高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结(20200913120133) 13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。 ④ s、 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 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 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、p z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、 p 3、 d 5、 f 7、 p 6、 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） 核电荷数 逐渐增大 增大 原子 结构 能层（电子层）数 相同 增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 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 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐 金属性逐渐增强，非金属 元素 金属性 增强 性逐渐减弱 性质 第一电离能 呈 增大趋势（注意反常点： Ⅱ A 族和 ⅢA 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+ 半径依次减小。如： F （ 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。 1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强 判断 依据 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 1. 与 H 2 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 ） 判断 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 方法 4. A n-+B B m-+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 H 2、 Cl 2）和某 些化合物（如 Na2O 2、 H 2O 2） 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( H 2O) 4SO 4、 Cu( NH 3) 4( OH) 2 、 Ag( NH 3 )2 OH 、 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 2 O=N 2 +N — =N 3 — 或 SO 2 =O+O 2=O 3 =N —+O 2 = 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： A B n 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： PCl 5 中 ② 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； ③离子的价电子对数计算 +： ；SO 42- ： 如： NH 4 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 sp 3 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 sp3 sp 3 不等性杂化 轨道夹角 180 o 120 o 109 o 28′ 中心原子位置 Ⅱ A ，ⅡB Ⅲ A Ⅳ A Ⅴ A Ⅵ A Ⅶ 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 BeCl 2、 HgCl 2 BF 3 CH4、 SiCl 4 NH 3、 PH 3 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 杂化 VSEPR 分子空间构 键角 分子 价电子对 类型 模型 型 极性 o 非 CO 2 2 sp 直线 直线形 180 2 平面三角 V 字形 极 SO 2 3 sp 3 平面三角 V 字形 —— 极 H 2O、 OF 2 3 sp o 极 HCN 2 sp 直线 直线形 180 3 正四面体 三角锥形 107 o18′ 极 NH 3 4 sp 2 平面三角 平面三角形 120 o 非 BF 3、 SO 3 3 sp + 4 sp3 正四面体 三角锥形 107 H 3 O o18′ —— CH 4、 CCl 4 4 sp3 正四面体 正四面体形 109 o28′ 非 o28′ 非 + 4 sp3 正四面体 正四面体形 109 NH 4 2 平面三角 平面三角形 —— 极 HCHO 、COCl 2 3 sp （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 － 1 约几到几十 kJ·mol 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 随范德华力的增大， 物质的 分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水 性质影响 熔沸点升高、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： ①只由非极性 键构成的同种元素的双原子分子： H 2、 Cl 2、 N 2 等； ②只由极性键构成，空间构型对称 的多原子分子： CO2 、 CS 2、 BF 3、 CH 4、 CCl 4 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 H 2 O、 H 2S 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 、 N 2、 P4、 S8 等只含有非极性键， C 2H 6 、C 2H 4、 C 2H 2 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 、 H 2S、 H 2Ｏ 2 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 O 2、 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 BF 3 、 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 、 SO 2 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 ） mRO n,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 粒子间作用力 离子键 共价键 范德华力 微粒间的静电作用 熔沸点 较高 很高 低 有高、有低 硬度 硬而脆 大 小 有高、有低 不良（熔融或水 绝缘、 半导 物 导电性 不良 良导 体 溶液中导电） 体 理 传热性 不良 不良 不良 良 性 延展性 不良 不良 不良 良质 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 2、典型晶体的结构特征 （ 1） NaCl +周围吸引着 6 个 Cl － ，这些 Cl 属于离子晶体。晶胞中每个 Na －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 +等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有 4 个 Na +和 4 个 Cl Na －。 （ 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 — ）共有 8 个，这几个 Cs+（或 Cl Cl —）在空间构成的几何构型为立方体，在每个 Cs +周 +共有 6 个，这几个 Cs +在空间构成的几何构型为正八面体，一 围距离相等且最近的 Cs +和 1 个 Cl — 个氯化铯晶胞含有 1 个 Cs 。 （ 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） SiO 2 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 CO 2 分子周围最近且等距离的 CO 2 有 12 个。 1 个晶胞 中含有 4 个 CO 2 。