2022年高中化学物质结构与性质全册知识点总结.docx

精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载高中化学 选修 3 学问点总结 主要学问要点：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（一）原子结构1、能层和能级（1）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,仍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；（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：2n 2（n：能层的序数）；名师归纳总结 - - - - - - -第 1 页,共 12 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的次序,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叉现象,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；依据构造原理,在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为 2n 2 ；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（相对基态而言）；基态原子的电子吸取能量后,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取（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（吸取光谱和发射光谱）；利用光谱分析可以发觉新元素或利用特点谱线鉴定元素；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显现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述；名师归纳总结 - - - - - - -第 2 页,共 12 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备欢迎下载称为（2）原子轨道： 不同能级上的电子显现概率 约为 90%的电子云空间轮廓图原子轨道； 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 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px、py、pz表示）； nd 能级各有（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 布在能量逐步上升的能级里；（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）洪特规章：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）洪特规章的特例：电子排布在 p、d、f 等能级时,当其处于全空、半布满或全布满时,即 p 0、d 0、f 0、p 3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14,整个原子的能量最低,最稳固；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,泡利原理和洪特规章都使“ 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打算：原子核外的能层数打算元素所在的周期,原子的价电子总数打算元素所在的族；（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,依据最高能级组电子数依次增多的次序排列的一行元素；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）,元素的金属性逐步减弱,（2）原子的电子构型和族的划分非金属性逐步增强；族是指价电子数相同（外围电子排布相同）,依据电子层数依次增加的次序排列的一列元素；即元素周期表中的一个列为一个族（第族除外）；共有十八个列,十六个族；同主族周期元素从上到下,元素的金属性逐步增强,非金属性逐步减弱；（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终填入电子的能级的符号；名师归纳总结 - - - - - - -第 3 页,共 12 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载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；元素周期律主要表达在核外电子排布、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原子核电荷数同周期（左右）同主族（上下）逐步增大增大能层（电子层）数相同增多结构元素原子半径逐步减小逐步增大最高正价由 +1+7 负价数 =（8最高正价和负价数均相化合价族序数）同,最高正价数 =族序数元素的金属性和非金属性逐步减弱,非金属性逐步金属性逐步增强,非金属金属性增强性逐步减弱性质呈增大趋势（留意反常点：A第一电离能逐步减小族和 A 族、 A 族和 A 族）电负性逐步增大逐步减小（2）微粒半径的比较方法同一元素： 一般情形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（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 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<Na<K<Rb<Cs ,F-<Cl-<Br-<I-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 +>Mg 2+>Al 3+（3）元素金属性强弱的判定方法名师归纳总结 本质原子越易失电子,金属性越强；第 4 页,共 12 页判定1. 在金属活动次序表中越靠前,金属性越强依据2. 单质与水或非氧化性酸反应越猛烈,金属性越强- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载3. 单质仍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. 如 xn+yx+ym+ 就 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,吸取能量少的金属性强（4）非金属性强弱的判定方法 本质 原子越易得电子,非金属性越强 1. 与 H2 化合越易,气态氢化物越稳固,非金属性越强 2. 单质氧化性越强,阴离子仍原性越弱,非金属性越强（电解中在阳极判定 方法上得电子的先后）3. 最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强4. An-+BBm-+A 就 B 比 A 非金属性强5. 与同种仍原剂反应,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） 键和 键成键方向 键 键沿键轴方向“ 头碰头”平行或“ 肩并肩”电子云外形轴对称镜像对称坚固程度强度大,不易断裂强度小,易断裂成键判定规律单键是 键；双键有一个是 键,另一个是 键；三键中一个是 键,另两个为 键；（2）极性键和非极性键名师归纳总结 定义非 极 性 键极 性 键第 5 页,共 12 页由同种元素的原子形成的共价由不同种元素的原子形成的键,共用电子对不发生偏移共价键,共用电子对发生偏移原子吸引电子才能相同不同- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 共用电子对位置学习必备欢迎下载偏向吸引电子才能强的一方不偏向任何一方成键原子的电性判不显电性H2、Cl 2）和某显电性断依据举例单质分子（如气态氢化物,非金属氧化物、些化合物（如Na2O2、H2O2）酸根和氢氧根等（3）配位键：一类特别的共价键,一个原子供应空轨道,另一个原子供应一对电 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：Cu H2O 4SO4、Cu NH 3 4 OH 2、Ag NH32OH 、Fe SCN 3等；配位化合物的组成：3、共价键的三个键参数键长概念对分子的影响分子中两个成键原子核间距键长越短, 化学键越强, 形成的分离（米）子越稳固键能对于气态双原子分子AB ,拆键能越大,化学键越强,越坚固,开 1molA-B 键所需的能量形成的分子越稳固键角键与键之间的夹角键角打算分子空间构型（1）键长、键能打算共价键的强弱和分子的稳固性,键角打算分子空间构型和分 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像的化学键特点,很多性质是相像的,此原理称为等电子原理；（1）等电子体的判定方法：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；名师归纳总结 - - - - - - -第 6 页,共 12 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备欢迎下载2+O=N 2O=N 2+N =N 3 或（ 等 电 子 的 推 断 常 用 转 换 法 , 如CO 2=CO+O=NSO2=O+O 2=O 3=N +O2= NO 2）（ 2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相像,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 四周的价电子对的几何构型,主要取决于价电子对数（最小；n）,价电子对尽量远离,使它们之间斥力（2）AB n 型分子价层电子对的运算方法：对于主族元素, 中心原子价电子数如： PCl5 中=最外层电子数, 配位原子按供应的价电子数运算,O、S 作为配位原子时按不供应价电子运算,作中心原子时价电子数为 6；离子的价电子对数运算如： NH 4+：；SO42- ：3、杂化轨道理论（1）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固；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；名师归纳总结 - - - - - - -第 7 页,共 12 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载（2）s、p 杂化轨道和简洁分子几何构型的关系杂化类型sp sp 2sp 3sp 3 不等性杂化A 轨道夹角180 o o 120109o28A A A, B A A 中心原子位置中心原子孤对电子数0 0 0 1 2 3 分子几何构型直线形三角形正四周体三角锥形V 字形直线形BeCl 2、HgCl2BF3CH 4、SiCl4NH 3、PH3H 2O、H 2S HCl 实例（3）杂化轨道的应用范畴：杂化轨道只应用于形成 的孤对电子； 键或者用来容纳未参与成键（4）中心原子杂化方式的判定方法：看中心原子有没有形成双键或叁键,假如有 1个叁键,就其中有 2 个 键,用去了 2 个 p 轨道,形成的是 sp 杂化；假如有 1 个双键就其中有 1 个 键,形成的是 sp 2 杂化；假如全部是单键,就形成的是 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（离子）中心原子杂化VSEPR分子空间构键角分子CO2价电子对类型模型型180 o极性2 sp 直线直线形非SO23 sp 2平面三角V 字形极H2O、OF23 sp 3平面三角V 字形极HCN 2 sp 直线直线形180 o极NH 34 3 sp正四周体三角锥形107 o18极BF 3、SO33 2 sp平面三角平面三角形 o 120非H3O+4 sp 3正四周体三角锥形107 o18CH 4、CCl44 sp 3正四周体正四周体形109o28非NH 4+正四周体正四周体形109o28非4 sp 3HCHO 、COCl 23 2 sp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名师归纳总结 概念化学键分子间作用力第 8 页,共 12 页相邻原子间猛烈的相互作用分子间柔弱的相互作用范畴分子内或某些晶体内分子间能量键能一般为120800kJ· mol1约几到几十kJ ·mol1性质影响主要影响物质的化学性质（稳固性）主要影响物质的物理性质（熔沸点）- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载（2）范德华力与氢键的比较概念范德华力氢键H物质分子间存在的柔弱相分子间（内）电负性较大的成键原子通过互作用原子而形成的静电作用存在范畴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随范德华力的增大, 物质的分子间氢键使物质熔沸点上升硬度增大、水性质影响熔沸点上升、溶解度增大中溶解度增大；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：只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl 2、 N2 等；只由极性键构成,空间构型对称的多原子分子： CO2、CS2、BF3、CH 4、CCl4 等；极性键非极性键都有的：CH 2=CH 2、CH CH、；<2>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,如 H2O、H2S 等；三角锥形分子如 NH 3 等；（2）共价键的极性和分子极性的关系：两者讨论对象不同,键的极性讨论的是原子,而分子的极性讨论的是分子本身；两者讨论的方向不同,键的极性讨论的是共用电子对的偏离与偏向,而分子的极性讨论的是分子中电荷分布是否匀称；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,肯定含有极性键,可能含有非极性键,如（3）分子极性的判定方法HCl、H2S、 H22 等；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；名师归纳总结 - - - - - - -第 9 页,共 12 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载双原子分子：如含极性键,就是极性分子,如 是非极性分子,如 O2、I 2 等；HCl 、HBr 等；如含非极性键,就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打算分子的极性；如分子中的电荷分布匀称,即排列位置对称,就为非极性分子,如 BF3、CH 4 等；如分子中的电荷分布不匀称,即排列位置不对称,就为极性分子,如 NH 3、SO2 等；依据 AB n 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）相像相溶原理相像相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂；相像相溶原理的适用范畴：“ 相像相溶” 中“ 相像” 指的是分子的极性相像；假如存在氢键,就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）手性分子手性分子： 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,犹如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；手性分子的判定方法：判定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；手性碳原子必需是饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必需不同；（2） 无机含氧酸分子的酸性酸的元数 =酸中羟基上的氢原子数,不肯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）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1、四大晶体的比较名师归纳总结 晶体类型离子晶体原子晶体分子分子晶体金属晶体第 10 页,共 12 页构成晶体微粒阴、阳离子原子金属阳离子、 自由电子- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 粒子间作用力离子键学习必备欢迎下载微粒间的静电作用共价键范德华力熔沸点较高很高低有高、有低硬而脆大小有高、有低硬度不良（熔融或水绝缘、 半导不良良导体物导电性溶液中导电）体理 性传热性不良不良不良良质延展性不良不良不良良溶解性易 溶 于 极 性 溶不 溶 于 任极性分子易溶于极一般不溶于溶剂, 钠等剂,难溶于有机性溶剂；非极性分子可与水、 醇类、 酸类反何溶剂应溶剂易溶于非极性溶剂典型实例金刚石钠、铝、铁NaOH 、 NaCl P4、干冰、硫2、典型晶体的结构特点（1） NaCl 属于离子晶体；晶胞中每个 Na +四周吸引着 6 个 Cl,这些 Cl构成的几何图形是正八面体,每个 Cl四周吸引着 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 +）四周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 ,成为正四周体结构, 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 原子四周吸引着 4 个 O 原子,每个 O 原子四周吸引着 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；（5）干冰属于分子晶体；晶胞中每个CO2 分子四周最近且等距离的CO2 有 12 个； 1 个晶胞中含有 4 个 CO2；名师归纳总结 - - - - - - -第 11 页,共 12 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载（6）石墨属于过渡性晶体；是分层的平面网状结构,层内 C 原子以共价键与四周的 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）中金属原子积累方式是简洁立方积累,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 等中金属原子积累方式是体心立方积累,原子的配位数为 8,一个晶胞中含有 2 个原子；金属 Mg、 Zn、Ti 等中金属原子积累方式是六方积累,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 等中金属原子积累方式是面心立方积累,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定（1）不同类晶体：一般情形下,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,就熔沸点高,反之就小；离子晶体： 结构相像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 ；分子晶体：在组成结构均相像的分子晶体中,式量大的,分子间作用力就大,熔 点也高；如： F2、Cl 2、Br2、I 2 和 HCl 、HBr 、HI 等均随式量增大；熔、沸点上升；但结 构相像的分子晶体,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（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐步降低；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；名师归纳总结 - 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