高中化學 選修三 第一章 第一節(jié) 原子結構知識點

1、.物質構造 元素周期律隨著原子序數(shù)核電荷數(shù)的遞增：元素的性質呈現(xiàn)周期性變化：、原子最外層電子數(shù)呈周期性變化元素周期律 、原子半徑呈周期性變化、元素主要化合價呈周期性變化、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化詳細表現(xiàn)形式、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；編排根據(jù)元素周期律和 排列原那么 、將電子層數(shù)一樣的元素排成一個橫行；元素周期表 、把最外層電子數(shù)一樣的元素個別除外排成一個縱行。、短周期一、二、三周期七主七副零和八三長三短一不全周期7個橫行 、長周期四、五、六周期周期表構造 、不完全周期第七周期、主族AA共7個元素周期表 族18個縱行 、副族BB共7個、族8、9、10縱行、零族稀有氣體同周期同

2、主族元素性質的遞變規(guī)律、核電荷數(shù)，電子層構造，最外層電子數(shù)、原子半徑性質遞變 、主要化合價、金屬性與非金屬性、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性、最高價氧化物的水化物酸堿性電子層數(shù)： 一樣條件下，電子層越多，半徑越大。判斷的根據(jù) 核電荷數(shù) 一樣條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù) 一樣條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。微粒半徑的比較 1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小稀有氣體除外如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs詳細規(guī)律： 3、同主族元素的離子

3、半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F-<Cl-<Br-<I-4、電子層構造一樣的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+1-36號元素電子排布式氫 H ：1s1 氦 He：1s2 鋰 Li ：1s22s1 鈹 Be：1s22s2 硼 B ：1s22s22p1 碳 C ：1s22s22p2 氮 N ：1s22s22p3 第一電離能比氧大 氧 O ：1s22s22p4 氟 F ：1s22s22p5 氖 Ne：1s22s22p6 鈉 Na：1s2

4、2s22p63s1 鎂 Mg：1s22s22p63s2 鋁 Al ：1s22s22p63s23p1 硅 Si ：1s22s22p63s23p2 磷 P ：1s22s22p63s23p3 硫 S ：1s22s22p63s23p4 氯 Cl：1s22s22p63s23p5 氬 Ar：1s22s22p63s23p6 鉀 K ：1s22s22p63s23p64s1 鈣 Ca：1s22s22p63s23p64s2 鈧 Se：1s22s22p63s23p63d14s2 鈦 Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2 礬 V ：1s22s22p63s23p63d34s2 鉻 Cr：1s22s22p6

5、3s23p63d54s1 錳 Mn：1s22s22p63s23p63d54s2 鐵 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 鈷 Co：1s22s22p63s23p63d74s2 鎳 Ni：1s22s22p63s23p63d84s2 銅 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 鋅 Zn：1s22s22p63s23p63d104s2 鎵 Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1 亞鐵離子 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 鍺 Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2 砷 As：1s22s22p63s23p63d104s2

6、4p3 硒 Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4 溴 Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 氪 Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6 與水反響置換氫的難易 最高價氧化物的水化物堿性強弱金屬性強弱 單質的復原性或離子的氧化性電解中在陰極上得電子的先后互相置換反響根據(jù)： 原電池反響中正負極與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的 非金屬性強弱 最高價氧化物的水化物酸性強弱金屬性或非金屬 單質的氧化性或離子的復原性性強弱的判斷 互相置換反響、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增

7、加而增大，如：Si<P<S<Cl。規(guī)律： 、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：F>Cl>Br>I。、金屬活動性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的互相作用。離子鍵、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵、存在：離子化合物NaCl、NaOH、Na2O2等；離子晶體。、定義：原子間通過共用電

8、子對所形成的化學鍵。不同原子間、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中如：NaOH、Na2O2；共價鍵 分子、原子、離子晶體。分子的極性共用電子對是否偏移存在2、分類 極性鍵 共價化合物化學鍵 非極性鍵 非金屬單質一樣原子間、分類：孤對電子雙方提供：共價鍵共用電子對的來源單方提供：配位鍵 如：NH4+、H3O+金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的互相作用。存在于金屬單質、金屬晶體中。決定分子的極性分子的空間構型決定分子的穩(wěn)定性鍵能 3、鍵參數(shù) 鍵長 鍵角 4、表示方式：電子式、構造式、構造簡式后兩者適用于共價鍵非晶體 離子晶體構成晶體粒子種類粒子之間的互相作用固體物質 分子晶體晶體： 原子晶

9、體金屬晶體分子間作用力范德瓦爾斯力：影響因素：大小與相對分子質量有關。作用：對物質的熔點、沸點等有影響。、定義：分子之間的一種比較強的互相作用。分子間互相作用 、形成條件：第二周期的吸引電子才能強的N、O、F與H之間NH3、H2O、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。、氫鍵的形成及表示方式：F-H···F-H···F-H···代表氫鍵。氫鍵 O OH H H H OH H、說明：氫鍵是一種分子間作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作用力。氫鍵：無機物如NH3,H2O,HF,等.

10、有機物：乙醇、乙酸、鄰硝基苯酚分子內(nèi)等.定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的正負電荷中心能重合的分子。非極性分子 雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O2、H2、Cl2等。舉例： 只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等分子極性 多原子分子： 含極性鍵的多原子分子假設幾何構造對稱那么為非極性分子如：CO2、CS2直線型、CH4、CCl4正四面體型極性分子： 定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的正負電荷中心不能重合的。舉例 雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子： 含極性鍵的多原子分子假設幾何構造不對稱那么為極性分子如：NH3三角錐型、H2O折線型或

11、V型、H2O2分子化合物的雜化類型及分子構型1 確定中心原子A價層電子對數(shù)目。計算時注意：a氧族元素A族原子作為配位原子時，可認為不提供電子如氧原子有6個價電子，作為配位原子時，可認為它從中心原子承受一對電子到達8電子構造，但作為中心原子時，認為它提供所有的6個價電子。b假如討論的是離子，那么應加上或減去與離子電荷相應的電子數(shù)。如PO43離子中P原子的價層電子數(shù)應加上3，而NH4離子中N原子的價層電子數(shù)那么應減去1。c假如價層電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)電子，可把這個單電子當作電子對對待。如NO2分子中N原子有 5個價電子，O原子不提供電子。因此中心原子N價層電子總數(shù)為5，當作3對電子對待。d 中心原子孤電

12、子對數(shù)n價電子對數(shù)m配位原子數(shù)。2 由價電子對數(shù)確定空間構造價層電子對 數(shù)目 電子對的排列方式 分子類型 孤電子對 數(shù)目 分子構型 實例 2 直線形 AB2 0 直線形 BeH2、BeCl2、CO2、CS2 3 正三角形 AB3 AB2 0 1 正三角形 角形V形 BF3 SO3、CO2-3 SnCl2 4 正四面體 AB4   AB3 AB2 0   1 2 正四面體形   三角錐形 角形V形 CH4 CCl4 SiH4 SO42- NH4、PO43NH3 H2O H2S 3 由價電子數(shù)目確定雜化類型中心原子價電子對數(shù)價電子對幾何分布中心原子雜化軌道類型2 直線

13、形 sp3平面三角形 sp24 正四面體 sp3石墨為sp2，金剛石為sp3，CO2為sp，二氧化硅為sp3。鍵角 sp3，109°28 sp2，120°，sp，180°常見分子的鍵角硫化氫：90°水：104.5°氨氣：107.3°甲烷、四氯甲烷、四氟化硅109°28二氧化碳、二硫化碳、一氧化碳：180°白磷：60°三氟化硼：120°乙烯：120°乙炔：180°苯：120°4 等電子原理等電子原理中所講的“電子數(shù)相等既可以是指總電子數(shù)相等如CO和N2，均為14，也可

14、以是指價電子數(shù)相等如N2和CN-，均為10。因此互為等電子體的微?？梢允欠肿?，也可以是離子。注意的是，假設按價電子數(shù)相等計數(shù)時，此時價電子總數(shù)包括重原子原子序數(shù)4提供的價電子以及輕原子H、He、Li用來與重原子成鍵的電子，如N2和C2H2互為10電子體，其中，C2H2的總電子數(shù)就包括兩個H原子與C原子形成C-H鍵的電子。此外，等電子原理中所指的“原子數(shù)相等通常指的是重原子個數(shù)相等；“構造相似也是針對重原子而言。因此，等電子原理也可以理解為：重原子數(shù)相等，總電子數(shù)相等的分子或離子，重原子的空間構型通常具有相似性。運用等電子原理預測分子或離子的空間構型時，不能簡單的認為價電子數(shù)相等的兩種微粒即為等

15、電子體，必須注意等電子體用于成鍵的軌道具有相似性。例如CO2和SiO2，CO2為sp，二氧化硅為sp3。表2  常見的等電子體及空間構型等電子類型常見等電子體空間構型2原子10電子2原子14電子3原子16電子3原子18電子4原子24電子4原子26電子5原子8電子5原子32電子6原子30電子7原子48電子N2, CN-, C22-, C2H2, NO+F2, O22-, H2O2, N2H4, C2H6, CH3NH2, NH2OH, CH3FCO2, N2O, NCO-, N3-, NO2+, SCN-, HgCl2, BeCl2g，O3, SO2, NO3-SO3g, CO32-,

16、 NO3-, BO33-, BF3 SO32-, ClO3-, BrO3-, IO3-, XeO3CH4, SiH4, NH4+, PH4+, BH4-CCl4, SiF4, SiO44-, SO42-, ClO4-C6H6, N3B3H6俗稱無機苯AlF63-, SiF62-, PF6-, SF6直線型直線型直線型折線型平面三角型三角錐型正四面體型正四面體型平面六邊型八面體型非晶體 離子晶體構成晶體粒子種類粒子之間的互相作用固體物質 分子晶體晶體： 原子晶體金屬晶體構成微粒：離子微粒之間的互相作用：離子鍵舉例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等NaCl型晶體：每個Na+同時吸

17、引6個Cl-離子，每個Cl-同構造特點 時吸引6個Na+；Na+與Cl-以離子鍵結合，個數(shù)比為1：1。微?？臻g排列特點：CsCl型晶體：每個Cs+同時吸引8個Cl-離子，每個Cl-同時吸引8個Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結合，個數(shù)比為1：1。離子晶體： 說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式表示離子個數(shù)比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質特點 、離子晶體固態(tài)時一般不導電，但在受熱熔化或溶于水時可以導電；、溶解性：參見溶解性表晶體晶胞中微粒個數(shù)的計算：頂點，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1、構成微粒：分子構造特點 、微粒之間的互相作用：分子間作用力、空間排

18、列：CO2如右圖分子晶體： 、舉例：SO2、S、CO2、Cl2等、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸點越高；性質特點 、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均不導電；、溶解性：遵守“相似相溶原理：即非極性物質一般易溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。構成微粒：原子微粒之間的互相作用：共價鍵舉例：SiC、Si、SiO2、C金剛石等、金剛石：最小的環(huán)為非平面6元環(huán)構造特點 每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心微?？臻g排列特點：原子晶體： 、SiO2相當于金剛石晶體中C換成Si，Si與Si間間插O說明：原子晶體中不存在單個分子，化學式表示原子個數(shù)比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質特點 、一般不導電；、溶解性：難溶于一般的溶劑。、構成微粒：金屬陽離子，自由電子；構造特點 、微粒之間的互相作用：金屬鍵、空間排列：金屬晶體： 、舉例