高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲-.doc

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1【高中化学选修物质结构与性质知识点提纲高中化学选修物质结构与性质知识点提纲】一一.原子结构与性质原子结构与性质.一一.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）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）：

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、7.2.2.（构造原理构造原理）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113636号号元素元素原子核外电子的排布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）

（2）.原子核外电子排布原理原子核外电子排布原理.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.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.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24CrAr3d54s1、29CuAr3d104s1.（3）.（3）.掌握能级交错图和掌握能级交错图和11-3636号元素的核外电子排布式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根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图图箭头所示的顺序。

箭头所示的顺序。

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所示，由下而上表示七个能级组，其能量依所示，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。

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。

3.3.元素电离能和元素电负性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：

说明：

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A族、第A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）.（3）.元素电负性的周期性变化元素电负性的周期性变化.元素的电负性：

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。

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.电负性的运用电负性的运用:

二二.化学键与物质的性质化学键与物质的性质.内容：

内容：

离子键离子键离子晶体离子晶体1.1.理解离子键的含义，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物理性质.

（1）

（1）.化学键：

化学键：

相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.

（2）.

（2）.离子键：

离子键：

阴、阳离子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.离子晶体离子晶体:

通过离子键作用形成的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.氯化钠晶体中，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.NaClNaCl型晶体型晶体CsClCsCl型晶体型晶体每个每个NaNa+离子周围被离子周围被66个个C1C1离子所包围，同离子所包围，同样每个样每个C1C1也被也被66个个NaNa+所包所包围。

围。

每个正离子被每个正离子被88个负离子包围着，同时每个负个负离子包围着，同时每个负离子也被离子也被88个正离子所包围。

个正离子所包围。

3（3）.晶胞中粒子数的计算方法-均摊法.位置顶点棱边面面心体体心贡献1/81/41/21内容：

共价键分子晶体原子晶体内容：

共价键分子晶体原子晶体22.了解共价键的主要类型了解共价键的主要类型键和键和键键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对键和键之间相对强弱的比较不作要求）.

（1）.共价键的分类和判断：

键（“头碰头”重叠）和键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.

（2）.共价键三参数.概念对分子的影响键能拆开1mol共价键所吸收的能量（单位：

kJ/mol）键能越大，键越牢固，分子越稳定键长成键的两个原子核间的平均距离（单位：

10-10米）键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定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.3.3.了解极性极性键和非极性键键和非极性键，了解极性分子和非极性分子极性分子和非极性分子及其性质的差异.

（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：

.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.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非极性分子和极性分子的比较非极性分子极性分子形成原因整个分子的电荷分布均匀，对称整个分子的电荷分布不均匀、不对称存在的共价键非极性键或极性键极性键分子内原子排列对称不对称举例说明：

举例说明：

分子共价键的极性分子中正负电荷中心结论举例同核双原子分子非极性键重合非极性分子H2、N2、O2异核双原子分子极性键不重合极性分子CO、HF、HCl异核多原子分子分子中各键的向量和为零重合非极性分子CO2、BF3、CH4分子中各键的向量和不为零不重合极性分子H2O、NH3、CH3Cl.相似相溶原理:

极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）.444.分子的空间立体结构（记住）分子的空间立体结构（记住）常见分子的类型与形状比较分子类型分子形状键角键的极性分子极性代表物A球形非极性He、NeA2直线形非极性非极性H2、O2AB直线形极性极性HCl、NOABA直线形180极性非极性CO2、CS2ABAV形180极性极性H2O、SO2A4正四面体形60非极性非极性P4AB3平面三角形120极性非极性BF3、SO3AB3三角锥形120极性极性NH3、NCl3AB4正四面体形10928极性非极性CH4、CCl4AB3C四面体形10928极性极性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面体形10928极性极性CH2Cl2直直线线三角形三角形VV形形四面体四面体三角锥三角锥VV形形H2O55.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系.

（1）.原子晶体：

所有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（SiO）.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：

金刚石碳化硅晶体硅.66.理解金属键理解金属键的含义，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.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用下发生定向移动自由电子与金属离子碰撞传递热量晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用

（2）.金属晶体:

通过金属键作用形成的晶体.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：

NaMgNaKRbCs金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量.577.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）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）.概念表示条件共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。

AB电子对给予体电子对接受体其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。

（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.

（2）.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.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