2013高考化學(xué) 考前回歸 知識(shí)點(diǎn)整理 第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識(shí)點(diǎn)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(shí)點(diǎn)歸納 決定整個(gè)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(duì)原子質(zhì)量 同位素(兩個(gè)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(jià)=8- 負(fù)價(jià) 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(duì)外層 電子的吸引力 逐漸增強(qiáng) 逐漸減弱 主要化合價(jià) 正價(jià)+1到+7 負(fù)價(jià)-
3、4到-1 最高正價(jià)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(qiáng) 電離能增大, 電負(fù)性增大 金屬性逐漸增強(qiáng),非金屬性逐漸減弱,第一電離能逐漸減小, 電負(fù)性逐漸減小 最高價(jià)氧化物 對(duì)應(yīng)水化物的 酸堿性 酸性增強(qiáng) 堿性減弱 酸性減弱 堿性增強(qiáng) 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(qiáng) 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(jià)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(fù)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(gè)橫行 ③ 把最外層電子數(shù)相同的元素(個(gè)別除外),排成一個(gè)縱行 周期 (7個(gè) 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(jià) 元素性質(zhì) 金屬性強(qiáng) 弱判斷實(shí) 驗(yàn)標(biāo)志 非金屬性 強(qiáng)弱判斷 實(shí)驗(yàn)標(biāo)志 元 素 周 期 表 族(18 個(gè)縱行)
5、① 主族(第ⅠA族—第ⅦA族共七個(gè)) ② 副族(第ⅠB族—第ⅦB族共七個(gè)) 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(gè)能層又分為不同的能級(jí)。 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(yuǎn)近 距離原子核由遠(yuǎn)及近 能量 具有能量由低及高 能級(jí) 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(shí)為金屬,m/n值越小,金屬性越強(qiáng):
(2)m/n>1時(shí)是非金屬,m/n越大,非金屬性越強(qiáng);(3)m/n=1時(shí)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(duì)(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(duì)稱(如s—sσ鍵、
s—pσ鍵、p—pσ鍵)
π鍵
特征
電子云分布的界面對(duì)通過鍵軸的一個(gè)平面對(duì)稱(如p—pπ鍵)
成鍵方式
共價(jià)單鍵—σ鍵
共價(jià)雙鍵—1個(gè) 8、σ鍵、1個(gè)π鍵
共價(jià)叁鍵—1個(gè)σ鍵、2個(gè)π鍵
規(guī)律
鍵能:鍵能越大,共價(jià)鍵越穩(wěn)定
鍵長:鍵長越短,共價(jià)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(jià)鍵的穩(wěn)定性
鍵參數(shù)
共
價(jià)
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(jià)鍵
配位鍵
離子鍵
共價(jià)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(jià)鍵的知識(shí)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(shí),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(jià)電子理論
實(shí)驗(yàn)測定
理論推測
構(gòu)型判斷
分
子
構(gòu)
型
共價(jià)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(shí)非極性分子(O3除外),由極性鍵組成的非對(duì)稱型分子一般是極性分子,由極性鍵組成的完全對(duì)稱型分子為非極性分子。對(duì)于ABn型分子,若中心原子A化合價(jià)的絕對(duì)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(duì)電子的配體與接受孤對(duì)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(duì)電子
形成條件
配位數(shù)是2時(shí)可形成直線型如[Ag(NH3)2]+
配位數(shù)是3時(shí)可形成平面三角形如[HgI3]-
配位數(shù)是4時(shí)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(gè)分子有幾 12、個(gè)軌道參與雜化就會(huì)形成幾個(gè)能量相同的雜化軌道,形成幾個(gè)共價(jià)鍵,相應(yīng)對(duì)應(yīng)一般構(gòu)型,但如果分子中存在孤對(duì)電子或在一定場效應(yīng)作用下,分子構(gòu)型會(huì)發(fā)生變化如NH3、H2O等。另外,具有相同價(jià)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(jià)層電子對(duì)互斥理論判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則
n=
A的價(jià)電子數(shù)+B的價(jià)電子數(shù)×m
2
中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)與分子的幾何構(gòu)型有密切聯(lián)系,對(duì)ABm型化合物,A的價(jià)層電子對(duì)數(shù):
計(jì)算時(shí)一般說來,價(jià)電子數(shù)即為最外層電子數(shù),但B為鹵素、氫原子時(shí),提供1個(gè)價(jià)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(duì)。
13、價(jià)層電子對(duì)數(shù)與幾何構(gòu)型的關(guān)系。
電子對(duì)數(shù)
2
3
4
幾何構(gòu)型
直線型
平面三角形
四面體
如果價(jià)層電子對(duì)中有未成鍵的孤對(duì)電子,則幾何構(gòu)型發(fā)生相應(yīng)的變化,用價(jià)層電子對(duì)理論解釋。
6,分子類型與軌道類型、空間構(gòu)型、共價(jià)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(duì)稱)形
非極性鍵
非極性分子
H2、O2、N2
AB
直線(非對(duì)稱)形
極性鍵
極性分子
HX、CO、NO
AB2或
A2B
AB2
直線(對(duì)稱)形
1800
極性鍵
非 14、極性分子
CO2、CS2
A2B
折線(不對(duì)稱)形
極性鍵
極性分子
H2O、H2S
AB3
正三角(對(duì)稱)形
1200
極性鍵
非極性分子
BF3 、SO3
AB3
三角錐(不對(duì)稱)形
極性鍵
極性分子
NH3、PCl3
AB3
正四面體(對(duì)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(jià)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(jià)電子分子,二者的物理性質(zhì)如熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、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(jī)物,在有機(jī)物中也存在,如苯(C6H6)和硼氮苯
(B3N3C6),二者都為十二原子三十價(jià)電子分子,其性質(zhì)相近。
8.氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響
定義:由于電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)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(duì)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(diǎn)升高
氫
鍵
16、
第三章 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)復(fù)習(xí)
1.認(rèn)識(shí)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(duì)晶體性質(zhì)的影響。
4.學(xué)會(huì)晶胞所含粒子的數(shù)的計(jì)算方法。
一、晶體的常識(shí)
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(diǎn)
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(shí)驗(yàn) 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(jià)鍵
共價(jià)鍵
?分子間:范德華力
分子內(nèi):共價(jià)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(shí)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(shí)鍵的變化
?斷開離子鍵、共價(jià)鍵不一定斷
?斷鍵
不斷鍵
?
減弱
物質(zhì)種類
?大多數(shù)鹽、強(qiáng)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(jī)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(jià)鍵
金屬鍵
硬 度
較大
較小
很大
一般較大,部分小
熔、沸點(diǎn)
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(diǎn)高低的判斷
⑴不同晶體類型的熔沸點(diǎn)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(diǎn)比較
①離子晶體:陰、陽離子電荷數(shù)越大,半徑越小,熔沸點(diǎn)越高
②原子晶體: 原子半徑越小→鍵長越短→鍵能越大,熔沸點(diǎn)越高
③分子晶體:組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體
相對(duì)分子質(zhì)量越大,分子的極性越大,熔沸點(diǎn)越高 (含氫鍵時(shí)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(diǎn)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(gè)Na+緊鄰 6 個(gè)Cl-,這些Cl-構(gòu)成的幾何圖形是 正八面體;每個(gè)Na+與12個(gè)Na+等距離相鄰。平均每個(gè)氯化鈉晶胞含有(4)個(gè)Na+和( 4 ) 個(gè)Cl-。
2.在氯化銫晶體中,每個(gè)Cl-(或Cs+)周圍與之最接近且距離相等的Cs+(或Cl-)共有 8個(gè),這幾個(gè)Cs+(或Cl-)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體;在每個(gè)Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有 6個(gè),這幾個(gè)Cs+(或Cl-)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為 正八面體;一個(gè)氯化銫晶胞含有(1)個(gè)Cs+和(1)個(gè)Cl- 。
3.干冰晶體
(1)二氧化碳分子的位置:
(2)每個(gè)晶 21、胞含二氧化碳分子的個(gè)數(shù)
(3)與每個(gè)二氧化碳分子等距離且最近的二氧化碳分子有幾個(gè)?
4.金剛石屬于原子晶體,這種晶體的特點(diǎn)是 空間網(wǎng)狀,無單個(gè)分子.金剛石中每個(gè)C原子與 4個(gè)C原子緊鄰,由共價(jià)鍵構(gòu)成最小環(huán)狀結(jié)構(gòu)中有6 個(gè)C原子.晶體中C原子個(gè)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(gè)Si與 4 個(gè)O原子形成共價(jià)鍵,每個(gè)O與2個(gè)Si原子形成共價(jià)鍵。在晶體中Si與O原子個(gè)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(gè)C原子被3個(gè)六邊形共用 22、,平均每個(gè)環(huán)占有2個(gè)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(jià)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(diǎn)的粒子,同時(shí)為8個(gè)晶胞共有,每個(gè)粒子有( )屬于晶胞;
⑵處于棱上的粒子,每個(gè)粒子有( )屬于晶胞。
⑶處于面上的粒子,每個(gè)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)
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