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高二上册化学期中知识点
化学选修三物质结构与性质上各章知识点及考点
第一章 原子结构与性质.
一、认识原子核外电子运动状态,了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义.
1.电子云:
用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近,电子出现的机会大,电子云密度越大;离核越远,电子出现的机会小,电子云密度越小.
电子层(能层):
根据电子的能量差异和主要运动区域的不同,核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.
原子轨道(能级即亚层):
处于同一电子层的原子核外电子,也可以在不同类型的原子轨道上运动,分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道,s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.
2.(构造原理)
了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.
(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中,不存在运动状态完全相同的两个电子.
(2).原子核外电子排布原理.
①.能量最低原理:
电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道.
②.泡利不相容原理:
每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.
③.洪特规则:
在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同.
洪特规则的特例:
在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1.
(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.
①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高;在同一能级组内,从左到右能量依次升高。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
3.元素电离能和元素电负性
第一电离能:
气态电中性基态原子失去1个电子,转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示,单位为kJ/mol。
(1).原子核外电子排布的周期性.
随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:
每隔一定数目的元素,元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.
(2).元素第一电离能的周期性变化.
随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:
★同周期从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小;
★同主族从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势.
说明:
①同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势。
电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
Be、N、Mg、P
②.元素第一电离能的运用:
a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.
b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小,金属性越强,表征原子失电子能力强弱.
(3).元素电负性的周期性变化.
元素的电负性:
元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化:
同周期从左到右,主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下,元素电负性呈现减小的趋势.
电负性的运用:
a.确定元素类型(一般>1.8,非金属元素;<1.8,金属元素).
b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7,离子键;<1.7,共价键).
c.判断元素价态正负(电负性大的为负价,小的为正价).
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱).
第2章分子的性质和结构
一、化学键
1)、了解共价键的本质、分类、特征、形成条件
1.共价键实质:
在原子间形成共用电子对。
2.共价键的类型
(1)σ键与π键
1).σ键 对于含有未成对的s电子或p电子的原子,它可以通过ss、sp、pp等轨道“头碰头”重叠形成共价键。
σ键构成分子的骨架,可单独存在于两原子间,两原子间只有1个σ键。
2).π键 当两个p轨道pypy、pzpz以“肩并肩”方式进行重叠形成的共价键,叫做π键π键的原子轨道重叠程度不如σ键大,所以π键不如σ键牢固。
π键一般是与σ键存在于具有双键或三键的分子中。
因为π键不像σ键那样集中在两核的连线上,原子核对电子的束缚力较小,电子能量较高,活动性较大,所以容易断裂。
因此,一般含有共价双键或三键的化合物容易发生化学反应。
3).σ键与π键的对比及判断σ键、π键的方法
σ键
π键
成键方向
沿轴方向“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
σ键强度大,
不易断裂
π键强度较小,
容易断裂
成键判
断规律
共价单键是σ键;共价双键中有一个是σ键,另一个是π键;共价三键中一个是σ键,另两个为π键
(2).一般共价键和配位键
配位键:
如果共价键的形成是由两个成键原子中的一个原子单独提供一对孤对电子进入另一个原子的空轨道共用而成键,这种共价键称为配位键。
配位键是一种特殊的共价键。
NH
、H3O+、H2SO4等以及种类繁多的配位化合物都存在配位键。
(3).非极性键和极性键
由同种元素的原子形成的共价键是非极性共价键,简称非极性键。
由不同种元素的原子形成的共价键是极性共价键,简称极性键。
成键原子的电负性差值愈大,键的极性就愈强。
当成键原子的电负性相差很大时,可以认为成键电子对完全偏移到电负性很大的原子一方,即形成了离子键。
3.共价键的特征是既有饱和性,又有方向性。
4.形成共价键的条件
同种或不同种非金属原子之间相遇时,若原子的最外层电子排布未达到稳定状态,则原子间通过共用电子对形成共价键。
2).键参数(键能、键长、键角)的应用
1.共价键的键能和键长反映了共价键的强弱,键长和键角常被用来描述分子的空间构型。
2.一般来讲,形成共价键的两原子半径之和越小,共用电子对数越多,则键长越短。
如键长:
H—I>H—Br>H—Cl>H—F;C—C>C===C>C≡C。
3.键长越短,共用电子对数越多,则键能越大,共价键越牢,含该共价键的分子越稳定。
如HF、HCl、HBr、HI中,分子的共用电子对数相同(1对),因F、Cl、Br、I的原子半径依次增大,故键长:
H—I>H—Br>H—Cl>H—F,所以共价键牢固程度H—F>H—Cl>H—Br>H—I,因此,稳定性HF>HCl>HBr>HI;同样,N≡N键能大,故N2在常温下十分稳定。
4.键能与化学反应过程中的能量关系
(1)化学反应过程中,旧键断裂所吸收的总能量大于新键形成所放出的总能量,反应为吸热反应,否则,反应为放热反应。
反应热(ΔH)=反应物总键能-生成物总键能。
(2)反应物和生成物的化学键的强弱决定着化学反应过程中的能量变化。
化学反应的实质是反应物分子内旧化学键的断裂和生成物分子内新化学键的形成。
★3)、等电子原理
1.等电子原理及等电子体
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,它们的许多化学性质是相近的,这条规律称之为等电子原理,这样的分子叫做等电子体。
2.等电子原理的应用
等电子原理可以较快的判断一些分子(或离子)的构型以及其键合的情况,在科学研究中也有一定的用途,但在应用它时也应注意实际情况,以免误判。
例如SiO
的结构就不同于CO
的结构。
这是因为中心原子用于成键的轨道及杂化类型不同而导致的离子或分子的构型不同的缘故。
4)、化学键
1.化学键的概念
2.离子键、共价键和金属键的比较
化学键
离子键
共价键
金属键
本质
特征
形成条件
5)、离子化合物和共价化合物
1.离子化合物和共价化合物的判断
2.离子键、共价键在离子化合物或共价化合物中的存在
化学键
2、分子的构型
1)夹层电子对互斥理论
(1)确定中心原子A价层电子对数目n(设分子式为ABx)
n=孤对电子对数m+x;
m=1/2(a–xb)
a为中心原子的价电子数(对于阴离子或阳离子,a等于中心原子的价电子数加上或减去电荷数);b=8–B原子的价电子数(B若为H,则为2–B原子的价电子数)
(2)确定价层电子对的空间构型
由于价层电子对之间的相互排斥作用,它们趋向于尽可能的相互远离。
价层电子对的空间构型与价层电子对数目的关系:
价层电子对数目
2
3
4
5
6
价层电子对构型
直线形
三角形
四面体
三角双锥
八面体
(3)分子空间构型确定
根据分子中成键电子对数和孤电子对数,可确定相应较稳定的分子几何构型。
如下:
A的电子对数
成键电子对数
孤电子对数
几何构型
中心原子A价层电子对的排列方式
分子的几何构型实例
2
2
0
直线形
——A——
BeCl2HgCl2(直线形)
CO2
3
3
0
平面三角形
(平面三角形)
2
1
三角形
(V形)
4
4
0
四面体
(四面体)
3
1
四面体
NH3(三角锥)
2
2
四面体
H2O(V形)
6
6
0
八面体
SF6(八面体)
4
2
八面体
XeF4(平面正方形)
三、杂化轨道理论的简述
1.杂化轨道理论认为:
在形成分子时,通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。
但应注意,原子轨道的杂化,只有在形成分子的过程中才会发生,而孤立的原子是不可能发生杂化的。
同时只有能量相近的原子轨道(如2s,2p等)才能发生杂化,而1s轨道与2p轨
道由于能量相差较大,它是不能发生杂化的。
2.杂化轨道成键时,要满足化学键间最小排斥原理,键与键间排斥力大小决定于键的方向,即决定于杂化轨道间的夹角。
由于键角越大化学键之间的排斥力越小,对sp杂化来说,当键角为180°时,其排斥力最小,所以sp杂化轨道成键时分子呈直线形;对sp2杂化来说,当键角为120°时,其排斥力最小,所以sp2杂化轨道成键时,分子呈平面三角形。
由于杂化轨道类型不同,杂化轨道夹角也不相同,其成键时键角也就不相同,故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。
3.杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等。
四、ABx型杂化类型的判断
1.首先确定中心原子的价层电子对数n
2.根据n值判断杂化类型
一般有如下规律:
当n=2,sp杂化;n=3,sp2杂化;n=4,sp3杂化。
例如:
SO2 n=
(6+0)=3 sp2杂化
NO
n=
(5+1)=3 sp2杂化
NH3 n=
(5+3)=4sp3杂化
★五、配合物
1.配位键是一种特殊的共价键,但形成配位键的共用电子是由一方提供而不是由双方共同提供的。
2.过渡金属原子或离子都有接受孤对电子的空轨道,对多种配体具有较强的结合力,因而过渡金属配合物远比主族金属配合物多。
3.配合物的电离
配合物溶于水易电离为内界配离子和外界离子,而内界的配体离子和分子通常不能电离。
如[Co(NH3)5Cl]Cl2===[Co(NH3)5Cl]2++2Cl-,有三分之一的氯不能电离。
4.配位键的形成对物质性质的影响:
★六、分子的性质
【考点一:
键的极性和分子极性】
1.极性共价键与非极性共价键
2.分子的极性
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
分子内原子排列
对称
不对称
实例
H2、N2、CO2
HCl、NO、H2O
【方法引领】多原子分子(化合物)极性判断常用方法
?
化合价法:
若中心原子的化合价绝对值等于其所在主族序数,是非极性分子。
反之则是极性分子。
?
孤电子对法:
若中心原子有孤电子对时,是极性分子,反之则是非极性分子。
【考点二:
范德华力】
1.范德华力含义:
分子间普遍存在的相互作用力(把分子聚集在一起),称为分子间作用力,又称为范德华力。
2.影响范德华力的因素:
其大小主要由分子的相对分子质量的大小和分子极性的强弱决定。
一般,相对分子质量越大,范德华力越大;分子的极性越大,范德华力越大。
3.范德华力对物质性质的影响
(1)熔沸点:
范德华力越大,由分子构成的物质熔沸点就越高。
(2)溶解性:
溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越大其溶解度越大
★【考点三:
氢键】
1.氢键是除范德华力外的另一种分子间作用力,它是由已经与电负性很强的原子(N、O、F)形成强极性共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间产生的作用力。
2.氢键的表示方法及形成条件
(1)表示法:
A-H…B-
(2)形成条件:
一般只考虑N、O、F三种元素与H形成的化合物。
3.氢键的类型:
分子间氢键与分子内氢键
4.氢键对物质性质的影响
(1)熔沸点:
形成分子间氢键使得物质熔沸点升高;形成分子内氢键使物质熔沸点降低。
如NH3、H2O、HF的熔、沸点升高,使其在同族氢化物中熔、沸点高,更易液化。
(2)密度:
水结冰体积膨胀,密度减小就是由于形成了分子间氢键。
(3)溶解性:
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。
如NH3极易溶于水;C2H50H与水任意比互溶。
5.氢键的特点:
氢键既有方向性又有饱和性。
【考点四:
相似相溶原理】
?
“相似相溶”的规律:
非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂。
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。
?
随着溶质分子中憎水基的增大,溶质在水中的溶解度减小。
如甲醇、乙醇和水以任意比互溶,而戊醇在水中的溶解度明显减小。
【考点五:
手性分子】
1.定义:
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,这对分子互称为手性异构体。
有手性异构体的分子称为手性分子。
连接四个不同的原子或基团的碳原子称为手性碳原子(如图中黑色球)。
具有手性关系的分子互称为手性异构体,又叫对映异构体、光学异构体。
2.手性分子的应用:
生产手性药物;生产手性催化剂
★【考点四:
无机含氧酸分子的酸性】
1.结构:
无机含氧酸分子之所以显酸性,是因为其分子中含有-OH,而-OH上的H在水分子的作用下能够电离出H+,从而显示一定的酸性。
例如HNO3和H2SO4的结构式如下:
2.无机含氧酸酸性强弱的变化规律
(1)同周期元素的含氧酸(中心原子元素呈最高价),从左至右,酸性增强(O、F除外)。
(2)同主族元素的含氧酸(中心原子元素呈最高价),从上至下,酸性减弱。
(3)同一元素不同价态的含氧酸酸性:
该元素的化合价越高,其含氧酸的酸性越强。
3.比较无机含氧酸酸性强弱的方法
含氧酸的通式:
(HO)mROn如果成酸元素R相同,则n值越大,R的正电性越高,导致R-O-H中的电子向R偏移,因而在水分子的作用下,也就越容易电离出H+,即酸性越强。
如,H2SO4可写作(HO)2SO2,n=2;而H2SO3可写作(HO)2SO,n=1,所以H2SO4的酸性比H2SO3的酸性强。
【注意事项】
(1)酸性大小与-OH数目即m数值大小无关。
例如H3PO4m=3,是中强酸,并非强酸,H2SO3与H2SO4中m均为2,但H2SO3的酸性弱于H2SO4。
(2)含氧酸强度与酸中的非羟基氧原子数的关系
名称
次氯酸
磷酸
硫酸
高氯酸
含氧酸分子式
HClO
H3PO4
H2SO4
HClO4
非羟基氧原子数
0
1
2
3
酸性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
(注:
酸的元数与酸中羟基上的氢原子数相等,不一定等于酸中的氢原子数。
例如次磷酸结构式为有两个H原子没有连在氧原子上,属于一元酸)
第3章晶体
一、四大晶体相关知识
1、晶体类型及性质比较
类型
比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
概念
分子间靠分子间作用力结合而成的晶体
原子之间以共价键结合而形成的具有空间网状结构的晶体
金属阳离子和自由电子以金属键结合而形成的晶体
阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体
构成粒子
结构
粒子间的相互作用力
性
质
硬度
较小
很大
有的很大,有的很小
较大
熔、沸点
较低
有的很高,有的很低
溶解性
相似相溶
导电、传热性
一般不导电、溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电,水溶液或熔融态导电
延展性
无
无
良好
无
物质类别
及举例
大多数非金属单质(如P4、Cl2)、气态氢化物、酸(如HCl、H2SO4)、非金属氧化物(如SO2、CO2,SiO2除外)、绝大多数有机物(如CH4,有机盐除外)
一部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼),一部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
2、化学键与分子间作用力的比较
化学键
分子间力
概念
相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用
物质的分子间存在的微弱的相互作用
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
约几个至数十个kJ·mol-1
性质影响
主要影响分子的化学性质
主要影响物质的物理性质
3、晶体性质的比较:
比较晶体的硬度大小、熔沸点高低等物理性质的依据是:
4、共价键与离子键之间没有绝对的界限
二、晶体的有关计算
1.确定晶体组成的方法——均摊法
均摊法:
指每个晶胞平均拥有的粒子数目。
如:
某个粒子为n个晶胞所共有,则该粒子有1/n属于一个晶胞。
(1)长方体形(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献
¢Ù处于顶点的粒子,同时为____个晶胞共有,每个粒子对晶胞的贡献为____。
¢Ú处于棱上的粒子,同时为____个晶胞共有,每个粒子对晶胞的贡献为____。
¢Û处于面上的粒子,同时为____个晶胞共有,每个粒子对晶胞的贡献为____。
¢Ü处于体心的粒子,则完全属于该晶胞,对晶胞的贡献为____。
(2)非长方体形(正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。
如石墨晶胞每一层内6个碳原子排成六边形,其顶点的1个碳原子对六边形的贡献为1/3。
三.经典晶胞结构
1、分子晶体
2、原子晶体碘晶体
3、金属晶体
堆积模型
采纳这种堆积的典型代表
空间利用率
配位数
晶胞
简单立方
Po
52%
钾型
Na、K、Fe
68%
镁型
Mg、Zn、Ti
74%
12
铜型
Cu、Ag、Au
74%
4、离子晶体
5、石墨晶体
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