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1、1 选修 3 知识点总结 第一章 原子结构与性质 一.原子结构 1.能级 与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 构造原理 ：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动 轨道（能级） ，叫做构造原理。 能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道， 后进入 3d 轨道， 这种现 象叫 能级交错 。 说明：构造原理并不是说4s 能级比 3d 能级能量低 （实际上4s 能级比 3d 能 级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说， 整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能 量最低原理 原子的电子排布遵循
2、构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能 量最 低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4 个量子数完全相同的电子。换言 之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“”表示），这个原理称为泡利（Pauli） 2 原理。 （4）洪特规则 ：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道， 而 且 自 旋 方 向 相 同 ， 这 个 规 则 叫 洪 特 （ Hund ） 规 则 。 比 如 ， p3的 轨 道 式 为或 ，而不是。 洪特规则特例：当 p、
3、d、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。 即 p 0、d0、f0、p3、d5、 f7、p6、 d10、f14 时，是较稳定状态。 前 36 号元素中，全空状态的有 4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d 54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d 104s2、36Kr 4s24p6。 4. 基态 原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 用
4、 数 字 在能 级 符 号的右上 角 表 明该 能 级 上排布的 电 子 数， 这 就 是电子排 布 式 ，例 如K： 1s22s22p 63s23p64s1。 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体 的元素符号外加方括号表示，例如K：Ar4s 1。 (2)电子排布图 ( 又叫轨道表示式) 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 二.原子结构与元素周期表 1.原子的电子构型与周期的关系 (1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除 He 为 1s2 外，其余为n
5、s2np6。He核外只有2 个电子，只有1 个 s 轨道，还未出现p 轨道，所以第一周期结尾元素的 电子排布跟其他周期不同。 (2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量 相同的能级，而是能量相近的能级。 2.元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 分区 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 3 若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为 4s24p4，由此可知，该元素位于p 区，为第四周期A 族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为 其族序数，但应注意过渡元素(副族与第族)的最大能层为其周期
6、数，外围电子数应为其纵列数而不是其 族序数 (镧系、锕系除外)。 三.元素周期律 1.电离能、电负性 （1）电离能 是指气态原子或离子失去1 个电子时所需要的最低能量，第一电离能 是指电中性基态原子失 去 1 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1 个电子。 在同一周期的元素中，碱金属(或第 A 族)第一电离能最小，稀有气体(或 0 族)第一电离能最大，从左到右 总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能 要大 （2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电
7、 负性为 1.0 作为相对标准 ,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的 尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“ 类金属 ” 的 电负性在 1.8 左右。它们既有金属性，又有非金属性。 （3）电负性的应用 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属” (如锗、锑等 )的电负性则在1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。 金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 同周期自左到右，电负性逐
8、渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。 2.原子结构与元素性质的递变规律 4 3.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如 第二章分子结构与性质 一 .共价键 1.共价键的本质及特征 共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。 2.共价键的类型 按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。 按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 按原子轨道的重叠方式分为键和键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称 性。 3.键参数 键能 ：气态基态原子形成1 mol 化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。 键长
9、 ：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。 键角 ：在原子数超过2 的分子中，两个共价键之间的夹角。 键参数对分子性质的影响 键长越短，键能越大，分子越稳定 4.等电子原理 （1）等电子体 的判断方法：原子数相同、价电子数目相同、原子的空间排列方式相同。（等电子的 推断常用转换法：如CO2=CO+O=N 2+O=N2O=N2+N =N 3 或 SO2=O+O 2=O3=N +O2= NO2 ） 5 （ 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。 二 .分子的立体构型 1分子构型与杂化轨道理论 杂化轨道的要点 当原子成键时
10、，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不 同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。 2 分子构型与价层电子对互斥模型 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不 包括孤对电子。 (1)当中心原子 无孤对电子时，两者的构型一致； (2)当中心原子 有孤对电子时，两者的构型不一致。 分子（离子）中心原子价 电子对 杂化类型VSEPR 模型分子空间构型键角分子的极性 CO22sp直线直线形180 o非 SO23sp 2平面三角V 字形极 H2O、OF2、3sp 3平面三角V 字形极 HCN2sp直线直线形
11、180 o极 NH34sp 3正四面体三角锥形107 o18 极 BF3、SO33sp 2平面三角平面三角形120 o非 H3O+4sp 3正四面体三角锥形107 o18 CH4、CCl4 4sp 3 正四面体正四面体形109o28非 NH4+4sp 3正四面体正四面体形109 o28 非 HCHO、COCl23sp 2平面三角平面三角形极 3.配位化合物 （1） 配位键 与极性键 、非极性键 的比较 （2） 配位化合物 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成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、C
12、u（NH3）4 （OH）2、Ag（NH3）2OH 、 Fe（SCN）3等。 配位化合物的组成： 6 三 .分子的性质 1.分子间作用力的比较 2分子的极性 (1)极性分子 ：正电中心和负电中心不重合的分子。 (2)非极性分子 ：正电中心和负电中心重合的分子。 3溶解性 (1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂， 极性溶质一般能溶于极性溶剂若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 (2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互 溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小 4手性 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠
13、的现象。 5无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸可写成(HO)mROn ，如果成酸元素 R 相同，则n 值越大， R 的正电性越高，使ROH 中 O 的电子向 R 偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClO HClO2HClO3 HClO4 第三章晶体结构与性质 一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较 7 2.获得晶体的三条途径 熔融态物质凝固。气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。溶质从溶液中析出。 3.晶胞 晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。 4.晶胞中微粒数的计算方法均摊法 如某个粒子为n 个晶胞所共有，则该粒子有1/n 属于这个晶胞。中学中常见的晶胞
14、为立方晶胞 注意：在使用“ 均摊法 ” 计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状 二.四种晶体的比较 2晶体熔、沸点高低的比较方法 （1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。 （2）原子晶体 由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高如熔点：金刚石 8 碳化硅硅 （3）离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其 晶体的熔、沸点就越高。 （4）分子晶体 分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点
15、反常的高。 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。 组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。 同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 （5）金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。 三.几种典型的晶体模型 （1）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。 （2）CsCl
16、属于离子晶体。晶胞中每个Cl （或 Cs+）周围与之最接近且距离相等的Cs+（或 Cl ）共有 8 个，这 几个 Cs+（或 Cl ）在空间构成的几何构型为立方体，在每个 Cs+周围距离相等且最近的Cs+共有 6 个，这 几个 Cs+在空间构成的几何构型为正八面体，一个氯化铯晶胞含有1 个 Cs+和 1 个 Cl 。 （3）金刚石（空间网状结构） 属于原子晶体。晶体中每个C 原子和 4 个 C 原子形成4 个共价键 ,成为正四面体结构，C 原子与碳碳 键个数比为1：2，最小环由6 个 C 原子组成，每个C 原子被 12 个最小环所共用；每个最小环含有1/2 个 C 原子。 （4）SiO2 属于原子晶体。 晶体中每个Si 原子周围吸引着4 个 O 原子，每个 O 原子周围吸引着2 个 Si 原子，Si、 O 原子个数比为1：2，Si 原子与 SiO 键个数比为1：4，O 原子与 SiO 键个数比为1：2，最小环由12 个原子组成。 （5）干冰 属于分子晶体。晶胞中每个CO2分子周围最近且等距离的 CO2有 12 个。 1 个晶
