《高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结（2020年整理）.pptx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结（2020年整理）.pptx（12页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、高中化学 选修 3 知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分,在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级 s、p、d、f，能量 由低到高依次为s、p、d、f。 任一能层，能级数等于能层序数。 s、p、d、f可容纳的电子数依次是 1、3、5、7的两倍。 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系,每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。,1,
2、2、构造原理,构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式 的主要依据之一。 不同能层的能级有交错现象，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 子轨道的能量关系是：ns（n-2）f （n-1）d np 能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目 对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为 2n2 ；最 外层不超过 8 个电子；次
3、外层不超过 18 个电子；倒数第三层不超过 32 个电子。 基态和激发态 基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃 迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态激发态）和放出（激 发态较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱原子光谱 （吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电 子云”模型来描述
4、核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度 分布，是核外电子运动状态的形象化描述。,2,3,（2）原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为 90%的电子云空间轮廓图 称为 原子轨道。s 电子的原子轨道呈 球形对称，ns 能级各有 1 个原子轨道；p 电子的原子轨 道呈纺锤形，np 能级各有 3 个原子轨道，相互垂直（用 px、py、pz 表示）；nd 能级各有 5 个原子轨道；nf 能级各有 7 个原子轨道。 4、核外电子排布规律 能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排 布在能量逐渐升高的能级里。 泡利原理：1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电
5、子，且自旋方向相反。 洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自 旋方向相同。 洪特规则的特例：电子排布在 p、d、f 等能级时，当其处于全空 、半充满或 全充满时，即 p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量 最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 （5）（n-1）d 能级上电子数等于 10 时，副族元素的族序数=ns 能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原
6、子核外的能层数决定元素所在的周期， 原子的价电子总数决定元素所在的族。 原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行 元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左 到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。 原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的 一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第族除外）。共有十八个列，十六个 族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 原子的电子构型和元素的分区 按电子
7、排布可把周期表里的元素划分成 5 个区，分别为 s 区、p 区、d 区、f 区和 ds 区，除 ds 区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。,2、元素周期律 元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律 主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、 电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。 （1）同周期、同主族元素性质的递变规律,4,微粒半径的比较方法 同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子 的离子半径小于相应原子的原子半径。 同周期元素（只能比较原子半径）
8、：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减 小。如：NaMgAlSiPSCl 同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次 增大。如：Li Na+Mg2+Al3+ 元素金属性强弱的判断方法,（4）非金属性强弱的判断方法,5,（三）共价键 1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反 的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。 2、共价键类型： （1）键和键,（2）极性键和非极性键,（3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电 子所形成的共价键。 配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形
9、成的化合物。如：Cu(H2O)4SO4、 Cu(NH3)4(OH)2、Ag(NH3)2OH 、Fe(SCN) 3 等。 配位化合物的组成：,3、共价键的三个键参数,6,键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分 子的极性。 键能与反应热：反应热生成物键能总和反应物键能总和 （四）分子的空间构型 1、等电子原理 原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的， 此原理称为等电子原理。 （1）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的 构成上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。,（等电子的
10、推断常 用转换法，如 CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N =N3 或 SO2=O+O2=O3=N +O2= NO2 ） （ 2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预 测分子空间的构型和性质。 2、价电子互斥理论 （1）价电子互斥理论的基本要点：ABn 型分子（离子）中中心原子 A 周围的价电 子对的几何构型，主要取决于价电子对数（n），价电子对尽量远离，使它们之间斥力 最小。,（2）ABn 型分子价层电子对的计算方法：,对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算， 如：PCl5 中 O、S 作为配位原子时按不提供价电子计算
11、，作中心原子时价电子数为 6； 离子的价电子对数计算,+ 如：NH4 ：,2- ；SO4：,3、杂化轨道理论 （1）杂化轨道理论的基本要点： 能量相近的原子轨道才能参与杂化。 杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方 向重叠，形成键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共 价键稳定。 杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个 sp3 杂化轨道占有 1 个 s 轨道、3 个 p 轨道。 杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。,7,8,（2）s、p 杂化轨道和简单分子几何构型的关系,杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成键或者用来容纳未
12、参加成键 的孤对电子。 中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有 1个叁键，则其中有 2 个键，用去了 2 个 p 轨道，形成的是 sp 杂化；如果有 1 个双 键则其中有 1 个键，形成的是 sp2 杂化；如果全部是单键，则形成的是 sp3 杂化。 4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系,（五）分子的性质 1、分子间作用力（范德华力和氢键） （1）分子间作用力和化学键的比较,（2）范德华力与氢键的比较,2、极性分子和非极性分子 极性分子和非极性分子 非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：只由非极性 键构成的同种元素的双原子分子：H2、C
13、l2、N2 等；只由极性键构成，空间构型对称 的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4 等；极性键非极性键都有的：CH2=CH2、 CHCH、。 极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：不同元素的双原子分子如：HCl， HF 等。折线型分子，如 H2O、H2S 等。三角锥形分子如 NH3 等。 共价键的极性和分子极性的关系： 两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两 者研究的方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的 是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键， 如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三
14、氟化硼等只含有极性键，非金属单质 F2、N2、P4、S8 等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2 等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中， 一定含有极性键，可能含有非极性键，如 HCl、H2S、H22 等。 分子极性的判断方法 单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如 He、 Ne 等。,9,10,双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如 HCl、HBr 等；若含非极性键，就 是非极性分子，如 O2、I2 等。 以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极 性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如 BF3、CH
15、4 等。 若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如 NH3、SO2 等。 根据 ABn 的中心原子A 的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。（或 A 是否达最高价） （4）相似相溶原理 相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。 如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢 键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。 3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性 手性分子 手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互 为镜
16、像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。 含有手性异构体的分子叫做手性分子。 手性分子的判断方法：判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳 原子是否连有四个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。手性 碳原子必须是饱和碳原子，饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。 无机含氧酸分子的酸性 酸的元数=酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些 氢原子不是连在氧原子上） 含氧酸可表示为：（HO）mROn,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数 n 有关，n 越,n=2 强酸,n=3 超强酸,大，酸性越强。 n=0 弱酸n=1 中强酸 （六）晶体的结构和性质 1、四大晶体的比较,11,2、典型晶体的结构特征 NaCl 属于离子晶体。晶胞中每个 Na+周围吸引着 6 个 Cl，这些 Cl构成的几何图形 是正八面体，每个 Cl周围吸引着 6 个 Na+，Na+、Cl个数比为 1：1，每个 Na+与 12 个 Na+等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有 4 个 Na+和 4 个 Cl。 CsCl 属于离子
