選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)?？贾匾R點總結(jié)

選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)?？贾匾R點總結(jié)選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)?？贾匾R點總結(jié)PAGE17/17PAGE17選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)常考重要知識點總結(jié)PAGE

物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)〔選修〕

第一講原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

考點1原子核外子排布原理

1．能、能與原子道之的關(guān)系

2.原子道的能量關(guān)系

(1)道形狀

①s子的原子道呈球形。

②p子的原子道呈形。

(2)能量關(guān)系

①同樣能上原子道能量的上下：

ns<np<nd<nf。

②形狀同樣的原子道能量的上下：

1s<2s<3s<4s??

③同一能內(nèi)形狀同樣而伸展方向不一樣的原子道的能量相等，如量相等。

npx、npy、npz道的能

3．基態(tài)原子核外電子排布的三個原理

能量最低原理：電子優(yōu)先據(jù)有能量低的軌道，而后挨次進入能量較高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。即原子的核外電子排布按照結(jié)構(gòu)原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。

如圖為結(jié)構(gòu)原理表示圖：

(2)泡利原理：在一個原子軌道中，最多只好容納2個電子，并且它們的自旋狀態(tài)相反。

洪特規(guī)那么：當電子排布在同一能級的不一樣軌道時，基態(tài)原子中的電子老是優(yōu)先獨自據(jù)有一個軌道，并且自旋狀態(tài)同樣。

洪特規(guī)那么特例：當能量同樣的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，系統(tǒng)的能量最低，如：24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。

4．原子(離子)核外電子排布式(圖)的書寫

核外電子排布式：按電子排入各能層中各能級的先后次序，用數(shù)字在能級符號右上角標

明該能級上排布的電子數(shù)的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其簡化電子排布式為

[Ar]3d104s1。

(2)價電子排布式：如Fe原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2，價電子排布式為3d64s2。

價電子排布式能反應(yīng)基態(tài)原子的能層數(shù)和參加成鍵的電子數(shù)以及最外層電子數(shù)。

電子排布圖：方框表示原子軌道，用“↑〞或“↓〞表示自旋方向不一樣的電子，按排入

各能層中的各能級的先后次序和在軌道中的排布狀況書寫。比如：

核外電子排布圖能直觀地反應(yīng)出原子的核外電子的自旋狀況以及成對電子對數(shù)和未成對的

單電子數(shù)。

5．基態(tài)原子、激發(fā)態(tài)原子和原子光譜

基態(tài)原子：處于最低能量的原子。

激發(fā)態(tài)原子：當基態(tài)原子的電子汲取能量后，電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。

原子光譜：①當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)以致基態(tài)時，開釋必定頻次的光子，這是產(chǎn)生原子發(fā)射光譜的原由。

②不一樣元素的原子發(fā)生躍遷時會汲取或開釋不一樣的光，能夠用光譜儀攝入各樣元素的電子的汲取光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。

考點2原子結(jié)構(gòu)與元生性質(zhì)

1．原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系

每周期第一種元素每周期最后一種元素周期電子基態(tài)原子的基態(tài)原子的層數(shù)原子原子序數(shù)電子排布式序數(shù)電子排布式二23[He]2s1101s22s22p6三311[Ne]3s1181s22s22p63s23p61s22s22p63s23p6四419[Ar]4s1363d104s24p6五537[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六655[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p62.每族元素的價電子排布特色

(1)主族主族ⅠAⅡAⅢAⅣA排布特色ns1ns2ns2np1ns2np2主族ⅤAⅥAⅦA排布特色ns2np3ns2np4ns2np5(2)0族：He：1s2；其余：ns2np6。

過渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd、鑭系、錒系除外)：(n－1)d1～10ns1～2。

3．元素周期表的分區(qū)與價電子排布的關(guān)系

周期表的分區(qū)

各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特色

分區(qū)元素散布外頭電子排布元生性質(zhì)特色s區(qū)ⅠA、ⅡA族1～2除氫外都是開朗金屬元素；往常是最外層ns電子參加反應(yīng)p區(qū)ⅢA族～ⅦA族、0族21～6往常是最外層電子參加反應(yīng)nsnp(He除外)d區(qū)ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)d軌道能夠不一樣程度地參加化學(xué)鍵的形成(除鑭系、錒系外)ds區(qū)ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2金屬元素

系元素化學(xué)性鄰近，系元素化學(xué)性f區(qū)系、系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2鄰近4.元素周期律(1)原子半徑〔多徑大，序大徑小，價高徑小〕①影響要素能數(shù)：能數(shù)越多，原子半徑越大核荷數(shù)：能數(shù)同樣，核荷數(shù)越大，原子半徑越小②化律元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐減??；同主族元素從上到下，原子半徑逐增大。

離能

①第一離能：氣中性基原子失掉一個子化氣基正離子所需要的最低能量，符號：I，位：·－1。1kJmol

②律a．同周期：第一種元素的第一離能最小，最后一種元素的第一離能最大，體呈從左至右逐增大的化。

b．同族元素：從上至下第一離能逐減小。

c．同種原子：逐離能愈來愈大，即I1<I2<I3??

性①含：元素的原子在化合物中吸引合子能力的度。元素的性越大，表示其原子在化合物中吸引合子的能力越。

②準：以最活的非金屬元素氟的性作相準，算得出其余元素的

性(罕有氣體未)。

③化律

金屬元素的性一般小于(填“大于〞或“小于〞，下同，非金屬元素的性一般大

于，而位于非金屬三角區(qū)界的“金屬〞(如、等)的性在左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的性逐增大，同主族從上至下，元素的性逐減小。

角

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(zhì)是相像的。比如：

第二講分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

考點1共價鍵

1．共價鍵的實質(zhì)和特色

共價鍵的實質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特色是擁有飽和性和方向性。

2．共價鍵的分類分類依照種類σ鍵原子軌道“頭碰頭〞重疊形成共價鍵的原子軌道重疊方式π鍵原子軌道“肩并肩〞重疊極性鍵共用電子對發(fā)生偏移形成共價鍵的電子對能否偏移非極共用電子對不發(fā)生偏移性鍵單鍵原子間有一對共用電子對原子間共用電子對的數(shù)量雙鍵原子間有兩對共用電子對三鍵原子間有三對共用電子對

3.共價鍵種類的判斷

(1)σ鍵與π鍵

①依照強度判斷：σ鍵的強度較大，較穩(wěn)固；π鍵開朗，比較簡單斷裂。

②共價單鍵都是σ鍵，共價雙鍵中含有一個σ鍵、一個π鍵，共價三鍵中含有一個σ鍵、

兩個π鍵。

(2)極性鍵與非極性鍵

看形成共價鍵的兩原子，不一樣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。

4．鍵參數(shù)

鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

鍵參數(shù)與分子穩(wěn)固性的關(guān)系：鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)固。

5．配位鍵及配合物

配位鍵

由一個原子供給孤電子對與另一個接受孤電子對的原子形成的共價鍵。

配位鍵的表示方法

如A→B：A表示供給孤電子對的原子，B表示接受共用電子對的原子。

配位化合物①構(gòu)成

②形成條件

中性分子：如H2O、NH3和CO等配位體有孤電子對離子：如F－、Cl－、CN－等

中心離子有空軌道：如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等

考點2分子的立體構(gòu)型

1．用價層電子對互斥理論推斷分子的立體構(gòu)型

先確立中心原子上的價層電子對數(shù)，獲得含有孤電子對的VSEPR模型，再依據(jù)存在孤電子

對的狀況最后確立分子的立體構(gòu)型。

理論重點①價層電子對在空間上相互相距最遠時，排擠力最小，系統(tǒng)的能量最低。②孤電子對的排擠力較大，孤電子對越多，排擠力越強，鍵角越小。

判斷分子中的中心原子上的價層電子對數(shù)的方法

此中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是與中心原子聯(lián)合的原子最多能接受的電子數(shù)，x是與中心原子聯(lián)合的原子數(shù)。(3)價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型價層電子σ鍵電子中心原子上的VSEPR模型分子立體構(gòu)型實例對數(shù)對數(shù)孤電子對數(shù)名稱220直線形直線形CO230平面平面三角形BF3321三角形V形SO240正四周體形CH4431四周體形三角錐形NH322V形H2O

2.雜化軌道理論

雜化軌道觀點：在外界條件的影響下，原子內(nèi)部能量鄰近的原子軌道從頭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。

雜化軌道的種類與分子立體構(gòu)型的關(guān)系

雜化種類雜化軌道數(shù)量雜化軌道間夾角分子立體構(gòu)型實例sp2180°直線形BeCl2sp23120°平面三角形BF3sp34109°28′四周體形CH4

由雜化軌道數(shù)判斷中心原子的雜化種類

雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對，因此有公式：

雜化軌道數(shù)＝中心原子的孤電子對數(shù)＋中心原子的σ鍵個數(shù)。

代表物雜化軌道數(shù)中心原子雜化軌道種類CO20＋2＝2spCH2O0＋3＝3sp2CH40＋4＝4sp3SO21＋2＝3sp2NH31＋3＝4sp3H2O2＋2＝4sp3

中心原子雜化種類和分子構(gòu)型的互相判斷

分子構(gòu)成中心原子的孤中心原子的分子立體構(gòu)型比如電子對數(shù)雜化方式(A為中心原子)0sp直線形BeCl2AB21sp2V形SO22sp3V形H2O0sp2平面三角形BF3AB31sp3三角錐形NH3AB40sp3正四周體形CH4

3.等電子原理

原子總數(shù)同樣，價電子總數(shù)同樣的分子擁有相像的化學(xué)鍵特色，它們的很多性質(zhì)相像，如CO和N2。

考點3分子間作使勁與分子的性質(zhì)

1．分子間作使勁

觀點：物質(zhì)分子之間廣泛存在的互相作使勁，稱為分子間作使勁。

分類：分子間作使勁最常有的是范德華力和氫鍵。

(3)強弱：范德華力<氫鍵<化學(xué)鍵。

范德力：范德力主要影響物的熔點、沸點、硬度等物理性。范德力越，物的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來，成和構(gòu)相像的物，跟著相分子量的增添，范德力逐增大；相分子量鄰近的分子，分子的極性越大，范德力越大。

①形成：已與性很的原子形成共價的原子(原子幾乎裸露的子)與另一

個分子中性很的原子之的作使勁，稱。

②表示方法：A—H?B

明：、B性很的原子，一般N、O、F三種元素的原子。、B能夠同樣，

也能夠不一樣。

③特色：擁有必定的方向性和和性。

④分：包含分子內(nèi)和分子兩種?！卜肿臃悬c大于分子內(nèi)沸點〕

⑤分子物性的影響

主要表使物的熔、沸點高升，離和溶解度等生影響。

2．分子的性

(1)分子的極性

型非極性分子極性分子

形成原由正中心和中心重合的分子正中心和中心不重合的分子

存在的共價非極性或極性非極性或極性

分子內(nèi)原子擺列稱不稱

分子的溶解性

①“相像相溶〞的律：非極性溶一般能溶于非極性溶，極性溶一般能溶于極性溶。

假定溶和溶分子之能夠形成，溶的溶解度增大。

②跟著溶分子中憎水基個數(shù)的增大，溶在水中的溶解度減小。如甲醇、乙醇和水以隨意

比互溶，而戊醇在水中的溶解度明減小。

(3)分子的手性

①手性異構(gòu)：擁有完整同樣的成和原子擺列的一分子，好像左手和右手一互像，

在三維空間里不可以重疊的現(xiàn)象。

②手性分子：擁有手性異構(gòu)體的分子。

③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不一樣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。(4)無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸的通式可寫成(HO)mnR同樣，那么n值越大，R的正電性越高，RO，假如成酸元素使R—O—H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，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。

第三講晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

考點1晶體晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

一、晶體

1．晶體與非晶體

晶體非晶體

結(jié)構(gòu)特色結(jié)構(gòu)微粒周期性有序擺列結(jié)構(gòu)微粒無序擺列

自范性有無

性質(zhì)

熔點固定不固定

特色

異同表現(xiàn)各向異性各向同性

兩者區(qū)間接方法看能否有固定的熔點

別方法科學(xué)方法對固體進行X-射線衍射實驗

2.獲得晶體的門路

熔融態(tài)物質(zhì)凝結(jié)。

氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝結(jié)(凝華)。

溶質(zhì)從溶液中析出。

3．晶胞

觀點：描繪晶體結(jié)構(gòu)的根本單元。

晶體中晶胞的擺列——無隙并置①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何空隙。②并置：全部晶胞都是平行擺列、取向同樣。

4．晶格能

(1)定義：氣態(tài)離子形成1摩離子晶體開釋的能量，往常取正當，單位：－1kJ·mol。影響要素

①離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。

②離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。

二、四種晶體種類的比較

種類

分子晶體

比較

構(gòu)成粒子分子

粒子間的范德華力(某些含氫鍵)互相作用

硬度較小

熔、沸點較低

溶解性相像相溶

導(dǎo)電、導(dǎo)一般不導(dǎo)電，溶于水后

熱性有的能導(dǎo)電

大部分非金屬單質(zhì)、氣

態(tài)氫化物、酸、非金屬物質(zhì)類型氧化物(SiO2除外)、絕及舉例

大部分酸、絕大部分有機物(有機鹽除外)

三、晶體熔、沸點的比較

原子晶體

原子

共價鍵

很大

很高

難溶于任何溶劑

一般不擁有導(dǎo)電性

局部非金屬單質(zhì)(如

金剛石、硅、晶體

硼)、局部非金屬化合物(如SiC、SiO2)

金屬晶體離子晶體

金屬陽離子、自由電子陰、陽離子

金屬鍵離子鍵

有的很大，有的很小較大

有的很高，有的很低較高

大多易溶于水等極難溶于常有溶劑性溶劑

晶體不導(dǎo)電，水溶液電和熱的良導(dǎo)體或熔融態(tài)導(dǎo)電

金屬氧化物(如

K2O、Na2O)、強堿金屬單質(zhì)與合金(如(如KOH、NaOH)、Na、Al、Fe、青銅)絕全局部鹽(如

NaCl)

1．不一樣種類晶體熔、沸點的比較

(1)不一樣種類晶體的熔、沸點上下的一般規(guī)律：原子晶體>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．同種晶體種類熔、沸點的比較

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。

離子晶體

①一般地說，陰、陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，那么離子間的作使勁就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。

②權(quán)衡離子晶體穩(wěn)固性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)固，熔點越高，硬度越大。

分子晶體

①分子間作使勁越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；擁有氫鍵的分子晶體熔、沸點失常地高，如

H2O>H2Te>H2Se>H2S。

②構(gòu)成和結(jié)構(gòu)相像的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。

③構(gòu)成和結(jié)構(gòu)不相像的物質(zhì)(相對分子質(zhì)量靠近)，分子的極性越大，其熔、沸點越高，如

CO>N2、CH3OH>CH3CH3。

④同分異構(gòu)體支鏈越多，熔、沸點越低。

如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>

(4)金屬晶體

金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高，如熔、沸點：

Na<Mg<Al。

考點2典型晶體模型與晶胞計算

1．典型晶體模型

晶體晶體結(jié)構(gòu)晶體詳解

金剛石

原子

晶體

SiO2

分子干冰晶體

NaCl型

離子

晶體

CsCl型

簡單立

方聚積金屬

晶體體心立

方聚積

每個碳與相鄰4個碳以共價鍵聯(lián)合，