高中化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)期末復(fù)習(xí)資料

高中化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)期末復(fù)習(xí)資料高中化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)期末復(fù)習(xí)資料第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、一、認(rèn)識原子核外電子運(yùn)動狀態(tài) ,了解電子云、電子層(能層)、原子軌道(能級)的含義、1、電子云:原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為 K、L、M、N、O、P、Q、原子軌道(能級即亞層):處于同一電子層的原子核外電子 在不同類型的原子軌道上運(yùn)動,分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道,s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形,d軌道與f軌道較復(fù)雜、各軌道的伸展方向個數(shù)依次為 1、3、5、7、2、(構(gòu)造原理)原子核外電子排布原理、①、能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道 ,再依次進(jìn)入能量高的軌道、②、泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子、③、洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時 ,電子盡可能分占不同的軌道 ,且自旋狀態(tài)相同、洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、狀態(tài),具有較低的能量與較大的穩(wěn)定性、如 24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1、(3)、掌握能級交錯圖與 1-36號元素的核外電子排布式、①根據(jù)構(gòu)造原理,基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。②根據(jù)構(gòu)造原理 ,可以將各能級按能量的差異分成能級組 ,由下而上表示七個能級組 依次升高;在同一能級組內(nèi),從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。3、元素電離能與元素電負(fù)性第一電離能:氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去 1個電子,轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號 I1表示,單位為kJ/mol。、原子核外電子排布的周期性、隨著原子序數(shù)的增加 ,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化 :每隔一定數(shù)目的元素 ,元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從 的周期性變化、、元素第一電離能的周期性變化、隨著原子序數(shù)的遞增,元素的第一電離能呈周期性變化 :同周期從左到右 ,第一電離能有逐漸增大的趨勢 ,稀有氣體的第一電離能最大 ,堿金屬的第一電離能最小;同主族從上到下,第一電離能有逐漸減小的趨勢、:①同周期元素,從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。 Be、N、Mg、P②、元素第一電離能的運(yùn)用 :a、電離能就是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證、b、用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱、 I1越小,金屬性越強(qiáng),表征原子失電子能力強(qiáng)弱、、元素電負(fù)性的周期性變化、元素的電負(fù)性:元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負(fù)性。隨著原子序數(shù)的遞增 ,元素的電負(fù)性呈周期性變化 :同周期從左到右 漸增大;同一主族從上到下 ,元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢、電負(fù)性的運(yùn)用:a、確定元素類型(>1、8,非金屬元素;<1、8,金屬元素)、b、確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1、7,離子鍵;<1、7,共價鍵)、c、判斷元素價態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價 ,小的為正價)、d、電負(fù)性就是判斷金屬性與非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù) (表征原子得電子能力強(qiáng)弱 二、化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì)、:離子鍵――離子晶體1、(1)、化學(xué)鍵:相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用、化學(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵與金屬鍵、:陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵、離子鍵強(qiáng)弱的判斷:離子半徑越小,離子所帶電荷越多 ,離子鍵越強(qiáng),離子晶體的熔沸點(diǎn)越高、離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來衡量 ,晶格能就是指拆開 1mol 之形成氣態(tài)陰離子與陽離子所吸收的能量、晶格能越大 ,離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大、離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體、典型的離子晶體結(jié)構(gòu):NaClCsCl型、氯化鈉晶體中,每個鈉離子周圍有6個氯離子,每個氯離子周圍有6,每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子與4;氯化銫晶體中,每個銫離子周圍有8,每個氯離子周圍有8,每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子與1個氯離子、NaCl:Na+離子周圍被6C1,同樣每個C16Na所包圍。每個正離子被8個負(fù)離子包圍著,同時每個負(fù)離子也被8個正離子所包圍。、晶胞中粒子數(shù)的計算方法--均攤法、位置頂點(diǎn)棱邊面心體心貢獻(xiàn)1/81/41/212、了解共價鍵的主要類型 σ鍵與π鍵,能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡單分子的某些)、、共價鍵的分類與判斷:鍵)π鍵)、極性鍵與非極性鍵,還有一類特殊的共價鍵-配位鍵、概念鍵能拆開1mol共價鍵所吸收的能量(:kJ/mol),,分子越穩(wěn)定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離 (單位:10-10米),,,分子越穩(wěn)定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角 (單位:度)鍵角決定了分子的空間構(gòu)型共價鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系 :反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總與－所有生成物鍵能總與、3、了解極性鍵與非極性鍵 ,了解極性分子與非極性分子及其性質(zhì)的差異、(1):原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵、(2)::不同種原子之間形成的共價鍵,成鍵原子吸引電子的能力不同,共用電子對發(fā)生偏移、非極性鍵:同種原子之間形成的共價鍵移、,成鍵原子吸引電子的能力相同,共用電子對不發(fā)生偏(3)分子的極性:①極性分子:正電荷中心與負(fù)電荷中心不相重合的分子、非極性分子:正電荷中心與負(fù)電荷中心相重合的分子、②分子極性的判斷:分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個方面共同決定、非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻 ,對稱荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵對稱不對稱4、分子的空間立體結(jié)構(gòu)分子類型鍵角鍵的極性代表物A球形非極性He、NeA2直線形非極性非極性H2、O2AB直線形HCl、NOABA直線形°極性CO2、CS2ABAV形°H2O、SO2A4正四面體形60°P4AB3平面三角形°極性BF3、SO3AB3三角錐形°NH3、NCl3AB4正四面體形109°28′極性CH4、CCl4AB3C四面體形≠109°28′CH3Cl、CHCl3AB2C2四面體形≠109°28′極性極性直線V形V形H2O5、了解原子晶體的特征 ,能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系、、原子晶體:所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體、、典型的原子晶體有金剛石 (C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2)、金剛石就是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu) ,最小的碳環(huán)中有6個碳原子,每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵 ;晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似 ;二氧化硅晶體就是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu) 環(huán)中有6個硅原子與6個氧原子,每個硅原子與 4個氧原子成鍵,每個氧原子與 2個硅原子成鍵、共價鍵強(qiáng)弱與原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷 :原子半徑越小,形成共價鍵的鍵長越短 的鍵能越大,其晶體熔沸點(diǎn)越高、如熔點(diǎn) :金剛石>碳化硅>晶體硅、6、理解金屬鍵的含義,能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì)、知道金屬晶體的基本堆積方式,了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu) 空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計算不作要求 )、:金屬離子與自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用、請運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性與延展性、導(dǎo)電性導(dǎo)熱性延展性金屬離子與自由電子自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體、②金屬鍵的強(qiáng)弱與金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律 :陽離子所帶電荷越多、 半徑越小,金屬鍵越強(qiáng),熔沸點(diǎn)越高、如熔點(diǎn):Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs. 金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子概念共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。A B電子對給予體 電子對接受體其中一個原子必須提供孤對電子 子必須能接受孤對電子的軌道。配位鍵: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價鍵、 個原子一方提供孤對電子,一方提供空軌道而形成的共價鍵、①、配合物:由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子 (或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物、②形成條件:a、中心原子(或離子)必須存在空軌道、 b、配位體具有提供孤電子對的原子、③配合物的組成、④配合物的性質(zhì):配合物具有一定的穩(wěn)定性、配合物中配位鍵越強(qiáng) 作為中心原子的金屬離子相同時 ,配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)、三、分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì)、1、知道分子間作用力的含義 ,了解化學(xué)鍵與分子間作用力的區(qū)別、分子間作用力:把分子聚集在一起的作用力、分子間作用力就是一種靜電作用 ,比化學(xué)鍵弱得多,包括范德華力與氫鍵、范德華力一般沒有飽與性與方向性 則有飽與性與方向性、2、知道分子晶體的含義,了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響、、分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體、典型的有冰、干冰、、分子間作用力強(qiáng)弱與分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷:組成與結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì),相對分子質(zhì)量分子間作用力越大,克服分子間引力使物質(zhì)熔化與氣化就需要更多的能量,熔、沸點(diǎn)越高、但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高、3、了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響(對氫鍵相對強(qiáng)弱的比較不作要求)、NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵,使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高、影響物質(zhì)的性質(zhì)方面:增大溶沸點(diǎn),增大溶解性表示方法:X—HY(NOF)一般都就是氫化物中存在、四、幾種比較化學(xué)鍵類型概念原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵成鍵微粒原子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對電性作用形成條件非金屬與非金屬元素實(shí)例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵 子對發(fā)生偏移相同不同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能