化学选修三物质结构与性质知识总结(精华背诵版)

化学选修三物质结构与性质知识总结(精华背诵版)选修三物质结构与性质知识总结一、原子结构与性质1、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义。电子云是用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。电子层（能层）是根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层。原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q。原子轨道（能级即亚层）是处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈哑铃型形，d轨道和f轨道较复杂。同一能级上的电子，能量相同，所以原子核外有多少个能级，就有多少种能量不同的电子。2、构造原理：(1)原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述。在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子，原子有多少个核外电子，就有多少种运动状态。(2)原子核外电子排布原理。①能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道：1s2s2p3s3p4s3d4p5s„„一般说来：ns<(n-2)f<(n-1)d<np②泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。③洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p、d、f)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。如Cr[Ar]3d54s1、Cu[Ar]3d104s1。(3)熟练书写1-36号元素的核外电子排布式3、元素电离能和元素电负性第一电离能是气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。(1)原子核外电子排布的周期性。随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。1.熟练掌握元素价层电子排布式掌握元素的价层电子排布式是化学学习的基础，可以帮助我们理解元素的性质和化学反应。其中包括特征电子和外围电子的排布方式。特征电子是指最外层电子壳层中的电子，用来确定元素的化学性质。外围电子是指最外层电子壳层中的所有电子，包括特征电子和内部电子。2.元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化。同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，同周期稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；氦的第一电离能最大。同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。这种周期性变化可以用来比较元素的金属性的强弱，I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱。3.元素电负性的周期性变化元素的电负性是指元素的原子在分子中吸引电子对的能力。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。氟的电负性最大。电负性的运用可以用来确定元素类型、确定化学键类型和判断元素价态正负。4.共价键的主要类型共价键是指原子间通过共用电子对而形成的化学键。共价键的主要类型包括σ键和π键。单键全是σ键；双键一个σ键，一个π键；三键一个σ键，两个π键。共价键具有方向性和饱和性，强弱影响所形成分子的稳定性。共价键的三个参数包括键能、键长和键角，这些参数决定了分子的化学性质和空间构型。共价键的反应热与键能有关，可以用反应热等于所有反应物键能总和减去所有生成物键能总和的公式来计算。价层电子对互斥理论中，价层电子对数等于形成σ键的电子对数加上中心原子的孤电子对数。形成σ键的电子对数是中心原子上的孤电子对数的函数，可以用公式x中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)来计算。其中，a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。价层电子对互斥理论和分子立体构型有关系，前者描述了价层电子对的立体构型，而后者指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。当中心原子没有孤电子对时，两者的构型相同，有孤电子对时则不同。杂化轨道是指在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程，形成的一组新的原子轨道称为杂化轨道。杂化轨道数等于参与杂化的原子轨道数之和。根据杂化轨道数即可确定中心原子的杂化类型，从而推断分子的立体构型。有机物分子中，碳原子形成不同数量和类型的化学键，这些键的形成与碳原子的杂化状态有关。例如，四个单键的碳原子是sp3杂化的，一个双键的碳原子是sp2杂化的，一个三键的碳原子是sp杂化的，而苯环中的碳原子则是sp2杂化的。配位化合物是指中心原子具有空轨道的化合物，如Fe、Cu、Zn、Ag等。配位键的形成需要成键原子提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。理解内界、外界、中心体、配体、配位数的结构。含有配位键的不一定是配位化合物，例如CO，NH4Cl，H3O+等。向硫酸铜溶液中逐滴加入氨水可产生蓝色沉淀，继续加氨水可使蓝色沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液。若加入极性较小的溶剂（如乙醇）将析出深蓝色的晶体，该晶体是硫酸铜的乙醇溶液。反应的离子方程式是Cu2++4NH3→[Cu(NH3)4]2+。分子的极性与非极性取决于分子的形状和化学键的极性。对称的分子通常是非极性的，而不对称的分子通常是极性的。经验规律是，ABn型分子中，A元素化合价的绝对值等于A原子的最外层电子数为极性分子，反之为非极性分子。分子间作用力包括范德华力和氢键，其中氢键比范德华力强，但比化学键弱。范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大，分子的极性越大，范德华力也越大。氢键是一种分子间作用力，它发生在已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间。氢键的表示方法为A—H„B，其中A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素的原子。氢键具有一定的方向性和饱和性。氢键对物质的熔、沸点有影响，分子间氢键使物质的熔、沸点升高，分子内氢键使物质的熔、沸点降低，同时也影响物质的密度和溶解度等。分子的溶解性受到相似相溶原理的影响，非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。另外，溶质和溶剂发生反应也会增强溶质在溶剂中的溶解性。手性分子含有手性原子，即一个原子（一般是C）和四个不同的原子或原子团相连。手性分子存在手性异构，又叫对映异构。无机含氧酸分子的酸性与非羟基氧原子的数目有关。无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强。晶体的本质特征是原子在三维空间里周期性有序排列，具有自范性、各项异性和固定的熔点。得到晶体的途径有三种。区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是X-射线衍射实验仪器，即X-射线衍射仪。晶胞是无隙并置的，晶胞中粒子数的计算方法为均摊法。四种晶体类型的比较如下：分子晶体由分子构成，相互作用力为范德华力，硬度较小，熔、沸点较低，一般不导电，溶于水后有的导电；原子晶体由原子构成，相互作用力为共价键，硬度很大，熔、沸点很高，难溶于任何溶剂，一般不具有导电性，个别为半导体；金属晶体由金属阳离子和自由电子构成，相互作用力为金属键，有的很大，有的很小，硬度有的很高，有的很低，常见溶剂难溶；离子晶体由阴、阳离子构成，相互作用力为离子键，硬度较大，熔、沸点较高，大多易溶于水等极性溶剂。晶体不具有导电性，但在水溶液或熔融态下可以导电。同时，晶体也是电和热的良导体。大多数非金属单质、气态氢化物、酸、金属氧化物（除SiO2外）、绝大多数有机物（除有机盐外）都属于非导电材料的类别。晶体结构是非常重要的，其中金刚石是最典型的晶体模型之一。金刚石由每个碳原子与相邻的四个碳原子以共价键结合，形成正四面体结构。最小碳环由6个C组成，只有4个原子在同一平面内，每个碳原子参与形成12个环。每个碳原子参与4条C-C键的形成，C原子数与C-C键数之比为1:2。晶体硅、碳化硅、BN和ZnS等的晶体结构可以通过金刚石晶胞进行分析。金属单质和合金（如Na、Al、Fe、青铜）、金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）以及绝大部分盐（如NaCl）都属于导电材料的类别。干冰由8个CO2分子构成立方体，在6个面心各占据1个CO2分子。每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个。NaCl型离子晶体中，每个Na(Cl)周围等距且紧邻的Cl(Na)有6个。每个Na周围等距且紧邻的Na有12个。每个晶胞中含有4个Na和4个Cl。CsCl型简单立方堆积中，每个Cs周围等距且紧邻的Cl有8个，每个Cs(Cl)周围等距且紧邻的Cs(Cl)有6个。每个晶胞中含有1个Cs和1个Cl。金属晶体可以采用体心立方堆积、面心立方堆积或六方最密堆积。其中，钾型和铜型是最典型的。钾型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率68%；铜型代表Cu、Ag、Au，配位数为12。本文主要介绍了晶体结构和熔沸点的比较。晶体结构有不同类型，其中镁型晶体代表了Mg、Zn、Ti等元素，其配位数为12，空间利用率为74%。影响离子晶体结构的三个因素是几何因素、电