化學(xué)選修三知識總結(jié)歸納-專題總結(jié)

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)一、原子結(jié)構(gòu)1.能層、能級和最多容納電子數(shù)之間的關(guān)系 2.原子軌道的形狀及能量關(guān)系 3基態(tài)原子的核外電子排布(1)能量最低原理：即電子盡可能地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)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖：(2)泡利原理 每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。如2s軌道上的電子排布為，不能表示為。(3)洪特規(guī)則 當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。如2p3的電子排布為，不能表示為或。洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子

2、軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低，結(jié)構(gòu)穩(wěn)定，如：24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。4基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖核外電子排布的表示方法二、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1.原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系每族元素的電子排布特點主族0族：He：1s2；其他ns2np6。過渡元素(副族和第族)：(n1)d110ns12。元素周期表的分區(qū) 根據(jù)核外電子排布分區(qū)2元素周期律(1)原子半徑影響因素變化規(guī)律元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減??；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。(2)電離能含義電離能：氣態(tài)電

3、中性基態(tài)原子失去電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號I，單位kJ·mol1。第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去第一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。I1第二電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去第二個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。I2規(guī)律a同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。一般排布順序：IA<IIIA<IIA<IVA<VIA<VA<VIIA<0族。b同族元素：從

4、上至下第一電離能逐漸減小。c同種原子：逐級電離能越來越大(即I1<I2<I3)。應(yīng)用a判斷元素金屬性的強弱：電離能越小，金屬原子越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。b判斷元素的化合價(I1、I2表示各級電離能)；如果某元素的In1In（In1/In5），則該元素的常見化合價為n。如鈉元素I2I1，所以鈉原子的最外層電子數(shù)為1，其化合價為1。(3)電負(fù)性含義：不同元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體元素未計

5、)。變化規(guī)律a金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8，而位于金屬與非金屬交界處的元素的電負(fù)性則在1.8左右。b在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小。c共價化合物中，兩種元素電負(fù)性差值越大，它們形成共價鍵的極性就越強。相差大于1.7形成離子鍵，相差小于1.7形成共價鍵。氫與金屬元素都形成離子鍵。常見元素的電負(fù)性氫-2.0 碳-2.5 氧-3.5 氯-3.0 氟-4.0 (4)對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與的主右下方族元素的有些化學(xué)性質(zhì)是相似的。例如第二周期和第三周期的非金屬元素，電負(fù)性第二周期大于第三周期，

6、例如C>P。正確表述元素周期律項目同周期(從左右)同主族(從上下)原子核外電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)逐漸增多，17(第一周期12)最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)遞增原子半徑逐漸減小(0族除外)逐漸增大元素主要化合價最高正價由17最低負(fù)價由41最高正價主族序數(shù)(O、F除外)，非金屬最低負(fù)價主族序數(shù)8原子得、失電子能力 得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱得電子能力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強元素的第一電離能第一電離能呈增大的趨勢第一電離能逐漸減小元素的電負(fù)性電負(fù)性逐漸增大電負(fù)性逐漸減小元素金屬性、非金屬性金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱分子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)一、共

7、價鍵1.共價鍵的本質(zhì)與特征本質(zhì)：共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)。特征：具有飽和性和方向性。2共價鍵的分類 (1)鍵與鍵的判斷由軌道重疊方式判斷“頭碰頭”重疊為鍵，鍵的特征：電子云為軸對稱，即是以形成化學(xué)鍵的兩個原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)操作， 鍵電子云的圖形不變。例如利用電子云描述鍵的形成過程“肩并肩”重疊為鍵。鍵的特征：a鍵電子云為鏡像對稱，即每個鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩個原子核構(gòu)成的平面的兩側(cè)。b鍵重疊程度較小，不穩(wěn)定,容易斷裂。若原子半徑大，原子間形成的鍵較長，pp軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能重疊，難以形成鍵由物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式判斷通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式可以快速有效

8、地判斷共價鍵的種類及數(shù)目。共價單鍵全為鍵，雙鍵中有一個鍵和一個鍵，三鍵中有一個鍵和兩個鍵。由成鍵軌道類型判斷s軌道形成的共價鍵全部是鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為鍵。數(shù)目計算鍵數(shù)目=微粒（離子或分子）中原子數(shù)減去1鍵數(shù)目=共價鍵數(shù)目減去鍵數(shù)目(2)極性鍵與非極性鍵的判斷看形成共價鍵的兩原子，不同種元素的原子之間形成的是極性共價鍵，同種元素的原子之間形成的是非極性共價鍵。3.鍵參數(shù)(1)概念 (2)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。3.配位鍵和配合物(1)配位鍵 由一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共用電子對。屬于共價鍵，多數(shù)屬于鍵。(2)配位鍵的表示方法 用A

9、B表示，其中A表示提供孤對電子的原子，B表示接受共用電子對的原子。(3)配位化合物定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。形成條件：組成： Cu(OH)42的結(jié)構(gòu)可用示意圖表示為判斷存在 某個原子的價電子數(shù)小于共價鍵數(shù)目，該原子存在共價鍵二、分子的立體結(jié)構(gòu)1.價層電子對互斥理論（VSEPR）（1）理論要點價層電子對在空間上彼此相距最遠(yuǎn)時，排斥力最小，體系的能量最低。價層電子對排斥力度比較：孤電子對間>孤電子對與成鍵電子>成鍵電子間。孤電子對越多，對成鍵電子對排斥力越強，鍵角越小。（2）判斷分子或離子立體構(gòu)型“三步曲”-針對ABn型分子或離子第一

10、步：確定中心原子上的價層電子對數(shù) 價層電子對數(shù)=孤電子對數(shù)+鍵a為中心原子的價電子數(shù)減去離子所帶正電荷數(shù)或加上所帶負(fù)電荷，b為周圍原子達到8電子或2電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時需要的電子數(shù)，x為周圍原子個數(shù)。如NH的中心原子為N，a51，b1，x4，所以中心原子孤電子對數(shù)(axb)×(44×1)0。第二步：確定價層電子對的立體構(gòu)型由于價層電子對之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能的相互遠(yuǎn)離，這樣已知價層電子對的數(shù)目，就可以確定VSEPR構(gòu)型的立體構(gòu)型。再根據(jù)成鍵電子對數(shù)和孤電子對數(shù)，可以確定相應(yīng)的較穩(wěn)定的分子立體構(gòu)型。2.雜化軌道理論(1)雜化軌道概念：在外界條件的影響下，原子內(nèi)部能量相

11、近的原子軌道重新組合的過程叫原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道，叫雜化原子軌道，簡稱雜化軌道。每個軌道都是有1/2s軌道和1/2p軌道構(gòu)成每個軌道都是有1/3s軌道和2/3p軌道構(gòu)成每個軌道都是有1/4s軌道和3/4p軌道構(gòu)成（2）雜化軌道判斷方法無機物：中心原子的價成電子對數(shù)為2就是sp，為3就是sp2，為4就是sp3；有機物：碳元素：鍵數(shù)目為2就是sp，為3就是sp2，為4就是sp3； 氧元素：形成2個單鍵就是sp3，形成1個雙鍵就是sp2； 氮元素：鍵數(shù)目為1就是sp，為2就是sp2，為3就是sp3；三、分子性質(zhì)1、等電子體等電子體：原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的粒子互稱為等電

12、子體。如N2和CO、O3與SO2是等電子體，但N2與C2H2不是等電子體。等電子原理：等電子體具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近，此原理稱為等電子原理，例如CO和N2的熔沸點、溶解性等都非常相近。根據(jù)已知的一些分子的結(jié)構(gòu)推測另一些與它等電子的微粒的立體結(jié)構(gòu)，并推測其物理性質(zhì)。常見的等電子體：微粒通式價電子總數(shù)立體構(gòu)型CO2、CNS、NO、NAX216e直線形CO、NO、SO3AX324e平面三角形SO2、O3、NOAX218eV形SO、POAX432e正四面體形PO、SO、ClOAX326e三角錐形CO、N2AX10e直線形CH4、NHAX48e正四面體形書寫方法選擇其中一個或多個原子進

13、行在元素周期表上的位置移動左移轉(zhuǎn)換元素符號，并在加上移動格數(shù)的負(fù)電荷，右移轉(zhuǎn)換元素符號，并在加上移動格數(shù)的正電荷；上下移動只是轉(zhuǎn)換元素符號，沒有電荷的加減。2、分子間作用力(1)概念物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。(2)分類分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。(3)強弱范德華力<氫鍵<化學(xué)鍵。(4)范德華力范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大。(5)氫鍵形成已經(jīng)與N或O或F原子形成共價鍵的氫原子與另一個分子中的N或O或F原子之間的

14、作用力，稱為氫鍵。即含有-NH-、-NH2、-OH結(jié)構(gòu)的分子和HF分子，這些分子可以形成氫鍵表示方法 AHB特征 具有一定的方向性和飽和性。分類 氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產(chǎn)生影響。3分子的極性類型非極性分子極性分子形成原因正電幾何中心和負(fù)電幾何中心重合的分子正電幾何中心和負(fù)電幾何中心不重合的分子存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵非極性鍵或極性鍵分子內(nèi)原子排列對稱不對稱分子的共價鍵的極性與分子極性的關(guān)系可總結(jié)如下：4、分子的溶解性“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若溶劑和

15、溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。隨著溶質(zhì)分子中憎水基個數(shù)的增大，溶質(zhì)在水中的溶解度減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。5、分子的手性手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如 6、無機含氧酸分子的酸性：比較：無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，酸性越強，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。解釋

16、原因：無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，R的正電性（化合價）越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下-OH越易電離出H，酸性越強。晶體一、晶體的基本知識及常見四種晶體1.晶體(1)晶體與非晶體的比較(2)得到晶體的三條途徑熔融態(tài)物質(zhì)凝固。氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。溶質(zhì)從溶液中析出。(3)晶體的基本常識概念：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶體中晶胞的排列無隙并置a無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。b并置：所有晶胞平行排列、取向相同。2四種晶體類型的比較表3.晶體熔沸點的比較方法(1)不同類型晶體熔、沸點的比較不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(guī)律：原子晶體&

17、gt;離子晶體>分子晶體。金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低。(2)離子晶體：一般熔沸點在7001200一般地說，陰、陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。衡量離子晶體穩(wěn)定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，熔點越高，硬度越大。(3)分子晶體：一般熔沸點在500以下分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相

18、對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)(相對分子質(zhì)量接近)，分子的極性越大，其熔、沸點越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點越低。如CH3CH2CH2CH2CH3>。一般情況，相對分子質(zhì)量大的分子，范德華力大，熔沸點高。如果存在分子間氫鍵，熔沸點高，氫鍵越多，熔沸點越高。(4)金屬晶體：金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，金屬陽離子與自由電子靜電作用越強，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高，如熔、沸點：Na<Mg<Al。(5)原子晶體 一般熔沸點在1200以上

19、原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，熔沸點越高。二常見晶體結(jié)構(gòu)和晶胞計算1.典型晶體結(jié)構(gòu)模型晶體晶體結(jié)構(gòu)晶體詳解原子晶體金剛石(1)每個碳與相鄰4個碳以共價鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)(2)鍵角均為109°28(3)最小碳環(huán)由6個C組成且六原子不在同一平面內(nèi)(4)每個C參與4條CC鍵的形成，C原子數(shù)與CC鍵數(shù)之比為1:2原子晶體SiO2(1)每個Si與4個O以共價鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)(2)每個正四面體占有1個Si,4個“O”，n(Si):n(O)1:2(3)最小環(huán)上有12個原子，即6個O,6個Si分子晶體干冰(1)8個CO2分子構(gòu)成立方體且在6個面心又各占據(jù)1個CO2分子(2)每個CO2分子周圍等距緊鄰的CO2分子有12個離子晶體NaCl (型)(1)每個Na(Cl)周圍等距且緊鄰的Cl(Na)有6個。每個Na(Cl)周圍等距且緊鄰的Na(Cl)有12個(2)每個晶胞中含4個Na和4個ClCsCl (型)(1)每個Cs周圍等距且緊鄰的Cl有8個，每個Cs(Cl)周圍等距且緊鄰的C(Cl)有6個(2)如圖為8個晶胞，每個晶胞中含1個C