化學(xué)選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識總結(jié)(精華背誦版)

化學(xué)選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識總結(jié)(精華背誦版)選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識總結(jié)一、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1、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。電子云是用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會大小所得的圖形。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會小，電子云密度越小。電子層（能層）是根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層。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）是處于同一電子層的原子核外電子，也可以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軌道呈啞鈴型形，d軌道和f軌道較復(fù)雜。同一能級上的電子，能量相同，所以原子核外有多少個能級，就有多少種能量不同的電子。2、構(gòu)造原理：(1)原子核外電子的運(yùn)動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進(jìn)行描述。在含有多個核外電子的原子中，不存在運(yùn)動狀態(tài)完全相同的兩個電子，原子有多少個核外電子，就有多少種運(yùn)動狀態(tài)。(2)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：1s2s2p3s3p4s3d4p5s??一般說來：ns<(n-2)f<(n-1)d<np②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(p、d、f)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。如Cr[Ar]3d54s1、Cu[Ar]3d104s1。(3)熟練書寫1-36號元素的核外電子排布式3、元素電離能和元素電負(fù)性第一電離能是氣態(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。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。(1)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ns1到ns2np6的周期性變化。1.熟練掌握元素價層電子排布式掌握元素的價層電子排布式是化學(xué)學(xué)習(xí)的基礎(chǔ)，可以幫助我們理解元素的性質(zhì)和化學(xué)反應(yīng)。其中包括特征電子和外圍電子的排布方式。特征電子是指最外層電子殼層中的電子，用來確定元素的化學(xué)性質(zhì)。外圍電子是指最外層電子殼層中的所有電子，包括特征電子和內(nèi)部電子。2.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，同周期稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最??；氦的第一電離能最大。同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。這種周期性變化可以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。3.元素電負(fù)性的周期性變化元素的電負(fù)性是指元素的原子在分子中吸引電子對的能力。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，主族元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢。氟的電負(fù)性最大。電負(fù)性的運(yùn)用可以用來確定元素類型、確定化學(xué)鍵類型和判斷元素價態(tài)正負(fù)。4.共價鍵的主要類型共價鍵是指原子間通過共用電子對而形成的化學(xué)鍵。共價鍵的主要類型包括σ鍵和π鍵。單鍵全是σ鍵；雙鍵一個σ鍵，一個π鍵；三鍵一個σ鍵，兩個π鍵。共價鍵具有方向性和飽和性，強(qiáng)弱影響所形成分子的穩(wěn)定性。共價鍵的三個參數(shù)包括鍵能、鍵長和鍵角，這些參數(shù)決定了分子的化學(xué)性質(zhì)和空間構(gòu)型。共價鍵的反應(yīng)熱與鍵能有關(guān)，可以用反應(yīng)熱等于所有反應(yīng)物鍵能總和減去所有生成物鍵能總和的公式來計算。價層電子對互斥理論中，價層電子對數(shù)等于形成σ鍵的電子對數(shù)加上中心原子的孤電子對數(shù)。形成σ鍵的電子對數(shù)是中心原子上的孤電子對數(shù)的函數(shù)，可以用公式x中心原子上的孤電子對數(shù)＝(a－xb)來計算。其中，a為中心原子的價電子數(shù)，x為與中心原子結(jié)合的原子數(shù)，b為與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)。價層電子對互斥理論和分子立體構(gòu)型有關(guān)系，前者描述了價層電子對的立體構(gòu)型，而后者指的是成鍵電子對的立體構(gòu)型，不包括孤電子對。當(dāng)中心原子沒有孤電子對時，兩者的構(gòu)型相同，有孤電子對時則不同。雜化軌道是指在外界條件的影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合的過程，形成的一組新的原子軌道稱為雜化軌道。雜化軌道數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)之和。根據(jù)雜化軌道數(shù)即可確定中心原子的雜化類型，從而推斷分子的立體構(gòu)型。有機(jī)物分子中，碳原子形成不同數(shù)量和類型的化學(xué)鍵，這些鍵的形成與碳原子的雜化狀態(tài)有關(guān)。例如，四個單鍵的碳原子是sp3雜化的，一個雙鍵的碳原子是sp2雜化的，一個三鍵的碳原子是sp雜化的，而苯環(huán)中的碳原子則是sp2雜化的。配位化合物是指中心原子具有空軌道的化合物，如Fe、Cu、Zn、Ag等。配位鍵的形成需要成鍵原子提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。常用“→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子。理解內(nèi)界、外界、中心體、配體、配位數(shù)的結(jié)構(gòu)。含有配位鍵的不一定是配位化合物，例如CO，NH4Cl，H3O+等。向硫酸銅溶液中逐滴加入氨水可產(chǎn)生藍(lán)色沉淀，繼續(xù)加氨水可使藍(lán)色沉淀溶解，得到深藍(lán)色的透明溶液。若加入極性較小的溶劑（如乙醇）將析出深藍(lán)色的晶體，該晶體是硫酸銅的乙醇溶液。反應(yīng)的離子方程式是Cu2++4NH3→[Cu(NH3)4]2+。分子的極性與非極性取決于分子的形狀和化學(xué)鍵的極性。對稱的分子通常是非極性的，而不對稱的分子通常是極性的。經(jīng)驗(yàn)規(guī)律是，ABn型分子中，A元素化合價的絕對值等于A原子的最外層電子數(shù)為極性分子，反之為非極性分子。分子間作用力包括范德華力和氫鍵，其中氫鍵比范德華力強(qiáng)，但比化學(xué)鍵弱。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)，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大，分子的極性越大，范德華力也越大。氫鍵是一種分子間作用力，它發(fā)生在已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的氫原子與另一個分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間。氫鍵的表示方法為A—H?B，其中A、B為電負(fù)性很強(qiáng)的原子，一般為N、O、F三種元素的原子。氫鍵具有一定的方向性和飽和性。氫鍵對物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)有影響，分子間氫鍵使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)降低，同時也影響物質(zhì)的密度和溶解度等。分子的溶解性受到相似相溶原理的影響，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。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。另外，溶質(zhì)和溶劑發(fā)生反應(yīng)也會增強(qiáng)溶質(zhì)在溶劑中的溶解性。手性分子含有手性原子，即一個原子（一般是C）和四個不同的原子或原子團(tuán)相連。手性分子存在手性異構(gòu)，又叫對映異構(gòu)。無機(jī)含氧酸分子的酸性與非羥基氧原子的數(shù)目有關(guān)。無機(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，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H，酸性越強(qiáng)。晶體的本質(zhì)特征是原子在三維空間里周期性有序排列，具有自范性、各項異性和固定的熔點(diǎn)。得到晶體的途徑有三種。區(qū)分晶體和非晶體最可靠的科學(xué)方法是X-射線衍射實(shí)驗(yàn)儀器，即X-射線衍射儀。晶胞是無隙并置的，晶胞中粒子數(shù)的計算方法為均攤法。四種晶體類型的比較如下：分子晶體由分子構(gòu)成，相互作用力為范德華力，硬度較小，熔、沸點(diǎn)較低，一般不導(dǎo)電，溶于水后有的導(dǎo)電；原子晶體由原子構(gòu)成，相互作用力為共價鍵，硬度很大，熔、沸點(diǎn)很高，難溶于任何溶劑，一般不具有導(dǎo)電性，個別為半導(dǎo)體；金屬晶體由金屬陽離子和自由電子構(gòu)成，相互作用力為金屬鍵，有的很大，有的很小，硬度有的很高，有的很低，常見溶劑難溶；離子晶體由陰、陽離子構(gòu)成，相互作用力為離子鍵，硬度較大，熔、沸點(diǎn)較高，大多易溶于水等極性溶劑。晶體不具有導(dǎo)電性，但在水溶液或熔融態(tài)下可以導(dǎo)電。同時，晶體也是電和熱的良導(dǎo)體。大多數(shù)非金屬單質(zhì)、氣態(tài)氫化物、酸、金屬氧化物（除SiO2外）、絕大多數(shù)有機(jī)物（除有機(jī)鹽外）都屬于非導(dǎo)電材料的類別。晶體結(jié)構(gòu)是非常重要的，其中金剛石是最典型的晶體模型之一。金剛石由每個碳原子與相鄰的四個碳原子以共價鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)。最小碳環(huán)由6個C組成，只有4個原子在同一平面內(nèi)，每個碳原子參與形成12個環(huán)。每個碳原子參與4條C-C鍵的形成，C原子數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為1:2。晶體硅、碳化硅、BN和ZnS等的晶體結(jié)構(gòu)可以通過金剛石晶胞進(jìn)行分析。金屬單質(zhì)和合金（如Na、Al、Fe、青銅）、金屬氧化物（如K2O、Na2O）、強(qiáng)堿（如KOH、NaOH）以及絕大部分鹽（如NaCl）都屬于導(dǎo)電材料的類別。干冰由8個CO2分子構(gòu)成立方體，在6個面心各占據(jù)1個CO2分子。每個CO2分子周圍等距緊鄰的CO2分子有12個。NaCl型離子晶體中，每個Na(Cl)周圍等距且緊鄰的Cl(Na)有6個。每個Na周圍等距且緊鄰的Na有12個。每個晶胞中含有4個Na和4個Cl。CsCl型簡單立方堆積中，每個Cs周圍等距且緊鄰的Cl有8個，每個Cs(Cl)周圍等距且緊鄰的Cs(Cl)有6個。每個晶胞中含有1個Cs和1個Cl。金屬晶體可以采用體心立方堆積、面心立方堆積或六方最密堆積。其中，鉀型和銅型是最典型的。鉀型代表Na、K、Fe，配位數(shù)為8，空間利用率68%；銅型代表Cu、Ag、Au，配位數(shù)為12。本文主要介紹了晶體結(jié)構(gòu)和熔沸點(diǎn)的比較。晶體結(jié)構(gòu)有不同類型，其中鎂型晶體代表了Mg、Zn、Ti等元素，其配位數(shù)為12，空間利用率為74%。影響離子晶體結(jié)構(gòu)的三個因素是幾何因素、電