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届高三结构化学复习资料
2019届高三结构化学复习资料
一、能层与能级的关系
能层
一
二
三
四
五……
符号
K
L
M
N
O……
能级
1s
2s2p
3s3p3d
4s4p4d4f
5s5p……
最多电子数
2
26
2 610
261014
26……
电子离核远近
近→远
电子能量高低
低→高
二、熟记原子轨道的形状、数目和能量关系
三、掌握基态原子核外电子排布1.排布原则
[注意] 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低,如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
Zn:
3d104s2。
当出现d轨道时,虽然电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充,但在书写时,仍把(n-1)d放在ns前。
2.填充顺序——构造原理
绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序,人们把它称为构造原理。
它是书写基态原子核外电子排布式的依据。
3.电子排布式和电子排布图(或轨道表达式)
以硫原子为例
电子排布式
1s22s22p63s23p4
简化电子排布式
[Ne]3s23p4
电子排布图(或轨道表示式)
价电子排布式
3s23p4
四、明晰原子的状态和原子光谱
1.原子的状态
(1)基态原子:
处于最低能量的原子。
(2)激发态原子:
基态原子的电子吸收能量后,从低能级跃迁到较高能级状态的原子。
2.请用核外电子排布的相关规则解释Fe3+较Fe2+更稳定的原因。
提示:
26Fe的价电子排布式为3d64s2,Fe3+的价电子排布式为3d5,Fe2+的价电子排布式为3d6。
根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则,3d5处于半满状态,结构更稳定,所以Fe3+较Fe2+更稳定。
3.电子云就是用小黑点疏密来表示空间各电子出现概率大小的一种图形。
4.基态原子核外有多少电子,核外电子就有多少种运动状态。
5.价层电子:
指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键,跟元素化合价有关的电子,又称价电子。
对主族元素来讲,最外层电子数就是它的价电子数,最外层电子就是它的价电子。
3.元素周期表的分区
(1)根据原子核外电子排布分区①分区简图:
②各区元素分布及性质与价电子排布特点:
分区
元素分布
价电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1~2
除氢外都是活泼金属元素;通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族~ⅦA族、0族
ns2np1~6
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族~ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)
(n-1)d1~9ns1~2
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n-1)d10ns1~2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2
镧系元素化学性质相近,锕系元素化学性质相近
*6.熟记第三周期、第四周期的元素的核外电子排布式。
(考试重点)
二、掌握元素周期律
1.电离能、电负性
(1)第一电离能:
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
(2)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。
电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越强。
一、熟记共价键的本质、特征和分类
1.共价键的本质和特征
(1)本质:
原子之间形成共用电子对。
(2)特征:
具有方向性和饱和性。
2.共价键的分类
分类依据
类型及特点
形成共价键的原子轨道重叠方式
σ键
原子轨道“头碰头”重叠
π键
原子轨道“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
极性键
共用电子对发生偏移
非极性键
共用电子对不发生偏移
3.键参数对分子性质的影响:
键能越大,键长越短,分子越稳定。
三、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,具有许多相近的性质,如CO和N2。
CO2、SCN-、NO2+、N3-具有相同的原子数3,并且价电子总数都为16,都为直线型结构。
SO2、O3、NO2-具有相同的原子数3,总价电子数都为18,都为平面V形结构。
CO32-、NO3-、SO3具有相同的原子数4,并且价电子数都为24,都为平面三角形结构。
SO42-、PO43-具有相同的原子数5,总价电子数为32,都为正四面体结构。
PO33-、SO32-、ClO3-具有相同的原子数4,总价电子数为26,都为三角锥结构。
核外电子总数为2个电子的微粒:
He、H-、Li+ 、Be2+
核外电子总数为10个电子的微粒:
Ne、HF、H2O、NH3、CH4(分子类);
Na+、Mg2+ 、Al3+ 、NH4+ 、H3O+ (阳离子类);N3-、O2-、F-、OH-、NH2-(阴离子类)
注意:
σ键比π键的电子云重叠程度大,形成的共价键强。
σ键能单独形成,而π键一定不能单独形成。
判断共价键类型的方法
1.σ键与π键的判断:
(1)由轨道重叠方式判断。
“头碰头”重叠为σ键,“肩并肩”重叠为π键。
(2)由物质的结构式判断。
通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。
共价单键全为σ键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。
(3)由成键轨道类型判断。
s轨道形成的共价键全部是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
2.极性键与非极性键的判断:
看形成共价键的两原子,不同种元素的原子之间形成的是极性共价键,同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。
四、分子立体构型:
(一)价层电子对互斥理论1.理论要点
(1)价层电子对在空间上彼此相距越远时,排斥力越小,体系的能量越低。
(2)孤电子对的排斥力较大,孤电子对越多,排斥力越强,键角越小。
2.价层电子对互斥理论与分子立体构型
电子对数
成键数
孤电子对数
价层电子对立体构型
分子立体构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
CO2
3
3
0
三角形
三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四面体形
正四面
体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
3.判断分子或离子立体构型“三步曲”
第一步:
确定中心原子上的价层电子对数
a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数,b为电荷数,x为非中心原子的原子个数。
如NH
的中心原子为N,a=5-1,b=1,x=4,所以中心原子孤电子对数=
(a-xb)=
×(4-4×1)=0。
二、杂化轨道理论1.杂化轨道理论概述:
当原子成键时,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,形成分子的空间结构不同。
*2.杂化轨道三种类型
*3.“五方法”判断分子中心原子的杂化类型
(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断
①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形,则分子的中心原子发生sp3杂化。
②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形,则分子的中心原子发生sp2杂化。
③若杂化轨道在空间的分布呈直线形,则分子的中心原子发生sp杂化。
(2)根据等电子原理进行判断:
如CO2是直线形分子,CNS-、N
与CO2是等电子体,所以分子构型均为直线形,中心原子均采用sp杂化。
(4)根据中心原子的电子对数判断:
如中心原子的电子对数为4,是sp3杂化;为3是sp2杂化;为2是sp杂化。
(5)根据分子或离子中有无π键及π键数目判断
如没有π键为sp3杂化,含一个π键为sp2杂化,含二个π键为sp杂化。
三、熟记配位键和配合物
1.配位键:
由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用电子对。
*2.配位键的表示方法:
用A→B表示,其中A表示提供孤对电子的原子,B表示接受孤对电子的原子。
3.配位化合物:
(1)概念:
金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。
(2)形成条件:
*(3)组成:
如:
Zn2+提供空轨道,CN-中C原子提供孤电子对,两者形成配位键,结构可表示为(上图)
考点三 分子的性质
一、明辨分子间作用力
1.概念:
物质分子之间普遍存在的相互作用力,称为分子间作用力。
2.分类:
分子间作用力最常见的是范德华力和氢键,其强弱顺序为范德华力<氢键<化学键。
*
(1)范德华力:
物质分子间普遍存在的一种相互作用力称为范德华力。
范德华力约比化学键的键能小1~2个数量级。
*
(2)氢键:
由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢原子)与另一个电负性很强的原子(如水分子中的氧原子)之间的作用力。
对于氢键(A—H…B),A、B的电负性越大,B原子的半径越小,氢键键能越大
*(3)对物质性质的影响:
范德华力和氢键主要影响物质的物理性质,如熔点、沸点和溶解性等。
分子间形成氢键时,化合物的熔点、沸点显著升高。
HF,H20和NH3等第二周期元素的氢化物,由于分子间氢键的存在,要使其固体熔化或液体气化,必须给予额外的能量破坏分子间的氢键,所以它们的熔点、沸点均高于各自同族的氢化物。
值得注意的是,能够形成分子内氢键的物质,其分子间氢键的形成将被削弱,因此它们的熔点、沸点不如只能形成分子间氢键的物质高。
硫酸、磷酸都是高沸点的无机强酸,但是硝酸由于可以生成分子内氢键的原因,却是挥发性的无机强酸。
同理
形成分子内氢键,使物质沸点降低,而
形成分子间氢键,使物质沸点升高氢键对化合物熔点和沸点的影响。
3、不同种分子之间:
不仅同种分子之间可以存在氢键,某些不同种分子之间也可能形成氢键。
例如NH3与H2O之间。
所以这就导致了氨气在水中的惊人溶解度:
1体积水中可溶解700体积氨气。
4、氢键形成的条件:
⑴与电负性很大的原子A形成强极性键的氢原子。
⑵较小半径、较大电负性、含孤对电子[1]、带有部分负电荷的原子B(F、O、N)
5、表示氢键结合的通式*氢键结合的情况如果写成通式,可用X-H…Y①表示。
式中X和Y代表F,O,N等电负性大而原子半径较小的非金属原子。
X和Y可以是两种相同的元素,也可以是两种不同的元素。
如:
F-H...F(HF中氢键的表示)
二、分子晶体的熔沸点规律:
分子间作用力越强,熔沸点越高
①组成和结构相似的分子晶体,一般相对分子质量越大,分子间作用力越强,熔沸点越高。
例如:
元素周期表中第ⅦA族的元素单质其熔沸点变化规律为:
At2>I2>Br2> Cl2>F2。
②若分子间有氢键,则分子间作用力比结构相似的同类晶体大,故熔沸点较高。
例如:
HF>HI>HBrHCl。
H2O> H2Se> H2S。
NH3> PH3
③组成和结构不相似的物质,分子极性越大,其熔沸点越高,例如:
CO>N2
④在有机物的同分异构体中,一般来说,支链越多,熔沸点越低,例如:
正戊烷>异戊烷>新戊烷
⑤互为同分异构体的芳香烃及其衍生物中,熔沸点顺序为:
邻位化合物>间位化合物>对位化合物
二、掌握分子的性质
1.分子的极性:
(1)非极性分子与极性分子的判断
(2)分子的极性由共价键的极性和分子的立体构型两方面共同决定
(3)判断ABn型分子极性的经验规律
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数,则为非极性分子,若不等则为极性分子。
2.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(C2H5OH和H2O中的羟基相近),而戊醇在水中的溶解度明显减小。
3.手性:
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手与右手一样,镜面对称,却在三维空间里不能重叠,互称手性异构体,具有手性异构体的分子叫手性分子。
4.无机含氧酸分子的酸性:
对于同一种元素的无机含氧酸来说,该元素的化合价越高,其含氧酸的酸性越强。
如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn,R相同时,n值越大,R的正电性越强,—R—O—H中的氧原子的电子就会越向R偏移,在水分子的作用下,就越容易电离出H+,酸性也就越强。
如H2SO3可写成(HO)2SO,n=1;H2SO4可写成(HO)2SO2,n=2。
所以H2SO4的酸性强于H2SO3。
同理,酸性:
HNO3>HNO2,HClO4>HClO3>HClO2>HClO。
第3节晶体
一、熟记晶体与非晶体的特征1.晶体与非晶体的比较
晶体
非晶体
结构特征
结构粒子周期性有序排列
结构粒子无序排列
性质特征
自范性
有
无
熔点
固定
不固定
异同表现
各向异性
各向同性
二者区别方法
间接方法:
测定其是否有固定的熔点;科学方法:
对固体进行X射线衍射实验
2.获得晶体的三条途径
(1)熔融态物质凝固。
(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。
(3)溶质从溶液中析出。
*二、掌握一个概念——晶胞
1.概念:
晶胞是描述晶体结构的基本单元。
2.晶体与晶胞的关系:
数量巨大的晶胞“无隙并置”构成晶体。
3.晶胞中粒子数目的计算——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有,则该粒子有
属于这个晶胞
“均摊法”突破晶胞组成的计算
(1)原则:
晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有,那么,每个晶胞对这个粒子分得的份额就是
。
(2)方法:
①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定,如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形,其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有,每个六边形占
。
*晶体粒子与M、ρ(晶体密度,g·cm-3)之间的关系(重点):
若1个晶胞中含有x个微粒,则1mol该晶胞中含有xmol微粒,其质量为xMg;又1个晶胞的质量为ρa3g(a3为晶胞的体积,单位为cm3),则1mol晶胞的质量为ρa3NAg,因此有xM=ρa3NA。
一、理清四种晶体类型的结构与性质
晶体类型比较项目
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
常见溶剂难溶
大多易溶于水等极性溶剂
导电、传热性
一般不导电,溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电,水溶液或熔融态导电
物质类别及实例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼),部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如Na2O)、强碱(如KOH)、绝大部分盐(如NaCl)
二、掌握典型晶体的结构
晶体
晶体结构
晶体详解
原子晶体
金刚石
(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合,形成正四面体结构
(2)键角均为109°28′
(3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内
(4)每个C参与4条C—C键的形成,C原子数与C—C键数之比为1∶2
原子晶体
SiO2
(1)每个Si与4个O以共价键结合,形成正四面体结构
(2)每个正四面体占有1个Si,4个“
O”,
N(Si)∶N(O)=1∶2
(3)最小环上有12个原子,即6个O,6个Si
分子晶体
干冰
(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子
(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个
离子晶体
NaCl(型)
(1)每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Na+)有6个。
每个Na+周围等距且紧邻的Na+有12个
(2)每个晶胞中含
4个Na+和
4个Cl-
CsCl(型)
(1)每个Cs+周围等距且紧邻的Cl-有
8个,每个Cs+(Cl-)周围等距且紧邻的Cs+(Cl-)有8个
(2)如图为8个晶胞,每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-
金属晶体
简单立方堆积
典型代表Po,配位数为
6,空间利用率52%
面心立方最密堆积
又称为A1型或铜型,典型代表Cu、Ag、Au,配位数为
12,空间利用率74%
体心立方堆积
又称为A2型或钾型,典型代表Na、K、Fe,配位数为
8,空间利用率68%
六方最密堆积
又称为A3型或镁型,典型代表Mg、Zn、Ti,配位数为
12,空间利用率74%
三、明晰离子晶体的晶格能
1.概念:
气态离子形成1摩离子晶体释放的能量,通常取正值,单位为kJ·mol-1。
2.影响因素
(1)离子所带电荷数:
离子所带电荷数越多,晶格能越大。
(2)离子的半径:
离子的半径越小,晶格能越大。
3.与离子晶体性质的关系:
晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,且熔点越高,硬度越大。
3.依据晶体的熔点判断
①离子晶体的熔点较高,常在数百至1000余度。
②原子晶体熔点高,常在1000度至几千度。
③分子晶体熔点低,常在数XX以下至很低温度。
④金属晶体多数熔点高,但也有相当低的。
4.依据导电性判断
①离子晶体水溶液及熔化时能导电。
②原子晶体一般为非导体。
③分子晶体为非导体,而分子晶体中的电解质(主要指酸和非金属氢化物)溶于水,使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。
④金属晶体是电的良导体。
5.依据硬度和机械性能判断
①离子晶体硬度较大或硬而脆。
②原子晶体硬度大。
③分子晶体硬度小且较脆。
④金属晶体多数硬度大,但也有较低的,且具有延展性。
“两角度”比较晶体熔、沸点的高低
1.不同类型晶体熔、沸点的比较
(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。
(2)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.同种类型晶体熔、沸点的比较(分子晶体的熔沸点比较见氢键的知识点)
(1)原子晶体
原子半径越小、键长越短、键能越大,物质的熔、沸点越高,如熔点:
金刚石>碳化硅>硅。
(2)离子晶体:
一般地说,阴、阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则晶格能越大,晶体的熔、沸点越高,如熔点:
MgO>MgCl2,NaCl>CsCl。
(3)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,金属晶体的熔、沸点越高,如熔、沸点:
Na<Mg<Al。
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