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1、 1 高中化学选修高中化学选修 3 3 知识点全部归纳（物质的结构与性质知识点全部归纳（物质的结构与性质 第一章 原子结构与性质. 一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层） 、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云 图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子 云密度越小. 电子层（能层） ：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电 子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为 K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层） ：处于同一电子层的原子
2、核外电子，也可以在不同类型的原子轨道 上运动，分别用 s、p、d、f 表示不同形状的轨道，s 轨道呈球形、p 轨道呈纺锤形，d 轨道 和 f 轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为 1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理， 能用电子排布式表示 136 号元素原子核 外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有 多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. .能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. .泡利不相容原理:每个轨道最多容
3、纳两个自旋状态不同的电子. .洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14） 、半充满（p3、d5、f7） 、全空时(p0、 d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如 24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1. (3).掌握能级交错图和 1-36 号元素的核外电子排布式. 根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的顺序。 根据构造原理， 可以将各能级按能量的差异分成能级组如图所示， 由下而上表示七个能 级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态
4、原子核外电子的排 布按能量由低到高的顺序依次排布。 3.元素电离能和元素电负性 第一电离能： 气态电中性基态原子失去 1 个电子， 转化为气态基态正离子所需要的能量叫做 第一电离能。常用符号 I1 表示，单位为 kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性. 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元 素原子的外围电子排布重复出现从 ns1 到 ns2np6 的周期性变化. (2).元素第一电离能的周期性变化. 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化: 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的 第一电离
5、能最小； 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势. 说明： 同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素 要大即第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、 2 P .元素第一电离能的运用： a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. b.用来比较元素的金属性的强弱. I1 越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱. (3).元素电负性的周期性变化. 元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐 增大；同一主族从上到
6、下，元素电负性呈现减小的趋势. 电负性的运用: a.确定元素类型(一般1.8，非金属元素；1.7，离子键；碳化硅晶体硅. 6.理解金属键的含义， 能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的 基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体 结构参数相关的计算不作要求）. (1).金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用. 请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性. 晶体中的微粒 导电性 导热性 延展性 金属离子和自由电子 自由电子在外加电场的作 用下发生定向移动 自由电子与金属离子 碰撞传递热量 晶体中各原子层相对滑 动仍保
7、持相互作用 (2)金属晶体:通过金属键作用形成的晶体. 金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越 强，熔沸点越高.如熔点：NaMgNaKRbCs金属键的强弱可以用金属的原子 7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）. 概念 表示 条件 共用电子对由一个原子单方 向提供给另一原子共用所形 成的共价键。 A B 电子对给予体 电子对接受 体 其中一个原子必须提供孤对 电子， 另一原子必须能接受孤 对电子的轨道。 (1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原 子一方提供孤对电子，一方提供
8、空轨道而形成的共价键. (2).配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成 的化合物称配合物,又称络合物. 形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子. 配合物的组成. 配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中 心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关. 三.分子间作用力与物质的性质. 1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别. 5 分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得 多，包括范德华力和氢键. 范德华力一
9、般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性. 2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响. (1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰. (2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质 量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸 点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高. 3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）. NH3、H2O、HF 中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高. 影响物
10、质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性 表示方法：XHY(N O F) 一般都是氢化物中存在. 4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别. 四、几种比较 1、离子键、共价键和金属键的比较 化学键类型 离子键 共价键 金属键 概念 阴、阳离子间通过静电 作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对所 形成的化学键 金属阳离子与自由电子通过相互 作用而形成的化学键 成键微粒 阴阳离子 原子 金属阳离子和自由电子 成键性质 静电作用 共用电子对 电性作用 形成条件 活泼金属与活泼的非金 属元素 非金属与非金属元素 金属内部 实例 NaCl、MgO HCl、H2SO4 F
11、e、Mg 2、非极性键和极性键的比较 非极性键 极性键 概念 同种元素原子形成的共价键 不同种元素原子形成的共价键，共 用电子对发生偏移 原子吸引电子能力 相同 不同 共用电子对 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子 成键原子电性 电中性 显电性 形成条件 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成 3物质溶沸点的比较（重点） （1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体离子晶体分子晶体 （2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。 原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。 （3）常温常压下状态 6 熔点：固态物质液态物质 沸点：液态物质气态物质
