化學選修三物質結構的復習

1、姓名 選修3 物質結構與性質 基礎知識整理11 原子結構1、對多電子原子的核外電子，按 的差異將其分成不同的能層(n)；各能層最多容納的電子數(shù)為 。對于同一能層里 不同的電子，將其分成不同的能級(l)；能級類型的種類數(shù) （填等于、小于或大于）能層數(shù)相對應；同一能層里，能級的能量按s、p、d、f的順序 ，即E(s) E(p) E(d) E(f)。2、電子云：電子在原子核外出現(xiàn)的 。原子軌道：不同能級上的電子出現(xiàn)概率約為90%的電子云 。s電子的原子軌道呈 形對稱，ns能級各有 個原子軌道；p電子的原子軌道呈 形，np能級各有 個原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級各有 個原子軌

2、道；nf能級各有 個原子軌道。s電子原子軌道、p電子原子軌道的半徑隨 的增大而增大。3、構造原理：絕大多數(shù)基態(tài)原子核外電子的排布都遵循下列順序： 、 、 、 、 、 、 、4p、5s、4d、5p、6s、4f構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。從中可以看出，不同能層的能級有 現(xiàn)象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)等。4、能量最低原理：原子核外電子遵循構造原理排布時，原子的能量處于最低狀態(tài)。即在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最 的能級里，然后排布在能量逐漸 的能級里。5、泡利原理：每個原子軌道里最多只能容納2個 相反的電子。6、洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優(yōu)先占據(jù) 的軌

3、道，且 相同。7、基態(tài)：處于 的原子稱為基態(tài)原子。8、激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對基態(tài)而言）。如基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級成為激發(fā)態(tài)原子。9、光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收 （基態(tài)激發(fā)態(tài)）和放出（基態(tài)激發(fā)態(tài)） ，產生不同的光譜原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。12 原子結構與元素的性質1、周期系：隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn) ，就開始建立一個新的 ，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn) 氣體。然后又開始由堿金屬到稀有氣體，如此循環(huán)往復這就是元素周期系中的周期。2、周期表：第一張元素周期表是由 制作的。在

4、周期表中，把 相同的元素，按 的順序從左到右排成橫行，稱之為 ，有 個；在把不同橫行中 相同的元素，按 遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為 ，共有 個縱行， 個族。16個族又可分為 主族、 副族、 第VIII族、 0族。3、元素在周期表中的位置由 決定：原子 決定元素所在的周期，原子的 決定元素所在的族。s區(qū)p 區(qū)d 區(qū)ds 區(qū)f 區(qū)分區(qū)原則縱列數(shù)是否都是金屬 區(qū)全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區(qū)。主族主要含 區(qū)，副族主要含 區(qū)，過渡元素主要含 區(qū)。4、原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：（1） （2） ；元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢： 。同主族元素從上到下，原子半

5、徑的變化趨勢： 。5、第一電離能I1； 態(tài)電 性基態(tài)原子失去 個電子，轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的 叫做第一電離能。第一電離能越大，金屬活動性越 。同一元素的第二電離能 第一電離能。（1）第一電離能的變化規(guī)律：同一周期中，從左到右元素的第一電離能 ，同一主族中，從上到下元素的第一電離能 。（2）Be的第一電離能大于B，N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga？ 6、鍵合電子： 。電負性是用來描述 的一個度量。金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力 ，電負性 ，其金屬性越 ；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力 ，電負性 ，其非金屬性越 ；故可以用 來

6、度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變 ，表明金屬性逐漸 ，非金屬性逐漸 。同主族元素從上往下，電負性逐漸 ，表明元素的金屬性逐漸 ，非金屬性逐漸 。 的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性則在1.8左右，他們既有金屬性又有 性。7、對角線規(guī)則：在元素周期表中，某些主族元素與 方的主族元素的性質有些相似，被稱為“對角線規(guī)則”。8、用電子排布式表示Al、Cr(原子序數(shù)為24)、Fe(原子序數(shù)為26)、As(原子序數(shù)為33)等元素原子的價電子排布，并由此判斷它們屬

7、于哪一周期哪一族。 Al： Cr： As： Br： 21 共價鍵1、鍵：以形成化學鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉操作，共價鍵電子云的圖形不變，這種特征稱為 。鍵包括類型： “ss鍵” （由兩個s電子重疊形成的）、 、 。2、鍵：由兩個原子的p電子“ ”重疊形成。特點：肩并肩、兩塊組成、 、容易斷裂。3、由原子軌道相互重疊形成的鍵和鍵總稱 。4、判斷共價鍵類型規(guī)律：共價單鍵是 鍵；而共價雙鍵中有一個鍵，另一個是鍵；共價三鍵由 個鍵和 個鍵組成。5、鍵能：氣態(tài) 原子形成 mol化學鍵釋放的最低能量。通常取正值。鍵能越大，化學鍵越 。6、鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。鍵長越 ，鍵能越大，共價

8、鍵越 。7、鍵角：兩個共價鍵之間的夾角。下列物質分子中的鍵角分別是：CO2 CH4 H2O NH3 C2H4 22 分子的立體結構1、三原子分子的立體結構有直線形和 形兩種。如CO2分子呈 形，而H2O分子呈 形，兩個HO鍵的鍵角為105°。2、大多數(shù)四原子分子采取平面三角形和 形兩種立體結構。例如，甲醛(CH2O)分子呈平面三角形，鍵角約 °；氨分子呈 形，鍵角107°。3、五原子分子的可能立體結構更多，最常見的是 形，如甲烷分子的立體結構是 形，鍵角為109°28。4、運用價層電子對互斥理論判斷分子立體構型的方法和步驟：（1）價層電子對數(shù)= 鍵電子對

9、數(shù)+孤電子對數(shù)：鍵電子對數(shù)= 中心原子周圍結合的 數(shù)；孤電子對數(shù)=1/2（axb）：a ；x ；b ；對于陰陽離子來說，a= ± ；（2）由價層電子對的相互排斥，得到含孤電子對的VSEPR模型；價層電子對數(shù)23456VSEPR模型名稱三角雙錐形（正）八面體形（3）略去VSEPR模型中的中心原子上的孤電子對，便可得到分子的立體構型。價層電子對數(shù)34孤電子對數(shù)01012分子構型平面（正）三角形V形（正）四面體形三角錐形V形實例5、雜化軌道理論簡介：（1）sp3雜化： 個s軌道和 個p軌道會發(fā)生混雜，得到4個 的軌道，夾角 ，稱為sp3雜化軌道。空間結構：空間正四面體或V形、 形。（2）s

10、p雜化： 個s軌道和 個p軌道會發(fā)生混雜，得到 個 的軌道，夾角 。sp2雜化： 個s軌道和 個p軌道會發(fā)生混雜，得到 個 的軌道，夾角 。空間結構： 形。6、完成下表：分子或離子鍵電子對數(shù)孤電子對數(shù)價層電子對數(shù)VSEPR模型名稱粒子構型名稱中心原子雜化類型HCNH2ONH3CH2OCS2CO32SO42ClO4ClO3SO2NH4+H3O+SO323 分子的性質1、共價鍵有兩種：極性共價鍵和 。由 原子形成的共價鍵，電子對會發(fā)生 ，是極性鍵，其中的兩個鍵合電子，一個呈 電性，另一個呈負電性。由 原子形成的電子對不發(fā)生偏移的共價鍵是 。2、分子的極性與鍵的極性的關系：分子共價鍵的極性分子中正負

11、電荷中心分子的極性舉例同 核雙原子分子H2、N2、O2、P4、C60異 核雙原子分子異 核多原子分子分子中各鍵向量和為零重合分子中各鍵向量和不為零不重合HCN、H2O、NH3、CH3Cl3、范德華力很弱，約比化學鍵能小 個數(shù)量級 ； 結構相似，相對分子質量越大，范德華力越 ；相對分子質量相同或相近時，分子的極性越大，范德華力越 。4、范德華力、氫鍵、共價鍵的比較范德華力氫 鍵共價鍵定 義分子間普遍存在的作用力已經與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子與另一分子中電負性很強的原子之間的作用力原子之間通過共用電子對形成的化學鍵作用微粒強 弱對物質性質的影響范德華力越大，物質熔沸點越 對某些物質(如水

12、、氨氣)的溶解性、熔沸點都產生影響物質的穩(wěn)定性：共價鍵越 ，含有該鍵的分子越 5、欲用萃取劑A把溶質B從溶劑C的溶液里萃取出來，萃取劑A需符合以下條件：A與C互不相溶；B在A中的溶解度 于在C中的溶解度；A與B 發(fā)生化學反應；6、影響固體溶解度的主要因素是_。影響氣體溶解度的主要因素是 和_。7、相似相溶規(guī)律：_。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越_。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較 ?！跋嗨葡嗳堋边€適用于分子結構的_ _。如果溶質與水發(fā)生化學反應可_其溶解度。 8、（1）具有完全相同的 和 的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能

13、重疊，互稱手性異構體(又稱對映異構體、光學異構體)。含有手性異構體的分子叫做手性分子。（2）判斷一種有機物是否具有手性異構體，可以看其含有的碳原子是否連有 個不同的原子或原子團，符合上述條件的碳原子叫做 碳原子。9、無機含氧酸分子的酸性（1）對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越 。原因：無機含氧酸可以寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性 ，導致ROH中的O的電子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越 電離出H+，即酸性越 。（2）含氧酸的強度隨著分子中連接在中心原子上的非羥基氧的個數(shù)增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越 。（

14、3）同主族元素或同周期元素最高價含氧酸的酸性比較，根據(jù)非金屬性強弱去比較。同一主族，自上而下，非金屬元素最高價含氧酸酸性逐漸 ；同一周期，從左向右，非金屬元素最高價含氧酸酸性逐漸 。 31 晶體的常識1、晶體： 的固體；非晶體：沒有規(guī)則幾何外形的固體。2、分類： 、 、 、 、 。3、晶體與非晶體的本質差異自范性微觀結構晶體有(能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形)原子在三維空間里呈周期性有序排列非晶體沒有(不能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形)原子排列相對無序4、晶體形成的途徑：晶體形成的途徑： 、 、 。5、晶體的特性：有規(guī)則的 外形、有固定的 點、各向 性(強度、導熱性、光學性質等）6、晶胞的定義：晶體中 的最基本的

15、結構單元。晶胞對質點的占有率：在立方晶胞中體心為1/ ；面心：1/ ；棱邊：1/ ；頂點：1/ ；32、3、4 四種晶體、填表晶體類型原子晶體分子晶體金屬晶體離子晶體概 念作 用 力構成微粒金屬陽離子和“電子氣”（自由電子）物理性質熔沸點很高很低差別較大硬度很大很小差別較大導電性無（硅為半導體）無導體實 例2、晶格能：（1）定義： 。（2）影響晶格能的大小的因素 ：a、陰、陽離子所帶電荷的越多晶格能越 。b、陰、陽離子的半徑越小，晶格能越 。（3）晶格能的作用：晶格能越大：a、形成的離子晶體越穩(wěn)定；（離子鍵越強） b、熔點越高； c、硬度越大。d、晶格能也影響了巖漿晶出的次序，晶格能越大，巖漿中的礦物越易結晶析出3、金屬晶體的四種堆積模型對比堆積模型采用這種堆積模型的典型代表空間利用率配位數(shù)簡單立方鉀型鎂型銅型4晶體熔、沸點高低的比較方法（1）不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律：原子晶體離子晶體分子晶體。金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低。 （2）原子晶體由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高如熔點：金剛石碳化硅硅