2013高考化學(xué) 考前回歸 知識點整理 第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點歸納 新人教版選修3

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1、第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點歸納 決定整個原子不顯電性 各層電子數(shù) 最外層電子數(shù) 決定主族元素的化學(xué)性質(zhì) 原子的電子式 原 子 ZAX 原 子 核 質(zhì)子 中子 核電荷數(shù) 決定元素種類 決定原子種類 質(zhì)量數(shù) 近似相對原子質(zhì)量 同位素（兩個特性） 核 外 電 子 電子數(shù) 電子排布 電子層 原子結(jié)構(gòu)示意圖 1．原子結(jié)構(gòu) 2．位、構(gòu)、性關(guān)系的圖解、表解與例析 (1)元素在周期表中的位置、元素的性質(zhì)、元素原子結(jié)構(gòu)之間存在如下關(guān)系： 元素性質(zhì) 同周期：從左到右遞變性 同主族：從上到下 相似性

2、 遞變性 主族：最外層電子數(shù)=最高正價=8- 負價 原子半徑 原子得失 最外層電子數(shù) 電子的能力 位置 原子序數(shù)=質(zhì)子數(shù) 主族序數(shù)=最外層電子數(shù) 周期數(shù)=電子層數(shù) 原子結(jié)構(gòu) (2)元素及化合物性質(zhì)遞變規(guī)律表解 同周期：從左到右 同主族：從上到下 核電荷數(shù) 逐漸增多 逐漸增多 電子層結(jié)構(gòu) 電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)遞增 電子層數(shù)遞增，最外層電子數(shù)相同 原子核對外層 電子的吸引力 逐漸增強 逐漸減弱 主要化合價 正價+1到+7 負價-

3、4到-1 最高正價等于族序數(shù)（F、O除外） 元素性質(zhì) 金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強 電離能增大， 電負性增大 金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱，第一電離能逐漸減小， 電負性逐漸減小 最高價氧化物 對應(yīng)水化物的 酸堿性 酸性增強 堿性減弱 酸性減弱 堿性增強 非金屬氣態(tài)氫化物的形成和 熱穩(wěn)定性 氣態(tài)氫化物形成由難到易， 穩(wěn)定性逐漸增強 氣態(tài)氫化物形成由易到難， 穩(wěn)定性逐漸減弱 3．元素的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的遞變規(guī)律 隨著原子序數(shù)遞增 ① 原子結(jié)構(gòu)呈周期性變化 ② 原子半徑呈周期性變化 ③ 元素主要化合價呈周期性變化 ④ 元素的金屬性

4、與非金屬形呈周期性變化 ⑤ 元素原子的第一電離能呈周期性變化 ⑥ 元素的電負性呈周期性變化 元素周期律 排列原則 ① 按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列 ② 將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行 ③ 把最外層電子數(shù)相同的元素（個別除外），排成一個縱行 周期 （7個 橫行） ① 短周期（第一、二、三周期） ② 長周期（第四、五、六周期） ③ 不完全周期（第七周期） 性質(zhì)遞變 原子半徑 主要化合價 元素性質(zhì) 金屬性強 弱判斷實 驗標志 非金屬性 強弱判斷 實驗標志 元 素 周 期 表 族（18 個縱行）

5、① 主族（第ⅠA族—第ⅦA族共七個） ② 副族（第ⅠB族—第ⅦB族共七個） ③ 第Ⅷ族（第8—10縱行） ④ 零族（稀有氣體） 結(jié) 構(gòu) 4．核外電子構(gòu)成原理 (1)核外電子是分能層排布的，每個能層又分為不同的能級。 能層 1 2 3 4 5 K L M N O 最多容納電子數(shù)（2n2） 2 8 18 32 50 離核遠近 距離原子核由遠及近 能量 具有能量由低及高 能級 s sp spd spdf … 最多容納電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10

6、 14 能量 ns<(n-2)f<(n-1)d

7、一般說，族序數(shù)—2=本族非金屬元素的種數(shù)(1 A族 除外)。 3．若主族元素族序數(shù)為m，周期數(shù)為n，則： (1)m/n<1時為金屬，m/n值越小，金屬性越強： (2)m/n>1時是非金屬，m/n越大，非金屬性越強；(3)m/n=1時是兩性元素。 第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)復(fù)習(xí) 本質(zhì)：原子之間形成共用電子對（或電子云重疊） 特征：具有方向性和飽和性 σ鍵 特征 電子云呈軸對稱（如s—sσ鍵、 s—pσ鍵、p—pσ鍵) π鍵 特征 電子云分布的界面對通過鍵軸的一個平面對稱（如p—pπ鍵） 成鍵方式 共價單鍵—σ鍵 共價雙鍵—1個

8、σ鍵、1個π鍵 共價叁鍵—1個σ鍵、2個π鍵 規(guī)律 鍵能：鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定 鍵長：鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定 鍵角：描述分子空間結(jié)構(gòu)的重要參數(shù) 用于衡量共價鍵的穩(wěn)定性 鍵參數(shù) 共 價 鍵 （1）微粒間的相互作用 σ鍵 π鍵 按成鍵電子云 的重疊方式 極性鍵 非極性鍵 一般共價鍵 配位鍵 離子鍵 共價鍵 金屬鍵 按成鍵原子 的電子轉(zhuǎn)移方式 化學(xué)鍵 范德華力 氫鍵 分子間作用力 1．微粒間的相互作用 (2)共價鍵的知識結(jié)構(gòu) 2．分子構(gòu)型與物質(zhì)性質(zhì) 定義：原子形成分子時，能量相近的軌道混合重新組合成一組新軌道 sp雜化 sp2

9、雜化 sp3雜化 分類 構(gòu)型解釋： 雜化理論 sp雜化：直線型 sp2雜化：平面三角形 sp3雜化：四面體型 雜化軌道理論 價電子理論 實驗測定 理論推測 構(gòu)型判斷 分 子 構(gòu) 型 共價鍵的極性 分子空間構(gòu)型 決定因素 由非極性鍵結(jié)合而成的分子時非極性分子（O3除外）,由極性鍵組成的非對稱型分子一般是極性分子，由極性鍵組成的完全對稱型分子為非極性分子。對于ABn型分子，若中心原子A化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)則為非極性分子，否則為非極性分子 極 性 判 斷 相似相溶規(guī)則：極性分子構(gòu)成的物質(zhì)易溶于極性溶劑， 非極性分子構(gòu)成的物

10、質(zhì)易溶于非極性溶劑 分 子 極 性 手性分子：概念 手性原子：概念 分 子 概念：由提供孤對電子的配體與接受孤對電子的中心原子以配位鍵結(jié)合而成的化合物 外界 內(nèi)界 中心原子 配位體 配位數(shù) 組成 中心原子空軌道 配位體可提供孤對電子 形成條件 配位數(shù)是2時可形成直線型如[Ag(NH3)2]+ 配位數(shù)是3時可形成平面三角形如[HgI3]- 配位數(shù)是4時可形成 四面體[ZnCl4]2- 平面正方形[PtCl4]2- 空間結(jié)構(gòu) 配合物的結(jié)構(gòu) [Zn(NH3)4]SO4 內(nèi)界 外界

11、 中 配 配 心 位 位 原 體 數(shù) 子 電離方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++ SO42- 配 合 物 3．配合物的結(jié)構(gòu)和性質(zhì) 4．雜化軌道類型與分子空間構(gòu)型的關(guān)系及常見分子 雜化類型 一般構(gòu)型 常見分子 sp 直線型 BeCl2、HgCl2、BeH2等 sp2 平面三角型 BF3、BCl3 sp3 四面體 CH4、CCl4、NH3（三角錐）、H2O（V型） dsp2 平面正方形 ICl4-、XeF4 sp3d 三角雙錐 PCl5 sp3d2 八面體 SF6 一般來說，一個分子有幾

12、個軌道參與雜化就會形成幾個能量相同的雜化軌道，形成幾個共價鍵，相應(yīng)對應(yīng)一般構(gòu)型，但如果分子中存在孤對電子或在一定場效應(yīng)作用下，分子構(gòu)型會發(fā)生變化如NH3、H2O等。另外，具有相同價電子數(shù)和相同原子數(shù)的分子或離子具有相同空間結(jié)構(gòu)特征。 5．價層電子對互斥理論判斷共價分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則 n= A的價電子數(shù)+B的價電子數(shù)×m 2 中心原子的價層電子對數(shù)與分子的幾何構(gòu)型有密切聯(lián)系，對ABm型化合物，A的價層電子對數(shù)： 計算時一般說來，價電子數(shù)即為最外層電子數(shù)，但B為鹵素、氫原子時，提供1個價電子；若為氧原子、硫原子則不提供電子；若有成單電子則看成電子對。

13、價層電子對數(shù)與幾何構(gòu)型的關(guān)系。 電子對數(shù) 2 3 4 幾何構(gòu)型 直線型 平面三角形 四面體 如果價層電子對中有未成鍵的孤對電子，則幾何構(gòu)型發(fā)生相應(yīng)的變化，用價層電子對理論解釋。 6，分子類型與軌道類型、空間構(gòu)型、共價鍵類型的關(guān)系 分子類型 分子構(gòu)型 鍵角 鍵的極性 分子極性 常見物質(zhì) A 非極性分子 He、Ne、Ar A2 直線（對稱）形 非極性鍵 非極性分子 H2、O2、N2 AB 直線（非對稱）形 極性鍵 極性分子 HX、CO、NO AB2或 A2B AB2 直線（對稱）形 1800 極性鍵 非

14、極性分子 CO2、CS2 A2B 折線（不對稱）形 極性鍵 極性分子 H2O、H2S AB3 正三角（對稱）形 1200 極性鍵 非極性分子 BF3 、SO3 AB3 三角錐（不對稱）形 極性鍵 極性分子 NH3、PCl3 AB3 正四面體（對稱）形 109028, 極性鍵 非極性分子 CH4、CCl4 7．等電子原理 等電子原理是指原子數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，其性質(zhì)相近。如CO和N2，都為二原子十價電子分子，二者的物理性質(zhì)如熔點、沸點、水中溶解度等 方面都非常接近，但化學(xué)性質(zhì)差異較大，如CO有還原性和可燃性

15、，而N2還原性很弱，且不具有可燃性。等電子原理不只局限于無機物，在有機物中也存在，如苯(C6H6)和硼氮苯 (B3N3C6)，二者都為十二原子三十價電子分子，其性質(zhì)相近。 8．氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響 定義：由于電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子與另一個分子中電負性很強的原子之間形成的作用力 分子內(nèi)氫鍵： 分子間氫鍵 分類 屬性：氫鍵不屬于化學(xué)鍵，屬于一種較弱的作用力，其大小介于范德華和化學(xué)鍵之間 對物質(zhì)性質(zhì)的影響： （1） 溶質(zhì)分子和溶劑分子間形成氫鍵，則溶解度驟增 （2） 氫鍵的存在，使分子的熔沸點升高 氫 鍵

16、 第三章 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)復(fù)習(xí) 1.認識晶體與非晶體的區(qū)別;了解四種晶體的特征. 2.理解四種晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系,能根據(jù)有關(guān)的理論解釋晶體的物理性質(zhì). 3.知道四種晶體的結(jié)構(gòu)粒子、粒子間作用力的區(qū)別以及里子粒子間作用對晶體性質(zhì)的影響。 4.學(xué)會晶胞所含粒子的數(shù)的計算方法。 一、晶體的常識 1.晶體與非晶體比較 ? 本質(zhì)差別 性質(zhì)差別 制法 鑒別方法 自范性 微觀結(jié)構(gòu) 固定熔點 各向異性 晶 體 ?有 ?呈周期性有序排列 ?有 ?有 凝固、凝華、結(jié)晶 ? X-衍射 實驗

17、等 非 晶 體 ?無 ?無序排列 ?無 ?無 ? 二、四類晶體的比較 晶體類型 離子晶體 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 構(gòu)成微粒 ?陽陰離子 原子 分子 ? 金屬離子 和自由電子 微粒間作用力 肯定有離子鍵可能有共價鍵 共價鍵 ?分子間：范德華力 分子內(nèi)：共價鍵 金屬鍵 是否有分子存在 ?無 ?無分子、是巨大網(wǎng)狀結(jié)構(gòu) 有分子 無 導(dǎo) 電 性 ?熔化時或水溶液能導(dǎo)電 無或差 ?晶體不導(dǎo)電，溶于水能電離的，其水溶液能導(dǎo)電；熔化不導(dǎo)電 導(dǎo)電 熔化

18、時鍵的變化 ?斷開離子鍵、共價鍵不一定斷 ?斷鍵 不斷鍵 ? 減弱 物質(zhì)種類 ?大多數(shù)鹽、強堿 活潑金屬 氧化物 金剛石、Si、SiO2、SiC、B ?氣體、多數(shù)非金屬單質(zhì)、酸、多數(shù)有機物 金屬 三、四類晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的比較 離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體 晶體粒子 陰、陽離子 分子 原子 金屬離子、自由電子 粒子間作用 離子鍵 分子間作用力 共價鍵 金屬鍵 硬 度 較大 較小 很大 一般較大，部分小 熔、沸點 較高 較低 很高 有高有低 溶解性 易溶于極性溶劑 相似相溶

19、 難溶 難溶，有些可與水反應(yīng) 導(dǎo)電性 熔化或溶于水能導(dǎo)電 不易導(dǎo)電 不易導(dǎo)電 良導(dǎo)體 （導(dǎo)電傳熱） 晶體熔沸點高低的判斷 ⑴不同晶體類型的熔沸點比較 一般：原子晶體>離子晶體>分子晶體（有例外） ⑵同種晶體類型物質(zhì)的熔沸點比較 ①離子晶體：陰、陽離子電荷數(shù)越大，半徑越小，熔沸點越高 ②原子晶體： 原子半徑越小→鍵長越短→鍵能越大，熔沸點越高 ③分子晶體：組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體 相對分子質(zhì)量越大，分子的極性越大，熔沸點越高 （含氫鍵時反常） ④金屬晶體： 金屬陽離子電荷數(shù)越高，半徑越小，熔沸點越高 五、幾種典型晶體空間結(jié)構(gòu) 1.

20、氯化鈉晶體中陰、陽離子的配位數(shù)是 6 ，即每個Na+緊鄰 6 個Cl-,這些Cl-構(gòu)成的幾何圖形是 正八面體；每個Na+與12個Na+等距離相鄰。平均每個氯化鈉晶胞含有(4)個Na+和( 4 ) 個Cl-。 2.在氯化銫晶體中，每個Cl-(或Cs+)周圍與之最接近且距離相等的Cs+(或Cl-)共有 8個，這幾個Cs+(或Cl-)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體；在每個Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有 6個，這幾個Cs+(或Cl-)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為 正八面體；一個氯化銫晶胞含有（1）個Cs+和（1）個Cl- 。 3.干冰晶體 (1)二氧化碳分子的位置： （2）每個晶

21、胞含二氧化碳分子的個數(shù) （3）與每個二氧化碳分子等距離且最近的二氧化碳分子有幾個？ 4.金剛石屬于原子晶體,這種晶體的特點是 空間網(wǎng)狀，無單個分子.金剛石中每個C原子與 4個C原子緊鄰，由共價鍵構(gòu)成最小環(huán)狀結(jié)構(gòu)中有6 個C原子.晶體中C原子個數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為： 1∶(4×1/2)=1∶2 5.二氧化硅中每個Si與 4 個O原子形成共價鍵,每個O與2個Si原子形成共價鍵。在晶體中Si與O原子個數(shù)比為1︰2,.平均每n mol SiO2晶體中含有Si-O鍵最接近_4nmol。 6.石墨屬于混合晶體,是層狀結(jié)構(gòu), C原子呈sp2雜化； 晶體中每個C原子被3個六邊形共用

22、,平均每個環(huán)占有2個碳原子。 晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2:1:3。 晶體中存在的作用有：共價鍵、金屬鍵和范德華力 7. 白磷的鍵角為多少？Wg白磷中磷磷單鍵的數(shù)目為多少？60°,(W/124) ×6 ×NA 六、用均攤法確定晶胞所含粒子數(shù)和晶體的化學(xué)式 ⑴處于頂點的粒子，同時為8個晶胞共有，每個粒子有( )屬于晶胞； ⑵處于棱上的粒子，每個粒子有( )屬于晶胞。 ⑶處于面上的粒子，每個粒子有( )屬于晶胞。 ⑷處于內(nèi)部的粒子，( )屬于晶胞。 2.幾種金屬晶體的晶胞 簡單立方(釙) 體心立方(鉀型) 鎂型 面心立方(銅型) 配位數(shù) 6 8 12 12 晶胞平均所 1 2 2 4 含的粒子數(shù)