高中化学选修3物质结构和性质全册知识点总结Word下载.docx
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(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”。
(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
右)
同主族(上
下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
增大
能层(电子层)数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
元素性质
化合价
最高正价由+1
+7负价数=(8—族序数)
最高正价和负价数均相同,最高正价数=族序数
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
第一电离能
呈增大趋势(注意反常点:
ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族)
电负性
(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。
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。
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。
判断
依据
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
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
原子越易得电子,非金属性越强
方法
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
π键
成键方向
沿键轴方向“头碰头”
平行或“肩并肩”
电子云形状
轴对称
镜像对称
牢固程度
强度大,不易断裂
强度小,易断裂
成键判断规律
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
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
由不同种元素的原子形成的共价键,共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
不同
共用电子对位置
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的一方
成键原子的电性判断依据
不显电性
显电性
举例
单质分子(如H2、Cl2)和某些化合物(如Na2O2、H2O2)
气态氢化物,非金属氧化物、酸根和氢氧根等
(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。
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
对分子的影响
键长
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
键能越大,化学键越强,越牢固,形成的分子越稳定
键角
键与键之间的夹角
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CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2=NO2—)
(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
sp
sp2
sp3
sp3不等性杂化
轨道夹角
180o
120o
109o28′
中心原子位置
ⅡA,ⅡB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
中心原子孤对电子数
1
2
3
分子几何构型
直线形
三角形
正四面体
三角锥形
V字形
实例
BeCl2、HgCl2
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sp2杂化;
如果全部是单键,则形成的是sp3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)
中心原子价电子对
VSEPR模型
分子空间构型
分子极性
CO2
直线
非
SO2
sp2
平面三角
极
H2O、OF2
sp3
——
HCN
NH3
4
107o18′
BF3、SO3
平面三角形
H3O+
CH4、CCl4
正四面体形
NH4+
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
分子间作用力
相邻原子间强烈的相互作用
分子间微弱的相互作用
范围
分子内或某些晶体内
分子间
能量
键能一般为120~800kJ·
mol-1
约几到几十kJ·
性质影响
主要影响物质的化学性质(稳定性)
主要影响物质的物理性质(熔沸点)
(2)范德华力与氢键的比较
范德华力
氢键
物质分子间存在的微弱相互作用
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
存在范围
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
比化学键弱得多
比化学键弱得多,比范德华力稍强
影响因素
随分子极性和相对分子质量的增大而增大
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
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。
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。
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
1、四大晶体的比较
晶体类型
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
构成晶体微粒
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子、自由电子
粒子间作用力
离子键
共价键
微粒间的静电作用
物理性质
熔沸点
较高
很高
低
有高、有低
硬度
硬而脆
大
小
导电性
不良(熔融或水溶液中导电)
绝缘、半导体
不良
良导体
传热性
良
延展性
溶解性
易溶于极性溶剂,难溶于有机溶剂
不溶于任何溶剂
极性分子易溶于极性溶剂;
非极性分子易溶于非极性溶剂
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
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
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>
(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。
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。
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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