人教版化学选修三物质构架化学讲义

1、精心整理第一章原子构造与性质一.原子构造1.能级与能层注意:每个能层的能级种数为n；轨道总数为n2；每个轨道最多容纳电子数为2每个能层最多容纳电子数为2n22.原子轨道：不同样能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道3.原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数递加，大多数元素的电中性基动轨道（能级），叫做构造原理。态原子的电子按能量由低到高的序次填入核外电子运1s/2s2p/3s3p/4s3d4p/5s4d5p/6s4f5d6p/7s5f6d7p能级交叉：原子轨道的能量关系是：ns(n-2)f(n-1)dnp【能级组：ns(n-2)f(n-1)dnp；一个能级组中的各能级

2、能量周边但不同样】2）能量最低原理现代物质构造理论证明，原子的电子排布依照构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。基态原子：处于最低能量状态的原子激发态原子：处于能量较高状态的原子基态原子可以吸取能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸取光谱激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱现代化学中常利用原子光谱上的特点谱线来判断元素，称为光谱解析（焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等好多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关）（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可以能同时存在4个量子数完好同样的电子。换言之，一个轨道里最多只能容

3、纳两个电子，且电旋方向相反（用“”表示），这个原理称为泡利原理。4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同样轨道（能量同样）时，总是优先单独据有一个轨道，而且自旋方向同样，这个规则叫洪特规则。比方，p3的轨道式为或，而不是精心整理洪特规则特例：当p、d轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较牢固的状态。即p0、d0、p3、d5、p6、d10时，是较牢固状态。前36号元素全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充满状态的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、54s2、24p3；全充满状态的有26、23p6、104s1、10

4、4s2、25Mn3d33As4s10Ne2s2p18Ar3s29Cu3d30Zn3d36Kr4s24p6。4.基态原子核外电子排布的表示方法电子排布式:用数字在能级符号的右上角表示该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，比方19K：1s22s22p63s23p64s1简化的电子排布式：把内层电子达到稀有气体元素原子构造的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，比方19K：Ar4s112Mg:Ne3S2电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子轨道表示式（3）价电子排布式或轨道表示式主族元素：只需表示出最外层的电子（如Na：3s1；Cl：3s2

5、3p5）第周围期的过渡元素：要写出3d和4s两个能级的电子排布（如Fe：3d64s2）。二.原子构造与元素周期表1.元素周期表的分区：除ds外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。分元素分布价电子排布元生性质特点区sH外都是爽朗金属，最外层IA、IIAns12区电子参加反应pIIIAVIIA平时是最外层电子参加反ns2np16区、0族应精心整理IIIBVIIB都是金属元素；d能级上的d、VIII电子可以(n-1)d19ns12区(除镧系和锕系)dsIB、IIB区(n-1)d10ns12不同样程度的参加化学键的形成都是金属元素f镧系和锕(n-2)f014(n-1镧系元生性质周边；锕系元

6、区系)d02ns2生性质周边依照外面电子排布可直接判断该元素在周期表中的地址。主族元素价电子等于主族序数，过渡元素价电子等于纵行数（从而确定族序数）例：4s24p5第周围期VIIA族3d54s2第周围期VIIB族三.元素周期律：电离能、电负性1、电离能（指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量）第一电离能是指气态电中性基态原子失去1个电子转变成气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越简单失去1个电子。同一周期元素中，碱金属(或第A族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右整体呈现增大趋势（失态：A和A的元素的第一电离能大于同周期后边相邻元素的第一电离

7、能），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同一主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小；元素金属性渐强，非金属性渐弱。同一原子的电离能逐级增大，即I1I2I3，且隔层的电离能数值相差巨大。2、电负性（用来描述不同样元素的原子对键合电子吸引力的大小，不考虑稀有气体元素）以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。同周期元素自左到右，电负性逐渐增大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；精心整理同主族元素自上而下，电负性逐渐减小，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。电负性的应用：判断元素的金属性和非金属性及其强弱的尺度，金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一

8、般大于1.8，而位于非金属三角区界线的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。两种元素的电负性相差很大（如1.7）时易形成离子键，两元素电负性相差不大时易形成共价键。LiBB3、对角线规则：在元素周期表中，某些主e族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如M右图。AlSi第二章分子构造与性质g一、化学键：相邻的两个或多个原子（或离子）之间强烈的相互作用。化学离子键共价键金属键键形成阴阳离子间的静原子间经过共用电子金属阳离子与对或电子云重叠所形自由电子之间过程电作用成的相互作用的相互作用离子化合物中，多原子组成的非金属实例大多金属氧化单质、气态氢化物、非金属

9、物、强碱、大多金属氧化物、弱碱、酸数盐等二、共价键：精心整理1、共价键的实质是：成键原子相互凑近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，系统能量降低；共价键拥有两大特点：饱和性（一个原子有几个未成对电子，便只能和几个自旋相反的电子配对成键）和方向性。2）键参数：1）键能（单位：kJ/mol）：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量；键能越大，化学键越牢固。2）键长：形成共价键的两个原子的核间距，一般键长越短，共价键越牢固。（同样原子间形成的共价键键长的一半称为该原子的共价半径）3）键角：在原子数高出两个的分子中，两个共价键之间的夹角。（多原

10、子分子的键角是必然的，表示共价键拥有方向性）?键参数对分子性质的影响：精心整理键能决定分子的稳决定键长决定分子的性分子的空间键角?常有的键角：HO(105)、NH(107)、CH4(109、)(60)、CO(180)、2328P42精心整理苯(120)】3、共价键的种类：1）按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键；2）按共用电子对可否偏移分为极性键、非极性键：共价键的极性强弱比较：依照成键两原子的电负性的差别大小，两原子电负性相差越大，共价键的极性就越强。（比方：HF键的极性大于HCl键的极性）（3）按原子轨道的重叠方式分为键和键：键键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行（“肩并肩”）电

11、子云形轴对称由两块组成，且镜面状对称牢固程度强度不同样【一般：键不易断裂，键易断裂（特别：N2等）】成键判断单键是键；双键一个键、一个键；三规律键一键、两个键4）配位键：特其他共价键（键），一个原子供应空轨道，另一个原子供应孤电子对形成的共价键。精心整理存在配位键的化合物常有：H30+NH4+H2SO4Al2Cl6BNH3F3（H3NBF3）认识配位化合物(简称配合物)：含配位键的不用然是配合物金属离子(或原子)与配体(某些有孤对电子的分子或离子)之间经过配位键形成的化合物。如：Cu(H2O)4SO4、Cu(NH3)4SO4、Ag(NH3)2OH、Fe(SCN)3等。(许多过渡金属离子对多种配

12、体拥有很强的结合力，过渡金属的配合物远比主族金属的配合物多)配合物组成：N为配位原子(供应孤配体为Cu(NH3)42+SO42内界外界中心原子配或位数为4常有含配位键的内界离子:Cu(H2O)42+Cu(NH3)42+Ag(NH3)2+Fe(SCN)63Fe(SCN)64Co(NH3)3(H2O)3+Co(NH3)4Cl2+HgI42配合物溶于水易电离为内界配体离子和外界离子，而内界的配体离子通常不电离。配位键的表示(箭头)：精心整理NH2+ClClClH3CuNHClAlAlClNHCl四氨合铜离子气态氯化铝分子4、等电子原理：原子总数同样、价电子总数同样的分子(或离子)拥有相似的化学键特点

13、，好多性质是相似的，此原理称为等电子原理。1）等电子体的判断方法：微粒所含原子个数同样；微粒所含价电子总数同样2）等电子原理的应用：这一类分子或离子拥有相似的化学键特点、分子构造以及部分物理性质相似。利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型，比方：CO2、SCN-、NO2+、N3拥有同样的原子数3,而且价电子总数都为16,都为直线型构造.SO2、O3、NO2拥有同样的原子数3,总价电子数都为18,都为V形构造.CO32-、NO3、SO3拥有同样的原子数4,而且价电子数都为24,都为平面三角形构造.SO42-、PO43-拥有同样的原子数5,总价电子数为32,都为正周围体构造.PO33-、

14、SO32-、ClO3拥有同样的原子数4,总价电子数为26,都为三角锥构造三、分子的立体构型：红外光谱仪可以测定分子的立体构型。1、分子构型与价层电子对互斥模型（VSEPR模型）1）中心原子价层电子对数键电子对的数目+中心原子上的孤电子对的数目键电子对的数目与中心原子直接相连的原子数目（即：由分子式确定）【判断键电子对数时，双键、叁键等多重键作为1对电子对待】中心原子的价电子数离子所带电荷数与中心原子结合的原子能接受的电子总数孤电子对数【若节余电子不足一对，也看作1对电子办理,比方NO2的氮原子孤电子对为0.5】精心整理2）价层电子对互斥模型（VSEPR模型）说明的是价层电子对的空间构型；而分子

15、的空间构型判断要略去中心原子上的孤对电子。（中间心原子无孤对电子时，两者的构型一致）（3）价层电子对尽可能相互远离，以使它们之间的斥力最小：孤电子对之间的排斥力孤电子对与成键电子对间的排斥力成键电子对之间的排斥力；成键电子对间的斥力大小:三键双键单键2、杂化轨道理论：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量周边的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。据参加杂化的s轨道与p轨道的数目，存在sp、sp2、sp3三种杂化。（杂化轨道只用于形成键或用来容纳孤电子对；未参加杂化的轨道可用于形成键）3、价层电子对互斥理论判断简单分子或离子的空间构型及中心原

16、子的杂化方式：中心原子配位原子孤对电子键中价层VSEPR电模子型对数心杂成孤原化分子键电价层电子子轨的空实电子对排列方键角杂道间构例子对式化数型数数类目型直180直线CO22线20sp2180形Be形Cl2精心整理平面30120120正三平角形面3三sp23角平面形三角小于21形120BF3SO3CO3CH2OSO2SnCl2或VPb形Cl2平面小于三角H2O形四22109H2S18或V面sp344形体形小于NH331三角109锥PCl183精心整理H3O+SO32CH4CCl4401092109正四18面体NH48+SO42四、分子的性质1、极性分子和非极性分子的判断方法：双原子分子：含极性

17、键，就是极性分子，如HCl；含非极性键，就是非极性分子，如I2以极性键结合的多原子分子：若分子中正、负电中心重合，则为非极性分子，如BF3、CH4等；若分子中正、负电中心不重合，则为极性分子，如H2O2等。NH3、SO2、NO2、O3、精心整理对于ABn型分子：中心原子A达最高价，则为非极性分子。SO3、BF3、CO22、相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。若溶质分子和溶剂分子之间存在氢键，则氢键作用力越大，溶解性越好。3、分子间作用力（包括范德华力和氢键）（1）分子间作用力和共价键的比较：分子间

18、作用力共价键范德华力氢键相邻原子已经与电负性很大的原子形成共价键的H原子与另一个分子间稍微的看法间强烈的相互作用电负性很大的原子之间的作相互作用用力存在范围分子内或分子间（或稀某些晶体有气体原子之内间）分子内或分子间（分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的精心整理原子F、O、N等）键能一般比化学键弱得能量大小为多，比化学键弱得多，比范德华力120?800kJ/约几到几十稍强molkJ/mol饱和性和无饱和性、无特点方向性方向性随分子的相对影响因素分子质量的增大而增大主要影响物质主要影响的物理性质，性质物质的化影响随范德华力的学性质(稳增大，物质的定性)熔沸点高升有饱和性和

19、方向性对于XHY，X、Y的电负性越大，Y的原子半径越小，氢键键能越大；氢键的键长是指XHY的长度分子间氢键使物质熔沸点高升，硬度増大、在水中溶解度增大；分子间氢键还会使某些物质形成，使测定的相对分子质量偏大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小4、无机含氧酸的酸性比较酸的元数酸中羟基的氢原子数，不用然等于酸中的氢总数（有些氢不精心整理是连在氧原子上）含氧酸可表示为：(HO)mROnR同样时，酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，n越大，R的正电性越高，使ROH中O的电子向R偏移的越多，在水分子的作用下越易电离出H+，酸性越强。（如HClOHClO2HClO3HClO4）R不同样时，也有近似的规

20、律。一般，n0弱酸；n1中强酸；n2强酸；n3超强酸。第三章晶体构造和性质一.晶体与非晶体1、固体分为：晶体与非晶体可靠的区分方法：X-射线衍射2、晶体与非晶体比较：晶体自范性的实质是晶体中粒子在微观空间里呈周期性有序排列的宏观表象。晶体自范性的条件之一：生长速率合适。2、获得晶体的三条路子：熔融态物质凝固气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）溶质从溶液中析结晶二、晶胞1.晶胞：晶胞是描述晶体构造的基本单元。他代表了晶体的化学组成（化学式）及对称性。一般来说晶胞都是平行六面体（边长不用然相等也不用然垂直）经过向上、下、左、右、前、后的平移能与下一个晶胞完好重合，他在晶体中的排列呈“无隙并置”、立

21、方晶胞中微粒数的计算以及晶体化学式的确定精心整理如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。常有的晶胞为立方晶胞极点：1/8棱上：1/4面上：1/2内部：13、晶胞密度计算：（m是晶胞质量，V是晶胞体积）1pm1012m；1nm109m；1m106m；1m100cm）三、分子晶体：（分子间经过分子间作用力结合形成的晶体；特点：熔沸点低、硬度密度小，较易消融和挥发、易升华）1、典型的分子晶体有：所有非金属氢化物；部分非金属单质；部分非金属氧化物；几乎所有的酸；大多数有机物；部分盐类。（或“不是其他三类晶体”）2、范德华力不拥有方向性和饱和性，而氢键拥有方向性和饱和性。不存在氢键的分

22、子晶体能以亲密堆砌的方式排列，比方I2、CO2分子（一般是面心立方构造，配位数为12，这种特点叫分子密积聚），存在氢键的分子晶体则必定在必然的方向上堆砌排列这种特点叫分子非密积聚，比方冰的晶体中：由于氢键拥有方向性，迫使周围体中心的每个水分子与周围体顶角方向的4个相邻的水分子形成氢键，以致冰晶体空间利用率较低，留有相当大的空隙，密度较小。四原子晶体：精心整理原子晶体中不存在分子，其化学式表示晶体中各组成微粒的原子个数比。1、原子晶体的熔沸点很高、硬度很大。原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点就越高。如熔点：金刚石碳化硅硅2、判断方法：原子晶体硬度大、熔沸点高、难溶于任何溶剂。常有的原子晶

23、体：金刚石、B、Si、Ge、灰锡、SiO2、SiC、BN、Al2O33、金刚石晶体中C是sp3杂化，键角10928，每个C原子和4个C原子形成4个共价键，成为正周围体构造，C原子与碳碳键个数比为1:2，最小环由6个C原子组成，每个C原子被12个最小环所共用；每个最小环含有1/2个C原子右后左前后心前心左后右前五、离子晶体（判断方法：爽朗金属的氧化物、强碱、好多盐类；熔沸点较髙，溶于水或消融能电离；晶体中不存在分子，化学式表示晶体中各组成离子的个数比）1、离子键：实质是阴阳离子间的静电作用，离子键不拥有方向性和饱和性。2、晶格能：气态离子形成1mol离子晶体时释放的能量。一般，构型相似的离子晶体

24、，阴、阳离子所带电荷的乘积越大，阴、阳离子的半径越小，晶格能越大。晶格能越大，形成的离子晶体越牢固，熔点越高，硬度越大。3、对碳酸盐分解的理解：精心整理碳酸盐的分解实质：是碳酸根离子断掉了一个碳氧键，形成一个CO2分子和一个氧离子，金属阳离子结合这个氧离子形成金属氧化物。（MCO3MO+CO2）碳酸盐的分解难易比较：金属阳离子的半径越小和所带电荷数越多就越易结合氧离子（也就是形成的离子键更强），结合能力越强，碳酸盐越易分解，分解温度则越低。4、典型的离子晶体的构造特点NaCl型晶体CsCl型晶体CaF2型晶体ZnS型晶体Na+的配位数阴阳离子的(C.N.)是6，Cl配位数均为的配位数也是8。6

25、。每个Na+与每个Cs+周围个Na+等距距离相等且离相邻，一个近来的Cs+共NaCl晶胞中含有6个，一个有4个Na+和4CsCl晶胞中个Cl。个Cs+含有1阴阳离子的配位数均为4，Ca一个ZnS晶胞中含4个Zn2+Ca2+的配位数是和4个S2。8，F的配位数是4。一个CaF2晶胞中精心整理和1个Cl。含4个Ca2+和8个F。六、金属晶体（判断方法：金属单质、合金属于金属晶体）1、电子气理论：由于金属原子的最外层电子数较少，易失电子成为金属离子，金属原子释放出的价电子不专属于某个特定的金属离子，而为好多金属离子所共有，并在整个金属中自由运动，这些电子又称为自由电子。金属零散下来的价电子几乎均匀分

26、布在整个晶体中，像遍布整块金属的“电子气”，从而把所有金属原子维系在一起。2、金属金属通性讲解离子和子之间金属中的自由电子能在必然范围内自由活动，无特点能量限制，可在较宽范围内吸取的相互金属光彩可见光并随即放出，所以使金属不透明、拥有金属光彩（多为银白色）做金属3、金属导电在外加电场的作用下，自由电子发生定向运动，形成电流熔沸点导热自由电子把能量从温度高的地域传到温度低的地域，从而使整块金属达到同样的温度属晶体点差别有延展性当金属碰到外力作用时，金属原子之间发生相对滑动，表现为优异的延展性要与金相对强弱有关，一般，金属原子半径越小，价电子数越多，金属键越强，金属晶体的熔沸点越高。4、金属晶体的

27、积聚模型积聚代表每个晶胞所含配位原子半径为r空间利用率晶胞模型物原子数数键：金属自由电的强烈作用叫键。晶体的比较：金的熔沸很大，主属键的精心整理简单立方Po积聚碱金体心属、立方Fe、积聚Cr、WCu、面心Ag、立方Au、积聚Al六方Zn、最密Mg、积聚Ti边长：2r体对角线：4r8边长：r面对角线：4r12边长：r菱形边长：2r菱形面积：12r2高：r注：室温条件下的气体、液体、溶液等，经必然条件可以转变成晶体。晶体都是固体化学键包括：共价键、离子键、金属键不同样种类晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体氢键只存在于固态、液态分子间，而范德华力不限晶体发生物理变化时：物质状态改变或溶解分子晶体战胜分子间作用力（范德华力和氢键），部分分子晶体溶于水也会断裂共价键发生电离，如HNO3、H2SO4，Al(OH)3、AlCl3、BeCl2等原子晶体战胜原子间的共价键；离子晶体战胜阴阳离子间的离子键；金属晶体战胜金属阳离子与自由电子间金属键晶体发生化学变化时:分子晶体、原子晶体均断裂共价键；离子晶体断裂离子键；金属晶体断裂金属键附录：四种晶体比较（熟记）精心整理晶体种类分子晶体原子晶体离子晶体金属晶体原子间经过