人教版化學 選修三 知識點歸納整理

第一章 原子結構與性質知識點歸納一、原子核外電子排布原理(1)核外電子是分能層排布的，每個能層又分為不同的能級。能層12345KLMNO最多容納電子數(shù)（2n2）28183250離核遠近距離原子核由遠及近能量具有能量由低及高各能層所含能級sspspdspdf最多容納電子數(shù)22 62 6 102 6 10 14（2）原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域，這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。電子云中的小黑點就表示電子嗎？_(3)原子軌道軌道形狀軌道個數(shù)SP(4)核外電子排布遵循的三個原理： a能量最低原理 b泡利原理 c洪特規(guī)則及洪特規(guī)則特例a能量最低原理：電子盡先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)?；鶓B(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序又遵循_原理。其中存在的能級交錯現(xiàn)象有_b泡利原理:一個原子軌道最多容納_個電子，并且_相反。c洪特規(guī)則：當電子在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先_,并且自旋方向_洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道再全滿、半滿、全空狀態(tài)時體系能量最低。練習：寫出Cr和Cu的電子排布式_, _寫出Br簡化的電子排布式_,寫出Mn的外圍電子排布式_畫出N的電子排布圖_（5）當基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量。光是電子釋放能量的主要形式之一。故利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為_.二、原子結構與元素性質1.原子的電子構型與周期的關系(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。（3）主族元素，族序數(shù)=_副族元素：價電子數(shù)（外圍電子數(shù)）是（n-1）d+ns的電子數(shù)與列序數(shù)相同2.元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布分區(qū) 各區(qū)元素化學性質及原子最外層電子排布特點若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期A族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應注意過渡元素(副族與第族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。三、元素周期律同周期：從左到右同主族：從上到下核電荷數(shù)逐漸增多逐漸增多電子層結構電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)遞增電子層數(shù)遞增，最外層電子數(shù)相同原子核對外層電子的吸引力逐漸增強逐漸減弱主要化合價正價+1到+7 負價-4到-1最高正價等于族序數(shù)（F、O除外）元素性質金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強電離能增大，電負性增大金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱，第一電離能逐漸減小，電負性逐漸減小最高價氧化物對應水化物的酸堿性酸性增強堿性減弱酸性減弱堿性增強非金屬氣態(tài)氫化物的形成和熱穩(wěn)定性氣態(tài)氫化物形成由難到易，穩(wěn)定性逐漸增強氣態(tài)氫化物形成由易到難，穩(wěn)定性逐漸減弱說明：離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個電子。其中第A和A第一電離能反常，其原因是_屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。比較C.N.O三種元素的第一電離能和電負性_對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，如第二章 分子結構與性質知識點歸納本質：原子之間形成共用電子對（或電子云重疊）特征：具有方向性和飽和性鍵特征電子云呈軸對稱（如ss鍵、sp鍵、pp鍵)鍵特征電子云分布的界面對通過鍵軸的一個平面對稱（如pp鍵）成鍵方式共價單鍵鍵共價雙鍵1個鍵、1個鍵共價叁鍵1個鍵、2個鍵規(guī)律鍵能：鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定鍵長：鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定鍵角：描述分子空間結構的重要參數(shù)用于衡量共價鍵的穩(wěn)定性鍵參數(shù)共價鍵（1）微粒間的相互作用鍵鍵按成鍵電子云的重疊方式極性鍵非極性鍵一般共價鍵配位鍵離子鍵共價鍵金屬鍵按成鍵原子的電子轉移方式化學鍵范德華力氫鍵分子間作用力1微粒間的相互作用(2)共價鍵的知識結構（成鍵元素電負性相差小于1.7，成鍵原子有未成對電子）2分子構型與物質性質定義：原子形成分子時，能量相近的軌道混合重新組合成一組新軌道sp雜化sp2雜化sp3雜化分類構型解釋：雜化理論sp雜化：直線型sp2雜化：平面三角形sp3雜化：四面體型雜化軌道理論價電子理論實驗測定理論推測構型判斷分子構型共價鍵的極性分子空間構型決定因素由非極性鍵結合而成的分子是非極性分子（O3除外）,由極性鍵組成的非對稱型分子一般是極性分子，由極性鍵組成的完全對稱型分子為非極性分子。對于ABn型分子，若中心原子A化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)則為非極性分子，否則為非極性分子極性判斷相似相溶規(guī)則：極性分子構成的物質易溶于極性溶劑，非極性分子構成的物質易溶于非極性溶劑分子極性手性分子：概念手性原子：概念分子分子構型與雜化軌道理論雜化軌道的要點當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。分子構型與價層電子對互斥模型價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤對電子。(1)當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致；(2)當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。思考：價層電子對數(shù)=孤電子對數(shù)+鍵電子對，孤電子對數(shù)如何計算？ABn型分子：價層電子對數(shù)孤電子對數(shù)VSEPR模型分子構型中心原子雜化方式20301401250不填60不填配合物理論1. 配位鍵：一個原子提供孤電子對，一個原子提供空軌道而形成的共價鍵。2. 配合物：由提供孤電子對的配體（分子或離子）與接受孤電子對的中心原子（金屬離子或原子）以配位鍵結合的化合物。3. 組成：如Ag(NH3)2OH，中心離子為Ag，配體為NH3，配位數(shù)為2注意：含配位鍵的不一定是配合物，配合物中一定含配位鍵。配合物在水溶液中外界和內界能完全電離，內界幾乎不電離。葉綠素、血紅素和維生素B12都是配合物思考：畫出Cu（NH3）42+中的配位鍵。3等電子原理等電子原理是指原子數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，其性質相近。如CO和N2，都為二原子十價電子分子，二者的物理性質如熔點、沸點、水中溶解度等方面都非常接近，但化學性質差異較大，如CO有還原性和可燃性，而N2還原性很弱，且不具有可燃性。等電子原理不只局限于無機物，在有機物中也存在，如苯(C6H6)和硼氮苯(B3N3C6)，二者都為十二原子三十價電子分子，其性質相近。4氫鍵及其對物質性質的影響定義：由與電負性很強的原子（N O F）形成共價鍵的氫原子與另一個分子中電負性很強的原子（N O F）之間形成的作用力分子內氫鍵：分子間氫鍵分類屬性：氫鍵不屬于化學鍵，屬于一種較弱的作用力，其大小介于范德華和化學鍵之間對物質性質的影響：（1） 溶質分子和溶劑分子間形成氫鍵，則溶解度驟增（2） 氫鍵的存在，使分子的熔沸點升高氫鍵 5無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H，酸性越強，如HClOHClO2HClO3HClO4 第三章 晶體結構與性質知識點歸納一、晶體的常識1.晶體與非晶體比較  本質差別 性質差別 制法鑒別方法自范性微觀結構固定熔點各向異性晶體 有 呈周期性有序排列 有 有凝固、凝華、結晶 X-衍射實驗等非晶體 無 無序排列 無 無 2.獲得晶體的三條途徑熔融態(tài)物質凝固。 氣態(tài)物質冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）。溶質從溶液中析出。3.晶胞晶胞是描述晶體結構的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。4.晶胞中微粒數(shù)的計算方法均攤法處于頂點的粒子，同時為8個晶胞共有，每個粒子有( )屬于晶胞；處于棱上的粒子，每個粒子有( )屬于晶胞。處于面上的粒子，每個粒子有( )屬于晶胞。處于內部的粒子，( )屬于晶胞。二、四類晶體的比較晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體構成微粒陽陰離子原子分子金屬離子和自由電子微粒間作用力肯定有離子鍵可能有共價鍵共價鍵分子間：范德華力分子內：共價鍵稀有氣體只含范德華力金屬鍵是否有分子存在無無分子、是巨大網(wǎng)狀結構有分子無熔化時鍵的變化斷開離子鍵斷共價鍵破壞分子間作用力減弱物質種類大多數(shù)鹽、強堿活潑金屬氧化物金剛石、Si、SiO2、SiC、B、BN、AlN、Si3N4氣體、多數(shù)非金屬單質、酸、多數(shù)有機物金屬及合金三、四類晶體結構與性質的比較離子晶體分子晶體原子晶體金屬晶體硬 度較大較小很大一般較大，部分小熔、沸點較高較低很高有高有低溶解性易溶于極性溶劑相似相溶難溶難溶，有些可與水反應導電性熔化或溶于水能導電不易導電不易導電良導體（導電傳熱）金屬的導電導熱性隨溫度升高而降低晶體熔沸點高低的判斷 不同晶體類型的熔沸點比較 一般：原子晶體>離子晶體>分子晶體（有例外） 同種晶體類型物質的熔沸點比較 離子晶體：陰、陽離子電荷數(shù)越大，半徑越小，晶格能越大，熔沸點越高 原子晶體：原子半徑越小鍵長越短鍵能越大，熔沸點越高 如熔點：金剛石碳化硅硅 分子晶體：組成和結構相似的分子晶體 相對分子質量越大，分子的極性越大（如N2和CO），范德華力越大，熔沸點越高 （含氫鍵時反常）金屬晶體： 金屬陽離子電荷數(shù)越高，半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高 五、幾種典型晶體空間結構1.氯化鈉晶體中陰、陽離子的配位數(shù)是 6 ，即每個Na+緊鄰 6 個Cl-,這些Cl-構成的幾何圖形是 正八面體；每個Na+與12個Na+等距離相鄰。平均每個氯化鈉晶胞含有(4)個Na+和( 4 ) 個Cl-。Na+位于晶胞的棱心和體心。Cl-位于晶胞的頂點和面心。2.在氯化銫晶體中，每個Cl-(或Cs+)周圍與之最接近且距離相等的Cs+(或Cl-)共有 8個，這幾個Cs+(或Cl-)在空間構成的幾何構型為立方體；在每個Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有 6個，這幾個Cs+(或Cl-)在空間構成的幾何構型為 正八面體；一個氯化銫晶胞含有（1）個Cs+和（1）個Cl- 。Cs+位于晶胞的頂點，Cl-位于晶胞的體心。注意：決定離子晶體結構的重要因素有幾何因素和電荷因素。幾何因素：正負離子的半徑比。正負離子半徑比配位數(shù)晶胞類型0.20.44ZnS型0.40.76NaCl型0.71.08CsCl型電荷因素：正負離子的電荷比 3.干冰晶體(1)二氧化碳分子的位置：（2）每個晶胞含二氧化碳分子的個數(shù)（3）與每個二氧化碳分子等距離且最近的二氧化碳分子有幾個？注意：如果分子晶體中只存在范德華力，若以一個分子為中心，其周圍通常有12個緊鄰的分子。該特征稱為分子密堆積。如C60、O2等4.金剛石屬于原子晶體,這種晶體的特點是 空間網(wǎng)狀，無單個分子.金剛石中每個C原子與 4個C原子緊鄰，由共價鍵構成最小環(huán)狀結構中有6 個C原子.晶體中C原子個數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為： 1(4×1/2)=12 ，金剛石中C原子的位置頂點、面心、體心5個。5.二氧化硅中每個Si與 4 個O原子形成共價鍵,每個O與2個Si原子形成共價鍵。不存在單個二氧化硅分子。在晶體中Si與O原子個數(shù)比為12,.平均每1 mol SiO2晶體中含有Si-O鍵最接近_4mol。6.石墨屬于混合晶體,是層狀結構, C原子呈sp2雜化； 晶體中每個C原子被3個六邊形共用,平均每個環(huán)占有2個碳原子。 晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2:1:3。晶體中存在的作用有：共價鍵、金屬鍵和范德華力7.白磷的鍵角為多少？Wg白磷中磷磷單鍵的數(shù)目為多少？60°,(W/124) ×6 ×NA 2.幾種金屬晶體的晶胞簡單立方(釙) 體心立方(鉀型) 鎂型 面心立方(銅型)配位數(shù) 6 8 12 12空間利用率 52% 68% 74% 74%晶胞平均所 1 2 2 4含的粒子數(shù)注意：1.簡單立方堆積構成的晶胞是簡單立方，相鄰的原子緊挨 2.體心立方堆積構成的晶胞是體心立方，位于體對角線的三個原子緊挨 3.六方最密堆積（ABABAB）鎂、鋅、鈦，晶胞為平行六面體 4.面心立方最密堆積（ABCABC）銅、銀、金，晶胞為面心立方，位于面對角線上的三個原子緊挨。