高中化學《物質的結構與性質》知識匯總

原子核外電子排布原理原子軌道S1P啞鈴形3道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。(1)能量最低原理(2)泡利原理每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p?f?)和全空(p?、d?、f?)狀態(tài)時，體系的能量最低。3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖基態(tài)原子①基態(tài)→激發(fā)態(tài)當基態(tài)原子的電子吸收能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。②激發(fā)態(tài)→基態(tài)激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。(1)原子結構與元素周期表周期能層數(shù)每周期最后一個元素基態(tài)原子簡化電子排布式二23三3四4五5六6(2)每族元素的價層電子排布特點主族排布特點(3)元素周期表的分區(qū)0Sp區(qū)dX區(qū)f區(qū)f區(qū)b.各區(qū)元素化學性質及原子最外層電子排布特點分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質特點s區(qū)除氫外都是活潑金屬元素；ⅢA族~ⅡA族、0族d區(qū)ⅢB族～VⅡB族、Ⅲ族(除鑭系、銅系外)d軌道可以不同程度地參與ds區(qū)f區(qū)鑭系、锏系鑭系元素化學性質相近，锏系元素化學性質相近②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為B(1)原子半徑(2)電離能c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I?<I?<I?…)。(3)電負性②標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其金屬元素的電負性一般小于1.8,非金屬元素的電負性一般大于1.8,而位(1)電離能的應用如果某元素的In+1>In,則該元素的常見化合價為+n。如鈉元素I?>I?,所以鈉元素的化合價為+1。外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。(2)電負性的應用在原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)。2.特征具有飽和性和方向性。分類依據(jù)類型形成共價鍵的原子電子云“頭碰頭”重疊電子云“肩并肩”重盤形成共價鍵的電子非極性鍵原子間共用電子對的數(shù)目原子間有一對共用電子對原子間有兩對共用電子對原子間有三對共用電子對(1)只有兩原子的電負性相差不大時,才能形成共用電子對,形成共價鍵(2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同(5)通過物質的結構式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目；判斷成鍵鍵參數(shù)鍵參數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角(2)鍵參數(shù)對分子性質的影響鍵長二立體構型直線形正四面體形直線形正四面體形分子的立體結構1.價層電子對互斥理論(1)價層電子對在球面上彼此相距最遠時,排斥力最小，體系的能量最低。(2)孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。(3)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型的關鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數(shù)。σ鍵電子對數(shù)σ鍵電子對數(shù)二中心原子結合的原子數(shù)-中心原子上的孤電子對數(shù)價層電子對其中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù)),b是1個與中心原子結合的原子提供的價電子數(shù)，x是與中心原子結合的原子數(shù)。(4)價層電子對互斥理論與分子構型電子電子對立體構型分子立體構型實例鍵角22033021440正四面體形正四面體形31222.雜化軌道理論spsp雜化軌道由1個s軌道和1個p軌道組合sp2雜化軌道由1個s軌道和2個p軌道組sp3雜化軌道由1個s軌道和3個p軌道組(1)孤電子對(2)配位鍵H→H→(3)配合物(提供空軌道)配位原子(提供孤電子對)(1)價層電子對互斥理論說明的是價層電子①當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致；型可以為四面體形(如CH?),也可以為三角錐形(如NH?),也可以為(4)雜化軌道與參與雜化的原子軌道數(shù)目相同，但能量不同。范德華力<氫鍵<化學鍵。類型非極性分子極性分子形成原因正電中心和負電中心正電中心和負電中心不重合的分子非極性鍵或極性鍵非極性鍵或極性鍵分子內(nèi)原子排列不對稱無機含氧酸的通式可寫成(HO)mRO,,如果成酸元素R相同，則n值越作用下越易電離出H+,酸性越強，如酸性：晶體和晶胞比較晶體非晶體結構特征結構粒子周期性有序排列結構粒子無序排列性質自范性有無熔點固定不固定間接方法：測定其是否有固定的熔點2.得到晶體的途徑描述晶體結構的基本單元。(2)晶體中晶胞的排列——無隙并置①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。4.晶胞計算的思維方法晶胞計算是晶體考查的重要知識點之一，也是考查學生分析問題、解決問題能力的較好素材。晶體結構的計算常常涉及如下數(shù)據(jù)：晶體密度、NA、M、晶體體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達式往該立方體該立方體該立方體完全屬于該立方體晶胞中，頂點、側棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2個晶胞所共若1個晶胞中含有x個微粒，則1mol晶胞中含有xmol微粒，其質量為xMg(M為微粒的相對“分子”質量);1個晶胞的質量為pa3g(a3為晶胞的體積，p為晶胞的密度),則1mol晶胞的質量為pa3Nag,因此有常見晶體類型比較自由電子陰、陽離子粒子間的相互作用力分子間作用力較小的很小熔、沸點的很低劑常見溶劑導電的導電一般不具有導電性，個別為電和熱的良導體晶體不導電，水溶物質類別所有非金屬氫化物(如水、硫化氫)、部分非金屬單質(如鹵素X?)、部分非金屬氧化物(如CO?、SO?)、幾機物(有機鹽除外)質(如金剛石、硅、晶體硼),部分非金屬化合物(如SiC、SiO?)金屬單質與合金(如Na、Al、Fe、青銅)金屬氧化物(如K?O、Na?O)、強堿(如KOH、鹽(如NaCl)氣態(tài)離子形成1mol離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位：3.晶體類型的5種判斷方法原子晶體>離子晶體>分子晶體熔、沸點高。如熔點：金剛石>石英>碳化硅>硅。③組成和結構不相似的物質(相對分子質量接近),分子的極性越大，其突破五類晶體模型(1)金剛石晶體中，每個C與另外4個C形成共價鍵，C—C鍵之間的夾角是109°28',最小的環(huán)是六元環(huán)。含有1molC的金剛石中，形成的共價鍵有2mol。(2)SiO?晶體中，每個Si原子與4個O成鍵，每個O原子與2個硅原子(1)干冰晶體中，每個CO?分子周圍等距且緊鄰的CO?分子有12個。(2)冰的結構模型中，每個水分子與相鄰的4個水分子以氫鍵相連接，含Na+同時吸引6個Cl-,每個Cl-同時吸引6個Na+,配位數(shù)為6。每個晶胞含4個Na+和4個Cl-。(2)CsCl型：在晶體中，每個Cl-吸引8個Cs+,每個Cs+吸引8個Cl,配位數(shù)為8。形擁有的碳原子個數(shù)是2,C原子采取的雜化方式是sp2。結構型式常見金屬晶胞面心立方最密堆積體心立方堆積8六方最密堆積1.晶胞質量=晶胞占有的微粒的質量=晶胞占有的微粒數(shù)；高中化學重要知識點排查，四大主題70個知識點!4.鈉與O2的反應產(chǎn)物與反應條件有關，即使鈉在少量O2中燃燒也生成Na2O2。6.1molNa2O2固體中含離子總數(shù)為3NA。7.1molNa2O2參與反應轉移電子的物質的量不一定為1mol。9.往盛有足量NH3的飽和NaCl溶液中通入足量的CO2,反應方程式是：NaCl(飽和)+NH315.鐵與氯氣反應只能生成FeCl3,氮氣與氧氣反應只能生成NO,硫在氧氣中燃燒只生成17.銅在潮濕的空氣中最終不是生成CuO,而是生成銅綠[Cu2(OH)2CO3]。19.酸性氧化物一般能與水反應生成相應的21.把SO2氣體通入BaCl2溶液中，沒有沉淀生成，但若通入NH3或加入NaOH溶液，或體或加CaO或加熱)制取。而檢驗NH4+需用NaOH溶液并加熱，用濕潤的紅色石蕊試紙檢25.Cu和一定量的濃硝酸反應，產(chǎn)生的是NO2和NO的混合氣體，當Cu8.Cl、Br、I的+1價含氧酸的結構式都可用“圖片”表示。++3ClO-+3H2O=Fe(OH)3」+3HClO,所以ClO-與Fe3+、Al3+均不能大量共存。18.鋼鐵的析氫腐蝕或吸氧腐蝕的負極反應均為Fe19.金屬腐蝕快慢與兩極材料的活潑性有關，活潑性相差越大，22.向恒溫恒容已達平衡的反應體系中，充入“惰性氣體”(不參加反應的氣體),對平衡無24.平衡常數(shù)K只受溫度影響，既與任何一種反應物或生成物的濃度變化無關，也與壓強的27.除去酸性溶液ZnCl2溶液中的FeCl2,應先通入Cl2或加入H2O2,再加入ZnO,使Fe3+水解生成沉淀過濾除去。28.FeCl3、Fe2(SO4)3的水溶液蒸