, 4O以共价键结合，形成正四面体结构(1)每个个“O”，n : n(O)(2)每个正四面体占有122 6个SiO(3)最小环上有12个原子，即6个，分1个CO(1)8个CO分子构成立方体且在6个面心又各占据k

20、22分子子干冰-I fI fr 11:QA；： V、 .fif1晶体 个分子有(2)每个CO分子周围等距且紧邻的CO12 22Na每个周围等距且紧邻的)Cl(Na)有6个，(1)每个Na(Cl周围等距且紧邻的Na有12个H+NaCl型 Na每个晶胞中含4个(2)个C14和 离子(Cl)有6个Cs等距且紧邻晶体 周围每个Cs)(Cl(1)Cs 个,每个周围等距且紧邻的Cl有8HIH的CsCl型Cs个晶胞，每个晶胞中含1个如图为(2)8 Cl个、1-1简单立典型代表Po,配位数为6,空间利用率52% 方堆积 金属 晶体ftE心立68%，空间利用率8,配位数为Fe、K、Na典型代表 方堆积面心立方 最密Au,配位数为12、，空间利用率74%典型代表Cu、Ag六方最典型代表Mg、Zn、Ti,配位数为12,空间利用率74% 密堆积2.晶胞中微粒的计算方法均摊法(1)原则：晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原1子分得的份额就是。n （2）方法长方体（包括立方体）晶胞中不同位置的粒子数的计算-7睨干届干徴舗血冋拘F、兄膛财共有.拾下粗子都屈于廉品胆时为i卜品胞所戎有-1y監干曲干该晶思图示：非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶角（11个 碳原子）被三个六边形共有，每个六边形占。 3