高中化学选修3 物质结构与性质 全册知识点总结材料.docx
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高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结材料
高中化学选修3知识点总结
主要知识要点:
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”。
(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
逐渐增大
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)
逐渐减小
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 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。 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++yx+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 原子越易得电子,非金属性越强 判断 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-+BBm-+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 相同 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。 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 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 0 0 0 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 直线形 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
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