高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结.pdf
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高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结.pdf
高中化学 选修 3 学问点总结 主要学问要点:1、原子构造 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、晶体的构造和性质(一)原子构造 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,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可包容的电子数依次是 1、3、5、7的两倍。能层不同能级一样,所包容的最多电子数一样。(2)能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所包容的最多电子数是: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依次,构造原理提醒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根据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要根据之一。(3)不同能层的能级有交织现象,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,能级组原子轨道所包容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:各能层最多包容的电子数为 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 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)。基态原子的电子汲取能量后,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汲取(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(汲取光谱和放射光谱)。利用光谱分析可以发觉新元素或利用特征谱线鉴定元素。3、电子云及原子轨道(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”模型来描绘核外电子的运动。“电子云”描绘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绘。(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,互相垂直(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,然后排布在能量渐渐上升的能级里。(2)泡利原理:1 个原子轨道里最多只能包容 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,且自旋方向一样。(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、半充溢或全充溢时,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、元素周期表的构造 元素在周期表中的位置由原子构造确定:原子核外的能层数确定元素所在的周期,原子的价电子总数确定元素所在的族。(1)原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层(电子层)一样,根据最高能级组电子数依次增多的依次排列的一行元素。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),元素的金属性渐渐减弱,非金属性渐渐增加。(2)原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数一样(外围电子排布一样),根据电子层数依次增加的依次排列的一列元素。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,元素的金属性渐渐增加,非金属性渐渐减弱。(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终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、电负性等的周期性改变。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)原子构造 核电荷数 渐渐增大 增大 能层(电子层)数 一样 增多 原子半径 渐渐减小 渐渐增大 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一样,最高正价数=族序数 元素的金属性和非金属性 金属性渐渐减弱,非金属性渐渐增加 金属性渐渐增加,非金属性渐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势(留意反常点:A族和A 族、A 族和A 族)渐渐减小 电负性 渐渐增大 渐渐减小(2)微粒半径的比拟方法 同一元素:一般状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(只能比拟原子半径):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(比拟原子和离子半径):随原子序数的增大,原子的原子半径依次增大。如:LiNaKRbCs,F-Cl-Br-Na+Mg2+Al3+(3)元素金属性强弱的推断方法 本质 原子越易失电子,金属性越强。推断 根据 1.在金属活动依次表中越靠前,金属性越强 2.单质及水或非氧化性酸反响越猛烈,金属性越强 3.单质复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+yx+ym+则 y 比 x 金属性强 6.原电池反响中负极的金属性强 7.及同种氧化剂反响,先反响的金属性强 8.失去一样数目的电子,汲取能量少的金属性强(4)非金属性强弱的推断方法 本质 原子越易得电子,非金属性越强 推断 方法 1.及 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,阴离子复原性越弱,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-+BBm-+A 则 B 比 A 非金属性强 5.及同种复原剂反响,先反响的非金属性强 6.得到一样数目的电子,放出能量多的非金属性强 (三)共价键 1、共价键的成键本质:成键原子互相接近时,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 键 键 成键方向 沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形态 轴对称 镜像对称 坚固程度 强度大,不易断裂 强度小,易断裂 成键推断规律 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 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 原子吸引电子实力 一样 不同 共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子实力强的一方 成键原子的电性推断根据 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)气态氢化物,非金属氧化物、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:金属离子及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。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间隔(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,越坚固,形成的分子越稳定 键角 键及键之间的夹角 键角确定分子空间构型(1)键长、键能确定共价键的强弱和分子的稳定性,键角确定分子空间构型和分子的极性。(2)键能及反响热:反响热生成物键能总和反响物键能总和 (四)分子的空间构型 1、等电子原理 原子总数一样、价电子总数一样的分子具有相像的化学键特征,很多性质是相像的,此原理称为等电子原理。(1)等电子体的推断方法:在微粒的组成上,微粒所含原子数目一样;在微粒的构成上,微粒所含价电子数目一样;在微粒的构造上,微粒中原子的空间排列方式一样。(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像,空间构型一样,可运用来预料分子空间的构型和性质。2、价电子互斥理论(1)价电子互斥理论的根本要点: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(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:对于主族元素,中心原子价电子数=最外层电子数,配位原子按供应的价电子数计算,如:PCl5中 O、S 作为配位原子时按不供应价电子计算,作中心原子时价电子数为 6;离子的价电子对数计算 如:NH4+:;SO42-:3、杂化轨道理论(1)杂化轨道理论的根本要点:能量相近的原子轨道才能参及杂化。杂化后的轨道一头大,一头小,电子云密度大的一端及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。杂化轨道能量一样,成分一样,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及杂化的原子轨道数目之和。(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 2 sp 3 sp 3不等性杂化 轨道夹角 180 o 120 o 109o28 中心原子位置 A,B A A A A A 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 正四面体 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键或者用来包容未参与成键的孤对电子。(4)中心原子杂化方式的推断方法:看中心原子有没有形成双键或叁键,假如有 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;假如有 1 个双键则其中有 1 个键,形成的是 sp2杂化;假如全部是单键,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 分子极性 CO2 2 sp 直线 直线形 180 o 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 180 o 极 NH3 4 sp3 正四面体 三角锥形 107 o18 极 BF3、SO3 3 sp2 平面三角 平面三角形 120 o 非 H3O+4 sp3 正四面体 三角锥形 107 o18 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拟 化学键 分子间作用力 概念 相邻原子间猛烈的互相作用 分子间微弱的互相作用 范围 分子内或某些晶体内 分子间 能量 键能一般为 120800kJmol1 约几到几十 kJmol1 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)范德华力及氢键的比拟 范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱互相作用 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 分子中含有及 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 强度比拟 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,物质的熔沸点上升、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点上升硬度增大、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 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,如 H2O、H2S 等。三角锥形分子如 NH3等。(2)共价键的极性和分子极性的关系:两者探讨对象不同,键的极性探讨的是原子,而分子的极性探讨的是分子本身;两者探讨的方向不同,键的极性探讨的是共用电子对的偏离及偏向,而分子的极性探讨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 HCl、H2S、H22等。(3)分子极性的推断方法 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。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确定分子的极性。若分子中的电荷分布匀称,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匀称,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及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围:“相像相溶”中“相像”指的是分子的极性相像。假如存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。相反,无氢键互相作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比拟小。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:具有完全一样的组成和原子排列的一对分子,犹如左手及右手一样互为镜像,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。手性分子的推断方法:推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,酸的强度及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)晶体的构造和性质 1、四大晶体的比拟 晶体类型 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 粒子间作用力 离子键 共价键 范德华力 微粒间的静电作用 物熔沸点 较高 很高 低 有高、有低 2、典型晶体的构造特征(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+及 12 个Na+等间隔 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+)四周及之最接近且间隔 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+四周间隔 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(空间网状构造)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,成为正四面体构造,C 原子及碳碳键个数比为 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 原子及 SiO 键个数比为 1:4,O 原子及 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分子四周最近且等间隔 的 CO2有 12 个。1 个晶胞中含有 4 个 CO2。(6)石墨 理性质 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 一般不溶于溶剂,钠等可及水、醇类、酸类反响 典型实例 NaOH、NaCl 金刚石 P4、干冰、硫 钠、铝、铁 属于过渡性晶体。是分层的平面网状构造,层内 C 原子以共价键及四周的 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、物质熔沸点凹凸的推断(1)不同类晶体:一般状况下,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。离子晶体:构造相像且化学式中各离子个数比一样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:在组成构造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、Cl2、Br2、I2和 HCl、HBr、HI 等均随式量增大。熔、沸点上升。但构造相像的分子晶体,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、沸点渐渐降低。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。