(完整版)高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结,推荐文档
高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修3知识点全部归纳高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质第一章原子结构与性质.一、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.1.电子云: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叫电子云图.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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.(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.(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.②.泡利不相容原理:每个轨道最多包容两个自旋状况分歧的电子.③.XXX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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵守图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理,能够将各能级按能量的差别分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高;在统一能级组内,从左到右能量依次升高。
化学选修三物质结构与性质知识重点总结(精华版)
选修三物质结构与性质总结一.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: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叫电子云图.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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.(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.(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.②.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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式.ns<(n-2)f<(n-1)d<np3.元素电离能和元素电负性第一电离能: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叫做第一电离能。
常用符号I1表示,单位为kJ/mol。
高中化学知识点全部归纳(物质的结构与性质)
高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)第一章原子结构与性质.一、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.1.电子云: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叫电子云图.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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。
2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道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.(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.②.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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和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: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叫做第一电离能。
常用符号I1表示,单位为kJ/mol。
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。
2.相变的概念及其条件。
3.气体的压力、体积和温度的关系(气体状态方程)。
4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。
二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。
2.分子的极性与非极性。
3.分子的键型及其特点。
4.共价键的键能和键长的关系。
三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。
2.键能的概念及其在化学反应中的表现。
3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。
4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。
四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。
2.物质的热分解与热合成的条件和特点。
3.确定物质的热分解和热合成的方法。
五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。
2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。
3.强电解质和弱电解质的区别和举例。
六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。
2.确定分子和离子的产生与存在的条件。
七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。
2.氢键的性质和应用。
3.离子键的特点和举例。
4.离子键的性质和应用。
八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。
2.确定离子晶体的特性和存在的条件。
3.共价晶体的特点和举例。
4.确定共价晶体的特性和存在的条件。
九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。
2.方向性杂化的概念和应用。
3.确定方向性杂化的条件和特点。
十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。
2.确定分子结构的仪器。
3.确定分子结构的实验步骤和原理。
综上所述,以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。
通过对这些知识点的学习,我们可以了解物质的分子结构和性质的关系,从而深入理解化学反应的本质和原理。
希望对你的学习有所帮助!。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点:1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质(一)原子结构1、能层和能级(1)能层和能级的划分①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层,能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。
(2)能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是:2n2(n:能层的序数)。
2、构造原理(1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
(3)不同能层的能级有交错现象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E (5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。
原子轨道的能量关系是:ns<(n-2)f <(n-1)d <np(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。
(5)基态和激发态①基态:最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。
基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能),产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
化学选修三知识点总结
高中化学选修3知识点全部归纳物质的结构与性质第一章与性质.一、认识外电子运动状态,了解电子云、电子层能层、原子轨道能级的含义.1.电子云: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叫电子云图.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: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: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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.构造原理了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.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.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.②.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p0、d0、f0的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1.3.掌握能级交错图和1-36号元素的式.①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序;②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高;在同一能级组内,从左到右能量依次升高;基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布;3.元素电离能和元素电负性第一电离能: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叫做第一电离能;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.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,的第一电离能最大,的第一电离能最小;★同主族从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势.说明:①同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势;电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素;Be、N、Mg、P②.元素第一电离能的运用:a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.b.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:元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性;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.电负性的运用:a.确定元素类型一般>,非;<,金属元素.b.确定类型两元素电负性差值>,;<,.c.判断元素价态正负电负性大的为负价,小的为正价.d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数表征原子得电子能力强弱.例8.下列各组元素,按依次减小,元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是A.K、Na、Li B.N、O、C C.Cl、S、P D.Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误的是A.X与Y形成化合物时,X显负价,Y显正价B.第一电离能可能Y小于XC.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性弱于Y对应的酸性D.气态氢化物的稳定性:HmY小于HmX二.化学键与物质的性质.内容:离子键――离子晶体1.理解离子键的含义,能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征,能用晶格能解释离子化合物的.1.化学键:相邻原子之间强烈的.化学键包括离子键、共价键和金属键.2.离子键:阴、通过静电作用形成的化学键.离子键强弱的判断:离子半径越小,离子所带电荷越多,离子键越强,离子晶体的熔沸点越高. 离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量,晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态和阳离子所吸收的能量.晶格能越大,离子晶体的熔点越高、硬度越大.离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.典型的离子:NaCl型和CsCl型.晶体中,每个钠离子周围有6个氯离子,每个氯离子周围有6个钠离子,每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子;氯化铯晶体中,每个铯离子周围有8个氯离子,每个氯离子周围有8个铯离子,每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.3.晶胞中粒子数的--均摊法.2.了解共价键的主要类型σ键和π键,能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求.1.共价键的分类和判断:σ键“头碰头”重叠和π键“肩碰肩”重叠、和非极性键,还有一类特殊的共价键-配位键.2.共价键三参数.共价键的键能与热的关系:= 所有反应物键能总和-所有生成物键能总和.3.了解极性键和非极性键,了解和及其性质的差异.1共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.2键的极性:极性键:不同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的能力不同,共用电子对发生偏移. 非极性键:同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的能力相同,共用电子对不发生偏移.3分子的极性:①极性分子:正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子:正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.②分子极性的判断:分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.非极性分子和极性分子的比较4.分子的空间立体结构记住常见分子的类型与形状比较5.了解的特征,能描述金刚石、等原子晶体的结构与性质的关系.1.原子晶体:所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.2.典型的原子晶体有金刚石C、晶体硅Si、二氧化硅SiO2.金刚石是正四面体的空间网状结构,最小的碳环中有6个碳原子,每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键;晶体硅的结构与金刚石相似;二氧化硅晶体是空间网状结构,最小的环中有6个硅原子和6个氧原子,每个硅原子与4个氧原子成键,每个氧原子与2个硅原子成键.3.共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断:原子半径越小,形成共价键的键长越短,共价键的键能越大,其晶体熔沸点越高.如熔点:金刚石>>晶体硅.6.理解金属键的含义,能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式,了解常见金属晶体的晶胞结构晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求.1.金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.2①金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小,金属键越强,熔沸点越高.如熔点:Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs.金属键的强弱可以用金属的原子7.了解简单配合物的成键情况配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求.1配位键:一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子,一方提供空轨道而形成的共价键.2①.配合物:由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子或离子以配位键形成的化合物称配合物,又称.②形成条件:a.中心原子或离子必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子.③配合物的组成.④配合物的性质:配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强,配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时,配合物的稳定性与配体的性质有关.三.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义,了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力:把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用,比化学键弱得多,包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性,而氢键则有饱和性和方向性.2.知道的含义,了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.1.分子晶体:分子间以分子间作用力范德华力、氢键相结合的晶体.典型的有冰、干冰.2.分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断:组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量,熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.3.了解氢键的存在对物质性质的影响对氢键相对强弱的比较不作要求.NH3、H2O、HF中由于存在氢键,使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高. 影响物质的性质方面:增大溶沸点,增大溶解性表示方法:X—H……YN O F 一般都是氢化物中存在.4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.四、几种比较1、离子键、共价键和金属键的比较2、非极性键和极性键的比较3.物质溶沸点的比较重点1不同类晶体:一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体2同种类型晶体:构成晶体质点间的作用大,则熔沸点高,反之则小;①离子晶体:离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高;②分子晶体:对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高;③原子晶体:键长越小、键能越大,则熔沸点越高;3常温常压下状态①熔点:固态物质>液态物质②沸点:液态物质>气态物质。
化学选修三知识点总结
高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)▼第一章原子结构与性质.一、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.1.电子云: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叫电子云图.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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.(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.(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.②.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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高;在同一能级组内,从左到右能量依次升高。
高考化学选修三知识点总结
高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)▼第一章原子结构与性质.一、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.1.电子云: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叫电子云图.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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.(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.(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.②.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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高;在同一能级组内,从左到右能量依次升高。
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选修三物质结构与性质总结一.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: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叫电子云图.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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.(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.(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.②.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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式.ns<(n-2)f<(n-1)d<np3.元素电离能和元素电负性第一电离能: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叫做第一电离能。
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高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结[3]
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高中化学选修3知识点总结主要知识要点:1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质(一)原子结构1、能层和能级(1)能层和能级的划分①在同一个原子中,离核越近能层能量越低.②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层,能级数等于能层序数。
④s、p、d、f,,可容纳的电子数依次是1、3、5、7,,的两倍.⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。
(2)能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是: 2n2(n:能层的序数)。
2、构造原理(1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
(3)不同能层的能级有交错现象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等.原子轨道的能量关系是:ns<(n-2)f < (n-1)d <np (4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目.根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8 个电子;次外层不超过18 个电子;倒数第三层不超过32 个电子。
(完整版)高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
a hingsintheirbei 高中化学选修3知识点总结主要知识要点:1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质(一)原子结构1、能层和能级(1)能层和能级的划分①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层,能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。
(2)能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是:2n2(n:能层的序数)。
t h i ng si nt he i rb ei n ga re go od fo rs 2、构造原理(1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
(3)不同能层的能级有交错现象,如E (3d )>E (4s )、E (4d )>E (5s )、E (5d )>E (6s )、E (6d )>E (7s )、E (4f )>E (5p )、E (4f )>E (6s )等。
原子轨道的能量关系是:ns <(n-2)f < (n-1)d <np(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为2n 2;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。
(5)基态和激发态①基态:最低能量状态。
处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。
②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。
基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子 。
高中化学《选修三 物质结构与性质》知识归纳
《选修三物质结构与性质》知识归纳一、能层与能级1、能层(电子层:n):在多电子原子中,核外电子的能量是不同的,按照电子的能量差异将其分成不同能层。
由里向外,分别用字母:K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。
各能层最多容纳的电子数为2n2;在同一个原子中,离核越近,电子能量越低2、能级:同一能层里的电子的能量也可能不同,又将其分成不同的能级,通常用s、p、d、f等表示,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高,即:E(s)<E(p)<E(d)<E(f)①K层指包含一个能级,即s能级;L层包含两个能级,s和p能级;M层包含三个能级,s、p和d能级;N层包含四个能级,s、p、d、f能级②每个能层中,能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……③s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍④同一能级容纳的电子数相同3、电子云:原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的,就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围,这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。
电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方,电子出现的机会多;反之,电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方,电子出现的机会少。
即电子云表示电子在核外单位体积内出现几率的大小,而非表示核外电子多少4、原子轨道:不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云的空间轮廓图称为原子轨道(1)原子轨道的形状①s电子的原子轨道都是球形的,每个s能级各有1个原子轨道,能层序数越大,s原子轨道的半径越大;能量:E1s<E2s<E3s,随着能层序数的增大,电子在离核更远的区域出现的概率减小,电子云越来越向更大的空间扩展②p电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形),每个p能级有3个轨道,它们互相垂直,分别以p x、p y、p z为符号。
p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大③能级与原子轨道数和容纳的电子数的关系能级s(球形)p(纺锤形)d f原子轨道1357容纳的电子数261014二、基态原子的核外电子排布式1、构造原理:多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理,由低能级逐步填充到高能级。
高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修 3 知识点全部归纳(物质的结构与性质第一章原子结构与性质.一、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.1.电子云: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叫电子云图.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):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):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 轨道呈纺锤形, d 轨道和f 轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36 号元素原子核外电子的排布.(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.(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.②.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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1 、29Cu [Ar]3d104s1.(3). 掌握能级交错图和1-36 号元素的核外电子排布式.①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高;在同一能级组内,从左到右能量依次升高。
高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳
高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳第一章重点知识归纳一、原子结构1.能层、能级与原子轨道(1)能层(n):在多电子原子中,核外电子的能量是不同的,按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N……表示,能量依次升高。
(2)能级:同一能层里电子的能量也可能不同,又将其分成不同的能级,通常用s、p、d、f等表示,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高,即:E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。
(3)电子云:电子在核外空间做高速运动,没有确定的轨道。
因此,人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。
“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述。
(4)原子轨道:电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域,这种电子云轮廓图称为原子轨道。
同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等,如n p x、n p y、n p z轨道的能量相等。
2.原子核外电子的排布规律(1)能量最低原理:即电子尽可能地先占有能量低的轨道,然后进入能量高的轨道,使整个原子的能量处于最低状态,所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
下图为构造原理示意图,即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图,由构造原理可知,从第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序,产生了能级交错排列,即产生“能级交错”现象,能级交错指电子层数较大的某些能级的能量反而低于电子层数较小的某些能级的能量的现象,如:4s<3d、6s<4f <5d,一般规律为n s<(n-2)f<(n-1)d<n p。
注意排电子时先排4s轨道再排3d轨道,而失电子时,却先失4s轨道上的电子。
(2)泡利原理:每个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为,不能表示为。
因为每个原子轨道最多只能容纳2个电子且自旋方向相反,所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。
高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)
高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)第一章原子结构与性质。
一、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.1.电子云: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叫电子云图.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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂。
各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.(1)。
原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道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.(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。
②。
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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性。
如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3)。
掌握能级交错图和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: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叫做第一电离能。
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。
高中化学知识点全部归纳(物质的结构与性质)
高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)第一章原子结构与性质.一、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.1.电子云: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叫电子云图.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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1~36号元素原子核外电子的排布.(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.(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.②.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(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高;在同一能级组内,从左到右能量依次升高。
(完整版)物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结一.原子结构与性质.一.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.1.电子云: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叫电子云图.离核越近,电子出现的机会太,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):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):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轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理)了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1〜36号元素原子核外电子的排布.(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.(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.②.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,电子尽可能分占丕同的轨道,且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d i0、f i4)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s i、29Cu [Ar]3d io4s i.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.ns (n-2)f (n-l)d. up①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高;在同一能级组内,从左到右能量依次升高。
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高中化学选修3知识点总结主要知识要点:1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质(一)原子结构1、能层和能级(1)能层和能级的划分①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层,能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。
(2)能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是:2n2(n:能层的序数)。
2、构造原理(1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
(3)不同能层的能级有交错现象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。
原子轨道的能量关系是:ns<(n-2)f <(n-1)d <np(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。
(5)基态和激发态①基态:最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。
基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能),产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
3、电子云与原子轨道(1)电子云:电子在核外空间做高速运动,没有确定的轨道。
因此,人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。
“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述。
(2)原子轨道:不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。
s电子的原子轨道呈球形对称,ns能级各有1个原子轨道;p电子的原子轨道呈纺锤形,n p能级各有3个原子轨道,相互垂直(用p x、p y、p z表示);n d能级各有5个原子轨道;n f能级各有7个原子轨道。
4、核外电子排布规律(1)能量最低原理:在基态原子里,电子优先排布在能量最低的能级里,然后排布在能量逐渐升高的能级里。
(2)泡利原理:1个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋方向相反。
(3)洪特规则:电子排布在同一能级的各个轨道时,优先占据不同的轨道,且自旋方向相同。
(4)洪特规则的特例:电子排布在p、d、f等能级时,当其处于全空、半充满或全充满时,即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14,整个原子的能量最低,最稳定。
能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”,而不是说电子填充到能量最低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。
(5)(n-1)d能级上电子数等于10时,副族元素的族序数=n s能级电子数(二)元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构决定:原子核外的能层数决定元素所在的周期,原子的价电子总数决定元素所在的族。
(1)原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层(电子层)相同,按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。
即元素周期表中的一个横行为一个周期,周期表共有七个周期。
同周期元素从左到右(除稀有气体外),元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
(2)原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同(外围电子排布相同),按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。
即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。
共有十八个列,十六个族。
同主族周期元素从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
同周期(左右)同主族(上下)+1+7+y x+y +B B(1)等电子体的判断方法:在微粒的组成上,微粒所含原子数目相同;在微粒的构成上,微粒所含价电子数目相同;在微粒的结构上,微粒中原子的空间排列方式相同。
(等电子的推断常用转换法,如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—)(2)等电子原理的应用:利用等电子体的性质相似,空间构型相同,可运用来预测分子空间的构型和性质。
2、价电子互斥理论(1)价电子互斥理论的基本要点:A B n型分子(离子)中中心原子A周围的价电子对的几何构型,主要取决于价电子对数(n),价电子对尽量远离,使它们之间斥力最小。
(2)AB n型分子价层电子对的计算方法:①对于主族元素,中心原子价电子数=最外层电子数,配位原子按提供的价电子数计算,如:PCl5中②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算,作中心原子时价电子数为6;③离子的价电子对数计算如:NH4+:;SO42-:3、杂化轨道理论(1)杂化轨道理论的基本要点:①能量相近的原子轨道才能参与杂化。
②杂化后的轨道一头大,一头小,电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠,形成σ键;由于杂化后原子轨道重叠更大,形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。
、。
(3)分子极性的判断方法①单原子分子:分子中不存在化学键,故没有极性分子或非极性分子之说,如He、Ne等。
②双原子分子:若含极性键,就是极性分子,如HCl、HBr等;若含非极性键,就是非极性分子,如O2、I2等。
③以极性键结合的多原子分子,主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀,即排列位置对称,则为非极性分子,如BF3、CH4等。
若分子中的电荷分布不均匀,即排列位置不对称,则为极性分子,如NH3、SO2等。
④根据AB n的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。
(或A是否达最高价)(4)相似相溶原理①相似相溶原理:极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂。
②相似相溶原理的适用范围:“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
③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。
相反,无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。
3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性(1)手性分子①手性分子:具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手与右手一样互为镜像,却在三维空间里不能重叠,互称手性异构体(又称对映异构体、光学异构体)。
含有手性异构体的分子叫做手性分子。
②手性分子的判断方法:判断一种有机物是否具有手性异构体,可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团,符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。
手性碳原子必须是饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。
(2)无机含氧酸分子的酸性①酸的元数=酸中羟基上的氢原子数,不一定等于酸中的氢原子数(有的酸中有些氢原子不是连在氧原子上)②含氧酸可表示为:(HO)m RO n,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关,n越大,酸性越强。
n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2强酸 n=3 超强酸(六)晶体的结构和性质属于原子晶体。
晶体中每个Si原子周围吸引着4个O原子,每个O原子周围吸引着2个Si原子,Si、O原子个数比为1:2,Si原子与Si—O键个数比为1:4,O原子与Si—O键个数比为1:2,最小环由12个原子组成。
(5)干冰属于分子晶体。
晶胞中每个CO2分子周围最近且等距离的CO2有12个。
1个晶胞中含有4个CO2。
(6)石墨属于过渡性晶体。
是分层的平面网状结构,层内C原子以共价键与周围的3个C 原子结合,层间为范德华力。
晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子。
晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2:3。
(7)金属晶体金属Po(钋)中金属原子堆积方式是简单立方堆积,原子的配位数为6,一个晶胞中含有1个原子。
金属Na、K、Cr、Mo(钼)、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积,原子的配位数为8,一个晶胞中含有2个原子。
金属Mg、Zn、Ti等中金属原子堆积方式是六方堆积,原子的配位数为12,一个晶胞中含有2个原子。
金属Au、Ag、Cu、Al等中金属原子堆积方式是面心立方堆积,原子的配位数为12,一个晶胞中含有4个原子。
3、物质熔沸点高低的判断(1)不同类晶体:一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体(2)同种类型晶体:构成晶体质点间的作用力大,则熔沸点高,反之则小。
①离子晶体:结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小(或阴、阳离子半径之和越小的),键能越强的,熔、沸点就越高。
如NaCl、NaBr、Nal;NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。
离子所带电荷大的熔点较高。
如:MgO熔点高于NaCl。
②分子晶体:在组成结构均相似的分子晶体中,式量大的,分子间作用力就大,熔点也高。
如:F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量增大。
熔、沸点升高。
但结构相似的分子晶体,有氢键存在熔、沸点较高。
③原子晶体:在原子晶体中,只要成键原子半径小,键能大的,熔点就高。
如金刚石、金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。
④金属晶体:在元素周期表中,主族数越大,金属原子半径越小,其熔、沸点也就越高。
如ⅢA的Al,ⅡA的Mg,IA的Na,熔、沸点就依次降低。
而在同一主族中,金属原子半径越小的,其熔沸点越高。