版化学选修三物质结构与性质知识总结精华背诵版.docx
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版化学选修三物质结构与性质知识总结精华背诵版
选修三物质结构与性质知识总结(精华背诵版)
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一、原子结构与性质
1.认识原子核外电子运动状态,了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义。
●电子云:
用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。
离核越近,电子出现的机会大,电子云密度越大;离核越远,电子出现的机会小,电子云密度越小。
●电子层(能层):
根据电子的能量差异和主要运动区域的不同,核外电子分别处于不同的电子层。
原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q。
●原子轨道(能级即亚层):
处于同一电子层的原子核外电子,也可以在不同类型的原子轨道上运动,分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道,s轨道呈球形、p轨道呈哑铃型形,d轨道和f轨道较复杂。
各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。
同一能级上的电子,能量相同,所以原子核外有多少个能级,就有多少种能量不同的电子。
2.构造原理:
●原子核外电子的运动特征可以用能层、能级、原子轨道和自旋状态来进行描述。
在含有多个核外电子的原子中,不存在运动状态完全相同的两个电子,原子有多少个核外电子,就有多少种运动状态。
●原子核外电子排布原理。
Ø能量最低原理:
电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s……一般说来:
ns<(n-2)f<(n-1)d Ø泡利不相容原理: 每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。 Ø洪特规则: 在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同。 洪特规则的特例: 在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性。 如★24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1。 ●★熟练书写1~36号元素的核外电子排布式 3.元素电离能和元素电负性 ●原子核外电子排布的周期性。 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化: 每隔一定数目的元素,元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。 ★熟练书写1~36号元素的价层电子(特征电子、外围电子)排布式。 ●元素第一电离能的周期性变化 Ø第一电离能: 气态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能量叫做第一电离能。 常用符号I1表示,单位为kJ/mol。 Ø随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化: 同周期元素从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,同周期稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小;氦的第一电离能最大。 同主族元素从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势。 Ø说明: 同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势。 原子轨道结构为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期左右相邻元素。 如I1: N>O>C。 Ø元素第一电离能的运用: 电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。 用来比较元素的金属性的强弱,I1越小,金属性越强,基态原子失电子能力越强。 Ø逐级电离能: 对同种元素来说,逐级电离能增大。 如果某元素的In+1≫In,则该元素位于第n主族,常见化合价为+n。 ●元素电负性的周期性变化。 Ø元素的电负性: 元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。 随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化: 同周期从左到右,主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下,元素电负性呈现减小的趋势。 氟的电负性最大。 Ø电负性的运用 确定元素类型: 一般电负性>1.8为非金属元素;电负性<1.8为金属元素; 确定化学键类型: 两元素电负性差值>1.7,形成离子键;两元素电负性差值<1.7,形成共价键; 判断元素价态正负: 电负性大的显负价,电负性小的显正价。 二、分子结构与性质 1.共价键 Ø共价键的分类和判断: σ键(“头碰头”重叠)和π键(“肩碰肩”重叠)。 单键全是σ键;双键一个σ键,一个π键;三键一个σ键,两个π键。 Ø极性键和非极性键: 同种元素的原子形成非极性键;不同元素的原子形成极性键。 Ø共价键具有方向性和饱和性。 Ø共价键的强弱影响所形成分子的稳定性。 Ø共价键三参数: 概念 对分子的影响 键能 拆开1mol共价键所吸收的能量 键能越大,键越牢固,分子越稳定 键长 成键的两个原子核间的平均距离 键越短,键能越大,键越牢固,分子越稳定 键角 分子中相邻共价键之间的夹角 键角决定了分子的空间构型 ★共价键的键能与反应热的关系: 反应热ΔH=所有反应物键能总和-所有生成物键能总和。 2.分子的立体结构 ●价层电子对互斥理论 Ø价层电子对数=中心原子形成σ键的电子对数+中心原子的孤电子对数 对于ABx型分子: 形成σ键的电子对数=x;中心原子上的孤电子对数= (a-xb)。 •a为中心原子的价电子数,对于主族元素来说,价电子数等于原子的最外层电子数;对于阳离子,a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数;对于阴离子,a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值); •x为与中心原子结合的原子数; •b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数,氢为1,其他原子等于“8-该原子的价电子数”。 Ø价层电子对互斥模型(VSEPR模型)与分子立体构型的关系 价层电子对数 成键电子对数 孤电子对数 VSEPR模型 分子立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO2 3 3 0 平面三角形 平面三角形 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 Ø说明: 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型,而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型,不包括孤电子对。 当中心原子无孤电子对时,两者的构型一致;当中心原子有孤电子对时,两者的构型不一致。 3.杂化轨道理论 ●杂化轨道概念: 在外界条件的影响下,原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化,组合后形成的一组新的原子轨道,叫杂化原子轨道,简称杂化轨道。 杂化轨道数等于参与杂化的原子轨道数之和。 ●杂化轨道的类型与分子立体构型 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4 ●由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型: 杂化轨道只能用来形成σ键和容纳孤电子对,杂化轨道数=价层电子对数=中心原子的孤电子对数+中心原子的σ键个数。 根据杂化轨道数即可确定中心原子的杂化类型。 ●有机物分子中C原子形成4个单键,C原子sp3杂化;C原子形成一个双键,C原子sp2杂化;C原子形成一个三键,C原子sp杂化;C原子形成两个双键也是sp杂化,而苯环中的C原子则是sp2杂化。 4.配位化合物 ●配位键 Ø配位键的形成: 成键原子一方提供孤电子对,另一方提供空轨道形成共价键。 Ø配位键的表示: 常用“→”来表示配位键,箭头指向接受孤电子对的原子。 ●配位化合物 Ø形成条件 Ø 结构: 理解内界、外界、中心体、配体、配位数。 内界和外界是通过离子键结合在一起,在水溶液中可以电离出来;而中心体和配体是通过配位键结合在一起,很难电离出来。 Ø配位化合物含配位键,但是含有配位键的不一定是配位化合物,如CO,NH4Cl,H3O+等。 Ø向硫酸铜溶液中逐滴的加入氨水,先产生蓝色沉淀,继续加氨水,蓝色沉淀溶解,得到深蓝色的透明溶液。 若加入极性较小的溶剂(如乙醇)将析出深蓝色的晶体,该晶体是_________________。 乙醇的作用是降低溶剂的极性,使晶体的溶解度减小,便于晶体析出。 反应的离子方程式是: ________________________________________________。 5.分子的极性 ●非极性分子与极性分子 类型 非极性分子 极性分子 形成原因 正电中心和负电中心重合的分子 正电中心和负电中心不重合的分子 存在的共价键 非极性键或极性键 非极性键或极性键 分子的空间构型 对称(平面正三角形、正四面体形等) 不对称(V形,三角锥形等) ●经验规律: ABn型分子,A元素化合价的绝对值等于A原子的最外层电子数为非极性分子,反之为极性分子。 6.分子间作用力氢键 ●分类: 分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。 范德华力<氢键<化学键。 ●范德华力: 范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。 范德华力越强,物质的熔点、沸点越高,硬度越大。 一般来说,组成和结构相似的物质,随着相对分子质量的增加,范德华力逐渐增大,分子的极性越大,范德华力也越大。 ●氢键 Ø形成: 已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力,称为氢键。 Ø表示方法: A—H…B—。 A、B为电负性很强的原子,一般为N、O、F三种元素的原子;A、B可以相同,也可以不同。 Ø特征: 具有一定的方向性和饱和性。 Ø分子间氢键对物质性质的影响: 主要表现为分子间氢键使物质的熔、沸点升高,分子内氢键使物质的熔沸点降低。 氢键对物质的密度和溶解度等产生影响。 7.分子的溶解性 ●相似相溶原理: 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。 ●如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。 ●溶质和溶剂发生反应,则溶质在溶剂中的溶解性增强 8.分子的手性 ●如果一个原子(一般是C)和四个不同的原子或者原子团相连,则该原子为手性原子,手性分子含有手性原子。 手性分子存在手性异构,又叫对映异构。 9.无机含氧酸的酸性: 非羟基氧原子的数目越多,无机含氧酸的酸性越强。 ●无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,则n值越大,R的正电性越高,使R—O—H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。 三、晶体的结构与性质 1.晶体 ●晶体的本质特征: 原子在三维空间里周期性有序排列。 ●晶体的性质: 自范性、各项异性、固定的熔点。 ●得到晶体的三条途径: ___________________________________________。 ●区分晶体和非晶体最可靠的科学方法: X—射线衍射实验仪器是X—射线衍射仪。 ●晶胞: 无隙并置。 晶胞中粒子数的计算方法--均摊法 位置 顶点 棱边 面心 体心 贡献 1/8 1/4 1/2 1 2.四种晶体类型的比较 类型 比较 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体 构成晶体的粒子 分子 原子 金属阳离子、自由电子 阴、阳离子 粒子间的作用力 分子间作用力 共价键 金属键 离子键 物质的性质 熔、沸点 较低 很高 有的较高,有的较低 较高 硬度 较小 很大 有的较大,有的较小 较大 导电性 不导电,部分水溶液能导电 一般不导电,部分为半导体 晶体、熔融状态均导电 不导电,熔融或水溶液能导电 溶解性 “相似相溶” 不溶于水,不溶于有机溶剂 难溶于一般溶剂(Na等金属可与水反应) 大部分易溶于水,难溶于有机溶剂 物质类型 非金属单质或共价化合物 非金属单质或共价化合物 金属、合金 离子化合物 典型实例 碘晶体、干冰 金刚石、SiO2 Na、Mg、Fe、铝合金 NaCl、KNO3 3.典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 原子晶体 金刚石 Ø每个碳与相邻4个碳以共价键结合,形成正四面体结构; Ø键角均为109°28′,碳原子sp3杂化; Ø最小碳环由6个C组成且只有4个原子在同一平面内,每个碳原子参与形成12个环; Ø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; ★可由金刚石晶胞去分析晶体硅、碳化硅、BN、ZnS等的晶体结构。 SiO2 Ø每个Si与4个O以共价键结合,形成正四面体结构,每个O与4个Si以公积金结合; ØSi与Si—O键的个数比为1: 4; Ø最小环上有12个原子,即6个O,6个Si。 分子晶体 干冰 ØCO2分子位于晶胞的6个面心和8个顶点; Ø分子密堆积,每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个。 离子晶体 NaCl ØNa+和Cl-的配位数均为6。 每个Na+周围等距且紧邻的Na+有12个,每个Cl-周围等距且紧邻的Cl-有12个; Ø每个晶胞中含4个Na+和4个Cl-; Ø正八面体填隙。 CsCl ØCs+和Cl-的配位数均为8个,每个Cs+周围等距且紧邻的Cs+有6个,每个Cl-周围等距且紧邻的Cl-有6个; Ø右图为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 Ø典型代表Po,配位数为6,空间利用率52%( π)。 面心 立方 最密 堆积 Ø又称为铜型,典型代表Cu、Ag、Au,配位数为12,空间利用率74%( π)。 体心 立方 堆积 Ø又称为钾型,典型代表Na、K、Fe,配位数为8,空间利用率68%( π)。 六方 最密 堆积 Ø又称为镁型,典型代表Mg、Zn、Ti,配位数为12,空间利用率74%( π)。 说明: ●影响离子晶体结构的三个因素: 几何因素、电荷因素、键性因素 ●石墨是属于混合晶体,同层碳原子是通过共价键结合,上下层碳原子是通过范德华力结合,碳原子发生的是sp2杂化,同层碳原子没有参与杂化的2p轨道形成一个大π键,电子可以在整个碳原子平面中运动,所以石墨有金属键,可以导电。 还要要注意对石墨晶体结构的分析。 4.晶体熔沸点的比较 ●不同类型晶体熔、沸点的比较 Ø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。 Ø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。 ●分子晶体 Ø分子晶体熔化时须破坏其中的分子间作用力,分子间作用力越大,分子晶体的熔沸点越高; Ø组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,分子间的范德华力越大,分子晶体的熔、沸点越高; 如熔、沸点: SnH4>GeH4>SiH4>CH4 Ø分子的极性越强,分子间的范德华力越大,分子晶体的熔、沸点越高; 如熔、沸点: CO>N2 Ø分子间形成氢键,使分子晶体熔、沸点升高; 如熔、沸点: HF>HI>HBr>HCl Ø分子内形成氢键,使分子晶体熔、沸点降低。 如熔、沸点: 对羟基苯甲醛>邻羟基苯甲醛 ●原子晶体 Ø原子晶体熔化时须破坏其中的共价键,共价键越强,原子晶体的熔、沸点越高; Ø原子半径越小,共用电子对的数目越多,共价键的键能越大,共价键越强,原子晶体的熔、沸点越高。 如熔点: 金刚石>碳化硅>硅。 ●金属晶体 Ø金属晶体熔化时须破坏其中的金属键,金属键越强,金属晶体的熔、沸点越高; Ø金属原子半径越小,价电子数越多,其金属键越强,金属熔、沸点越高。 如熔点: Na ●离子晶体 Ø衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。 晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,熔点越高,硬度越大; Ø离子所带的电荷数越多(主要因素),离子半径越小,晶格能越大,离子晶体熔、沸点越高。 如熔点: Al2O3>MgO>NaCl>CsCl。
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