高中化学 选修三 第一章 第一节 原子结构知识点

1、.物质构造 元素周期律随着原子序数核电荷数的递增：元素的性质呈现周期性变化：、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 、原子半径呈周期性变化、元素主要化合价呈周期性变化、元素的金属性与非金属性呈周期性变化详细表现形式、按原子序数递增的顺序从左到右排列；编排根据元素周期律和 排列原那么 、将电子层数一样的元素排成一个横行；元素周期表 、把最外层电子数一样的元素个别除外排成一个纵行。、短周期一、二、三周期七主七副零和八三长三短一不全周期7个横行 、长周期四、五、六周期周期表构造 、不完全周期第七周期、主族AA共7个元素周期表 族18个纵行 、副族BB共7个、族8、9、10纵行、零族稀有气体同周期同

2、主族元素性质的递变规律、核电荷数，电子层构造，最外层电子数、原子半径性质递变 、主要化合价、金属性与非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数： 一样条件下，电子层越多，半径越大。判断的根据 核电荷数 一样条件下，核电荷数越多，半径越小。最外层电子数 一样条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小稀有气体除外如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs详细规律： 3、同主族元素的离子

3、半径随核电荷数的增大而增大。如：F-<Cl-<Br-<I-4、电子层构造一样的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+1-36号元素电子排布式氢 H ：1s1 氦 He：1s2 锂 Li ：1s22s1 铍 Be：1s22s2 硼 B ：1s22s22p1 碳 C ：1s22s22p2 氮 N ：1s22s22p3 第一电离能比氧大 氧 O ：1s22s22p4 氟 F ：1s22s22p5 氖 Ne：1s22s22p6 钠 Na：1s2

4、2s22p63s1 镁 Mg：1s22s22p63s2 铝 Al ：1s22s22p63s23p1 硅 Si ：1s22s22p63s23p2 磷 P ：1s22s22p63s23p3 硫 S ：1s22s22p63s23p4 氯 Cl：1s22s22p63s23p5 氩 Ar：1s22s22p63s23p6 钾 K ：1s22s22p63s23p64s1 钙 Ca：1s22s22p63s23p64s2 钪 Se：1s22s22p63s23p63d14s2 钛 Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2 矾 V ：1s22s22p63s23p63d34s2 铬 Cr：1s22s22p6

5、3s23p63d54s1 锰 Mn：1s22s22p63s23p63d54s2 铁 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 钴 Co：1s22s22p63s23p63d74s2 镍 Ni：1s22s22p63s23p63d84s2 铜 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 锌 Zn：1s22s22p63s23p63d104s2 镓 Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1 亚铁离子 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 锗 Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2 砷 As：1s22s22p63s23p63d104s2

6、4p3 硒 Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4 溴 Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 氪 Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6 与水反响置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱 单质的复原性或离子的氧化性电解中在阴极上得电子的先后互相置换反响根据： 原电池反响中正负极与H2化合的难易及氢化物的稳定性元素的 非金属性强弱 最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属 单质的氧化性或离子的复原性性强弱的判断 互相置换反响、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增

7、加而增大，如：Si<P<S<Cl。规律： 、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I。、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的互相作用。离子键、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键、存在：离子化合物NaCl、NaOH、Na2O2等；离子晶体。、定义：原子间通过共用电

8、子对所形成的化学键。不同原子间、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中如：NaOH、Na2O2；共价键 分子、原子、离子晶体。分子的极性共用电子对是否偏移存在2、分类 极性键 共价化合物化学键 非极性键 非金属单质一样原子间、分类：孤对电子双方提供：共价键共用电子对的来源单方提供：配位键 如：NH4+、H3O+金属键：金属阳离子与自由电子之间的互相作用。存在于金属单质、金属晶体中。决定分子的极性分子的空间构型决定分子的稳定性键能 3、键参数 键长 键角 4、表示方式：电子式、构造式、构造简式后两者适用于共价键非晶体 离子晶体构成晶体粒子种类粒子之间的互相作用固体物质 分子晶体晶体： 原子晶

9、体金属晶体分子间作用力范德瓦尔斯力：影响因素：大小与相对分子质量有关。作用：对物质的熔点、沸点等有影响。、定义：分子之间的一种比较强的互相作用。分子间互相作用 、形成条件：第二周期的吸引电子才能强的N、O、F与H之间NH3、H2O、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。、氢键的形成及表示方式：F-H···F-H···F-H···代表氢键。氢键 O OH H H H OH H、说明：氢键是一种分子间作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。氢键：无机物如NH3,H2O,HF,等.

10、有机物：乙醇、乙酸、邻硝基苯酚分子内等.定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的正负电荷中心能重合的分子。非极性分子 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。举例： 只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等分子极性 多原子分子： 含极性键的多原子分子假设几何构造对称那么为非极性分子如：CO2、CS2直线型、CH4、CCl4正四面体型极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的正负电荷中心不能重合的。举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子： 含极性键的多原子分子假设几何构造不对称那么为极性分子如：NH3三角锥型、H2O折线型或

11、V型、H2O2分子化合物的杂化类型及分子构型1 确定中心原子A价层电子对数目。计算时注意：a氧族元素A族原子作为配位原子时，可认为不提供电子如氧原子有6个价电子，作为配位原子时，可认为它从中心原子承受一对电子到达8电子构造，但作为中心原子时，认为它提供所有的6个价电子。b假如讨论的是离子，那么应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO43离子中P原子的价层电子数应加上3，而NH4离子中N原子的价层电子数那么应减去1。c假如价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对对待。如NO2分子中N原子有 5个价电子，O原子不提供电子。因此中心原子N价层电子总数为5，当作3对电子对待。d 中心原子孤电

12、子对数n价电子对数m配位原子数。2 由价电子对数确定空间构造价层电子对 数目 电子对的排列方式 分子类型 孤电子对 数目 分子构型 实例 2 直线形 AB2 0 直线形 BeH2、BeCl2、CO2、CS2 3 正三角形 AB3 AB2 0 1 正三角形 角形V形 BF3 SO3、CO2-3 SnCl2 4 正四面体 AB4   AB3 AB2 0   1 2 正四面体形   三角锥形 角形V形 CH4 CCl4 SiH4 SO42- NH4、PO43NH3 H2O H2S 3 由价电子数目确定杂化类型中心原子价电子对数价电子对几何分布中心原子杂化轨道类型2 直线

13、形 sp3平面三角形 sp24 正四面体 sp3石墨为sp2，金刚石为sp3，CO2为sp，二氧化硅为sp3。键角 sp3，109°28 sp2，120°，sp，180°常见分子的键角硫化氢：90°水：104.5°氨气：107.3°甲烷、四氯甲烷、四氟化硅109°28二氧化碳、二硫化碳、一氧化碳：180°白磷：60°三氟化硼：120°乙烯：120°乙炔：180°苯：120°4 等电子原理等电子原理中所讲的“电子数相等既可以是指总电子数相等如CO和N2，均为14，也可

14、以是指价电子数相等如N2和CN-，均为10。因此互为等电子体的微粒可以是分子，也可以是离子。注意的是，假设按价电子数相等计数时，此时价电子总数包括重原子原子序数4提供的价电子以及轻原子H、He、Li用来与重原子成键的电子，如N2和C2H2互为10电子体，其中，C2H2的总电子数就包括两个H原子与C原子形成C-H键的电子。此外，等电子原理中所指的“原子数相等通常指的是重原子个数相等；“构造相似也是针对重原子而言。因此，等电子原理也可以理解为：重原子数相等，总电子数相等的分子或离子，重原子的空间构型通常具有相似性。运用等电子原理预测分子或离子的空间构型时，不能简单的认为价电子数相等的两种微粒即为等

15、电子体，必须注意等电子体用于成键的轨道具有相似性。例如CO2和SiO2，CO2为sp，二氧化硅为sp3。表2  常见的等电子体及空间构型等电子类型常见等电子体空间构型2原子10电子2原子14电子3原子16电子3原子18电子4原子24电子4原子26电子5原子8电子5原子32电子6原子30电子7原子48电子N2, CN-, C22-, C2H2, NO+F2, O22-, H2O2, N2H4, C2H6, CH3NH2, NH2OH, CH3FCO2, N2O, NCO-, N3-, NO2+, SCN-, HgCl2, BeCl2g，O3, SO2, NO3-SO3g, CO32-,

16、 NO3-, BO33-, BF3 SO32-, ClO3-, BrO3-, IO3-, XeO3CH4, SiH4, NH4+, PH4+, BH4-CCl4, SiF4, SiO44-, SO42-, ClO4-C6H6, N3B3H6俗称无机苯AlF63-, SiF62-, PF6-, SF6直线型直线型直线型折线型平面三角型三角锥型正四面体型正四面体型平面六边型八面体型非晶体 离子晶体构成晶体粒子种类粒子之间的互相作用固体物质 分子晶体晶体： 原子晶体金属晶体构成微粒：离子微粒之间的互相作用：离子键举例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等NaCl型晶体：每个Na+同时吸

17、引6个Cl-离子，每个Cl-同构造特点 时吸引6个Na+；Na+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。微粒空间排列特点：CsCl型晶体：每个Cs+同时吸引8个Cl-离子，每个Cl-同时吸引8个Cs+；Cs+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。离子晶体： 说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；性质特点 、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电；、溶解性：参见溶解性表晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；体心，占1、构成微粒：分子构造特点 、微粒之间的互相作用：分子间作用力、空间排

18、列：CO2如右图分子晶体： 、举例：SO2、S、CO2、Cl2等、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高；性质特点 、固态及熔化状态时均不导电；、溶解性：遵守“相似相溶原理：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。构成微粒：原子微粒之间的互相作用：共价键举例：SiC、Si、SiO2、C金刚石等、金刚石：最小的环为非平面6元环构造特点 每个C被相邻4个碳包围，处于4个C原子的中心微粒空间排列特点：原子晶体： 、SiO2相当于金刚石晶体中C换成Si，Si与Si间间插O说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；性质特点 、一般不导电；、溶解性：难溶于一般的溶剂。、构成微粒：金属阳离子，自由电子；构造特点 、微粒之间的互相作用：金属键、空间排列：金属晶体： 、举例