化學物質結構與性質選修知識點

化學物質結構和性質（選修）專題2原子結構和元素性質11個伸展方向3個伸展方向5個伸展方向7個伸展方向一、原子軌道s球形p紡錘形/啞鈴形d~f~二、軌道能量□□□□□□□□□□□□□□□□1s<2s<3s<4s4s<4p<4d<4f2Px=2Py=2p特：3d〉4s三、電子排布規(guī)則.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.洪特規(guī)則：在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同特：洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時30、d0、f0）的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24銘Cr[Ar]3d54s1和29銅Cu[Ar]3d104s1四、分區(qū)五、第一電離能.失去一個電子所需要的能量，原子結構越穩(wěn)定越難失去電子.同周期元素，從左往右第一電離能遞增同主族元素，從上到下第一電離能遞減.特：IIA族與niA族反常；VA族與VIA族反常六、電負性.吸引電子的能力.電負性大的元素呈負價電負性小的元素呈正價.判斷方式：同周期元素，從左往右電負性遞增同主族元素，從上到下電負性遞減..應用①確定元素類型：一般，電負性〉1.8的為非金屬元素；電負性＜1.8的為金屬元素②確定化學鍵類型：兩元素電負性差值＞1.7的為離子鍵；兩元素電負性差值＜1.7的為共價鍵.周期表中電負性最大的元素為氟F周期表中電負性最小的元素為銫Cs七、基態(tài)與激發(fā)態(tài).基態(tài)：能量最低，最穩(wěn)定的狀態(tài).激發(fā)態(tài)：能量高，不穩(wěn)定，易釋放能量3.注：電子躍遷是物理變化，未發(fā)生電子轉移；原子得失電子時，發(fā)生的是化學變化專題3微粒間作用力與物質性質一、金屬鍵.金屬陽離子與自由電子相互作用.無方向性，無飽和性.強弱判斷：原子化熱①原子半徑越小，金屬鍵越強②單位體積內，自用電子數(shù)越多，金屬鍵越強4影響金屬鍵越強，金屬的熔沸點越高，硬度越大二、金屬晶體.具有規(guī)則幾何外形，由晶胞堆積而成.晶胞：構成晶體的最基本的幾何單元稱為晶胞.堆積方式：密置層和非密置層4.堆積方式典型代表空間利用率配位數(shù)微粒個數(shù)晶胞非密置層堆積簡單立方堆積Po（車卜）52%61體心立方堆積Na、K、Gr、鉬、鴇68%82c

密置層堆積面心立方堆積Au、Ag、Gu、鉛74%126六方堆積Mg、Zn、Ti74%1245.晶胞中微粒的計算M摩爾質量NA阿伏伽德羅常數(shù) N一個晶胞所含的微粒數(shù)a晶胞的棱長 。晶胞的密度三、離子鍵.陰陽離子見的相互作用力（包括引力與斥力，引力〉斥力）.無方向性，無飽和性.強弱判斷：晶格能①離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大②離子半徑越小，晶格能越大.影響晶格能越大，離子晶體熔沸點越高，硬度越大四、離子晶體晶體類型NaCl型CsCl型晶胞￥?，j 電--j*cr/應._X|■*■. * .J 5a'：?&9~?淺，/9NwCl[*--**——^結構特征每個Na+周圍都吸引著6個Cl-；每個Cl-周圍都吸引著6個Na+；Na+周圍有12個Na+；Cl-周圍有12個Cl-每個Cs+周圍都吸引著8個CL-；每個Cl-周圍都吸引著8個Cs+；Cs+周圍有6個Cs+配位數(shù)Na+、Cl-配位數(shù)均為6Cs+、Cl-配位數(shù)均為8晶胞中的微粒數(shù)(1：Sx—I-6x—=48 21Na+：l+12x—=44a-：i(7s；8x 18

常見類型AgF、常見類型AgF、MgO等CsBr、CsI、NH4C1等注：Na+與Cl-位置可互換；Cs+與Cl-位置可互換.五、共價鍵.原子間共用電子對.有飽和性，有方向性仆-S。鍵無方向性）.強弱判斷:鍵長（半徑）越短，鍵能越大.影響鍵能越大，原子晶體的硬度越大，熔沸點越大.。鍵與n鍵①“頭碰頭”重疊形成。鍵，“肩并肩”重疊形成n鍵②優(yōu)先形成。鍵③。鍵比n鍵穩(wěn)定④優(yōu)先斷裂n鍵，后斷裂。鍵6,極性鍵與非極性鍵①極性鍵：共用電子對發(fā)生偏移②非極性鍵：共用電子對不發(fā)生偏移.配位鍵孤電子對與空軌道形成配位鍵.鍵能與化學反應熱①放熱反應：舊鍵斷裂消耗總能量（新鍵形成放出的總能量4HVO吸熱反應：舊鍵斷裂消耗總能量〉新鍵形成放出的總能量4HA0③斷鍵吸熱，成鍵放熱六、原子晶體1.金剛石晶胞①由5個C原子形成的正四面體結構②最小的元環(huán)為六元環(huán)（最多4個共面）③1個C連著4個鍵1個鍵被2個C共用C數(shù)：鍵數(shù)=2:1④1mol金剛石C中有2molC-C鍵2.二氧化硅晶體①1個Si周圍有4個O一個O周圍有2個Si②1molSiO2有4molSi-O鍵③最小的元環(huán)為十二元環(huán)（6個O，6個Si）七、分子間作用力.分子間作用力分為范德華力和氫鍵.范德華力①一般無飽和性，無方向性②強弱判斷：分子晶體相對分子質量越大，范德華力越大③影響范德華力越大，熔沸點越高3、氫鍵①X—H---Y（X、Y是N、0、F中的一種）②有方向性，有飽和性③分子間形成氫鍵使熔沸點升高分子內形成氫鍵使熔沸點降低例：鄰羥基苯甲醛的熔沸點比對羥基苯甲醛的熔沸點低因為鄰羥基苯甲醛是分子內形成氫鍵，而對羥基苯甲醛是分子間形成氫鍵④應用乙醇與水任意比互溶NH3極易溶于水熔點：原子晶體〉離子晶體〉分子晶體專題4分子空間結構與物質性質一、雜化軌道.作用：容納孤電子對，形成。鍵.價電子數(shù)＜=〉最外層電子數(shù).ABm型①價電子對數(shù)二孤電子對數(shù)+。鍵數(shù)②中心原子的價電子數(shù)=中心原子的最外層電子數(shù)③八由N葉場中心原子的價電子數(shù)+每個配位原子提供的價電子數(shù)xm價電子對效力= 注：配位原子若是F/Cl/Br/I和H則按1個價電子算；若是O/S則按0個價電子算4.雜化類型價電子對模型（理想模型）。鍵數(shù)孤電子對數(shù)幾何構型（現(xiàn)實模型）SP，空間正四面體40空間正四面體31三角錐形22V形SP2平面三角形30平面三角形21V形SP直線型直線型5.等電子體原理價電子數(shù)和原子數(shù)相同的分子、離子或原子團。有些等電子體化學鍵和構型類似二、分子的極性.極性分子：正負電荷重心不重合非極性分子：正負電荷重心重合.判斷方法①雙原子分子（看鍵的極性）極性鍵=〉極性分子非極性鍵=〉非極性分子②多原子分子（看孤電子對）有孤電子對=〉極性分子沒有孤電子對=〉非極性分子三、手性.手性碳原子：連有四個不同的