高二化学物质和结构知识点

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1、化学第一单元第一节一、原子的发现史1.道尔顿原子模型 (1803 年）2.汤姆生原子模型（1903 年）3.卢瑟福原子模型（1911 年）原子中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就象行星环绕太阳运转一样。4.玻尔原子模型 (1913 年）（1）、氢原子光谱和玻尔的原子结构理论a.连续光谱 无数波长连续的光形成b.线状光谱 一些具有特定波长的光形成玻尔理论的三个基本观点：（1） 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量；2）不同轨道上运动的电子具有不同能量，而且能量是量子化的，轨道能量依 n 值（1、2、3、）的增大

2、而升高，n 称为量子数。对氢原子而言，电子处在 n=1 的轨道是能量最低，称为基态，能量高于基态的状态，称为激发态；（3）只有当电子从一个轨道（能量为 Ei）跃迁到另一个轨道（能量为 Ej）时，才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现并被记录下来，就形成了光谱。5.量子力学模型 （19271935 年）二、量子力学对原子核外电子运动状态的描述1、原子轨道与四个量子数（1）量子力学中单个电子的空间运动状态称为原子轨道. 每个原子轨道须由三个量子数n、 l 、m 共同描述.（）四个量子数主量子数 n: 描述电子离核的远近 n 取值为正整数 ，对应符号为 ，n 所表示的运动状态称为电子

3、层规律: 每层的能级数值=电子层数角量子数 l :描述(电子云)原子轨道的形状对于确定的 n 值，l 共 n 个数值 l 取值为 0， (n-1)符号为 s， p， d， f 等若电子 n、 l 的相同，则电子的能量相同在一个电子层中，l 的取值有多少个，表示电子层有多少个不同的能级规律: 每层的能级数值=电子层数磁量子数 m:描述磁场中原子轨道的能量状态m 可以取 0、1、2 l 共(2l +1)个数值.如 l =0, m 只可以取 0,对应的谱线只有一条.如 l =1, m 可以取 0, 1,对应的谱线有三条.n、 l 、m 确定,原子轨道就确定了.S 能级 1 个原子轨道P 能级 3 个

4、原子轨道d 能级 5 个原子轨道f 能级 7 个原子轨道规律: 每个能级上的原子轨道数= 2l +1自旋量子数 ms:描述在能量完全相同时电子运动的特殊状态(简称为电子自旋状态).处于同轨道上的电子的自旋状态只有两种.分别用 ms =+1/2(通常用符号表示). ms= -1/2 (通常用符号表示).(3)量子数和原子轨道的关系n l m 原子轨道 ms取值 符号 取值 符号 取值 符号 取值1 K 0 s 0 1s 1/20 S 0 2s 1/22 L 1 P 0, 1 2px 2py 2pz 1/20 S 0 3s 1/21 P 0, 1 3px 3py 3pz 1/23 M2 d0, 1

5、23dxy 3dyz 3dxz3dx2-y2 3dz21/22.原子轨道的图像和电子云(1)原子轨道的图像描述根据量子力学理论,将原子轨道在空间的分布以图象方式在直角坐标系中表示出来.(2)电子云：描述电子在空间出现的概率大小的图形. 规律：每层的轨道数=电子层数的平方(n2)每层最多容纳的电子数为=2电子层数的平方(2n2)第二节 原子结构与元素周期表一、基态原子的核外电子排布1、基态原子基态原子是处于能量最低状态下的原子,基态原子的核外电子排布,决定了元素周期表的划分和原子半径的变化规律。2、基态原子的核外电子排布三大原则 （1）能量最低原则：核外电子的排布要使整个原子的能量最低，以形成稳

6、定结构。原子轨道能量的高低存在以下规律：a相同电子层上原子轨道能量的高低：nsnpndnfb.形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4sc、电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px=2py=2pz基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p当出现 d 轨道时，电子按 ns、(n-1)d、np 顺序排布，这样的排布方式使体系的能量最低，这一规律叫“能级交错”（2）泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。（3）洪特规则： 对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能的分占不同

7、的轨道并且自旋方向相同。 洪特进一步指出，能量相同的原子轨道在全充满（p6 和 d10 ）、半充满（p3 和 d5）和全空（p0 和 d0 ）状态时，体系能量最低，原子最稳定。二、价电子价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。 1、核外电子排布与元素周期表（1 、）核外电子排布与周期的关系周期与主量子数 n 有关。最外层电子的主量子数为 n 时，该原子所属元素属于第 n 周期（2.）核外电子排布与族的划分主族元素：族序数=原子的最外层电子数（价电子数）副族元素：大多数族数=（n-1)d+ns 的电子数0 族元素：除 He（1s2）外，其余最外层电子均为 ns2np6 排布。

8、（3.）原子的电子构型和元素的分区 核外电子排布与族序数之间的关系判断方法S 区元素：最外层构型是 S1和 S2。主要是IA 和 IIA 族元 素。除 H 和 He外，其余为活泼金属。p 区元素：最外层电子构型 从ns2np1ns2np6 的元素。即 IIIAVIIA 族。除 H 外，所有非金属元素都在 p 区。f 区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。ds 区元素:包括 IB 族和 IIB族元素。d 区元素:包含第 IIIB族到 VIII 族元素。最外层电子数皆为 12 个，均为金属元素，性质相似。三、核外电子排布与原子半径电子层数: 电子层数越多，原子半径越大核电

9、荷数：当电子层数相同时，核电荷数增多，半径有减小核外电子数：核电荷数相同时，核外电子数越多，原子半径就越大原子结构与元素性质1.、电离能及其变化规律1.定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。2.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度电离能越小，该气态原子越容易失去电子电离能越大，气态时该原子越难失去电子3.第一电离能大小的判断从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子,碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小从左到右，第一电离能总体呈现由小到大的趋势；但第A 族和第A 族

10、元素第一电离能比相邻元素高；二、电负性：电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。1、意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强2、电负性的递变规律1）同周期从左到右，元素电负性增大2）同主族自上而下，元素电负性减小3）金属元素的电负性小，非金属元素电负性大3、电负性应用1）电负性越大，非金属性 越强 电负性越小，金属性 越强2）电负性大的元素呈负价 电负性小的元素呈正价3）判断元素的化合价：除族的某些元素和 0 族外，元素的最高化合价等于它所在的族的序数。 非金属：最高正价 + 最低负价 = 8第二单元第一节一.共价键1、共价键的形成2、共价键的本质：高概率地出现在

11、两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用、形成条件：A、电负性相同或相近的非金属元素原子之间。B、一般成键原子有未成对电子。C、成键原子的原子轨道重叠二. 共价键的类型 键和键6、 键与 键的判断一般来说： 共价单键为 键； 共价双键中有一个 键，另一个是 键。如：CH2=CH2 ； 共价三键由一个 键和两个 键组成。三、共价键的特征1、饱和性：按照共价键的共用电子对理论，一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键，这就是共价键的饱和性；2、方向性：成键电子的原子“轨道”重叠越大，核间电子云密度越大，所形成的共价键越牢（最大重叠原理），故成键原子的“轨道”必须在各自密度最

12、大的方向上重叠，这就是方向性。四、极性键和非极性键（1).非极性键:非极性共价键的成键电子在每个原子周围出现的概率相等,参加成键的原子都不显电性.一般同种原子所形成的共价键是非极性键.2).极性键: 共价键的成键电子在每个原子周围出现的概率不相等,参加成键的原子带有部分电荷.一般不同种原子所形成的共价键是极性键(3).共价键的极性强弱形成共价键的两原子电负性差值大的键的极性强，电负性差值小的极性弱。五键能1、定义气态基态原子形成 l mol 化学键释放的最低能量。通常取正值。单位：kJ/mol 规律（1）、键能越大，化学键越稳定，分子越稳定。（2）、一般而言，同主族元素的同类键的键能，从上到下

13、逐渐减小。（3）、通常，单键、双键、三键对比，键能越来越大。六键长定义形成共价键的两个原子之间的核间距离。规律1.键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。2.同主族，从上到下，原子半径增大，键长增大，键能减小，共价键越不稳定。3、通常，单键、双键、三键对比，键长越来越短，键能越来越大。七键角定义两个共价键之间的夹角称 为键角。规律键角决定分子的空间构型.键角一定，表明共价键具有方向性。键角是描述分子立体结构的重要参数，分子的许多性质与键角有关。键长越短，键能越大，共价键越稳定，含有该键的分子越稳定，化学性质越稳定。二、共价键与分子的空间构型原子轨道的杂化：原子内部能量相近的原子轨道，在外界条件影

14、响下重新组合的过程叫原子轨道的杂化.杂化轨道：原子轨道组合杂化后形成的一组新的原子轨道杂化轨道类型：sp、sp2、sp3 等杂化结果：重新分配能量和空间方向，组成数目相等成键能力更强的原子轨道杂化轨道用于: 容纳 键电子和孤对电子1.sp3 杂化（例如 CH4）四个 H 原子分别以 4 个s 轨道与 C 原子上的四个 sp3 杂化轨道相互重叠后，就形成了四个性质、能量和键角都完全相同的 S-SP3 键，形成一个正四面体构型的分子。 2.sp2 杂化： BF33、sp1 杂化 ：BeCl24、乙烯的杂化乙烯中的在轨道杂化时，有一个轨道未参与杂化，只是的s 与两个p 轨道发生杂化，形成三个相同的

15、sp2 杂化轨道，三个 sp2 杂化轨道分别指向平面三角形的三个顶点。未杂化 p 轨道垂直于 sp2 杂化轨道所在平面。杂化轨道间夹角为 120。5、乙炔的杂化乙炔中的在轨道杂化时，有 2 个轨道未参与杂化，只是的 s 与 1 个p 轨道发生杂化，形成 2 个相同的 sp1 杂化轨道，2 个 sp1 杂化轨道成一条直线。杂化轨道间夹角为180。6、氮气分子7、水的杂化8、苯分子的空间结构C 为 SP2 杂化 C-C (sp2-sp2 ) ; C-H (sp2-s )所有原子（12 个）处于同一平面分子中 6 个碳原子未杂化的 2P 轨道上的未成对电子重叠结果形成了一个闭合的、环状的大 键形成的 电子云像两个连续的面包圈，一个位于平面上面，一个位于平面下面，经能量计算，这是一个很稳定的体系。判断中心原子的杂化类型一般方法（1）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