选修3第一二章复习提要.doc

选修3第一章复习提要
一．原子结构：
（一）能层与能级
1.能层 ：在多电子原子里，由于电子的能量各不相同,因而它们的运动区域也不相同。离核由近而远，电子的能量由低到高. 按核外电子的能量差异，将核外区域分为不同的能层, 并用符号分别表示为K,L,M……
2. 能级：在多电子原子的同一能层中,能量也可能不同，可以把它们分为不同的能级。不同能层所含的能级数目不同，二者的关系是能层序数等于能级数。如：第三能层具有3个能级，分别记为3s3p3d。
（二）．构造原理和能量最低原理
多电子原子核外排布遵循四大原理
1.构造原理:高能层中的某些电子会发生能级交错现象,所以能级排列顺序是：
ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np.
2.能量最低原理:核外电子按照构造原理排布,使整个原子的能量处于最低状态, 简称为能量最低原理。
3.泡利原理: 每个原子轨道里最多容纳2个自旋方向相反的电子。
4.洪特规则: 当电子排布在同能级的不同轨道时,总是优先独占一个轨道, 且自旋方向相同。（特例：同能级的不同轨道电子排布达到全满、半满、全空时能量最低。）
（三）．电子云与原子轨道
1.电子云:核外电子的特征是质量小,运动空间小,速率快, 不能确定其运动轨迹, 但能够统计出电子在核外空间某处出现几率的多少。为了形象地表示电子在核外空间出现的概率,人们常用小黑点的疏密程度来表达。这种形象表达的图形称为电子云。电子云是核外电子运动轨迹。
2.原子轨道: 把电子出现的概率约为90%的空间圈出来所得到的电子云轮廓图叫做原子轨道。目前已知的原子轨道有4种, 分别记为s、p、d、f。它们所对应的轨道数分别是1、3、5、7，最多容纳电子数分别是2、6、10、14。
练习应用:(1)第几周期元素才可能会出现d能级:
(2)最高能级为5p3的原子序号为:
(3)泡利原理和洪特规则应用：注意ds区中的(n-1)d5ns1和(n-1)d10ns1
(4)原子结构示意图、电子排布式、轨道式的区别
（四）．基态、激发态与光谱
1.基态原子：处于能量最低状态的原子
2.激发态原子：基态原子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级,变为激发态原子
3.不同元素的原子在发生跃迁(or回迁)时，会吸收(or释放)不同的光，可以用光谱仪摄取记录下来，得到各元素的“身份证”吸收光谱or发射光谱，总称为原子光谱。

二．元素周期表与元素周期律
（一）周期和族
1.周期：周期表的横行为周期，其特征是具有相同电子层数，现有七行；
三个短周期（1，2，3）；三个长周期（4，5，6）；一个不完全周期（7）。
2.族：周期表的纵列称为族，有十八列，十六个族。族分四类：七个主族（第1，2，13，14，15，16，17列）记做A；七个副族（第11，12，3，4，5，6，7列）记做B；一个第VIII族（第8，9，10列）；一个零族（第18列）。
（二）元素周期律
元素周期律：元素的性质随核电核数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。
元素周期律的本质：核外电子周期性排布。元素周期表是元素周期律的表现。
元素的性质变化规律：
1.最外层e-数：同周期1－8(K层例外)
2.原子半径：横减竖增(不包括稀有气体)
3.主要化合价：同周期+1—+7(F、O例外);-4—-1
4.金属性与非金属性：
(1)同周期从左到右，金属性递减、非金属性递增；
同主族从上至下，金属性增强，非金属性减弱
(2)元素的金属性与非金属性强弱判断依据：
金属性强弱：①与水反应置换氢的难易②最高价氧化物的水化物碱性强弱③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）④互相置换反应⑤原电池反应中正负极
非金属性强弱：①与H2化合的难易及氢化物的稳定性②最高价氧化物的水化物酸性强弱③单质的氧化性或离子的还原性④互相置换反应
5.微粒半径：①电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。②核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。③核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。
6.第一电离能：
(1)气态原子失去一个电子形成＋1气态阳离子所需的最低能量叫做元素的第一电离能。单位是KJ/mol。
(2)第一电离能越小，原子越容易失去电子，金属性越强；第一电离能越大，原子越难失去电子，金属性越弱。
(3)同周期从左到右，第一电离有逐渐增大的趋势；同主族从上到下，第一电离能逐渐减小。
7.电负性：
(1)电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力的物理量。指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
(2)电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)电负性反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。
(4)同周期从左到右，电负性逐渐增大；同主族从上到下，电负性有减小的趋势。

第二章复习提要
一、共价键
（一）共价键
1、共价键的形成条件
(1)一般在两非金属元素之间（电负性差值为1.7的两种元素）。
(2)一般成键原子有未成对电子。
2、共价键的本质
成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间的电子密度增加，体系的能量降低。
（二）、共价键的类型
1、σ键和π键
(1)σ键：原子轨道以“头碰头”方式互相重叠导致电子在核间出现的概率增大而形成的共价键
(2)π键：原子轨道以“肩并肩”方式相互重叠导致电子在核间出现的概率增大而形成的共价键
(3)σ键和π键的比较
σ键和π键的比较

σ键
π键
成键方向
“头碰头”
“肩并肩”
电子云形状
轴对称
镜像对称
牢固程度
强度大，不易断裂
强度较小易断裂
成键判断规律
共价单键是σ键，共价双键中一个是σ键，另一个是π键，共价三键中一个是σ键，另两个为π键
2、非极性键和极性键

非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键
不同种元素原子形成的共
价键，共用电子对发生偏移
吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强原子
成键原子电性
电中性
显电性
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
（三）共价键的特点：
1、饱和性（一般情况：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，即共价键的“饱和性”。H 原子、Cl原子都只有一个未成对电子，因而只能形成H2、HCl、Cl2分子，不能形成H3、H2Cl、Cl3分子）
2、方向性 （共价键之间存在一定的夹角）。
（四）共价键的键参数
1.键能：气态基态原子形成1mol共价键释放的最低能量(或拆开1mol共价键所吸收的能量)，例如H-H键的键能为436.0kJ.mol-1，键能可作为衡量化学键牢固程度的键参数。
2.键长：形成共价键的两个原子之间的核间的平衡距离。键能与键长的关系:一般来说,键长越短,键能越大,分子越稳定.
3.键角:分子中两个相邻共价键之间的夹角称键角。键角决定分子的立体结构和分子的极性.
小结：键能、键长、键角是共价键的三个参数。键能、键长决定了共价键的稳定性；键长和键角决定了分子的空间构型。
(五)配位键：由一个原子提供一对电子与另一个接受电子对的原子形成共价键，这样的共价键成为配位键

二、分子结构
（一）、等电子原理
1.原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似化学键特征，许多性质是相似的。此原理称为等电子原理
2.等电子体的判断和利用
判断方法：原子总数相同，价电子总数相同的分子为等电子体
运用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分子空间的构型和性质
(1)经验规律：象一氧化碳和氮分子这样具有相同电子数(指分子或离子中全部电子总数或价电子总数)和相同原子数的两个或两个以上的分子或离子，它们的分子结构相似，性质相似。这条规律就叫做等电子原理。具有等电子的物质，如一氧化碳和氮分子就彼此叫做等电子体。
(2)互为等电子体应该满足的条件：
①在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同
②在微粒的构成上，微粒所含电子数目相同
③在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同
3.应用：应用等电子原理，可利用已知的分子的构型（几何构型、电子构型）和物理性质对相应等电子分子的构型和物理性质进行预测。
4.典型事例：
(1) N2O与CO2是等电子体
(2)硅和锗是良好的半导体材料，他们的等电子体磷化铝（AlP）砷化镓（GaAs）也是很好的半导体材料
(3)白锡(β-Sn2)与锑化铟是等电子体，它们在低温下都可转变为超导体
(4)SiCl4、SiO44-、SO42-的原子数目和价电子总数都相等，它们互为等电子体，都形成正四面体立体构型。
（二）、价层电子对互斥模型（VSEPR）
基本要点：中心原子、价电子、孤对电子
1、一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，如CO2、CH2O、CH4等分子中的碳原子，它们的立体结构可用中心原子周围的原子数n来预测，概括如下：
ABn 立体结构 范例
n=2 直线形 CO2、 CS2
n=3 平面三角形 CH2O、BF3
n=4 正四面体形 CH4、 CCl4
n=5 三角双锥形 PCl5
　 n=6 正八面体形 SCl6
2、另一类是中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子对)的分子。
ABn 　立体结构 范例
n=2 　 V形 H2O
n=3 　三角锥形　　　 NH3
原因：中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。例如，H2O和NH3的中心原子分别有2对和l对孤对电子，跟中心原子周围的σ键加起来都是4，它们相互排斥，形成四面体，因而H2O分子呈V形，NH3分子呈三角锥形。
(三)、杂化轨道理论
1、基本要点:中心原子与其他原子成键时,不同原子轨道间发生杂化以容纳孤对电子 和σ键,杂化后的轨道形状完全相同且混杂时保持轨道总数不变(如SP杂化:参与杂化的轨道是1个S轨道,1个P轨道,杂化后形成两个完全相同的SP轨道; SP2杂化,参与杂化的轨道是1个S轨道,2个P轨道,杂化后形成三个完全相同的SP2杂化轨道;SP3杂化,参与杂化的轨道是1个S轨道,3个P轨道,杂化后形成四个完全相同的 SP3杂化轨道).
2、杂化轨道的应用范围:
杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。
3、判断分子或离子中心原子的杂化轨道类型的一般方法：
(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π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π键，形成的是SP2杂化；如果全部是单键，则形成的是SP3杂化。
(2)没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤对电子占据1个杂化轨道。
4、分子结构

四面体

中心原子价电子都用于形成共价键,不含孤对电子
三角锥
V型
H2O，H2S
直线型
平面三角型
BeCl2, HgCl2
BF3，BCl3
(CH4,CCl4,NH4+ ) )
(NH3;H3O+)
中心原子有孤对电子

5、杂化轨道数的确定:
杂化轨道数＝中心原子孤对电子对数＋中心原子结合的原子数

三、分子的性质
(一)、分子的极性
1、极性分子正电荷重心和负电荷重心不相重合的分子（不具有空间对称结构，中心原子有孤对电子）
2、非极性分子正电荷重心和负电荷重心相重合的分子（具有空间对称结构，中心原子无孤对电子）
经验规律:双原子分子,分子极性与键的极性一致;对于ABm型分子，若A 的化合价绝对值与其价电子数相等，则分子为非极性分子，否则为极性分子。
(二)、范德华力和氢键
1.范德华力的本质
(1)分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。
(2)分子间作用力只存在于由分子构成的物质之间，离子化合物、原子晶体、金属之间不存在范德华力。
(3)分子间作用力范围很小，即分子充分接近时才有相互间的作用力。
(4)分子的大小、分子的极性对范德华力有显著影响。结构相似的分子，相对分子质量越大范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大。
2.氢键的本质
(1)氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，H原子还能够跟另外一个电负性大的原子Y之间产生静电引力的作用，成为氢键，表示为：X-H…Y（X、Y为N、O、F）。
(2)氢键的特征
氢键既有方向性（X-H…Y尽可能在同一条直线上），又有饱和性（X-H只能和一个Y原子结合）。
(3)氢键的大小，介于化学键与范德华力之间，不属于化学键。但也有键长、键能。(4)氢键的形成对化合物性质的影响
i、对沸点和熔点的影响
分子间氢键使物质熔、沸点升高。而分子内氢键使物质的沸点和熔点降低。
ii、对溶解度的影响
极性溶剂里，溶质分子与溶剂分子间的氢键使溶质溶解度增大，而当溶质分子形成分子间氢键使恰好相反。
小结：

范德华力
氢键
共价键
已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一分子中电负性很强的原子之间的作用力
定义
分子间普遍存在的作用力
原子之间通过共用电子对形成的化学键

分子间或分子内氢原子与电负性很强的F、O、N之间
相邻原子之间

作用微粒
分子之间
弱
很强
强弱
较强
对物质性质的影响
范德华力越大，物质熔沸点越高
对某些物质(如水、氨气)的溶解性、熔沸点都产生影响
物质的稳定性

(三)、溶解性
1.影响物质溶解性的因素
(1)影响固体溶解度的主要因素是温度。
(2)影响气体溶解度的主要因素是温度和压强
2.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。。
(1)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。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性
(3)如果溶质与水发生化学反应可改变_其溶解度。
(四)、分子手性
1.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互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体(又称对映异构体、光学异构体)。含有手性异构体的分子叫做手性分子。
2.判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。
(五)、无机酸的酸性
1.无机含氧酸酸性强弱判断方法
把含氧酸的化学式写成（HO）m ROn，就能根据n值判断常见含氧酸的强弱。
n＝0，极弱酸，如硼酸（H3BO3）。
n＝1，弱酸，如亚硫酸（H2SO3）。
n＝2，强酸，如硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）。
n＝3，极强酸，如高氯酸（HClO4）。
2.无机含氧酸强度的变化规律
(1)同周期的含氧酸，自左至右，随中心原子原子序数增大 ，酸性增强。
(2)同一族的含氧酸，自上而下，随中心原子原子序数增大 ，酸性减弱。
(3)同一元素不同价态的含氧酸酸性高价强于低价 。
3.无氧酸的酸性强弱变化规律
若用通式R-H表示无氧酸，则其酸性的强弱主要取决于R的电负性。(既主要取决于R对H的束缚力强弱)。如果R原子电子云密度大，对氢原子的束缚力强，则其酸性弱。如果R原子的电子云密度小，对氢原子的束缚力弱，则其酸性就强。而R原子的电子云密度与其价态数成正比，与其原子半径成反比。
(1)同周期元素从左到右无氧酸酸性逐渐增强
因为同一周期元素的无氧酸中R原子的价态数从左到右逐渐减小，R原子半径也逐渐减小。但两者比较，价态数影响要比半径变化所起的作用大，因而对氢原子的束缚力逐渐减小，相应的酸性依次增强。
(2)同主族元素的无氧酸酸性从上到下逐渐增强
因为这些无氧酸中，与氢原子相连的非金属元素原子价态数相等，而原子半径从上到下逐渐增大，则非金属元素原子对氢原子的束缚力逐渐减小。因而同一主族非金属元素的无氧酸酸性从上到下逐渐增强。