人教版高中化学选修3知识点总结.docx
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人教版高中化学选修3知识点总结
选修3知识点总结
第一章原子结构与性质
.原子结构
i•能级与能层
能层g
——
二
三
四
A
七
W号
K
L
N
0
p
Q
能级⑴
Is
2
卽
3s
3p
3d
4s
斗P
4d
4f
5s
・・・”
aa・■(■■・
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6
2
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10
2
6
10
14
2
„-„
.......
2
S
18
32
■・・,・・・
2n2
2•原子轨道
的原子轨逍呈球形对称
執坦形弑和电子的僚子皱擔呈啞铃形
拠能级上1个切能级匕3个各能级上的原了轨逍数目几I能级上呂个
“瓏緣上.个
'①相冋能层上感子轨道韻量的髙低:
MS'Jf|K»ilJiI
2理狀相同的原了轨道锻暈的高低:
能量天系W玄旅V*
3制一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能呈相等#如
.恥2]忻即埶道的能劇相等
3.原子核外电子排布规律
⑴构造原理:
随着核电荷数递增,大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填
能级交错:
由构造原理可知,电子先进入4s轨道,后进入3d轨道,这种现象叫能级交
错。
说明:
构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(实际上4s能级比3d能级能量高),而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说,整个原子的能量不能机
械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
(2)能量最低原理
现代物质结构理论证实,原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态,简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低,而不局限于某个能级。
(3)泡利(不相容)原理:
基态多电子原子中,一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反(用“fj”表示),这个原理称为泡利(Pauli)原理。
(4)洪特规则:
当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时,总是优先单独占
据一个轨道,而且自旋方向相同,这个规则叫洪特(Hund)规则。
比如,p3的轨道式为
洪特规则特例:
当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。
即p0、d°、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时,是较稳定状态。
前36号元素中,全空状态的有4Be2W2p0、i2Mg3s23p0、2oCa4s23d0;半充满状态的有:
7N2s22p3、15P3內卩3、24Cr3d54s1>25Mn3d54s2、33As4s24p3;全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1>30Zn3d104s2、36Kr4s?
4p6。
4.基态原子核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式
1用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如K:
1s22s22p63s23p64s1°
2为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以
相应稀有气体的元素符号外加方括号表示,例如K:
[Ar]4s10
3外围电子排布式(价电子排布式)
(2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分(原子实)或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。
每个方框或圆圈代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
举例:
二•原子结构与元素周期表
1•原子的电子构型与周期的关系
(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
每周期结尾元素的最外层电子排布
式除He为1s2外,其余为ns2np6。
He核外只有2个电子,只有1个s轨道,还未出现p轨道,所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级,而是能量相近的能级。
2•元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
①分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外鬧电子排布
元素性嵐特点
SIX
[211A族及乐元奪
除氢、氨外祁足活泼金屈元素常足疑外层电子軽与反应
p1*
mA族7A族、
0族(除氮外}
適常坠呆外层电F墓与反应
』区
IIIR族〜WR族*
(n—
4轨道可以不同程度地参与化学健的形成
1B族、口B族
(ft——1)d'Tipi'
金属尤隶
Cn-Zlf-11
(r>—1)小7心’
鞠系兀索化于性质和近.制系元:
素化学性
③若已知元素的外围电子排布,可直接判断该元素在周期表中的位置。
女口:
某元素的外
围电子排布为4s24p4,由此可知,该元素位于p区,为第四周期WA族元素。
即最大能层为其周期数,最外层电子数为其族序数,但应注意过渡元素(副族与第忸族)的最大能层为其周
期数,外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
三•元素周期律
1•电离能、电负性
(1)电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量,第一电离能是指电中
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最低能量。
第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。
在同一周期的元素中,碱金属(或第IA族)第一电离能最小,稀有气体(或0族)第一电离能最大,从左到右总体呈现增大趋势。
同主族元素,从上到下,第
一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大
(2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
以氟的电负性
为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度,金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于
1.8,而位于非金属三角区边界的类金属”的电负性在1.8左右。
它们既有金属性,又有非金
属性。
(3)电负性的应用
1判断元素的金属性和非金属性及其强弱
2金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界
的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。
3金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越
活泼。
4同周期自左到右,电负性逐渐增大,同主族自上而下,电负性逐渐减小。
(4)电离能的应用
1根据电离能数据确定元素核外电子的排布如:
2确定元素在化合物中的化合价
3判断元素金属性强弱
2.原子结构与元素性质的递变规律
性质
同周期(从左往右)
同主族(自上而下)
⑴能层数
相同
从1递増到6(或7)
(2圜卜层电子敎
从1谨増到81第一周期例外〕
相同
(3源74S
Ml(稱有气体除外)増强
増尢嘛
(町金属性(樣子安电子能力)
减弱
增强
(则E金風性(原子得电子能力)
曙强
赢弱
(健负性
増强
(7)第—电離
诚小
⑻单质2源性
减弱
増强
e题氧化牲
増强
T1。
)最高价氧化物对应水化物的酸晾性
碱性减孫酸性増龌
碱性増强,酸性械弱
(ii”E金属畅成气态蜀化物的难易程匿
由难到屍
由易到雜
(⑵气态埶物的稳定性
増强
减弱
(H)主要优合价
最高正M+1递増到亠7KXF
例外h最低负价从第IVA族斗
W
相同
(1嚅子半径
□.阴离子)减小,帝日离子)滅4r(阴离子)(阳离子)
増大
3•对角线规则
在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的,如
第二章分子结构与性质
一•共价键
1•共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对,其特征是具有饱和性和方向性。
2•共价键的类型
1按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
2按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
3按原子轨道的重叠方式分为b键和n键,前者的电子云具有轴对称性,后者的电子云
具有镜像对称性。
3•键参数
1键能:
气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量,键能越大,化学键越稳定。
2键长:
形成共价键的两个原子之间的核间距,键长越短,共价键越稳定。
3键角:
在原子数超过2的分子中,两个共价键之间的夹角。
4键参数对分子性质的影响键长越短,键能越大,分子越稳定.
*符萨的隐电性L
饨长一
-»子的空叫构喇1
Wffl
4•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,它们的许多性质相近。
常见的等电子体:
二•分子的立体构型
1分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时,原子的价电子轨道相互混杂,形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同,轨道间的夹角不同,形成分子的空间形状不同。
i
分子构型
朶
化轨道
理论
型
孕化轨道数目
朵优轨道间夹角
空间构型
实例
ISO0
直瞬
BeC12
sp2
3
120"
平面三甫
BF3
sp3
4
109°28J
正四面体
形
CH4
2分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型,而分子的空间构型指的是成键电子对
空间构型,不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时,两者的构型一致;
(2)当中心原子有孤对电子时,两者的构型不一致。
价层电子
对互斤榻
型1
电子
I
由子对空
分子空间
刪
2
2
0
SO
J
3
0
Eft®
三朋
BF3
1,
SnB:
2
4
4
0
EW
Effi揶
CH4
3
'1
XH3
2
2
H20
3.配位化合物
(1)配位键与极性键、非极性键的比较
共价键
非极性键
极性键
配位键
本质
相邻原子间通过共川电子对(电子云的亜叠)所形成的相垃作用
成键条件(兀素种类)
成键廉子得、失电子能力相同(同种非金属)
成键原于得、失电子能力差别较小(一般指不同种非金属)
成键原子一方尙孤电子对(配位休).另一方冇空轨道(中心离子)
特征
有方向性和饱和性
衷示
方法
H—H
11—Cl
Cu<-Nllt
LNH?
J
2■+
存在
单质也■共价化合物n2o2t离子化合物Na,On等
共价化合物
HC1,离子化合物NaOH等
离子化合物NH4C1等
(2)配位化合物
1定义:
金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。
2组成:
如[Ag(NH3)2]OH,中心离子为Ag+,配体为NH3,配位数为2。
三.分子的性质
1•分子间作用力的比较
2•分子的极性
(1)极性分子:
正电中心和负电中心不重合的分子。
⑵非极性分子:
正电中心和负电中心重合的分子。
3•溶解性
(1)“相似相溶”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。
⑵“相似相溶”还适用于分子结构的相似性,如乙醇和水互
溶,而戊醇在水中的溶解度明显减小.
4.手性
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如左手和右手一样互为镜像,在三维空间里不
能重叠的现象。
5•无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,贝Un值越大,R的正电性越高,使
R—O—H中O的电子向R偏移,在水分子的作用下越易电离出H+,酸性越强,如HCIO
vHCIO2VHCIO3VHCIO4
范蛊华力
as
共价麟
樹质分子之间音遍存在的一种相互作用的力'又称分子间布用力
由已经总电负性很强的庾子形成共价键的氢点子与另个分子中电负性很强的療子之间的作用力
隈子间通过共用电子对所形咸的相互作用
作就子
分子或標子(稀有气
氢IS子,監、氧n
子1分子內1分子闾)
軒
特征
无芳向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
有方向性、有饱和性
共氢龍〉范惫华力
影响强度的因盍
1随看分孑极性和相衬分子质量的増大而増大
2组成和结构相似的物质.相对分子质童越大.分子间作用力
对于A—H……B—,X、E的电负性越大】
B原子的半径越小,氢馨詹能越大
戚■键原子半径越小’键长越短,锋能越犬,荽价穗越穏宦
对物质性质的影响
1盛响物质的熔沸钛溶解度等物理性质
2组成和结构相仏的物质,随相对分子质壘的増大j
涕点升高,如F2<
O2 分子间氢縫的存在,使物质制ESP点升高,在水中的潛解度増大,如册点: H2O>H2Sr HF>HC1,NH3>? H3 1彫响分子的稳定崔 2共价键键能越共>分子穗定性越强 第三章晶体结构与性质 —一.晶体常识 1•晶体与非晶体比较 晶体 非晶体 结构特性 结构微粒周期性有序排列 結构微粒无序排列 性质特性 有自范性、固定熔点、对称生各向异性 没有自范性、固宦熔点、对称性、各向异性 2•获得晶体的三条途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 ③溶质从溶液中析出。 3.晶胞 晶胞是描述晶体结构的基本单元。 晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。 4.晶胞中微粒数的计算方法一一均摊法 如某个粒子为n个晶胞所共有,则该粒子有1/n属于这个晶胞。 中学中常见的晶胞为立 方晶胞 立方晶胞中微粒数的计算方法如下: 也于谀晶胞同为I卜歸舸所冥打”]粒子屈于険品胞同为兰牛品胞祈共有•斗粒子 位「内部: 亠協个粒子都WVi虬協肌 注意: 在使用均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状 二.四种晶体的比较 类型比较 分干晶体 原子晶体 金属晶俸 离千晶体 分予间靠分干间作幷力结舍而形■咸的晶体 原手之间以并 点的具有空间阿状结构的品体 翕鳳阳离干和自由电子以金属键结告而形成的晶体 阳离予和阴离干通过离子键谿舍而形成的晶体 构 崗咸粒手 分子 原子 金属阳离子*自由电子 阴,碾子 锁子间的相互作用力 分子间的作用力 共仰擁 金属键 离子谴 密度 较小 有的很大亍有的很小 较小 很丈 有的很大’W的很小 焙、沸点 较低 很咼 有的很高,有的很低 较高 相似相溶 难溶干任何藩 难浴于常见洛 大务易溶干冰等极性溶列 导电、传热 性 一般不导电,涪干水后有的导电 一般不具有导电性 电和魅的良导 晶体不导电,水落襪戒恪融态寻电 延展性 无 无 艮奸 无 料慣粪别庚举例 大多報非金属单质如瑁口亦气态氢化物巌曲HCL H占0学非金属氧化物(如so: co: si&除外卜匏丸多数有机物仪口CHP有机盐除外》 一郃甘非金属单J®血会删石、硅、晶体硼h—部好非金属化合物廊S1C. SiQO 金属单展与合金測电ALg青铜) 氐6Na: O>9SW曲KCHrNOJ)、绝大邯分赴(如NaCl) 2•晶体熔、沸点高低的比较方法 (1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律: 原子晶体〉离子晶体〉分子晶体。 金属晶体的熔、沸点差别很大,如钨、铂等熔、沸点很高,汞、铯等熔、沸点很低。 (2)原子晶体 由共价键形成的原子晶体中,原子半径小的键长短,键能大,晶体的熔、沸点高•如熔点: 金刚石〉碳化硅>硅 (3)离子晶体 一般地说,阴阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力就越强,相应的晶格能大,其晶体的熔、沸点就越高。 (4)分子晶体 ①分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高;具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。 2组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,熔、沸点越高。 3组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近),分子的极性越大,其熔、沸点越高。 4同分异构体,支链越多,熔、沸点越低。 (5)金属晶体 金属离子半径越小,离子电荷数越多,其金属键越强,金属熔、沸点就越高。 三•几种典型的晶体模型 晶体晶体结构示意图 is晶体 晶体中粒子分布详解 每£个Cs\8^cr各自构成立方体,在每个立方库的中心有一牛异种离子在每个心一周围最近的等距葛(设为.2)的(T有8个,在每个◎-周围最近的等距离〔必为"的◎■有6个(LT\左、右、前、后),在每个CT周81醍近的等距盲的C厂也有(5牛 毎&个CO: 构咸亢方体且再在6个面的中心又各占据1个C02.在每牛匚6周围等S目离他a为立方体辭: )最近的COjW12个{同层斗个、上层斗个、下层4个) 每个C与另4个C以共价嚣结合,采取sp3臬仏前着位于正四面体中心,后者位于正四面库顶点口晶体中均为Gt龍长相承鍵角相等(1妙则);畠体中疑卜碳环由6个C组咸且九肴不在同一平面內$晶体中每个C琴与了4条CY键肘形成,而在每条键中心的贡就只有一半,故C臣子数与C—C键数之比为i: 2 层內存在共价键、金属键,层间以范徳华力结合,兼貝有庶子晶旅金凰晶悚、分子晶悚的特征.左层内,香个C与3个U形成C-C能采取昶朶化构成正穴边形,键长相等.键甬相等{均为口旷)? 在晶体中,每个C参与了3条JC键的形麻,而在每条鯉中的贡献只有一■半,每令正犬辺跟平旳只占6X=2个GC履子个魏与€—匚键数之比为2;3 S102 品【本 M*1W 毎个引与4个0结合,前肴在正四面体的中心,石四看在1E四面体的顶点,同时毎CO被两个正四面禅所共用・正四面体键角为109"28f,每个正四酝体占有一个完整的弘四个■半0嵐子气故晶体中St原子与0原子个数比为1: (4X)=l: 2
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