高中化学选修3知识点总结.docx
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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
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。
1
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
00
满时,即p、d、f
035
、p、d、f
7610
、p、d、f
14
,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
2
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)
原核电荷数逐渐增大增大
子
能层(电子层)数相同增多
结
原子半径逐渐减小逐渐增大
构
化合价最高正价由+1+7负
最高正价和负价数均相同,
元
价数=(8—族序数)最高正价数=族序数
素
元素的金属性和金属性逐渐减弱,非金金属性逐渐增强,非金属性
性
非金属性属性逐渐增强逐渐减弱
质
第一电离能呈增大趋势(注意反常逐渐减小
点:
ⅡA族和ⅢA族、Ⅴ
A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 - - - 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+>Al ->Na+>Mg2+>Al 3+ (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。 金 1.在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强 属判2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强 3 性断 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 比依阴极上得电子的先后) 较据4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强 n++yx+ym+则y比x金属性强 5.若x 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 非1.与H2化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性越强 金2.单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强(电解 判 属 中在阳极上得电子的先后) 断 性 3.最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强 方 比 较 法 4.A n-+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 成键判断规单键是σ键;双键有一个是σ键,另一个是π键;三键中一 律个是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由不同种元素的原子形成的 的共价键,共用电子对不共价键,共用电子对发生偏移 发生偏移 4 原子吸引电子能相同不同 力 共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子 一方 成键原子的电性不显电性显电性 判断依据 举例单质分子(如H2、Cl2)和 气态氢化物,非金属氧化物、 某些化合物(如Na2O2、 酸根和氢氧根中都含有极性 H2O2)中含有非极性键 键 (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键长越短,化学键越强,形成的分 (米)子越稳定 键能对于气态双原子分子AB,拆开 键能越大,化学键越强,越牢固, 1molA-B键所需的能量 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 —) 5 (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 +2- 如: NH4: SO4 : 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sp 3 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 233 杂化类型spspspsp 不等性杂化 轨道夹角180 o120o109o28 ′ 中心原子位置ⅡA,ⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 中心原子孤对电子000123 6 数 分子几何构型直线形平面三角正四面三角锥 V字形直线 形体形形形 实例BeCl2、HgBF3CH4、NH3、PH3H2O、HCl Cl2SiCl4H2S (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(离中心原子键角分子的极 杂化类型VSEPR模型分子空间构 子)价电子对型性 CO22sp直线直线形180 o非 2 SO23sp平面三角V字形极 H2O、OF2、3sp 3平面三角V字形——极 o HCN2sp直线直线形180 极 3正四面体三角锥形107 NH34sp 极 o18′ 2o BF3、SO33sp平面三角平面三角形120 非 +4sp H3O 3正四面体三角锥形107 —— o18′ CH4、CCl44sp 3 正四面体正四面体形109o28′非 o28′非 +4sp NH4 3正四面体正四面体形109o28′非 2 HCHO、COC2l3sp 平面三角平面三角形——极 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 概念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 -1-1 能量键能一般为120~800kJ·mol约几到几十kJ·mol 7 性质影响主要影响物质的化学性质(稳定主要影响物质的物理性质(熔沸 性)点) (2)范德华力与氢键的比较 范德华力氢键 概念物质分子间存在的微弱相分子间(内)电负性较大的成键原子 互作用 通过H原子而形成的静电作用 存在范围分子间分子中含有与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 性质影响随范德华力的增大,物质分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增 的熔沸点升高、溶解度增大、水中溶解度增大;分子内氢键使 大物质熔沸点降低、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。 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。 8 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 类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体 比较 构成晶体微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电 子 形成晶体作用力离子键共价键范德华力微粒间的静电作用 熔沸点较高很高低有高、有低 硬度硬而脆大小有高、有低 9 导电性不良(熔融或水绝缘、半不良良导体 物溶液中导电)导体 理 传热性不良不良不良良 性 延展性不良不良不良良 质 溶解性易溶于极性溶不溶于任极性分子易溶一般不溶于溶剂,钠 剂,难溶于有机何溶剂于极性溶剂;非等可 溶剂极性分子易溶与水、醇类、酸类反 于非极性溶剂应 中 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 +周围吸引着6个Cl 属于离子晶体。 晶胞中每个Na -,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 +和4个Cl 相邻,每个氯化钠晶胞含有4个Na -。 (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—) +(或Cl 共有8个,这几个Cs —)在空间构成的几何构型为立方体,在每个Cs+周围距离相等 +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且最近的Cs +和1个Cl 1个Cs —。 (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 10 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。 化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1.反应热: 化学反应过程中所放出或吸收的热量,任何化学反应都有反应热,
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