化學(xué)選修三知識(shí)總結(jié)歸納-專題總結(jié)

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)一、原子結(jié)構(gòu)1.能層、能級(jí)和最多容納電子數(shù)之間的關(guān)系 2.原子軌道的形狀及能量關(guān)系 3基態(tài)原子的核外電子排布(1)能量最低原理：即電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進(jìn)入能量高的軌道，使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖：(2)泡利原理 每個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋狀態(tài)相反。如2s軌道上的電子排布為，不能表示為。(3)洪特規(guī)則 當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，且自旋狀態(tài)相同。如2p3的電子排布為，不能表示為或。洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子

2、軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量最低，結(jié)構(gòu)穩(wěn)定，如：24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。4基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖核外電子排布的表示方法二、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1.原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系每族元素的電子排布特點(diǎn)主族0族：He：1s2；其他ns2np6。過(guò)渡元素(副族和第族)：(n1)d110ns12。元素周期表的分區(qū) 根據(jù)核外電子排布分區(qū)2元素周期律(1)原子半徑影響因素變化規(guī)律元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。(2)電離能含義電離能：氣態(tài)電

3、中性基態(tài)原子失去電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號(hào)I，單位kJ·mol1。第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去第一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。I1第二電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去第二個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。I2規(guī)律a同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時(shí)，第一電離能就會(huì)反常的大。一般排布順序：IA<IIIA<IIA<IVA<VIA<VA<VIIA<0族。b同族元素：從

4、上至下第一電離能逐漸減小。c同種原子：逐級(jí)電離能越來(lái)越大(即I1<I2<I3)。應(yīng)用a判斷元素金屬性的強(qiáng)弱：電離能越小，金屬原子越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)；反之越弱。b判斷元素的化合價(jià)(I1、I2表示各級(jí)電離能)；如果某元素的In1In（In1/In5），則該元素的常見化合價(jià)為n。如鈉元素I2I1，所以鈉原子的最外層電子數(shù)為1，其化合價(jià)為1。(3)電負(fù)性含義：不同元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強(qiáng)。標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體元素未計(jì)

5、)。變化規(guī)律a金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8，而位于金屬與非金屬交界處的元素的電負(fù)性則在1.8左右。b在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小。c共價(jià)化合物中，兩種元素電負(fù)性差值越大，它們形成共價(jià)鍵的極性就越強(qiáng)。相差大于1.7形成離子鍵，相差小于1.7形成共價(jià)鍵。氫與金屬元素都形成離子鍵。常見元素的電負(fù)性氫-2.0 碳-2.5 氧-3.5 氯-3.0 氟-4.0 (4)對(duì)角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與的主右下方族元素的有些化學(xué)性質(zhì)是相似的。例如第二周期和第三周期的非金屬元素，電負(fù)性第二周期大于第三周期，

6、例如C>P。正確表述元素周期律項(xiàng)目同周期(從左右)同主族(從上下)原子核外電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)逐漸增多，17(第一周期12)最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)遞增原子半徑逐漸減小(0族除外)逐漸增大元素主要化合價(jià)最高正價(jià)由17最低負(fù)價(jià)由41最高正價(jià)主族序數(shù)(O、F除外)，非金屬最低負(fù)價(jià)主族序數(shù)8原子得、失電子能力 得電子能力逐漸增強(qiáng)，失電子能力逐漸減弱得電子能力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強(qiáng)元素的第一電離能第一電離能呈增大的趨勢(shì)第一電離能逐漸減小元素的電負(fù)性電負(fù)性逐漸增大電負(fù)性逐漸減小元素金屬性、非金屬性金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸減弱分子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)一、共

7、價(jià)鍵1.共價(jià)鍵的本質(zhì)與特征本質(zhì)：共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)(電子云的重疊)。特征：具有飽和性和方向性。2共價(jià)鍵的分類 (1)鍵與鍵的判斷由軌道重疊方式判斷“頭碰頭”重疊為鍵，鍵的特征：電子云為軸對(duì)稱，即是以形成化學(xué)鍵的兩個(gè)原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)操作， 鍵電子云的圖形不變。例如利用電子云描述鍵的形成過(guò)程“肩并肩”重疊為鍵。鍵的特征：a鍵電子云為鏡像對(duì)稱，即每個(gè)鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩個(gè)原子核構(gòu)成的平面的兩側(cè)。b鍵重疊程度較小，不穩(wěn)定,容易斷裂。若原子半徑大，原子間形成的鍵較長(zhǎng)，pp軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能重疊，難以形成鍵由物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式判斷通過(guò)物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式可以快速有效

8、地判斷共價(jià)鍵的種類及數(shù)目。共價(jià)單鍵全為鍵，雙鍵中有一個(gè)鍵和一個(gè)鍵，三鍵中有一個(gè)鍵和兩個(gè)鍵。由成鍵軌道類型判斷s軌道形成的共價(jià)鍵全部是鍵；雜化軌道形成的共價(jià)鍵全部為鍵。數(shù)目計(jì)算鍵數(shù)目=微粒（離子或分子）中原子數(shù)減去1鍵數(shù)目=共價(jià)鍵數(shù)目減去鍵數(shù)目(2)極性鍵與非極性鍵的判斷看形成共價(jià)鍵的兩原子，不同種元素的原子之間形成的是極性共價(jià)鍵，同種元素的原子之間形成的是非極性共價(jià)鍵。3.鍵參數(shù)(1)概念 (2)鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響鍵能越大，鍵長(zhǎng)越短，分子越穩(wěn)定。3.配位鍵和配合物(1)配位鍵 由一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共用電子對(duì)。屬于共價(jià)鍵，多數(shù)屬于鍵。(2)配位鍵的表示方法 用A

9、B表示，其中A表示提供孤對(duì)電子的原子，B表示接受共用電子對(duì)的原子。(3)配位化合物定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。形成條件：組成： Cu(OH)42的結(jié)構(gòu)可用示意圖表示為判斷存在 某個(gè)原子的價(jià)電子數(shù)小于共價(jià)鍵數(shù)目，該原子存在共價(jià)鍵二、分子的立體結(jié)構(gòu)1.價(jià)層電子對(duì)互斥理論（VSEPR）（1）理論要點(diǎn)價(jià)層電子對(duì)在空間上彼此相距最遠(yuǎn)時(shí)，排斥力最小，體系的能量最低。價(jià)層電子對(duì)排斥力度比較：孤電子對(duì)間>孤電子對(duì)與成鍵電子>成鍵電子間。孤電子對(duì)越多，對(duì)成鍵電子對(duì)排斥力越強(qiáng)，鍵角越小。（2）判斷分子或離子立體構(gòu)型“三步曲”-針對(duì)ABn型分子或離子第一

10、步：確定中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù) 價(jià)層電子對(duì)數(shù)=孤電子對(duì)數(shù)+鍵a為中心原子的價(jià)電子數(shù)減去離子所帶正電荷數(shù)或加上所帶負(fù)電荷，b為周圍原子達(dá)到8電子或2電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時(shí)需要的電子數(shù)，x為周圍原子個(gè)數(shù)。如NH的中心原子為N，a51，b1，x4，所以中心原子孤電子對(duì)數(shù)(axb)×(44×1)0。第二步：確定價(jià)層電子對(duì)的立體構(gòu)型由于價(jià)層電子對(duì)之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能的相互遠(yuǎn)離，這樣已知價(jià)層電子對(duì)的數(shù)目，就可以確定VSEPR構(gòu)型的立體構(gòu)型。再根據(jù)成鍵電子對(duì)數(shù)和孤電子對(duì)數(shù)，可以確定相應(yīng)的較穩(wěn)定的分子立體構(gòu)型。2.雜化軌道理論(1)雜化軌道概念：在外界條件的影響下，原子內(nèi)部能量相

11、近的原子軌道重新組合的過(guò)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(jiǎn)稱雜化軌道。每個(gè)軌道都是有1/2s軌道和1/2p軌道構(gòu)成每個(gè)軌道都是有1/3s軌道和2/3p軌道構(gòu)成每個(gè)軌道都是有1/4s軌道和3/4p軌道構(gòu)成（2）雜化軌道判斷方法無(wú)機(jī)物：中心原子的價(jià)成電子對(duì)數(shù)為2就是sp，為3就是sp2，為4就是sp3；有機(jī)物：碳元素：鍵數(shù)目為2就是sp，為3就是sp2，為4就是sp3； 氧元素：形成2個(gè)單鍵就是sp3，形成1個(gè)雙鍵就是sp2； 氮元素：鍵數(shù)目為1就是sp，為2就是sp2，為3就是sp3；三、分子性質(zhì)1、等電子體等電子體：原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的粒子互稱為等電

12、子體。如N2和CO、O3與SO2是等電子體，但N2與C2H2不是等電子體。等電子原理：等電子體具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近，此原理稱為等電子原理，例如CO和N2的熔沸點(diǎn)、溶解性等都非常相近。根據(jù)已知的一些分子的結(jié)構(gòu)推測(cè)另一些與它等電子的微粒的立體結(jié)構(gòu)，并推測(cè)其物理性質(zhì)。常見的等電子體：微粒通式價(jià)電子總數(shù)立體構(gòu)型CO2、CNS、NO、NAX216e直線形CO、NO、SO3AX324e平面三角形SO2、O3、NOAX218eV形SO、POAX432e正四面體形PO、SO、ClOAX326e三角錐形CO、N2AX10e直線形CH4、NHAX48e正四面體形書寫方法選擇其中一個(gè)或多個(gè)原子進(jìn)

13、行在元素周期表上的位置移動(dòng)左移轉(zhuǎn)換元素符號(hào)，并在加上移動(dòng)格數(shù)的負(fù)電荷，右移轉(zhuǎn)換元素符號(hào)，并在加上移動(dòng)格數(shù)的正電荷；上下移動(dòng)只是轉(zhuǎn)換元素符號(hào)，沒有電荷的加減。2、分子間作用力(1)概念物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。(2)分類分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。(3)強(qiáng)弱范德華力<氫鍵<化學(xué)鍵。(4)范德華力范德華力主要影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)越高，硬度越大。一般來(lái)說(shuō)，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對(duì)分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大。(5)氫鍵形成已經(jīng)與N或O或F原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中的N或O或F原子之間的

14、作用力，稱為氫鍵。即含有-NH-、-NH2、-OH結(jié)構(gòu)的分子和HF分子，這些分子可以形成氫鍵表示方法 AHB特征 具有一定的方向性和飽和性。分類 氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。分子間氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，對(duì)電離和溶解度等產(chǎn)生影響。3分子的極性類型非極性分子極性分子形成原因正電幾何中心和負(fù)電幾何中心重合的分子正電幾何中心和負(fù)電幾何中心不重合的分子存在的共價(jià)鍵非極性鍵或極性鍵非極性鍵或極性鍵分子內(nèi)原子排列對(duì)稱不對(duì)稱分子的共價(jià)鍵的極性與分子極性的關(guān)系可總結(jié)如下：4、分子的溶解性“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若溶劑和

15、溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。隨著溶質(zhì)分子中憎水基個(gè)數(shù)的增大，溶質(zhì)在水中的溶解度減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。5、分子的手性手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。手性碳原子：在有機(jī)物分子中，連有四個(gè)不同基團(tuán)或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如 6、無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性：比較：無(wú)機(jī)含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，酸性越強(qiáng)，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。解釋

16、原因：無(wú)機(jī)含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，R的正電性（化合價(jià)）越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下-OH越易電離出H，酸性越強(qiáng)。晶體一、晶體的基本知識(shí)及常見四種晶體1.晶體(1)晶體與非晶體的比較(2)得到晶體的三條途徑熔融態(tài)物質(zhì)凝固。氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。溶質(zhì)從溶液中析出。(3)晶體的基本常識(shí)概念：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶體中晶胞的排列無(wú)隙并置a無(wú)隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。b并置：所有晶胞平行排列、取向相同。2四種晶體類型的比較表3.晶體熔沸點(diǎn)的比較方法(1)不同類型晶體熔、沸點(diǎn)的比較不同類型晶體的熔、沸點(diǎn)高低的一般規(guī)律：原子晶體&

17、gt;離子晶體>分子晶體。金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點(diǎn)很高，汞、銫等熔、沸點(diǎn)很低。(2)離子晶體：一般熔沸點(diǎn)在7001200一般地說(shuō)，陰、陽(yáng)離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強(qiáng)，其離子晶體的熔、沸點(diǎn)就越高，如熔點(diǎn)：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。衡量離子晶體穩(wěn)定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，熔點(diǎn)越高，硬度越大。(3)分子晶體：一般熔沸點(diǎn)在500以下分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點(diǎn)反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相

18、對(duì)分子質(zhì)量越大，熔、沸點(diǎn)越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)(相對(duì)分子質(zhì)量接近)，分子的極性越大，其熔、沸點(diǎn)越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點(diǎn)越低。如CH3CH2CH2CH2CH3>。一般情況，相對(duì)分子質(zhì)量大的分子，范德華力大，熔沸點(diǎn)高。如果存在分子間氫鍵，熔沸點(diǎn)高，氫鍵越多，熔沸點(diǎn)越高。(4)金屬晶體：金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，金屬陽(yáng)離子與自由電子靜電作用越強(qiáng)，其金屬鍵越強(qiáng)，金屬熔、沸點(diǎn)就越高，如熔、沸點(diǎn)：Na<Mg<Al。(5)原子晶體 一般熔沸點(diǎn)在1200以上

19、原子半徑越小，鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，熔沸點(diǎn)越高。二常見晶體結(jié)構(gòu)和晶胞計(jì)算1.典型晶體結(jié)構(gòu)模型晶體晶體結(jié)構(gòu)晶體詳解原子晶體金剛石(1)每個(gè)碳與相鄰4個(gè)碳以共價(jià)鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)(2)鍵角均為109°28(3)最小碳環(huán)由6個(gè)C組成且六原子不在同一平面內(nèi)(4)每個(gè)C參與4條CC鍵的形成，C原子數(shù)與CC鍵數(shù)之比為1:2原子晶體SiO2(1)每個(gè)Si與4個(gè)O以共價(jià)鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)(2)每個(gè)正四面體占有1個(gè)Si,4個(gè)“O”，n(Si):n(O)1:2(3)最小環(huán)上有12個(gè)原子，即6個(gè)O,6個(gè)Si分子晶體干冰(1)8個(gè)CO2分子構(gòu)成立方體且在6個(gè)面心又各占據(jù)1個(gè)CO2分子(2)每個(gè)CO2分子周圍等距緊鄰的CO2分子有12個(gè)離子晶體NaCl (型)(1)每個(gè)Na(Cl)周圍等距且緊鄰的Cl(Na)有6個(gè)。每個(gè)Na(Cl)周圍等距且緊鄰的Na(Cl)有12個(gè)(2)每個(gè)晶胞中含4個(gè)Na和4個(gè)ClCsCl (型)(1)每個(gè)Cs周圍等距且緊鄰的Cl有8個(gè)，每個(gè)Cs(Cl)周圍等距且緊鄰的C(Cl)有6個(gè)(2)如圖為8個(gè)晶胞，每個(gè)晶胞中含1個(gè)C