高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结 12页

—— — 高中化学 选修 3 知识点总结 主要知识要点： 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 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②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。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f⋯⋯可容纳的电子数依次是 1、3、5、7⋯⋯的两倍。 ⑤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： 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顺序，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错现象，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。 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。 （5）基态和激发态 ①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 。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态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 。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（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 （吸收光谱和发射光谱）。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 （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出现的概率密度 分布，是核外电子运动状态的形象化描述。 —— — （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，相互垂直（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 布在能量逐渐升高的能级里。 （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。 （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 、半充满或 全充满时，即 p0、d0、f 0、p3、d5、f 7、p6、d10、f 14，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。 （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，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（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），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个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个 族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （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。 （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 结构 核电荷数 逐渐增大 增大 能层（电子层）数 相同 增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 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相 同，最高正价数 =族序数 元素的金属性和非 金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐 增强 金属性逐渐增强，非金属 性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势（注意反常点：Ⅱ A 族和Ⅲ A 族、Ⅴ A 族和Ⅵ A 族） 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 （2）微粒半径的比较方法 ①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。 ②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 ③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+>Mg 2+>Al 3+ （3）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。 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（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 x n++y x+y m+ 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 （4）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 判断 方法 1. 与 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，阴离子还原性越弱，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. A n-+B Bm-+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 （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） σ键和 π 键 σ键 π键 成键方向 沿键轴方向“头碰头” 平行或“肩并肩” 电子云形状 轴对称 镜像对称 牢固程度 强度大，不易断裂 强度小，易断裂 成键判断规律 单键是 σ键；双键有一个是 σ键，另一个是 π键；三 键中一个是 σ键，另两个为 π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 原子吸引电子能力 相同 不同 —— — 共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的一方 成键原子的电性判 断依据 不显电性 显电性 举例 单质分子（如 H2、Cl 2）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。 ①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( NH3)2OH 、Fe( SCN) 3 等。 ②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距 离（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，越牢固， 形成的分子越稳定 键角 键与键之间的夹角 键角决定分子空间构型 （1）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。 （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。 （1）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 的 推 断 常 用 转 换 法 ， 如 CO 2=CO+O=N 2+O=N 2O=N 2+N — =N 3 — 或 SO2=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 （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 周围的价电 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）AB n 型分子价层电子对的计算方法： ①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 ②O、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； ③离子的价电子对数计算 如： NH 4 +： ；SO4 2- ： 3、杂化轨道理论 （1）杂化轨道理论的基本要点： ①能量相近的原子轨道才能参与杂化。 ②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 σ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。 ③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。 ④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。 —— — （2）s、p 杂化轨道和简单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 ⅡA，Ⅱ B ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 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 BeCl 2、HgCl 2 BF3 CH 4、SiCl 4 NH 3、PH3 H 2O、H 2S HCl （3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成 σ键或者用来容纳未参加成键 的孤对电子。 （4）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π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 π键，形成的是 sp2 杂化；如果全部是单键，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 NH 3 4 sp3 正四面体 三角锥形 107 o18′ 极 BF 3、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′ —— CH 4、CCl4 4 sp3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非 NH 4 + 4 sp3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非 HCHO 、COCl 2 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较 化学键 分子间作用力 概念 相邻原子间强烈的相互作用 分子间微弱的相互作用 范围 分子内或某些晶体内 分子间 能量 键能一般为 120～800kJ·mol － 1 约几到几十 kJ ·mol － 1 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）范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱相 互作用 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 性质影响 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 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：①只由非极性 键构成的同种元素的双原子分子： H2、Cl 2、 N2 等；②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；③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：①不同元素的双原子分子如： HCl， HF 等。②折线型分子，如 H2O、H2S 等。③三角锥形分子如 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、 H2Ｏ2 等。 （3）分子极性的判断方法 ①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。 —— — ②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、I 2 等。 ③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、CH 4 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 NH 3、SO2 等。 ④根据 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）相似相溶原理 ①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。 ②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。 ③如果存在氢键，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 （1）手性分子 ①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 （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。 ②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。 （2） 无机含氧酸分子的酸性 ①酸的元数 =酸中羟基上的氢原子数，不一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） ②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 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 —— — 2、典型晶体的结构特征 （1） 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 －。 （2） CsCl 属于离子晶体。晶胞中每个 Cl—（或 Cs+）周围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。 （4） 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 Si—O 键个数比为 1：4，O 原子 与 Si—O 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 分子周围最近且等距离的 CO2 有 12 个。 1 个晶胞 中含有 4 个 CO2。 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 理 性 质 熔沸点 较高 很高 低 有高、有低 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 可与水、 醇类、 酸类反 应 典型实例 NaOH 、 NaCl 金刚石 P4、干冰、硫 钠、铝、铁 —— — （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。 （7）金属晶体 金属 Po（钋）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（钼）、 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 12，一个晶胞中含有 4 个原子。 3、物质熔沸点高低的判断 （1）不同类晶体：一般情况下，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。 ①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（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 。 ②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、Cl 2、Br2、I 2 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。 ③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、沸点逐渐降低。 ④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Ⅲ A 的 Al ，Ⅱ 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。