高中化學知識點物構

選修3復習

一、復習要點

(一)原子結(jié)構

1、能層和能級

(1)能層和能級的劃分

原于就1357

可容納電子販：261O14

①在同一個原子中，離核越近能層能量越低。

②同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、d、f,能量由低到高依次為s、p、

d、fo

③任一能層，能級數(shù)等于能層序數(shù)。

④s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍。

⑤能層不同能級相同，所容納的最多電子數(shù)相同。

(2)能層、能級、原子軌道之間的關系

能層口1234

#于KLMN

能想$PPdPdf

機道盤11313S13S7

*多委站2262610261014

約電子蒙2818322n2

每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù))。

2、構造原理

?■■

⑥⑥

<?>?@OO

⑧?

<s?>@

⑧

⑧<3⑧>

g

(1)構造原理是電子排入軌道的依次，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

(2)構造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。

(3)不同能層的能級有交織現(xiàn)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。原子軌道的能量關系是：ns<(n-2)f<(n-1)

d<np

(4)能級組序數(shù)對應著元素周期表的周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)目對應著每個周期的元

素數(shù)目O

依據(jù)構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2/；最外層不超過8個電子;

次外層不超過18個電子；倒數(shù)第三層不超過32個電子。

(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。

②激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)?；鶓B(tài)原子的電子吸取能量后，電子躍遷至較高能級時的狀

態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸取(基態(tài)一激發(fā)態(tài))和放出(激發(fā)態(tài)一較低激發(fā)態(tài)或

基態(tài))不同的能量(主要是光能)，產(chǎn)生不同的光譜一一原子光譜(吸取光譜和放射光譜)。利用光譜分析

可以發(fā)覺新元素或利用特征譜線鑒定元素。

3、電子云與原子軌道

(1)電子云：電子在核外空間做高速運動，沒有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來描述核

外電子的運動?！半娮釉啤泵枋隽穗娮釉谠雍送獬霈F(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運動狀態(tài)的形象化描述。

(2)原子軌道：不同能級上的電子出現(xiàn)概率約為90%的電子云空間輪廓圖稱為原子軌道。s電子的原

子軌道呈球形對稱，ns能級各有1個原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，陽能級各有3個原子軌道，

相互垂直(用四、P,、P?表示)；〃d能級各有5個原子軌道；“f能級各有7個原子軌道。

4、核外電子排布規(guī)律

(1)能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排布在能量慢慢上升的

能級里。

(2)泡利原理：1個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。

(3)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)不同的軌道，且自旋方向相同。

(4)洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級時，當其處于全空、半充溢或全充溢時，即p°、d。、

f0、p3、d\f?、p6、dQf14,整個原子的能量最低，最穩(wěn)定。

能量最低原理表述的是“整個原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，

泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個原子處于能量最低狀態(tài)”。

電子數(shù)

(5)(n-1)d能級上電子數(shù)等于10時，副族元素的族序數(shù)=〃s能級電子數(shù)

(二)元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的結(jié)構

元素在周期表中的位置由原子結(jié)構確定：原子核外的能層數(shù)確定元素所在的周期，原子的價電子總數(shù)確

定元素所在的族。

(1)原子的電子層構型和周期的劃分

周期是指能層(電子層)相同，依據(jù)最高能級組電子數(shù)依次增多的依次排列的一行元素。即元素周期表

中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性慢

慢減弱，非金屬性慢慢增加。

(2)原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數(shù)相同(外圍電子排布相同)，依據(jù)電子層數(shù)依次增加的依次排列的一列元素。即元素周

期表中的一個列為一個族(第MD族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金

屬性慢慢增加，非金屬性慢慢減弱。

(3)原子的電子構型和元素的分區(qū)

按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)

的名稱來自按構造原理最終填入電子的能級的符號。

2、元素周期律

元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子

排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變更。元素性質(zhì)的周期

性來源于原子外電子層構型的周期性。

(1)同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

同周期(左一右)同主族(上T下)

原核電荷數(shù)慢慢增大增大

子

能層(電子層)數(shù)相同增多

結(jié)

構原子半徑慢慢減小慢慢增大

化合價最高正價由+1T+7負價最高正價和負價數(shù)均相同，最高

元數(shù)二(8一族序數(shù))正價數(shù)二族序數(shù)

素元素的金屬性和非金屬性慢慢減弱，非金屬性金屬性慢慢增加，非金屬性慢慢

性金屬性慢慢增加減弱

質(zhì)第一電離能呈增大趨勢（留意反常點：慢慢減小

IIA族和HIA族、VA族和

VIA族）

電負性慢慢增大慢慢減小

（2）微粒半徑的比較方法

①同一元素：一般狀況下元素陰離子的離子半徑大于相應原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小于相應

原子的原子半徑。

②同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。如：

Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

③同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次增大。如：

Li<Na<K<Rb<Cs,F<Cl<Br<I

④同電子層結(jié)構（陽離子的電子層結(jié)構與上一周期。族元素原子具有相同的電子層結(jié)構，陰離子與同周

期。族元素原子具有相同的電子層結(jié)構）：隨核電荷數(shù)增大，微粒半徑依次減小。如：F>Na+>Mg2+>Al3+

（3）元素金屬性強弱的推斷方法

本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強。

1.在金屬活動依次表中越靠前，金屬性越強

2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反應越猛烈，金屬性越強

金3.單質(zhì)還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強（電解中在陰極上得電

屬判子的先后）

性斷4.最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強

比依5.若xn++y—>x+ym+則y比X金屬性強

較據(jù)6.原電池反應中負極的金屬性強

7.與同種氧化劑反應，先反應的金屬性強

8.失去相同數(shù)目的電子，吸取能量少的金屬性強

（4）非金屬性強弱的推斷方法

本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強

非1.與H2化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強

金2.單質(zhì)氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強（電解中在陽極

屬判上得電子的先后）

性斷

3.最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強

比萬

4.An+B->Bm+A則B比A非金屬性強

法

5.與同種還原劑反應，先反應的非金屬性強

6.得到相同數(shù)目的電子，放出能量多的非金屬性強

（三）共價鍵

1、共價鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用

電子對，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。

2、共價鍵類型：

（1）。鍵和n鍵

。鍵冗鍵

成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”

電子云形態(tài)軸對稱鏡像對稱

堅實程度強度大，不易斷裂強度小，易斷裂

成鍵推斷規(guī)律單鍵是。鍵；雙鍵有一個是。鍵，另一個是n鍵；三鍵中一個是。鍵，

另兩個為幾鍵。

（2）極性鍵和非極性鍵

非極性鍵極性鍵

定義由同種元素的原子形成的共由不同種元素的原子形成的共價

價鍵，共用電子對不發(fā)生偏移鍵，共用電子對發(fā)生偏移

原子吸引電子實力相同不同

共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子實力強的原子一方

成鍵原子的電性推不顯電性顯電性

斷依據(jù)

舉例單質(zhì)分子（如H?、Ch）和某氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根

些化合物（如NaaOz、H2O2）和氫氧根中都含有極性鍵

中含有非極性鍵

（3）配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子供應空軌道，另一個原子供應一對電子所形成的共價鍵。

①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu（H20）4s。4、Cu（NH3）4

（OH）2、Ag（NH3）20H、Fe（SCN）3等。

②配位化合物的組成：

配位原子（提供通對電子）

配位體

中心原子+

（提供空軌道^TCU(W2]SO4

1

內(nèi)界外界配位數(shù)

3、共價鍵的三個鍵參數(shù)

概念對分子的影響

鍵長分子中兩個成鍵原子核間距離（米）鍵長越短，化學鍵越強，形成的分子越穩(wěn)

定

鍵能對于氣態(tài)雙原子分子AB,拆開鍵能越大，化學鍵越強，越堅實，形成的

ImolA-B鍵所需的能量分子越穩(wěn)定

鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角確定分子空間構型

（1）鍵長、鍵能確定共價鍵的強弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角確定分子空間構型和分子的極性。

（2）鍵能與反應熱：反應熱=生成物鍵能總和一反應物鍵能總和

（四）分子的空間構型

1、等電子原理

原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相像的化學鍵特征，許多性質(zhì)是相像的，此原理稱為等電子

原理。

（1）等電子體的推斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構成上，微粒所含價

電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如

"

CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+V=N3-或SO2=O+O2=O3=N+o2=NO2）

（2）等電子原理的應用：利用等電子體的性質(zhì)相像，空間構型相同，可運用來預料分子空間的構型和

性質(zhì)。

2、價電子互斥理論：

（1）價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子（離子）中中心原子A四周的價電子對的幾何構型，主

要取決于價電子對數(shù)（n）,價電子對盡量遠離，使它們之間斥力最小。

n234

4幔

180°1加’

:7

*7、

（2）AB。型分子價層電子對的計算方法:

八砧d、中心原子H的價電子數(shù)+配位原子B提供的價電子數(shù)xn

價層電子對?數(shù)國M)------------------------------------------------

2

①對于主族元素，中心原子價電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按供應的價電子數(shù)計算，如：PC15中

5+1x5<

n=--------=5

2

②O、S作為配位原子時按不供應價電子計算，作中心原子時價電子數(shù)為6；

③離子的價電子對數(shù)計算

5+1x4-I,6+0+2,

%=-------=4々=-----------=4

+2

如：NH4：2；so4-：2

3、雜化軌道理論

(1)雜化軌道理論的基本要點：

①能量相近的原子軌道才能參加雜化。

②雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成。

鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩(wěn)定。

③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個S軌道、3個p軌道。

④雜化軌道總數(shù)等于參加雜化的原子軌道數(shù)目之和。

(2)s、p雜化軌道和簡潔分子幾何構型的關系_______________________________________

雜化類型spSp2sp3sp3不等性雜化

軌道夾角180°120°109o28z

中心原子位置IIA,IIBIIIAIVAVAVIAVDA

中心原子孤對電子數(shù)000123

分子幾何構型直線形平面三角形正四面三角錐形V字形直線形

體形

實例HOHS

BeCb、HgCl2BF3CH4>SiCl4NH3>PH32>2HC1

(3)雜化軌道的應用范圍：雜化軌道只應用于形成。鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子。

(4)中心原子雜化方式的推斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，假如有1個叁鍵，則其中有

2個兀鍵，用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；假如有1個雙鍵則其中有1個“鍵，形成的是sp2雜化；

假如全部是單鍵，則形成的是sp3雜化。

4、分子空間構型、中心原子雜化類型和分子極性的關系

分子(離子)中心原子價雜化類型VSEPR模型分子空間構型鍵角分子的極性

電子對

CO22sp直線直線形180°非

2

SO23sp平面三角V字形極

3—

H2O>OF2、3sp平面三角V字形極

HCN2sp直線直線形180°極

3正四面體三角錐形107018/極

NH34sp

2

BF3、SO33sp平面三角平面三角形120°非

H3O+4sp3正四面體三角錐形107018/—

CH4、CCI44sp3正四面體正四面體形109028/非

NH4+4sp3正四面體正四面體形109028,IP-

2—

HCHO>COC123sp平面三角平面三角形極

(五)分子的性質(zhì)

1、分子間作用力(范德華力和氫鍵)

(1)分子可作用力和化學鍵的比較

化學鍵分子間作用力

概念相鄰原子間猛烈的相互作用分子間微弱的相互作用

范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間

能量鍵能一般為120?800kJ?mo「約幾到幾十kJ-mor1

性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學性質(zhì)(穩(wěn)定性)主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)(熔沸點)

(2)范德華力與氫鍵的比較

范德華力氫鍵

概念物質(zhì)分子間存在的微弱相互分子間(內(nèi))電負性較大的成鍵原子通過H

作用原子而形成的靜電作用

存在范圍分子間分子中含有與H原子相結(jié)合的原子半徑小、

電負性大、有孤對電子的F、O、N原子

強度比較比化學鍵弱得多比化學鍵弱得多，比范德華力稍強

影響因素隨分子極性和相對分子質(zhì)量

的增大而增大

性質(zhì)影響隨范德華力的增大，物質(zhì)的熔分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點上升硬度增大、水

沸點上升、溶解度增大中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點降

低、硬度減小

2、極性分子和非極性分子

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的

雙原子分子：H2、Cb、N2等；②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、

CC14等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH三CH、\_Z?o

<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCLHF等。②折線型分

子，如H2O、H2s等。③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價鍵的極性和分子極性的關系：

兩者探討對象不同，鍵的極性探討的是原子，而分子的極性探討的是分子本身；兩者探討的方向不同，鍵的

極性探討的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性探討的是分子中電荷分布是否勻整。非極性分子中，

可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬

單質(zhì)F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，

確定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HC1、H2S>H2O2等。

(3)分子極性的推斷方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HC1、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如

。2、12等。

③以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置確定分子的極性。若分子中的電荷

分布勻整，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不勻整，即排列位置

不對稱，則為極性分子，如NH3、S02等。

④依據(jù)AB”的中心原子A的最外層價電子是否全部參加形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)

(4)相像相溶原理

①相像相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

②相像相溶原理的適用范圍：“相像相溶”中“相像”指的是分子的極性相像。

③假如存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質(zhì)在

有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

3、有機物分子的手性和無機含氧酸的酸性

(1)手性分子

①手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，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手性分子的推斷方法：推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四個不

同的原子或原子團，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必需是飽和碳原子，飽和碳原子所

連有的原子和原子團必需不同。

(2)無機含氧酸分子的酸性

①酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子數(shù)，不愿定等于酸中的氫原子數(shù)(有的酸中有些氫原子不是連在氧原

子上)

②含氧酸可表示為：（HO）mROn,酸的強度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關，n越大，酸性越強。

n=0弱酸n=l中強酸n=2強酸n=3超強酸

（六）晶體的結(jié)構和性質(zhì)

1、四大晶體的比較

類型

比較離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體

構成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電子

形成晶體作用力離子鍵共價鍵范德華力微粒間的靜電作用

熔沸點較高很局低有高、有低

硬度硬而脆大小有高、有低

導電性不良（熔融或水溶絕緣、半導不良良導體

物液中導電）體

理傳熱性不良不良不良良

性延展性不良不良不良良

質(zhì)溶解性易溶于極性溶劑，不溶于任極性分子易溶于一般不溶于溶劑，鈉等可

難溶于有機溶劑何溶劑極性溶劑；非極性與水、醇類、酸類反應

分子易溶于非極

性溶劑中

典型實例NaOH、NaCl金剛石P4、干冰、硫鈉、鋁、鐵

2、典型晶體的結(jié)構特征

（1）NaCl

屬于離子晶體。晶胞中每個Na十四周吸引著6個C1,這些構成的幾何圖形是正八面體，每個四

周吸引著6個Na+,Na+、個數(shù)比為1：1,每個Na+與12個Na+等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個

Na+和4個C1，

（2）CsCl

屬于離子晶體。晶胞中每個C「（或Cs+）四周與之最接近且距離相等的Cs+（或。一）共有8個，這幾

個Cs+（或CD在空間構成的幾何構型為立方體，在每個Cs+四周距離相等且最近的Cs+共有6個，這幾個

Cs+在空間構成的幾何構型為正八面體，一個氯化鈉晶胞含有1