化学选修三物质结构的复习.doc

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选修3 《物质结构与性质》 基础知识整理

1—1 原子结构
1、对多电子原子的核外电子，按 的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为 。对于同一能层里 不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数 （填等于、小于或大于）能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序 ，即E(s) E(p) E(d) E(f)。
2、电子云：电子在原子核外出现的 。原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云 。s电子的原子轨道呈 形对称，ns能级各有 个原子轨道；p电子的原子轨道呈 形，np能级各有 个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有 个原子轨道；nf能级各有 个原子轨道。s电子原子轨道、p电子原子轨道的半径随
的增大而增大。
3、构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序： 、 、 、 、 、
、 、4p、5s、4d、5p、6s、4f……构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有 现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)等。
4、能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最 的能级里，然后排布在能量逐渐 的能级里。
5、泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个 相反的电子。
6、洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据 的轨道，且 相同。
7、基态：处于 的原子称为基态原子。
8、激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。
9、光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收 （基态→激发态）和放出（基态→激发态） ，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

1—2 原子结构与元素的性质
1、周期系：随着元素原子的核电荷数递增，每到出现 ，就开始建立一个新的 ，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现 气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的周期。
2、周期表：第一张元素周期表是由 制作的。在周期表中，把 相同的元素，按 的顺序从左到右排成横行，称之为 ，有 个；在把不同横行中
相同的元素，按 递增的顺序由上而下排成纵行，称之为 ，共有
个纵行， 个族。16个族又可分为 主族、 副族、 第VIII族、 0族。
3、元素在周期表中的位置由 决定：原子 决定元素所在的周期，原子的
决定元素所在的族。

s区
p 区
d 区
ds 区
f 区
分区原则

纵列数

是否都是金属

区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。
4、原子半径的大小取决于两个相反的因素：（1）
（2） ；元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势： 。同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势： 。
5、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。
（1）第一电离能的变化规律：同一周期中，从左到右元素的第一电离能 ，同一主族中，从上到下元素的第一电离能 。
（2）Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？
6、键合电子： 。电负性是用来描述
的一个度量。金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力 ，电负性 ，其金属性越 ；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力 ，电负性 ，其非金属性越 ；故可以用 来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变 ，表明金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。同主族元素从上往下，电负性逐渐 ，表明元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有 性。
7、对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与 方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。
8、用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、As(原子序数为33)等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族。
Al： Cr：
As： Br：
2—1 共价键
1、σ键：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为 。σ键包括类型： “s—sσ键” （由两个s电子重叠形成的）、 、 。
2、π键：由两个原子的p电子“ ”重叠形成。特点：肩并肩、两块组成、 、容易断裂。
3、由原子轨道相互重叠形成的σ键和π键总称 。
4、判断共价键类型规律：：共价单键是 键；而共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由 个σ键和 个π键组成。
5、键能：气态 原子形成 mol化学键释放的最低能量。通常取正值。键能越大，化学键越 。
6、键长：形成共价键的两个原子之间的核间距。键长越 ，键能越大，共价键越 。
7、键角：两个共价键之间的夹角。下列物质分子中的键角分别是：CO2
CH4 H2O NH3 C2H4

2—2 分子的立体结构
1、三原子分子的立体结构有直线形和 形两种。如CO2分子呈 形，而H2O分子呈 形，两个H—O键的键角为105°。
2、大多数四原子分子采取平面三角形和 形两种立体结构。例如，甲醛(CH2O)分子呈平面三角形，键角约 °；氨分子呈 形，键角107°。
3、五原子分子的可能立体结构更多，最常见的是 形，如甲烷分子的立体结构是
形，键角为109°28。
4、运用价层电子对互斥理论判断分子立体构型的方法和步骤：
（1）价层电子对数= σ键电子对数+孤电子对数：σ键电子对数= 中心原子周围结合的 数；
孤电子对数=1/2（a—xb）：a— ；x—— ；
b—— ；对于阴阳离子来说，a= ± ；
（2）由价层电子对的相互排斥，得到含孤电子对的VSEPR模型；
价层电子对数
2
3
4
5
6
VSEPR模型名称

三角双锥形
（正）八面体形
（3）略去VSEPR模型中的中心原子上的孤电子对，便可得到分子的立体构型。
价层电子对数
3
4
孤电子对数
0
1
0
1
2
分子构型
平面（正）三角形
V形
（正）四面体形
三角锥形
V形
实例

5、杂化轨道理论简介：（1）sp3杂化： 个s轨道和 个p轨道会发生混杂，得到4个 的轨道，夹角 ，称为sp3杂化轨道。空间结构：空间正四面体或V形、 形。
（2）sp杂化： 个s轨道和 个p轨道会发生混杂，得到 个 的轨道，夹角 。sp2杂化： 个s轨道和 个p轨道会发生混杂，得到 个 的轨道，夹角 。空间结构： 形。
6、完成下表：
分子或
离子
σ键
电子对数
孤电子
对数
价层
电子对数
VSEPR
模型名称
粒子
构型名称
中心原子
杂化类型
HCN

H2O

NH3

CH2O

CS2

CO32—

SO42—

ClO4—

ClO3—

SO2

NH4+

H3O+

SO3

2—3 分子的性质
1、共价键有两种：极性共价键和 。由 原子形成的共价键，电子对会发生 ，是极性键，其中的两个键合电子，一个呈 电性，另一个呈负电性。由 原子形成的电子对不发生偏移的共价键是 。
2、分子的极性与键的极性的关系：
分子
共价键的极性
分子中正负电荷中心
分子的极性
举例
同 核
双原子分子

H2、N2、O2、
P4、C60
异 核
双原子分子

异 核
多原子分子
分子中各键向量和为零
重合

分子中各键向量和不为零
不重合

HCN、H2O、NH3、CH3Cl
3、范德华力很弱，约比化学键能小 个数量级 ； 结构相似，相对分子质量越大，范德华力越 ；相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力越 。
4、范德华力、氢键、共价键的比较

范德华力
氢 键
共价键
定 义
分子间普遍存在的作用力
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
原子之间通过共用电子对形成的化学键
作用微粒

强 弱

对物质性质的影响
范德华力越大，物质熔沸点越
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：共价键越 ，含有该键的分子越
5、欲用萃取剂A把溶质B从溶剂C的溶液里萃取出来，萃取剂A需符合以下条件：
⑴A与C互不相溶；⑵B在A中的溶解度 于在C中的溶解度；⑶A与B 发生化学反应；
6、影响固体溶解度的主要因素是_____。⑵影响气体溶解度的主要因素是 和______。
7、相似相溶规律：___________________________________________________________。
⑴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_______。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 。⑵“相似相溶”还适用于分子结构的_____ ____。⑶如果溶质与水发生化学反应可_________其溶解度。
8、（1）具有完全相同的 和 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 个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做 碳原子。
9、无机含氧酸分子的酸性
（1）对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越 。原因：无机含氧酸可以写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性 ，导致R—O—H中的O的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越 电离出H+，即酸性越 。
（2）含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越 。
（3）同主族元素或同周期元素最高价含氧酸的酸性比较，根据非金属性强弱去比较。
①同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐 ；
②同一周期，从左向右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐 。

3—1 晶体的常识
1、晶体： 的固体；非晶体：没有规则几何外形的固体。
2、分类： 、 、 、 、 。
3、晶体与非晶体的本质差异

自范性
微观结构
晶体
有(能自发呈现多面体外形)
原子在三维空间里呈周期性有序排列
非晶体
没有(不能自发呈现多面体外形)
原子排列相对无序
4、晶体形成的途径：晶体形成的途径： 、 、
。
5、晶体的特性：有规则的 外形、有固定的 点、各向 性(强度、导热性、光学性质等）
6、晶胞的定义：晶体中 的最基本的结构单元。晶胞对质点的占有率：
在立方晶胞中体心为1/ ；面心：1/ ；棱边：1/ ；顶点：1/ ；

3—2、3、4 四种晶体
１、填表
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
概 念

作 用 力

构成微粒

金属阳离子和“电子气”（自由电子）

物理
性质
熔沸点
很高
很低
差别较大

硬度
很大
很小
差别较大

导电性
无（硅为半导体）
无
导体

实 例

2、晶格能：（1）定义： 。
（2）影响晶格能的大小的因素 ：
a、阴、阳离子所带电荷的越多晶格能越 。b、阴、阳离子的半径越小，晶格能越 。
（3）晶格能的作用：晶格能越大：
a形成的离子晶体越稳定；（离子键越强） b、熔点越高； c、硬度越大。
d、晶格能也影响了岩浆晶出的次序，晶格能越大，岩浆中的矿物越易结晶析出
3、金属晶体的四种堆积模型对比
堆积模型
采用这种堆积模型的典型代表
空间利用率
配位数
简单立方

钾型

镁型

铜型

4．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
①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。
②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。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）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，金属熔、沸点就越高。

几种典型的晶体模型

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