高考化學(xué)選修3物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識

高考化學(xué)選修3物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識匯總!

高考中選修3的考試題型變化不大，?？?原子結(jié)

構(gòu)與元素的性質(zhì)（基態(tài)微粒的電子排布式、電離能及

電負(fù)性的比較）、元素周期律；分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（化

學(xué)鍵類型、原子的雜化方式、分子空間構(gòu)型的分析

與判斷）；晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（晶體類型、性質(zhì)及與粒

子間作用的關(guān)系、以晶胞為單位的密度、微粒間距

與微粒質(zhì)量的關(guān)系計算及化學(xué)式分析等）"這些內(nèi)

容，可以在做完選擇題之后，優(yōu)先選擇這道題，考

試用時不超10分鐘，平時限時訓(xùn)練也給自己這樣

的要求。

原子核外電子排布原理

1.能層、能級與原子軌道

（1）能層⑺）：在多電子原子中，核外電子的能量是不同

的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、

L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能級：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成

不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，

各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：

￡(s)<F(p)<￡(d)<￡(f)Q

(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的

區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。

【特別提示】

(1)任一能層的能級總是從s能級開始,而且能級數(shù)等于該

能層序數(shù)。

(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依

次為1、3、5、7……的二倍。(3)構(gòu)造原理中存在著能級

交錯現(xiàn)象。由于能級交錯，3d軌道的能量比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。

(4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、

3d、4p)0第一能層(K),只有s能級；第二能層(L),有

s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道Px、Py、Pz,

它們具有相同的能量；第三能層(M)，有s、p、d三種能

級。

(5)當(dāng)出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns,(n-1)d,np順序

填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n-1)d放在ns前。

(6)在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]+

價電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。

2.基態(tài)原子的核外電子排布

(1)能量最低原理

電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進(jìn)入能量高的軌

道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示

意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。

注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。

(2)泡利原理

每個原子軌道里最多只能容納2個電子，目自旋狀態(tài)相

反。

(3)洪特規(guī)則

當(dāng)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(dāng)能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10.

，4)、半滿(p3、d\f7)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

(1)電子的躍遷

①基態(tài)T激發(fā)態(tài)

當(dāng)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)一基態(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。

(2)原子光譜

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。

原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)

1.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

(1)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

(2)每族元素的價層電子排布特點

①主族

族：；其他26

②0He:1$2/7snpo

③過渡元素(副族和第VID族)：1)d~1°搐1~2。

(3)元素周期表的分區(qū)

①根據(jù)核外電子排布

a.分區(qū)

b.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點

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)和非金屬元素區(qū)(如下圖)，處于金屬與非金屬交界線

(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱

為半金屬或準(zhǔn)金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特別提示】

〃外圍電子排布〃即〃價電子層；對于主族元素，價電子層

就是最外電子層，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3d64s2。

2.對角線規(guī)則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有

些性質(zhì)是相似的。

3.元素周期律

(1)原子半徑

①影響因素

能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。

核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。

②變化規(guī)律

元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸

減小；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。

(2)電離能

①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為

氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：11,單位：

kJ/molo

②規(guī)律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素

的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小°

c.同種原子：逐級電離能越來越大(即H<l2<l3...)o

(3)電負(fù)性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)

度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合

電子的能力越強(qiáng)6

②標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為4.0作為相對標(biāo)

準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性（稀有氣體未計）。

③變化規(guī)律

金屬元素的電負(fù)性一股小于1.8,非金屬元素的電負(fù)性一

般大于1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的〃類金屬''（如楮、

睇等）的電負(fù)性則在1.8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增

大，同主族從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小。

4.電離能.電負(fù)性的應(yīng)用

（1）電離能的應(yīng)用

①判斷元素金屬性的強(qiáng)弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)；反之越

弱。

②判斷元素的化合價12……表示各級電離能）

如果某元素的In+l?In，則該元素的常見化合價為+3

如鈉元素12?11,所以鈉元素的化合價為+1o

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規(guī)

律性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生

變化。

④反映元素原子的核外電子排布特點

同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大

的，當(dāng)元素的核外電子排布是全空、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(fù)性的應(yīng)用

1.本質(zhì)

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。

3.分類

【特別提示】

(1)只有兩原子的電負(fù)性相差不大時，才能形成共用電

子對，形成共價鍵，當(dāng)兩原子的電負(fù)性相差很大(大于1?7)

時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵°

(2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種

元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

(3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCLNH3等，

有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵

又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等；有的不存在化學(xué)

鍵，如稀有氣體分子。

(4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性

共價鍵，如NaOH、Na2s04等；有的存在非極性鍵，如

Na2O2、CaC2等。

(5)通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類

及數(shù)目；判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為。鍵，

雙鍵中有一個。鍵和一個TI鍵，三鍵中有一個。鍵和兩個

TI鍵。

4.鍵參數(shù)

(1)概念

(2)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。

5.等電子原理

原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵

特征，物理性質(zhì)相近，但化學(xué)性質(zhì)不同。

常見的等電子體

卜子的立體結(jié)構(gòu)

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(yuǎn)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(qiáng)，鍵角越小。

(3)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵

是判斷分子中中心原子上的價層電子對數(shù)。

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))，6是1個與中心原子結(jié)合的原子提供

的價電子數(shù)，X是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)Q

(4)價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型

2.雜化軌道理論

當(dāng)原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌

道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道

間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。

3.配位鍵

(1)孤電子對

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。

(2)配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提

供空軌道形成共價鍵。

②配位鍵的表示：常用〃-一〃來表示配位鍵，箭頭指向接受

孤電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖

然有一個N-H鍵形成過程與其他3個N-H鍵形成過程

不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。

(3)配合物

如[CU(NH3)4]SO4

配位體有孤電子對，如H2。、NH3、CO.F\Cl\

CN-等。

中心原子有空軌道，如Fe3+、Cu2\Zn2\Ag+等。

【特別提示】

（1）價層電子對互斥理論說明的是價層電子對的立體構(gòu)

型，而分子的立體構(gòu)型指的是成鍵電子對的立體構(gòu)型，不

包括孤電子對。

①當(dāng)中心原子無孤電子對時，兩者的構(gòu)型一致；

②當(dāng)中心原子有孤電子對時，兩者的構(gòu)型不一致。

如：中心原子采取Sp3雜化的，其價層電子對模型為四面

體形，其分子構(gòu)型可以為四面體形（如CH4）,也可以為

三角錐形（如NH3）,也可以為V形（如H20）。

（2）價層電子對互月理論能預(yù)測分子的幾何構(gòu)型，但不

能解釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的成鍵

情況，但不能預(yù)測分子的幾何構(gòu)型。兩者相結(jié)合，具有一

定的互補(bǔ)性，可達(dá)到處理問題簡便、迅速、全面的效果。

(3)雜化軌道間的夾角與分子內(nèi)的鍵角不一定相同，中

心原子雜化類型相同時孤電子對數(shù)越多，鍵角越小。

(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。

分子間作用力與分子的性質(zhì)

1,分子間作用力

(1)概念

物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用

力。

(2)分類

分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。

⑶強(qiáng)弱

范德華力〈氫鍵(化學(xué)鍵。

(4)葩德華力

范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。

范德華力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬度越大。一般

來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增

加，范德華力逐漸增大。

(5)氫鍵

①形成

已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子

幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之

間的作用力，稱為氫鍵。

②表示方法：A—H...B

【特別提示】

a.A、B是電負(fù)性很強(qiáng)的原子，一般為N、0、F三種元

素6

b.A、B可以相同，也可以不同。

③特征

具有一定的方向性和飽和性。

④分類

氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。

⑤分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響

主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產(chǎn)

生影響。

2.分子的性質(zhì)

(1)分子的極性

(2)分子的溶解性

①〃相似相溶〃的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶

劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若溶劑和溶質(zhì)分子之

間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。

②隨著溶質(zhì)分子中憎水基個數(shù)的增大，溶質(zhì)在水中的溶解

度減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶,而戊醇在水中

的溶解度明顯減小。

(3)分子的手性

①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分

子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重

疊的現(xiàn)象。

②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。

③手性碳原子：在有機(jī)物分子中，連有四個不同基團(tuán)或原

子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。

(4)無機(jī)含氧酸分子的酸性

無機(jī)含氧酸的通式可寫成(HO)〃RO〃，如果成酸元素R

相同，則n值越大，R的正電性越高，使R-O-H中

0的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H

十,酸性越強(qiáng)，如酸性：

HCIO<HCIO2<HCIO3<HCIO4.

晶體和晶胞

1.晶體與非晶體

2.得到晶體的途徑

(1)熔融態(tài)物質(zhì)凝固。

(2)氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。

(3)溶質(zhì)從溶液中析出。

3.晶胞

Q)概念

描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。

(2)晶體中晶胞的排列一一無隙并置

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(xué)生分

析問題、解決問題能力的較好素材。晶體結(jié)構(gòu)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(dá)式往往是列等式的

依據(jù)。解決這類題，一是要掌握晶體〃均攤法〃的原理，

二是要有扎實的立體幾何知識，三是要熟悉常見晶體的結(jié)

構(gòu)特征，并能融會貫通，舉一反三。

(1)〃均攤法“原理

【特別提示】

①在使用均攤法計算晶胞中微粒個數(shù)時，要注意晶胞的形

狀，不同形狀的晶胞，應(yīng)先分析任意位置上的一個粒子被

幾個晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，頂點、側(cè)棱、底面上

的棱、面心依次被6、3、4、2個晶胞所共有。

②在計算晶胞中粒子個數(shù)的過程中，不是任何晶胞都可用

均攤法.

(2)晶體微粒與攸p之間的關(guān)系

若1個晶胞中含有x個微粒，則1mol晶胞中含有

Amol微粒，其質(zhì)量為xMg(例為微粒的相對〃分子〃質(zhì)

量)；1個晶胞的質(zhì)量為p/g(a3為晶胞的體積”為晶

胞的密度),則1mol晶胞的質(zhì)量為P5NAg,因此有

xM-paNA。

常見晶體類型

1.四類晶體的比較

2.離子晶體的晶格能

(1)定義

氣態(tài)離子形成1mol離子晶體釋放的能量，通常取正

值,單位:

kJ/molo

(2)影響因素

①離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。

②離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。

(3)與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系

晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點越高，硬度

越大。

3.晶體類型的5種判斷方法

(1)依據(jù)構(gòu)成晶體的微粒和微粒間的作用判斷

①離子晶體的構(gòu)成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離

子鍵。

②原子晶體的構(gòu)成微粒是原子，微粒間的作用是共價鍵。

③分子晶體的構(gòu)成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作

用力。

④金屬晶體的構(gòu)成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間

的作用是金屬鍵。

(2)依據(jù)物質(zhì)的分類判斷

①金屬氧化物(如心0、Na2O2等)、強(qiáng)堿屬aOH、

KOH等)和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。

②大多數(shù)非金屬單質(zhì)（除金剛石、石墨、晶體硅等）、非金

屬氫化物、非金屬氧化物（除SiO2外）、幾乎所有的酸、

絕大多數(shù)有機(jī)物（除有機(jī)鹽外）是分子晶體。

③常見的單質(zhì)類原子晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼等，

常見的化合類原子晶體有碳化硅、二氧化硅等。

④金屬單質(zhì)是金屬晶體。

（3）依據(jù)晶體的熔點判斷

①離子晶體的熔點較高。

②原子晶體的熔點很高。

③分子晶體的熔點低。

④金屬晶體多數(shù)熔點高，但也有少數(shù)熔點相當(dāng)?shù)汀?/p>

（4）依據(jù)導(dǎo)電性判斷

①離子晶體溶于水及熔融狀態(tài)時能導(dǎo)電。

②原子晶體一般為非導(dǎo)體。

③分子晶體為非導(dǎo)體，而分子晶體中的電解質(zhì)(主要是酸

和強(qiáng)極性非金屬氫化物)溶于水，使分子內(nèi)的化學(xué)鍵斷裂

形成自由移動的離子，也能導(dǎo)電。

④金屬晶體是電的良導(dǎo)體。

(5)依據(jù)硬度和機(jī)械性能判斷

①離子晶體硬度較大、硬而脆。

②原子晶體硬度大。

③分子晶體硬度小且較脆。

④金屬晶體多數(shù)硬度大，但也有較低的，目具有延展性。

【注意事項】

(1)常溫下為氣態(tài)或液態(tài)的物質(zhì)，其晶體應(yīng)屬于分子晶體

(Hg除外)。

(2)石墨屬于混合型晶體，但因?qū)觾?nèi)原子之間碳碳共價鍵

的鍵長為1.42x10」0m,比金剛石中碳碳共價鍵的鍵

長(鍵長為1.54x10-l°m)短，所以熔、沸點高于金剛

石。

(3)AICI3晶體中雖含有金屬元素，但屬于分子晶體，

熔、沸點低(熔點190℃)0

(4)合金的硬度比其成分金屬大，熔、沸點比其成分金屬

低6

4.分類比較晶體的熔、沸點

(1)不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(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，如鋁、柏等熔、沸點很

高，如汞、錢、銹等熔、沸點很低，金屬晶體一般不參與

比較。

(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〉石英〉碳化硅

＞硅。

(3)離子晶體

一般地說，陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小,

則離子間的作用就越強(qiáng)，其離子晶體的熔、沸點就越高,

如熔點:MgO>MgCl2>NaCI>CsClo

(4)分子晶體

①分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的

分子晶體，熔、沸點反常的高。如

H20>H2Te>H2Se>H2So

②組成和結(jié)構(gòu)相似的分子