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1、一 寸 光 阴 不 可 轻 1 高中化学高中化学 选修选修 3 知识点总结知识点总结 主要知识主要知识要点要点: 1、原子结构、原子结构 2、元素周期表和元素周期律、元素周期表和元素周期律 3、共价键、共价键 4、分子的空间构型、分子的空间构型 5、分子的性质、分子的性质 6、晶体的结构和性质、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
2、、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)。 一 寸 光 阴 不 可 轻 2 2、构造原理 (1)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。 (2)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。 (3)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
3、(4)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;次外层不超过 18 个电子;倒数第三层不超过 32 个电子。 (5)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)
4、,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。 一 寸 光 阴 不 可 轻 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
5、);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 (1)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。 (2)泡利原理:1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子,且自旋方向相反。 (3)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。 (4)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
6、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(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。 (1)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
7、性逐渐增强。 (2)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。 (3)原子的电子构型和元素的分区 按电子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。 一 寸 光 阴 不 可 轻 4 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
8、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 同周期(左右) 同主族(上下) 原子 结构 核电荷数 逐渐增大 增大 能层(电子层)数 相同 增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素 性质 化合价 最高正价由+1+7 负价数=(8 族序数) 最高正价和负价数均相 同,最高正价数=族序数 元素的金属性和非 金属性 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐 增强 金属性逐渐增强,非金属 性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势(注意反常点:A 族和A 族、A 族和A 族) 逐渐减小 电负性
9、 逐渐增大 逐渐减小 (2)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):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:LiNaKRbCs,F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+ (3)元素金属性强弱的判断方法 本质 原子越易失电子,金属性越强。 判断 依据 1. 在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强 2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强 一 寸 光 阴 不
10、可 轻 5 3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强(电解中在阴极 上得电子的先后) 4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强 5. 若 xn+yx+ym+ 则 y 比 x 金属性强 6. 原电池反应中负极的金属性强 7. 与同种氧化剂反应,先反应的金属性强 8. 失去相同数目的电子,吸收能量少的金属性强 (4)非金属性强弱的判断方法 本质 原子越易得电子,非金属性越强 判断 方法 1. 与 H2化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性越强 2. 单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强(电解中在阳极 上得电子的先后) 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强 4.
11、 An-+BBm-+A 则 B 比 A 非金属性强 5. 与同种还原剂反应,先反应的非金属性强 6. 得到相同数目的电子,放出能量多的非金属性强 (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 键键 键键 成键方向成键方向 沿键轴方向“头碰头” 平行或“肩并肩” 电子云形状电子云形状 轴对称 镜像对称 牢固程度牢固程度 强度大,不易断裂 强度小,易断裂 成键判断规律成键判断规律 单键是 键;双键有一个是 键,另一个是 键;三 键中一个是 键,另两个为 键
12、。 (2)极性键和非极性键 非 极 性 键 极 性 键 定义定义 由同种元素的原子形成的共价 键,共用电子对不发生偏移 由不同种元素的原子形成的 共价键,共用电子对发生偏移 原子吸引电子能力原子吸引电子能力 相同 不同 一 寸 光 阴 不 可 轻 6 共用电子对位置共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的一方 成键原子的电性判成键原子的电性判 断依据断依据 不显电性 显电性 举例举例 单质分子(如 H2、Cl2)和某 些化合物(如 Na2O2、H2O2) 气态氢化物,非金属氧化物、 酸根和氢氧根等 (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
13、共价键。 配位化合物: 金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。 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 概念概念 对分子的影响对分子的影响 键长 分子中两个成键原子核间距 离(米) 键长越短, 化学键越强, 形成的分 子越稳定 键能 对于气态双原子分子 AB,拆 开 1molA-B 键所需的能量 键能越大,化学键越强,越牢固, 形成的分子越稳定 键角 键与键之间的夹角 键角决定分子空间构型 (1)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。 (
14、2)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。 一 寸 光 阴 不 可 轻 7 ( 等 电 子 的 推 断 常 用 转 换 法 , 如 CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N =N3 或 SO2=O+O2=O3=N +O 2= NO2 ) (2)等电子原理的应用:利用等电子体的性质相似
15、,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,作中心原子时价电子数为 6; 离子的价电子对数计算 如:NH4+:;SO42- : 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。 一 寸 光 阴 不 可 轻 8 (2)s、p 杂化轨道和简单分子几何构型的关系 杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp 3不等性杂化 轨道夹角 180 o 120 o 109o28 中心原子位置 A,B A A A A A 中心原子孤对电子数 0 0 0 1 2 3 分子几何构