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1、人教化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点 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 二、复习要点 原子结构 1、能层和能级 能层和能级的划分 在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 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。 任一能层，能级数等于能层序数。 s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍。 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 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。 2、构造原理 构造原理是电子排入轨
2、道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 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。 不同能层的能级有交错现象， 如EE、EE、EE、 EE、EE、EE等。 原子轨道的能量关系是：nsf d np 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。 基态和激发态 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 。 激发态：较高能量状态。基态
3、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 。 原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收和放出不同的能量，产生不同的光谱原子光谱。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 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。 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
4、各有3个原子轨道，相互垂直；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 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。 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。 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。 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，
5、泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 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 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。 原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层相同，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，元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。 原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同，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
6、个列为一个族。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。 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。 同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期 同主族 原子结 元素性元素的金属性和非金属性
7、核电荷数 能层数 逐渐增大 相同 逐渐减小 最高正价由+1+7负价增大 增多 逐渐增大 最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 构 原子半径 化合价 数= 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 质 第一电离能 呈增大趋势 电负性 逐渐增大 逐渐减小 微粒半径的比较方法 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。 同周期元素：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如：NaMgAlSiPSCl 同主族元素：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。如：LiNaKRbCs，-FCl-Br- Na+Mg
8、2+Al3+ 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 属 性 比 较 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 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 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 判
9、金 2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强 断 属 方 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 性 比 较 法 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 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： 键和键 成键方向 电子云形状 牢固程度 成键判断规律 轴对称 强度大，不易断裂 另两个为键。 键 沿键轴方向“头碰头” 镜像对称 强度小，易断裂 键 平行
10、或“肩并肩” 单键是键；双键有一个是键，另一个是键；三键中一个是键，极性键和非极性键 定义 原子吸引电子能力 共用电子对位置 成键原子的电性判断依据 举例 单质分子和某些化合物中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键 非 极 性 键 由同种元素的原子形成的共相同 不偏向任何一方 不显电性 极 性 键 由不同种元素的原子形成的共价不同 偏向吸引电子能力强的原子一方 显电性 价键，共用电子对不发生偏移 键，共用电子对发生偏移 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。 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：
11、Cu4SO4、Cu42、Ag2OH 、Fe 3等。 配位化合物的组成： 3、共价键的三个键参数 键长 键能 键角 概念 定 对于气态双原子分子AB，拆开1molA-B键所需的能量 键与键之间的夹角 键能越大，化学键越强，越牢固，形成的分子越稳定 键角决定分子空间构型 对分子的影响 分子中两个成键原子核间距离 键长越短，化学键越强，形成的分子越稳键长、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。 键能与反应热：反应热生成物键能总和反应物键能总和 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
12、。 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： 价电子互斥理论的基本要点：ABn型分子中中心原子A周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数，价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。 ABn型分子价层电子对的计算方法： 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O、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； 离子
13、的价电子对数计算 如：NH4+：；SO42- ： 3、杂化轨道理论 杂化轨道理论的基本要点： 能量相近的原子轨道才能参与杂化。 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。 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。 杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。 s、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系 杂化类型 轨道夹角 中心原子位置 中心原子孤对电子数 分子几何构型 实例 sp 180 o A，B 0 直线形 BeCl2、Hg Cl2 sp
14、 2 120 o A 0 sp 3 109o28 A 0 体形 A 1 sp 3不等性杂化 A 2 V字形 H2O、H2S A 3 直线形 平面三角形 正四面CH4、SiCl4 三角锥形 NH3、PH3 BF3 HCl 杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。 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个键，形成的是sp 2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp 3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 中心原子价CO2 SO
15、2 H2O、OF2、 HCN NH3 BF3、SO3 H3O+ CH4、CCl4 NH4+ HCHO、COCl2 杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp sp 3 sp 2 sp 3 sp 3 sp 3 sp 2 VSEPR模型 直线 平面三角 平面三角 直线 正四面体 平面三角 正四面体 正四面体 正四面体 平面三角 分子空间构型 直线形 V字形 V字形 直线形 三角锥形 平面三角形 三角锥形 正四面体形 正四面体形 平面三角形 键角 180 o 分子的极性 非 极 极 极 极 非 非 非 极 电子对 2 3 3 2 4 3 4 4 4 3 180 o 107 o18 120 o 107
16、o18 109o28 109o28 分子的性质 1、分子间作用力 分子间作用力和化学键的比较 概念 范围 能量 性质影响 概念 存在范围 强度比较 影响因素 性质影响 作用 分子间 化学键 相邻原子间强烈的相互作用 分子内或某些晶体内 键能一般为120800kJmol1 分子间作用力 分子间微弱的相互作用 分子间 约几到几十 kJmol1 主要影响物质的化学性质 范德华力 物质分子间存在的微弱相互主要影响物质的物理性质 氢键 范德华力与氢键的比较 分子间电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用 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 比化学键弱得多 随
17、分子极性和相对分子质量的增大而增大 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 比化学键弱得多，比范德华力稍强 2、极性分子和非极性分子 极性分子和非极性分子 非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等；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；极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CHCH、。 极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。折线型分子，
18、如H2O、H2S等。三角锥形分子如NH3等。 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、H22等。 分子极性的判断方法 单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性
19、分子或非极性分子之说，如He、Ne等。 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。 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。 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。 相似相溶原理 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。 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。 如
20、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 手性分子 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。含有手性异构体的分子叫做手性分子。 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。 无机含氧酸分子的酸性 酸的元数=酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸
21、中的氢原子数 含氧酸可表示为：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 晶体的结构和性质 1、四大晶体的比较 类型 比较 构成晶体微粒 形成晶体作用力 熔沸点 硬度 导电性 物 理传热性 性延展性 质 溶解性 典型实例 2、典型晶体的结构特征 离子晶体 阴、阳离子 离子键 较高 硬而脆 不良 不良 不良 易溶于极性溶剂，难溶于有机溶剂 原子晶体 原子 共价键 很高 大 绝缘、半导体 不良 不良 不溶于任何溶剂 分子晶体 分子 范德华力 低 小 不良 不良 不良 极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂
22、中 金属晶体 金属阳离子、自由电子 微粒间的静电作用 有高、有低 有高、有低 良导体 良 良 一般不溶于溶剂，钠等可 与水、醇类、酸类反应 NaOH、NaCl 金刚石 P4、干冰、硫 钠、铝、铁 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。 CsCl 属于离子晶体。晶胞中每个Cl周围与之最接近且距离相等的Cs+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+周围距离相等且最近的Cs+共有6个，这几
23、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 。 金刚石 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。 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SiO键个数比为1：4，O原子与SiO键个数比为1：2，最小环由12个原子组成。 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CO
24、2。 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。 金属晶体 金属Po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、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
25、晶胞中含有4个原子。 3、物质熔沸点高低的判断 不同类晶体：一般情况下，原子晶体离子晶体分子晶体 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。 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，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。 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。 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、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。 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A的Al，A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。
