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1、积跬步以至千里 汇小流而成江海选修三物质结构与性质复习资料-一原子结构与微粒间的相互作用1. 氢元素是宇宙中最丰富的元素；元素周期表中仅有22种非金属元素（包括稀有气体）。2. 原子的电子排布遵循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。处于最低能量的原子叫基态原子。当基态原子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级,变成激发态原子。3. 构造原理电子排布顺序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p4. 泡利(不相容)原理：在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。5. 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电
2、子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。6. 元素周期表的分区：s区包括第一、二主族的全部元素p区包括第三主族到第七主族加上零族的元素d区包括第三到第七副族的元素（除掉镧系元素和锕系元素）加上第八族的元素ds区包括一、二副族的元素 f区包括镧系元素和锕系元素7. 第一张元素周期表无稀有气体元素。8. 主族元素基态原子半径的周期性变化（无特例）：从左到右，依次减小；从上到下，依次增大。（同周期碱金属原子半径最大，卤族元素原子半径最小）9. 电离能的周期性变化a. 同周期：碱金属元素的第一电离能最小，卤族元素(或稀有气体)的第一电离能最大；随核电荷数递增而递增，但碱土金属和氮族元素除外。b.
3、同主族：从上到下，第一电离能逐渐减小。c. 通过电离能的逐级变化可判断元素的主要化合价。10. 电负性a. 现行周期表的主族元素中，Cs的电负性最小（0.7），F的电负性最大（4.0）。b. 周期性变化：从左到右，电负性呈增大趋势；从下到上，电负性呈增大趋势。c电负性的大小可以作为金属与非金属的判断依据。.11. 化学键a. 键: 由两个相同或不相同的原子轨道沿轨道对称轴方向相互重叠而形成的共价键，叫做键。键是原子轨道沿轴方向重叠而形成的，具有较大的重叠程度，因此键比较稳定。成键方式为”头碰头”.b. 键: 若原子轨道的重叠部分，以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，所成的键就称为键
4、。(键的重叠程度比键小，所以键不如键稳定。)成键方式:”肩并肩”.c. 一般地:共价单键是键;共价双键中有一个键和一个键;共价三键由一个键和两个键组成.d. 当组成物质的原子键电负性相差较大(1.7),将形成离子键;若原子间电负性相差较小,则为共价键.11 .等电子原理:原子总数相同、价电子总数也相同的分子（或离子）常具有相同（或相似）的结构和性质12 .价层电子对互斥理论及模型（VSEPR模型与空间构型）（1） 中心原子孤电子对数及价层电子对数的确定中心原子孤电子对数= 1/2（a-xb）a:中心原子价电子数 b:结合原子最多接受电子数 x:结合原子个数价层电子对数=孤电子对数+键电子对数
5、(注意：如算出a=m.5 则a值取m+1)（2） 价层电子对数与VE模型对照表注意:由VE模型确定空间构型是应去掉孤电子对.13 .轨道杂化对照表中心原子价层电子对数432中心原子杂化轨道类型sp3sp2sp举例CH4，NH3，H20SO2，BF3，HCHOCO2，BeCl214 .有机物中碳原子轨道杂化类型的判断（不作为重点掌握内容）单键- sp3 双键- sp2 叁键-sp15 .配合物与配位键（注意：配位键属于键）（1） 定义：成键两原子一方提供孤电子对、一方提供空轨道而成的共价键，结构式中配位键用表示（2） 举例：Cu(H2O)42+ 、NH4+ 、H3O+ 、SO42- 、Fe（SC
6、N）316 .分子的极性（1） 分子极性的判断a 分子构型为直线形、平面正三角形、正四面体、正三角双锥、正八面体的分子为非极性分子b 中心原子化合价=中心原子价电子数非极性分子 例如：CCl4，CH4，CO2，BF3，SO3中心原子化合价中心原子价电子数极性分子 例如：H2O，HCl，HClO，NH3，SO2注意：此法只适用于有中心原子的分子 c 中心原子无孤对电子 非极性分子中心原子有孤对电子 极性分子（2） 一般结论a 以非极性键结合的单质分子（除O3外）都是非极性分子b 电负性差值越大，键的极性越大17 .范德华力与氢键（一般情况下键能：化学键氢键范德华力）（1） 组成与结构相似的物质，
7、相对分子质量越大，范德华力越大，熔沸点越高；相对分子质量相近时，分子的极性越大，范德华力越大，熔沸点越高。（2） 氢键的表示：AHB，A、B表示N、O、F之一，“”表示氢键；分子间氢键能使物质熔沸点升高，也能使物质在水中的溶解性增大（3） 一个H2O分子平均形成两个氢键，一个HF分子只形成一个氢键，由此解释FHFOHO但H2O的沸点高于HF（4） HF的水溶液中可能存在4种氢键，氨水中可能存在4种氢键（5） 分子内氢键对物质的熔沸点无决定性影响（理解为无影响）：邻羟基苯甲醛对羟基苯甲醛（沸点）二晶体结构与性质1.晶体与非晶体比较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
8、（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。中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：粒子位于顶点同为8个晶胞所共有,1/8个粒子属于该晶胞粒子位于棱上同为4个晶胞所共有,1/4个粒子属于该晶胞粒子位于面上同为2个晶胞所共有,1/2个粒子属于该晶胞粒子位于内部同为1个晶胞所共有,1个粒子属于该晶胞注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状5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
9、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）金属晶体电子气理论（自
10、由电子理论）：金属原子脱落来的价电子形成遍布整个晶体的“电子气”,被所有原子所共用，从而把所有的原子维系在一起。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。金属键强弱判断:阳离子所带电荷多、半径小金属键强，熔沸点高。（6）晶体举例分子晶体：大部分有机物、几乎所有酸、大多数非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物原子晶体：仅有几种，晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石、金刚砂（SiC）、氮化硅（Si3N4）、氮化硼（BN）、二氧化硅（SiO2）、氧化铝（Al2O3）、石英等金属晶体：金属单质、合金离子晶体：含离子键的物质，多数碱、大部分盐、多数金属氧化物（7）晶体的结构特
11、征非密堆积有分子间氢键氢键具有方向性,使晶体中的空间利率不高,留有相当大的空隙.这种晶体不具有分子密堆积特征。如：HF 、NH3、冰（每个水分子周围只有4个紧邻的水分子）密堆积只有范德华力，无分子间氢键分子密堆积。这类晶体每个分子周围一般有12个紧邻的分子，如：C60、干冰 、I2、O2（8）金属晶体的四中堆积模型对比（9）晶格能定义：晶格能又叫点阵能。它是在反应时1mol离子化合物中的阴、阳离子从相互分离的气态结合成离子晶体时所放出的能量。 也可以说是破坏1mol晶体，使它变成完全分离的气态自由离子所需要消耗的能量。标准状况下，拆开单位物质的量的离子晶体使其变为气态组分离子所需吸收的能量，称
12、为离子晶体的晶格能。影响晶格能大小的因素主要是离子半径、离子电荷 离子半径：随着卤离子半径增大，卤化物的晶格能降低 离子电荷：高价化合物的晶格能远大于低价离子化合物的晶格能晶格能越大，离子键越稳定，离子晶体越稳定6.几种典型的晶体模型7.四种晶体的比较选修三物质结构与性质复习资料-一 原子的各种表示方法：以氯元素为例 1. 原子结构示意图： 2.原子符号：1737Cl3. 电子排布式：1s22s22p63s23p5 4.外围电子排布式：3s23p55.简化电子排布式:Ne 3s23p5 6.电子式：7.电子排布图1s 2s 2p 3s 3p 二 几种特殊微粒的电子排布式1. Fe：1s22s2
13、2p63s23p63d64s2 2. Fe2+：1s22s22p63s23p63d63. Fe3+：1s22s22p63s23p63d5 4. Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 5. Cu：1s22s22p63s23p63d104s1三 元素周期表结构 最外层电子排布 元素种类 金属元素数目 非金属元素数目第一周期：HHe 1s11s2 2 0 2第二周期：LiNe 2s12s22p6 8 2 6第三周期：NaAr 3s13s23p6 8 3 5第四周期：KKr 4s14s24p6 18 14 4第五周期：RbXe 5s15s25p6 18 15 3第六周期：CsRn 6s16s26p6 32 30 2四 对角线规则Li Be B Mg Al Si 铍、铝都是两性金属，既能溶于酸也能溶于强碱。铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化。 铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质。铍和铝的氢氧化物Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，而且都难溶于水。氢氧化铍
