2022年高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲,苏教版.docx
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1、精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载【高中化学选修物质结构与性质学问点提纲,苏教版】一 . 原子结构与性质 . 一 . 熟悉原子核外电子运动状态,明白电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义 . 1. 电子云 :用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间显现的机会大小所得的图形叫电子云图 . 离核越近,电子显现的机会大,电子云密度越大;离核越远,电子显现的机会小,电子云密度越小 . 电子层(能层) :依据电子的能量差异和主要运动区域的不同,核外电子分别处于不同的电子层 . 原子由里向外对应的电子层符号分别为 K、L、M、 N、O、P、Q. 原子轨道(能级即亚层
2、) :处于同一电子层的原子核外电子,也可以在不同类型的原子轨道上运动,分别用 s、p、d、f 表示不同外形的轨道,s 轨道呈球形、 p 轨道呈纺锤形,d 轨道和 f 轨道较复杂 . 各轨道的舒展方向个数依次为 1、3、 5、7. 2. 构造原理)明白多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示 136 号元素原子核外电子的排布 . 1. 原子核外电子的运动特点可以用电子层、原子轨道 亚层 和自旋方一直进行描述 . 在含有多个核外电子的原子中,不存在运动状态完全相同的两个电子 . 2. 原子核外电子排布原理 . . 能量最低原理 : 电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道
3、. . 泡利不相容原理 : 每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子 . . 洪特规章 : 在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同 . 洪特规章的特例 : 在等价轨道的全布满(p 6、 d 10、f 14)、半布满( p 3、d 5、f 7)、全空时 p 0、d 0、f 0的状态,具有较低的能量和较大的稳固性 . 如24Cr Ar3d 54s 1、 29Cu Ar3d 104s 1. 3. 把握能级交叉图和 1-36 号元素的核外电子排布式 . 依据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的次序;依据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图所示,由下而上
4、表示七个能级组,其能量依次上升;在同一能级组内,从左到右能量依次上升;基态原子核外电子的排布按能量由低到高的次序依次排布;3. 元素电离能和元素电负性第一电离能:气态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能量叫做第一电离能;常用符号 I1 表示,单位为kJ/mol ;: 每隔肯定数目的元素,元素原子的外围电子1.原子核外电子排布的周期性. 随着原子序数的增加 , 元素原子的外围电子排布出现周期性的变化排布重复显现从 ns 1到 ns 2np 6 的周期性变化 . 2.元素第一电离能的周期性变化.随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化: 同周期从左到右,第一电离能有
5、逐步增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小;同主族从上到下,第一电离能有逐步减小的趋势 . 说明:同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势;电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素;Be、N、Mg、P . 元素第一电离能的运用:名师归纳总结 - - - - - - -第 1 页,共 6 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学习必备 欢迎下载a. 电离能是原子核外电子分层排布的试验验证 . b. 用来比较元素的金属性的强弱 . I 1越小,金属性越强,表征原子失电子才能强弱 . 3. 元素电负性的
6、周期性变化 . 元素的电负性:元素的原子在分子中吸引电子对的才能叫做该元素的电负性;随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化:同周期从左到右,主族元素电负性逐步增大;同一主族从上到下,元素电负性出现减小的趋势 . 电负性的运用 : 二 . 化学键与物质的性质 . 内容:离子键离子晶体1. 懂得离子键的含义,能说明离子键的形成 . 明白 NaCl 型和 CsCl 型离子晶体的结构特点,能用晶格能说明离子化合物的物理性质 . 1. 化学键: 相邻原子之间剧烈的相互作用 . 化学键包括离子键、共价键和金属键 . 2. 离子键: 阴、阳离子通过静电作用形成的化学键 . 离子键强弱的判定 : 离子半
7、径越小,离子所带电荷越多,离子键越强,离子晶体的熔沸点越高 . 离子键 的强弱可以用晶格能的大小来衡量,晶格能是指拆开1mol 离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸取的能量 . 晶格能越大,离子晶体的熔点越高、硬度越大 . 离子晶体 : 通过离子键作用形成的晶体 . 典型的离子晶体结构:NaCl 型和 CsCl 型. 氯化钠晶体中,每个钠离子四周有 6 个氯离子,每个氯离子四周有 6个钠离子,每个氯化钠晶胞中含有 4 个钠离子和 4 个氯离子;氯化铯晶体中,每个铯离子四周有 8 个氯离子,每个氯离子四周有 8 个铯离子,每个氯化铯晶胞中含有 1 个铯离子和 1 个氯离子 . NaCl 型晶体
8、 CsCl 型晶体每个 Na +离子四周被 6 个 C1离子所包围, 同 每个正离子被 8 个负离子包围着, 同时每个负样每个 C1也被 6 个 Na +所包围;离子也被 8 个正离子所包围;3.晶胞中粒子数的运算方法- 均摊法 . 第 2 页,共 6 页名师归纳总结 - - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 位置顶点棱边学习必备欢迎下载体心面心奉献1/8 1/4 1/2 1 内容:共价键分子晶体原子晶体2. 明白共价键的主要类型 键和 键,能用键能、键长、键角等数据说明简洁分子的某些性质(对 键和 键之间相对强弱的比较不作要求). 1. 共价键的分类和判定:
9、 键(“ 头碰头” 重叠)和 键(“ 肩碰肩” 重叠) 、极性键和非极性键,仍有一类特殊的共价键 - 配位键 . 2.共价键三参数 . . 概念对分子的影响键能拆开1mol 共价键所吸取的能量(单键能越大,键越坚固,分子越稳固位: kJ/mol )键长成键的两个原子核间的平均距离(单 位: 10-10 米)键越短,键能越大,键越坚固,分子越稳定键角分子中相邻键之间的夹角 单位:度)键角打算了分子的空间构型共价键的键能与化学反应热的关系: 反应热 = 全部反应物键能总和全部生成物键能总和. 3. 明白 极性键和非极性键,明白 极性分子和非极性分子及其性质的差异. 1.共价键 : 原子间通过共用电
10、子对形成的化学键. 2.键的极性:极性键:不同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的才能不同,共用电子对发生偏移. 非极性键:同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的才能相同,共用电子对不发生偏移3.分子的极性: . 极性分子:正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子. 非极性分子:正电荷中心和负电荷中心相重合的分子. . 分子极性的判定:分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同打算. 非极性分子和极性分子的比较形成缘由非极性分子对称极性分子整个分子的电荷分布匀称,整个分子的电荷分布不匀称、不对称存在的共价键非极性键或极性键极性键分子内原子排列对称不对称举例说明:分子共价键的极
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