选修三：物质结构与性质知识点总结
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
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.
2、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.
3、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. 二、(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.
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洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p、d、f）、半充满（p、d、f）、全空时(p、d、f)
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的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d4s、29Cu [Ar]3d4s. 3、掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.
根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循的顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 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。 三、元素周期律
1、周期表中的5个区：s、p、d、ds、f
2、外围电子-——价电子 s与p 区-——最外层上的电子 d与ds区——最高能级组上的电子
3、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.
随着原子序数的增加,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
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素原子的外围电子排布重复出现从ns到nsnp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，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
★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、P ②.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.
4、元素的电负性：元素的原子在分子中吸引键合电子的能力叫做该元素的电负性。
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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>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素). b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键). 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1.下列各组元素，按原子半径依次减小，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2.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X
C．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 5、对角线规则：
第二章 分子结构与性质 一、共价键
1、定义：原子间通过共用电子对形成的化学键
2、运用电子云、原子轨道解释共价键： σ键（“头碰头”重叠）——轴对称
π键（“肩碰肩”重叠）——镜面对称
判断：共价单键——σ键
共价双键——一个σ键一个π键 共价三键——一个σ键两个π键 3、特征：有方向性和饱和性 4、常见共价化合物电子式的书写
CO2 NH3 . . H2O2 . . HClO N2 形成过程：HCl：H???Cl:?H:Cl:
....5、等电子体原理：具有相同原子数和价电子数的粒子——具有相同结构，如：N2和CO
6、共价键三参数. 概念 对分子的影响 形成1mol共价键所释放的能量（单位：键能 键能越大，键越牢固，分子越稳定 kJ/mol） 成键的两个原子核间的平均距离（单位：键长 键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定 -1010米） 键角 分子中相邻键之间的夹角(单位：度） 键角决定了分子的空间构型 共价键的键能与化学反应热的关系:反应热= 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和 二、分子的立体结构
1、(ABn型分子)价层电子对=成键电子对+孤对电子对=n+ (A族序数 电荷数-n B的化合价) 2、分子构型的确定 价层电子对数 VSEPR模型 成键电子对数 孤对电子数 分子立体结构 实例 2 直线形 2 0 直线形 CO2 3 平面三角形 3 0 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 0 正四面体形 CH4 4 四面体形 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 3、杂化轨道理论：杂化轨道——σ键和孤对电子 未杂化轨道——π键 杂化方式判断：SO2 C2H4 4、了解简单配合物的成键情况
(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
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方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.
(2)①.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,又称络合物.
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. （3）向CuSO4溶液中逐滴加入氨水的实验现象及离子方程式
向FeCl3溶液中加入KSCN溶液 三、分子的性质 1、共价键的极性：
极性键：不同种原子之间形成，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，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移. 2、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. 方法：ABn型分子 A的化合价=A的族序数 注：8电子稳定结构的判断 化合价+族序数=8 3、分子间作用力与物质的性质.
（1）分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.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)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，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. 分子间作用力影响——熔沸点 化学键影响——稳定性 （3）了解氢键的存在对物质性质的影响
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 （分子间氢键） 表示方法：X—H?Y(N O F) 一般都是氢化物中存在. 4、溶解性——相似相溶原理
其它影响因素：含有氢键、结构相似、溶质与溶剂反应 5、手性分子：具有完全相同的组成和原子排列，互为镜像
判断方法：手性分子的中心原子连有4个不同的原子或原子团 6、含氧酸酸性判断：
同一元素的含氧酸，化合价越高，酸性越强 含氧酸通式：（HO）mROn n越大酸性越强 第三章 晶体结构与性质 1、晶体与非晶体
（1） 本质区别：原子在三维空间是否呈有序排列
（2） 晶体的特点：自范性、各向异性、固定的熔点、外形和内部质点排列的高度有序性 （3） 区分晶体与非晶体最可靠的方法：对固体进行X-射线衍射实验
（4） 晶胞：描述晶体结构的基本单元。一般为平行六面体，晶体是由无数晶胞无隙并置 （5） 晶胞中微粒数目及晶体化学式的确定方法——均摊法 位置 顶点 棱边 面心 体心 贡献 1/8 1/4 1/2 1 （6） 获得晶体的三种途径： 熔融态物质凝固 ； 气态 →固态 ；溶质从溶液中析出 2、分子晶体：只含分子的晶体。
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（1）构成微粒：分子 微粒间作用力：分子间作用力
（2）微粒的堆积方式 若只有范德华力，则为密堆积，即每个分子周围有12个紧邻的分子
若还含氢键，由于氢键的方向性，使每个分子周围紧邻的分子小于12个。
如冰中每个水分子周围只有4个紧邻的水分子
3、原子晶体.所有原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体. （1）构成微粒：原子 微粒间作用力：共价键
(2).典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、晶体硼、晶体锗、SiC、BN、SiO２
（3）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；
（4）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.
(5).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>碳化硅>晶体硅. 4、金属晶体
(1).金属键:金属阳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. 晶体中的微粒 导电性 导热性 延展性 金属离子和自由电子 自由电子在外加电场的作自由电子与金属离子晶体中各原子层相对滑用下发生定向移动 碰撞传递热量 动仍保持相互作用 (2)①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
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阴离子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. （3）离子晶体:通过离子键作用形成的晶体. 典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型 NaCl型晶体 CsCl型晶体 +—每个Na离子周围被6个C1离子所包围，同样每每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离—+个C1也被6个Na所包围。每个氯化钠晶胞中含子也被8个正离子所包围。每个氯化铯晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子 有1个铯离子和1个氯离子 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 熔沸点：固态物质>液态物质>气态物质
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