高中化學(xué) 選修三 第一章 第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)知識(shí)點(diǎn)

1、.物質(zhì)構(gòu)造 元素周期律隨著原子序數(shù)核電荷數(shù)的遞增：元素的性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化：、原子最外層電子數(shù)呈周期性變化元素周期律 、原子半徑呈周期性變化、元素主要化合價(jià)呈周期性變化、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化詳細(xì)表現(xiàn)形式、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；編排根據(jù)元素周期律和 排列原那么 、將電子層數(shù)一樣的元素排成一個(gè)橫行；元素周期表 、把最外層電子數(shù)一樣的元素個(gè)別除外排成一個(gè)縱行。、短周期一、二、三周期七主七副零和八三長(zhǎng)三短一不全周期7個(gè)橫行 、長(zhǎng)周期四、五、六周期周期表構(gòu)造 、不完全周期第七周期、主族AA共7個(gè)元素周期表 族18個(gè)縱行 、副族BB共7個(gè)、族8、9、10縱行、零族稀有氣體同周期同

2、主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律、核電荷數(shù)，電子層構(gòu)造，最外層電子數(shù)、原子半徑性質(zhì)遞變 、主要化合價(jià)、金屬性與非金屬性、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性、最高價(jià)氧化物的水化物酸堿性電子層數(shù)： 一樣條件下，電子層越多，半徑越大。判斷的根據(jù) 核電荷數(shù) 一樣條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù) 一樣條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。微粒半徑的比較 1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小稀有氣體除外如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs詳細(xì)規(guī)律： 3、同主族元素的離子

3、半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F-<Cl-<Br-<I-4、電子層構(gòu)造一樣的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同價(jià)態(tài)的微粒半徑，價(jià)態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+1-36號(hào)元素電子排布式氫 H ：1s1 氦 He：1s2 鋰 Li ：1s22s1 鈹 Be：1s22s2 硼 B ：1s22s22p1 碳 C ：1s22s22p2 氮 N ：1s22s22p3 第一電離能比氧大 氧 O ：1s22s22p4 氟 F ：1s22s22p5 氖 Ne：1s22s22p6 鈉 Na：1s2

4、2s22p63s1 鎂 Mg：1s22s22p63s2 鋁 Al ：1s22s22p63s23p1 硅 Si ：1s22s22p63s23p2 磷 P ：1s22s22p63s23p3 硫 S ：1s22s22p63s23p4 氯 Cl：1s22s22p63s23p5 氬 Ar：1s22s22p63s23p6 鉀 K ：1s22s22p63s23p64s1 鈣 Ca：1s22s22p63s23p64s2 鈧 Se：1s22s22p63s23p63d14s2 鈦 Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2 礬 V ：1s22s22p63s23p63d34s2 鉻 Cr：1s22s22p6

5、3s23p63d54s1 錳 Mn：1s22s22p63s23p63d54s2 鐵 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 鈷 Co：1s22s22p63s23p63d74s2 鎳 Ni：1s22s22p63s23p63d84s2 銅 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 鋅 Zn：1s22s22p63s23p63d104s2 鎵 Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1 亞鐵離子 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 鍺 Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2 砷 As：1s22s22p63s23p63d104s2

6、4p3 硒 Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4 溴 Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 氪 Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6 與水反響置換氫的難易 最高價(jià)氧化物的水化物堿性強(qiáng)弱金屬性強(qiáng)弱 單質(zhì)的復(fù)原性或離子的氧化性電解中在陰極上得電子的先后互相置換反響根據(jù)： 原電池反響中正負(fù)極與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的 非金屬性強(qiáng)弱 最高價(jià)氧化物的水化物酸性強(qiáng)弱金屬性或非金屬 單質(zhì)的氧化性或離子的復(fù)原性性強(qiáng)弱的判斷 互相置換反響、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增

7、加而增大，如：Si<P<S<Cl。規(guī)律： 、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：F>Cl>Br>I。、金屬活動(dòng)性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au1、定義：相鄰的兩個(gè)或多個(gè)原子之間強(qiáng)烈的互相作用。離子鍵、定義：陰陽(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵、存在：離子化合物NaCl、NaOH、Na2O2等；離子晶體。、定義：原子間通過(guò)共用電

8、子對(duì)所形成的化學(xué)鍵。不同原子間、存在：共價(jià)化合物，非金屬單質(zhì)、離子化合物中如：NaOH、Na2O2；共價(jià)鍵 分子、原子、離子晶體。分子的極性共用電子對(duì)是否偏移存在2、分類 極性鍵 共價(jià)化合物化學(xué)鍵 非極性鍵 非金屬單質(zhì)一樣原子間、分類：孤對(duì)電子雙方提供：共價(jià)鍵共用電子對(duì)的來(lái)源單方提供：配位鍵 如：NH4+、H3O+金屬鍵：金屬陽(yáng)離子與自由電子之間的互相作用。存在于金屬單質(zhì)、金屬晶體中。決定分子的極性分子的空間構(gòu)型決定分子的穩(wěn)定性鍵能 3、鍵參數(shù) 鍵長(zhǎng) 鍵角 4、表示方式：電子式、構(gòu)造式、構(gòu)造簡(jiǎn)式后兩者適用于共價(jià)鍵非晶體 離子晶體構(gòu)成晶體粒子種類粒子之間的互相作用固體物質(zhì) 分子晶體晶體： 原子晶

9、體金屬晶體分子間作用力范德瓦爾斯力：影響因素：大小與相對(duì)分子質(zhì)量有關(guān)。作用：對(duì)物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)等有影響。、定義：分子之間的一種比較強(qiáng)的互相作用。分子間互相作用 、形成條件：第二周期的吸引電子才能強(qiáng)的N、O、F與H之間NH3、H2O、對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高。、氫鍵的形成及表示方式：F-H···F-H···F-H···代表氫鍵。氫鍵 O OH H H H OH H、說(shuō)明：氫鍵是一種分子間作用；它比化學(xué)鍵弱得多，但比分子間作用力稍強(qiáng)；是一種較強(qiáng)的分子間作用力。氫鍵：無(wú)機(jī)物如NH3,H2O,HF,等.

10、有機(jī)物：乙醇、乙酸、鄰硝基苯酚分子內(nèi)等.定義：從整個(gè)分子看，分子里電荷分布是對(duì)稱的正負(fù)電荷中心能重合的分子。非極性分子 雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O2、H2、Cl2等。舉例： 只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等分子極性 多原子分子： 含極性鍵的多原子分子假設(shè)幾何構(gòu)造對(duì)稱那么為非極性分子如：CO2、CS2直線型、CH4、CCl4正四面體型極性分子： 定義：從整個(gè)分子看，分子里電荷分布是不對(duì)稱的正負(fù)電荷中心不能重合的。舉例 雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子： 含極性鍵的多原子分子假設(shè)幾何構(gòu)造不對(duì)稱那么為極性分子如：NH3三角錐型、H2O折線型或

11、V型、H2O2分子化合物的雜化類型及分子構(gòu)型1 確定中心原子A價(jià)層電子對(duì)數(shù)目。計(jì)算時(shí)注意：a氧族元素A族原子作為配位原子時(shí)，可認(rèn)為不提供電子如氧原子有6個(gè)價(jià)電子，作為配位原子時(shí)，可認(rèn)為它從中心原子承受一對(duì)電子到達(dá)8電子構(gòu)造，但作為中心原子時(shí)，認(rèn)為它提供所有的6個(gè)價(jià)電子。b假如討論的是離子，那么應(yīng)加上或減去與離子電荷相應(yīng)的電子數(shù)。如PO43離子中P原子的價(jià)層電子數(shù)應(yīng)加上3，而NH4離子中N原子的價(jià)層電子數(shù)那么應(yīng)減去1。c假如價(jià)層電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)電子，可把這個(gè)單電子當(dāng)作電子對(duì)對(duì)待。如NO2分子中N原子有 5個(gè)價(jià)電子，O原子不提供電子。因此中心原子N價(jià)層電子總數(shù)為5，當(dāng)作3對(duì)電子對(duì)待。d 中心原子孤電

12、子對(duì)數(shù)n價(jià)電子對(duì)數(shù)m配位原子數(shù)。2 由價(jià)電子對(duì)數(shù)確定空間構(gòu)造價(jià)層電子對(duì) 數(shù)目 電子對(duì)的排列方式 分子類型 孤電子對(duì) 數(shù)目 分子構(gòu)型 實(shí)例 2 直線形 AB2 0 直線形 BeH2、BeCl2、CO2、CS2 3 正三角形 AB3 AB2 0 1 正三角形 角形V形 BF3 SO3、CO2-3 SnCl2 4 正四面體 AB4   AB3 AB2 0   1 2 正四面體形   三角錐形 角形V形 CH4 CCl4 SiH4 SO42- NH4、PO43NH3 H2O H2S 3 由價(jià)電子數(shù)目確定雜化類型中心原子價(jià)電子對(duì)數(shù)價(jià)電子對(duì)幾何分布中心原子雜化軌道類型2 直線

13、形 sp3平面三角形 sp24 正四面體 sp3石墨為sp2，金剛石為sp3，CO2為sp，二氧化硅為sp3。鍵角 sp3，109°28 sp2，120°，sp，180°常見分子的鍵角硫化氫：90°水：104.5°氨氣：107.3°甲烷、四氯甲烷、四氟化硅109°28二氧化碳、二硫化碳、一氧化碳：180°白磷：60°三氟化硼：120°乙烯：120°乙炔：180°苯：120°4 等電子原理等電子原理中所講的“電子數(shù)相等既可以是指總電子數(shù)相等如CO和N2，均為14，也可

14、以是指價(jià)電子數(shù)相等如N2和CN-，均為10。因此互為等電子體的微?？梢允欠肿樱部梢允请x子。注意的是，假設(shè)按價(jià)電子數(shù)相等計(jì)數(shù)時(shí)，此時(shí)價(jià)電子總數(shù)包括重原子原子序數(shù)4提供的價(jià)電子以及輕原子H、He、Li用來(lái)與重原子成鍵的電子，如N2和C2H2互為10電子體，其中，C2H2的總電子數(shù)就包括兩個(gè)H原子與C原子形成C-H鍵的電子。此外，等電子原理中所指的“原子數(shù)相等通常指的是重原子個(gè)數(shù)相等；“構(gòu)造相似也是針對(duì)重原子而言。因此，等電子原理也可以理解為：重原子數(shù)相等，總電子數(shù)相等的分子或離子，重原子的空間構(gòu)型通常具有相似性。運(yùn)用等電子原理預(yù)測(cè)分子或離子的空間構(gòu)型時(shí)，不能簡(jiǎn)單的認(rèn)為價(jià)電子數(shù)相等的兩種微粒即為等

15、電子體，必須注意等電子體用于成鍵的軌道具有相似性。例如CO2和SiO2，CO2為sp，二氧化硅為sp3。表2  常見的等電子體及空間構(gòu)型等電子類型常見等電子體空間構(gòu)型2原子10電子2原子14電子3原子16電子3原子18電子4原子24電子4原子26電子5原子8電子5原子32電子6原子30電子7原子48電子N2, CN-, C22-, C2H2, NO+F2, O22-, H2O2, N2H4, C2H6, CH3NH2, NH2OH, CH3FCO2, N2O, NCO-, N3-, NO2+, SCN-, HgCl2, BeCl2g，O3, SO2, NO3-SO3g, CO32-,

16、 NO3-, BO33-, BF3 SO32-, ClO3-, BrO3-, IO3-, XeO3CH4, SiH4, NH4+, PH4+, BH4-CCl4, SiF4, SiO44-, SO42-, ClO4-C6H6, N3B3H6俗稱無(wú)機(jī)苯AlF63-, SiF62-, PF6-, SF6直線型直線型直線型折線型平面三角型三角錐型正四面體型正四面體型平面六邊型八面體型非晶體 離子晶體構(gòu)成晶體粒子種類粒子之間的互相作用固體物質(zhì) 分子晶體晶體： 原子晶體金屬晶體構(gòu)成微粒：離子微粒之間的互相作用：離子鍵舉例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等NaCl型晶體：每個(gè)Na+同時(shí)吸

17、引6個(gè)Cl-離子，每個(gè)Cl-同構(gòu)造特點(diǎn) 時(shí)吸引6個(gè)Na+；Na+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個(gè)數(shù)比為1：1。微?？臻g排列特點(diǎn)：CsCl型晶體：每個(gè)Cs+同時(shí)吸引8個(gè)Cl-離子，每個(gè)Cl-同時(shí)吸引8個(gè)Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個(gè)數(shù)比為1：1。離子晶體： 說(shuō)明：離子晶體中不存在單個(gè)分子，化學(xué)式表示離子個(gè)數(shù)比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點(diǎn)和沸點(diǎn)；性質(zhì)特點(diǎn) 、離子晶體固態(tài)時(shí)一般不導(dǎo)電，但在受熱熔化或溶于水時(shí)可以導(dǎo)電；、溶解性：參見溶解性表晶體晶胞中微粒個(gè)數(shù)的計(jì)算：頂點(diǎn)，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1、構(gòu)成微粒：分子構(gòu)造特點(diǎn) 、微粒之間的互相作用：分子間作用力、空間排

18、列：CO2如右圖分子晶體： 、舉例：SO2、S、CO2、Cl2等、硬度小，熔點(diǎn)和沸點(diǎn)低，分子間作用力越大，熔沸點(diǎn)越高；性質(zhì)特點(diǎn) 、固態(tài)及熔化狀態(tài)時(shí)均不導(dǎo)電；、溶解性：遵守“相似相溶原理：即非極性物質(zhì)一般易溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。構(gòu)成微粒：原子微粒之間的互相作用：共價(jià)鍵舉例：SiC、Si、SiO2、C金剛石等、金剛石：最小的環(huán)為非平面6元環(huán)構(gòu)造特點(diǎn) 每個(gè)C被相鄰4個(gè)碳包圍，處于4個(gè)C原子的中心微粒空間排列特點(diǎn)：原子晶體： 、SiO2相當(dāng)于金剛石晶體中C換成Si，Si與Si間間插O說(shuō)明：原子晶體中不存在單個(gè)分子，化學(xué)式表示原子個(gè)數(shù)比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點(diǎn)和沸點(diǎn)；性質(zhì)特點(diǎn) 、一般不導(dǎo)電；、溶解性：難溶于一般的溶劑。、構(gòu)成微粒：金屬陽(yáng)離子，自由電子；構(gòu)造特點(diǎn) 、微粒之間的互相作用：金屬鍵、空間排列：金屬晶體： 、舉例