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。
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 金 属 性 比 较 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 非 金 属 性 比 较 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-+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 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原子一方 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)中含有非极性键 气态氢化物,非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键 (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(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 平面三角形 正四面体形 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 杂化类型 VSEPR模型 分子空间构型 键角 分子的极性 CO2 2 sp 直线 直线形 180o 非 SO2 3 sp2 平面三角 V字形 极 H2O、OF2、 3 sp3 平面三角 V字形 —— 极 HCN 2 sp 直线 直线形 180o 极 NH3 4 sp3 正四面体 三角锥形 107o18′ 极 BF3、SO3 3 sp2 平面三角 平面三角形 120o 非 H3O+ 4 sp3 正四面体 三角锥形 107o18′ —— CH4、CCl4 4 sp3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非 NH4+ 4 sp3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非 HCHO、COCl2 3 sp2 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 能量 键能一般为120~800kJ·mol-1 约几到几十kJ·mol-1 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 概念 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。 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。 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 比较 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 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 物理性质 熔沸点 较高 很高 低 有高、有低 硬度 硬而脆 大 小 有高、有低 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 不良 不良 不良 良 延展性 不良 不良 不良 良 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中 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 1、四大晶体的比较 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 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 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,因为任何化学反应都会存在热量变化,即要么吸热要么放热。 反应热可以分为(燃烧热、中和热、溶解热) 2.焓变(ΔH)的意义: 在恒压条件下进行的化学反应的热效应 .符号: △H.单位: kJ/mol,即: 恒压下: 焓变=反应热,都可用ΔH表示,单位都是kJ/mol。 3.产生原因: 化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。 (放热>吸热)△H为“-”或△H<0 吸收热量的化学反应。 (吸热>放热)△H为“+”或△H>0 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。 △H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能 ☆常见的放热反应: ①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰(氧化钙)和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应: ①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象(物理变化)还是反应(生成新物质是化学变化),一般铵盐溶解是吸热现象,别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系: 物质具有的能量越低,物质越稳定,能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量: 气态>液态>固态 6.常温是指25,101.标况是指0,101. 7.比较△H时必须连同符号一起比较。 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化,即反应热△H,△H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(s,l,g分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示) ③热化学反应方程式不标条件,除非题中特别指出反应时的温
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