高中化学选修3物质结构与性质物质和结构知识点总结

1、化学第一单元第一节一、原子的发现史1. 道尔顿原子模型（1803 年）2. 汤姆生原子模型（1903 年 ）3. 卢瑟福原子模型（1911 年 ）原子中心有一个带正电荷的核, 它的质量几乎等于原子的全部质量, 电子在它的周围沿着不同的轨道运转, 就象行星环绕太阳运转一样。4. 玻尔原子模型（1913 年）（1） 、氢原子光谱和玻尔的原子结构理论a. 连续光谱无数波长连续的光形成b. 线状光谱一些具有特定波长的光形成玻尔理论的三个基本观点：1） ） 原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动, 并且不辐射能量；2） 不同轨道上运动的电子具有不同能量, 而且能量是量子化的 , 轨道能量依

2、n 值 （1 、 2 、3） ）的增大而升高，n称为量子数。对氢原子而言，电子处在n=1的轨道是能量最低 , 称为基态 , 能量高于基态的状态, 称为激发态；4） ） 只有当电子从一个轨道（ 能量为Ei ） 跃迁到另一个轨道（ 能量为Ej ） 时 , 才会辐射或吸收能量。如果辐射或吸收的能量以光的形式表现并被记录下来, 就形成了光谱。5. 量子力学模型（19271935 年）二、量子力学对原子核外电子运动状态的描述1、原子轨道与四个量子数1 1） 量子力学中单个电子的空间运动状态称为原子轨道. 每个原子轨道须由三个量子数n 、l、m共同描述.（2）四个量子数主量子数n:描述电子离核的远近n取值

3、为正整数1 , 2 , 3 , 4 , 5 , 6 对应符号为K, L , M, N, O, Pn 所表示的运动状态称为电子层规律 : 每层的能级数值=电子层数角量子数l : 描述 （ 电子云 ） 原子轨道的形状对于确定的 n 值 ,l 共 n 个数值l 取值为 0,1 , 2 , 3 （n-1）.符号为 s, p, d, f等若电子 n 、 l 的相同 , 则电子的能量相同在一个电子层中 ,l 的取值有多少个, 表示电子层有多少个不同的能级规律 : 每层的能级数值=电子层数磁量子数m: 描述磁场中原子轨道的能量状态m可以取0、±1、±2 ±l共+1）个数值.如

4、l =0, m 只可以取 0, 对应的谱线只有一条.如 l =1, m 可以取 0, ± 1, 对应的谱线有三条.n 、l 、m确定，原子轨道就确定了 .S 能级 1 个原子轨道P能级3个原子轨道d能级5个原子轨道f能级7个原子轨道规律：每个能级上的原子轨道数=21 +1自旋量子数 ms:描述在能量完全相同时电子运动的特殊状态（简称为电子自旋状态）.处于同轨道上的电子的自旋状态只有两种分别用ms =+1/2（通常用符号T表示）.ms= -1/2 （ 通常用符号J表示）.（3）量子数和原子轨道的关系nlm原子轨道ms取值符号取值符号取值符号取值1K0s01s士 1/22L0S02s士

5、1/21P0, ±12px 2py 2pz士 1/23M0S03s士 1/21P0, ±13px 3py 3pz士 1/22d0, ±1 士 23dxy 3dyz 3dxz 3dx2-y2 3dz2士 1/22 .原子轨道的图像和电子云（1）原子轨道的图像描述根据量子力学理论，将原子轨道在空间的分布以图象方式在直角坐标系中表示出来.（2）电子云：描述电子在空间出现的概率大小的图形规律：每层的轨道数=电子层数的平方（n2）每层最多容纳的电子数为=2X电子层数的平方（2n2）第二节原子结构与元素周期表一、基态原子的核外电子排布1、基态原子基态原子是处于能量最低状态下的

6、原子，基态原子的核外电子排布，决定了元素周期表的划分和原子半径的变化规律。2、基态原子的核外电子排布三大原则（1）能量最低原则：核外电子的排布要使整个原子的能量最低，以形成稳定结构。原子轨道能量的高低存在以下规律：a.相同电子层上原子轨道能量的高低：nsvnpvndvnfb.形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2sv3sv 4sc、电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px=2py=2pz基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序1s 2s 2p 3s 3P 4s 3d 4P 5s 4d 5P 当出现d轨道时，电子按ns、（n-1）d、np顺序排布，这样的排布方式使体系的能量最低，这一规

7、律叫“能级交错” （2）泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。洪特规则：对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能的分占不同的轨道并且自旋方向相同。洪特进一步指出，能量相同的原子轨道在全充满 （p6和d10 ）、半充满（p3和d5）和全空（p0 和d0 ）状态时，体系能量最低，原子最稳定。二、价电子价电子指 原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。1、核外电子排布与元素周期表（1、）核外电子排布与周期的关系周期与主量子数n有关。最外层电子的主量子数为n时，该原子所属元素属于第n周期 （2.）核外电子排布与族的划分主族元素：族

8、序数= 原子的最外层电子数（价电子数）副族元素：大多数族数 =（n-1）d+ns的电子数0族元素：除He（1s2）外，其余最外层电子均为ns2np6排布。（3.）原子的电子构型和元素的分区d区元素：包含第IIIB族到VHI族元素。最外 层电子数皆为12个,均 为金属元素，性质相似。S区元素：最夕 层构型是S1和S2o主要是 IA 和IIA 族元 素。除H和He 外，其余为活族元素。f区元素：包括镯系ds区元素：包括旧族和IIBp区元素：最外层电子 构型从 ns2np1ns2np6 的元素。即IIIAVIIA 族。除H外，所有非金 属元素都在p区。和舸系元素。最外层电子数基本相 同，化学性质相似

9、。5g厂叼元素周期表分区、泼金属。 核外电子排布与族序数之间的关系判断方法(1)进入ns I A和 II A -(2)进入叩 iUA-WA(3)进入np/0族(4)进入(n-1)di5 UB-VIIB(5)进入(n-1) d6TVffl(6)进入(n-1)小。IB和 I1B(7)进入(n2) f HIB三、核外电子排布与原子半径电子层数：电子层数越多，原子半径越大核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数增多，半径有减小核外电子数：核电荷数相同时，核外电子数越多，原子半径就越大2 .原子结构与元素性质1.、电离能及其变化规律1 .定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。2 .

10、意义：表示原子或离子失去电子的难易程度电离能越小，该气态原子越容易失去电子电离能越大，气态时该原子越难失去电子3 .第一电离能大小的判断从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子，碱金属元素的第一电离能最小 ，稀有气体元素的第一电离能最大同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小从左到右，第一电离能总体呈现由小到大的趋势；但第n A族和第V A族元素第一电离能比相邻元素高；二、电负性：电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。1、意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强2、电负性的递变规律1)同周期从左到右，元素电负性增大2)

11、同主族自上而下，元素电负性减小3)金属元素的电负性小，非金属元素电负性大3、电负性应用1)电负性越大，非金属性 越强电负性越小，金属性 越强2)电负性大的元素呈负价电负性小的元素呈正价3)判断元素的化合价：除皿族的某些元素和0族外，元素的最高化合价等于它所在的族的序数。非金属：最高正价 + I最低负价I = 8第二单元第一节一.共价键1、共价键的形成2、共价键的本质：高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用3、形成条件：A、电负性相同或相近的非金属元素原子之间。日一般成键原子有未成对电子。C成键原子的原子轨道重叠共价键的类型b键和口键N2分子的形成（p二pq键和p中冗键）由

12、于几键重叠程 度要比。键小,所 以冗键的强度要 比。键小。6、b键与兀键的判断一般来说：? 共价单键为°键；? 共价双键中有一个b键，另一个是兀键。如：CH2=CH2 ;? 共价三键由一个（T键和两个兀键组成。三、共价键的特征1、饱和性：按照共价键的共用电子对理论 , 一个原子有几个未成对电子, 便可和几个自旋相反的电子配对成键 , 这就是共价键的饱和性；2、方向性：成键电子的原子“轨道”重叠越大, 核间电子云密度越大, 所形成的共价键越牢( 最大重叠原理 ), 故成键原子的“轨道”必须在各自密度最大的方向上重叠, 这就是方向性。四、极性键和非极性键(1) . 非极性键 :非极性共价

13、键的成键电子在每个原子周围出现的概率相等, 参加成键的原子都不显电性.一般同种原子所形成的共价键是非极性键 .(2) 极性键 :共价键的成键电子在每个原子周围出现的概率不相等, 参加成键的原子带有部分电荷 . 一般不同种原子所形成的共价键是极性键(3) . 共价键的极性强弱形成共价键的两原子电负性差值大的键的极性强 , 电负性差值小的极性弱。五键能1、定义气态基态原子形成l mol 化学键释放的最低能量。通常取正值。单位： kJ/mol2 .规律(1) 、键能越大, 化学键越稳定 , 分子越稳定。(2) 、一般而言, 同主族元素的同类键的键能, 从上到下逐渐减小。(3) 、通常 , 单键、双键

14、、三键对比 , 键能越来越大。六键长1 .定义形成共价键的两个原子之间的核间距离。2 .规律1 .键长越短 , 往往键能越大, 共价键越稳定。2 . 同主族 , 从上到下 , 原子半径增大, 键长增大 , 键能减小 , 共价键越不稳定。3 、通常 , 单键、双键、三键对比, 键长越来越短, 键能越来越大。七.键角1 .定义两个共价键之间的夹角称为键角。2 .规律键角决定分子的空间构型 .键角一定，表明共价键具有方向性。 键角是描述分子立体结构的重要参数，分子的许多性质与键角有关。键长越短，键能越大，共价键越稳定，含有该键的分子越稳定，化学性质越稳定。二、共价键与分子的空间构型原子轨道的杂化：原

15、子内部能量相近的原子轨道，在外界条件影响下重新组合的过程叫原子轨道的杂化.杂化轨道：原子轨道组合杂化后形成的一组新的原子轨道杂化轨道类型：sp、sp2、sp3等杂化结果：重新分配能量和空间方向，组成数目相等成键能力更强的原子轨道杂化轨道用于：容纳b键电子和孤对电子1.sp3杂化（例如CH4）四个H原子分别以4个s 轨道与 C原子上的四个 sp3杂化轨道相互重叠 后，就形成了四个性质、 能量和键角都完全相同 的S-SP3（t键，形成一个 正四面体构型的分子。2.sp2 杂化：BF33 、 sp1 杂化 ： BeCl24、乙烯的杂化乙烯中的C在轨道杂化时，有一个P轨道未参与杂化，只是C的2 s与两

16、个2 P轨道发生杂化形成三个相同的 sp2 杂化轨道 ,三个 sp2 杂化轨道分别指向平面三角形的三个顶点。未杂化P 轨道垂直于sP2 杂化轨道所在平面。杂化轨道间夹角为 120 °。5、乙炔的杂化乙快中的C在轨道杂化时，有2个P轨道未参与杂化，只是C的2 s与1个2 P轨道发生杂化形成 2 个相同的 sP1 杂化轨道 ,2 个 sP1 杂化轨道成一条直线。杂化轨道间夹角为 180 °。6、氮气分子7、水的杂化8 、苯分子的空间结构 C 为 SP2 杂化C-C (sp2-sp2 ); C-H (sp2-s )所有原子(12 个)处于同一平面分子中 6 个碳原子未杂化的 2P

17、 轨道上的未成对电子重叠结果形成了一个闭合的、环状的大冗键台形成的冗电子云像两个连续的面包圈，一个位于平面上面，一个位于平面下面,经能量计算,这是一个很稳定的体系。判断中心原子的杂化类型一般方法(1)看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键,则其中有2个冗键，用去 了 2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个冗键，形成的是 sp2 杂化；如果全部是单键 , 则形成的是sp3 杂化。(2)没有填充电子的空轨道一般不参与杂化。三、共价键与分子的空间构型1、分子的手性：与分子本身在镜像中如人的左手与右手，相似而不完全相同，即不能重叠我们称 它们表现手性2、手性分子定义：1)形成

18、手性分子的条件是：分子中碳原子连接着四个不同的原子或基团(2)手性分子和分子化学性质的关系：药物的合成与无效或有毒副作用的药物分离3、分子极性的实际意义相似相溶原理极性分子的溶质易溶于极性溶剂，非极性分子的溶质易溶于非极性溶剂中。常见分子的构型及分子的极性常见分子键的极性键角分子构型分子类型双原 子分 子无Jt直线型非板性有无直线型极性三原 子分 子co2180°直线型非极性耳O有104,50折线型极性四原 子分 子NH3有107.3°三角锥型极性有120。平面三角W乡非极性五原子ch4有109 .阳正四面体型非极性(1)、离子键(氯化钠)的形成四、1.离子键形成离子键的微

19、粒是阴、阳离子(2)、离子键的实质：静电引力F离子键强弱的判断：离子电荷和离子半径离子半径越小、离子带电荷越多，离子键就越弓金。离子键越强，破坏它所需能量就（3）;离子键的特征A、离子键没有方向性B、离子键没有饱和性2、配位键（1）、定义：由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的化学键叫配位键。（2、）条件：配位键的共用电子对是由一方提供而不是由双方共同提供。（4）、常见形成配位键的原子或离子：过渡金属的原子或离子与含有孤对电子的分子或离子三、金属键1）定义：金属离子和自由电子之间的强烈的相互作用。2）形成成键微粒：金属阳离子和自由电子存在：金属单质和合金中特征：无方向性和饱和性2、

20、金属键与金属性质（1）金属不透明、具有光泽性（2）导电性（3）导热性（4）延展性影响金属键强弱的因素一般而言：金属元素的原子半径越小，单位体积内自由电子数目越大，金属键越强，金属 晶体的硬度越大，熔、沸点越高。如：同一周期金属原子半径越来越小，单位体积内自由电子数增加，故熔点越 来越高，硬度越来越大；同一主族金属原子半径越来越大，单位体积内自由电子数 减少，故熔点越来越低，硬度越来越小。四、分子间作用力与物质性质1、分子间作用力分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，这种作用力称为分子间作用力.常见的为：范德华力和氢键 范德华力的特点 1. 没有方向性和饱和性 3. 作用力弱2. 广泛存在(由分

21、子构成的物质)4. 主要影响物质的物理性质 (熔沸点 )一般情况下 , 组成和结构相似的分子 , 相对分子量越大, 范德华力越大, 熔沸点越高2. 氢 键1 1). 氢键：静电作用力和一定程度的轨道重叠作用2 .氢键的表示方法:X-H - Y3. 氢键的形成条件有 X-H 共价键 ,X 原子电负性强,原子半径小,如 F、 O、 N 等。XH丫中的Y必须电负性强、原子半径小、具有孤对电子。X、Y可以相同 ,也可以不同。4. 氢键的特点 :(1)作用力比范德华力大,但比化学键小得多(2)一种特殊的分子间作用力,不是化学键(3)具有方向性和饱和性(4)存在范围：分子间或分子内5. 氢键对物质性质的影

22、响氢键的存在使物质的熔沸点相对较高氢键的存在使物质的溶解度增大 一、认识晶体1. 晶体的概念：内部微粒(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列构成的固体物质。2. 晶体的特性(1)具有规则的几何外形。(2) 自范性：在适宜条件下,晶体能够自发地呈现封闭的、规则的多面体外形。(3)各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。(4)对称性：晶体的外形和内部结构都具有特有的对称性。(5)有固定的熔、沸点,而非晶体没有。二、晶体结构的堆积模型 以密堆积的方式可降低体系的能量,使晶体变得比较稳定。1 .等径圆球的密堆积（金属晶体）A3型最密堆积（配位数为12）（例如镁）每两层形成一个周期

23、，即 AB AB 堆积方式，形成六方紧密堆积- A3型A1型最密堆积（配位数为12）（例如铜）形成 ABC ABC 三层一个周期。得到面心立方堆积一A1型A2:体心立方密堆积（例如钾）2 .离子晶体的密堆积结构-非等径圆球的密堆积由于阴阳离子的半径不相同，故离子晶体可以视为不等径圆球的密堆积3 .分子晶体的堆积方式服从紧密堆积方式由于范德华力没有方向性和饱和性，因此分子间尽可能采取紧密排列方式，但处 子的排列方式与分子的形状有关。4 .原子晶体堆积方式-不服从紧密堆积方式原因：共价键具有饱和性和方向性，因此就决定了一个原子周围的其他原子的数目不仅是有限的，而且堆积方向是一定的，所以不是密堆积。

24、三、晶体结构的基本单元-晶胞晶胞中微粒数的计算长方体晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献：顶点1/8棱1/4面心1/2体心1第二节金属晶体和离子晶体一、金属晶体：金属原子通过金属键作用形成的晶体。特性：金属键没有方向性和饱和性，因此金属最常见的结构模型具有堆积密度大，原子配位数高，能充分利用空间等特点。熔沸点的影响因素st 3-21未见金属晶方三种典型结构型式面心立方最密堆枳At常见金属CaP Al, Cu, Ag, Au, Pd, Pt结构示意图_配位数12厚的三都转楣型式体心立方密堆积A工六方最辖堆积AmLi,K.BaT W, FcMg. Znb Ti尊&蜀 丽8_ 112金属键的强弱与金属阳离子半径、电荷有关。金属阳离子半径越小，所带电荷越多，则金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。二、离子晶体：阴、阳离子通过离子键结合，在空间呈现有规律的排列所形成的 晶体。特点a、大多数易溶于水b、不导电，熔融状态或水溶液才导电c、熔沸点硬度较高，密度较大难压缩d、不存在单个分子硬度、熔沸点影响因素r ；,电荷数T ,则离子键T ,硬度、离子晶体