高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质

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）的含义.

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.

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）：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.(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.

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24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.

(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.

①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

②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⑵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。

3.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.

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.

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.

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:

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8.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9.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

二.化学键与物质的性质.

内容：离子键――离子晶体

1.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).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).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: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.

(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.

2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.

(1).共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π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.

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.了解极性键和非极性键，了解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：

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.

  非极性分子和极性分子的比较

4.分子的空间立体结构（记住）

常见分子的类型与形状比较

5.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（SiO２）.

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.

6.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.

(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<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金属键的强弱可以用金属的原子

7.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）.

 (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)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.

三.分子间作用力与物质的性质.

1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.

分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，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.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.

(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.

(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，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，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.

3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）.

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

表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在.

4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.

四、几种比较

1、离子键、共价键和金属键的比较

2、非极性键和极性键的比较

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

①熔点：固态物质>液态物质

②沸点：液态物质>气态物质

 

第二篇：人教高中化学选修3第三章晶体结构与性质知识点填空

第三章 晶体结构与性质

班级_____________姓名_____________

一、晶体与非晶体

1．固体的分类

?→具有 外形，称为 。固体—? ?→无规则几何外形，属于 。

2．获得晶体的三条途径

(1)________物质凝固；

(2)________物质冷却不经液态直接凝固(凝华)；

(3)________从溶液中析出。

熔融态的SiO2快速冷却形成________，热液缓慢冷却形成________。

3．晶体的特点

(1)自范性

①定义：晶体能__________呈现__________外形的性质。

②形成条件：晶体____________适当。

③本质原因：晶体中粒子在____________里呈现________的________排列。非晶体中粒子的排列则相对________，因而________自范性。

(2) __________性：某些物理性质，如强度、导热性、导电性、光学性质等__________

(3)__________性：晶体的熔、沸点________。

(4)外形和内部质点的高度________。

4．区分晶体和非晶体最可靠的科学方法

对固体进行______________实验。

二、晶胞

1．概念

描述晶体结构的____________。

2．结构

晶胞一般都是__________，晶体是由无数晶胞“____________”而成。

(1)无隙：相邻晶胞之间________________。

(2)并置：所有晶胞都是________排列的，取向________。

(3)所有晶胞的________及内部的原子____________及几何排列是完全相同的。

3．晶胞的粒子数(均摊法，仅限于计算晶胞)

对于一个平行六面体的晶胞来说，晶胞顶角上的原子是____个晶胞共用的，晶胞棱上的原子是____个晶胞共用的，晶胞面上的原子是____个晶胞共用的，晶胞内部的原子则____________________。

三、分子晶体

1．结构特点

(1)构成粒子及作用力

?—构成粒子：

分子晶体—?—粒子间的作用力：?—分子内各原子间以结合

(2)粒子堆积方式

①若分子间作用力只是____________，则分子晶体有____________特征，即每个分子周

围有____个紧邻的分子，如____。

②若分子间含有其他作用力，如氢键，由于氢键具有____________，使分子不能采取密堆积的方式，则每个分子周围紧邻的分子要少于12个。如冰中每个水分子周围只有____个紧邻的水分子。

2．性质特点

由于分子间作用力较____，所以分子晶体的：(1)熔点____，(2)____升华，(3)硬度____。

3．物质种类

(1)所有________________，如H2O、NH3、CH4等。

(2)部分________________，如卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等。

(3)部分______________，如CO2、P4O10、SO2、SO3等。

(4)几乎所有的________，如HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等。

(5)绝大多数____________，如苯、乙醇、乙酸、乙酸乙酯等。

(6)稀有气体是单原子分子，靠_______________形成分子晶体，晶体内________化学键。

4．典型的分子晶体(如图)

(1)干冰

①我们可以看出：干冰晶体是一种立方面心结构——每8个CO2分子构成立方体，且在六个面的中心又各占据1个CO2分子，每个CO2分子周围离该分子最近且距离相等的CO2分子有____个(以一个CO2为中心，切成互相垂直的X、Y、Z三个平面，每个平面上____个最近)。

②每个晶胞中有____个CO2分子。配位数为____________。

(2)冰

①水分子之间的作用力有范德华力，但主要作用力是________。

②由于________的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶点的4个相邻的水分子相互吸引。配位数为____________。

四、原子晶体

1．结构特点

、

2．性质特点

由于原子晶体中原子间以较____的共价键相结合，故原子晶体的：(1)熔、沸点________，

(2)硬度______，(3)一般____导电，(4)____溶于溶剂。

3．物质种类

(1)某些________________，如晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等。

(2)某些________________，如碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等。

(3)某些____________，如二氧化硅(SiO2)等。

4．典型的原子晶体(如图)

(1)金刚石

①在晶体中每个碳原子以________________对称地与相

邻的4个碳原子相结合，形成____________结构，这些正四面

体向空间发展，构成彼此联结的立体________结构。

②晶体中C—C—C夹角为__________，碳原子采取了

________杂化。

③最小环上有____个碳原子。

④晶体中C原子个数与C—C键数之比为________。故1

mol 金刚石中有________个C—C键。

⑤1个晶胞（参见教材图）有____个C原子，配位数为____。

C位于晶胞的____________________位置。

(2)晶体硅

以硅原子代替金刚石中的碳原子，便可得到晶体硅的结构。

(3)二氧化硅(SiO2)

若在晶体硅结构中的每个Si—Si键中“插入”一个氧原子，便可

得到以硅氧四面体为骨架的二氧化硅的结构(如图)。

①在晶体中每个硅原子和____个氧原子形成____个共价键；每个

氧原子与2个硅原子相结合。故SiO2晶体中硅原子与氧原子按

________的比例构成立体网状结构。

②最小环上有____个原子。

③1 mol SiO2晶体中含________个Si—O键。

五、金属键

1．本质

描述金属键本质的最简单理论是“________理论”。该理论把金属键描述为金属原子脱落下来的__________形成遍布整块晶体的“__________”，被所有原子所共用，从而把所有金属原子维系在一起。

2．金属晶体

在金属单质的晶体中，原子之间以________相互结合，构成金属晶体的粒子是___和____________。

3．金属键的强度差别________，例如，金属钠的熔点较低，硬度较小，而钨是熔点最高的金属，这是由于________________________不同的缘故。一般来说，金属的____________越小，金属键越强，金属的____________越多，金属键越强。

4．金属材料有良好的延展性，由于金属键________方向性，当金属受到外力作用时，____________________________________而不会破坏金属键；金属材料有良好的导电性是由于金属晶体中的________________________________________发生定向移动；金属的热导率随温度升高而降低是由于在热的作用下，________________________频繁碰撞，阻碍了____________________的传递。

六、金属晶体的原子堆积模型

金属原子在二维平面里有两种排列方式，一种是“____________”(填“密置层”或“非密置层”)，其配位数为______；另一种是____________(填“密置层”或“非密置层”)，其配位数不足12。金属晶体可看作是金属原子在________空间中堆积而成，有如下基本模式：

1．简单立方堆积

是按“____________”(填“密置层”或“非密置层”)方式堆积而成，其空间利用率

____________，晶胞构成：一个立方体，____个原子，如________。配位数为_______。

2．体心立方堆积

是按____________(填“密置层”或“非密置层”)方式堆积而成，晶胞构成：________立方，原子位于晶胞的_________________位置_____个原子，配位数为_______。如_________

3．六方最密堆积和面心立方最密堆积

六方最密堆积和面心立方最密堆积是按照______________(填“密置层”或“非密置层”)的堆积方式堆积而成，配位数均为____，空间利用率均为______。

六方最密堆积：按________________方式堆积；面心立方最密堆积：按________________方式堆积。

七、石墨——混合晶体

1．结构特点——层状结构

(1)同层内，碳原子采用________杂化，以________________相结合，形成____________平面网状结构。所有碳原子的2p轨道平行且相互重叠，p电子可在整个平面中运动。

(2)层与层之间以____________________。

2．晶体类型

石墨晶体中，既有____________，又有____________和____________，属于____________。

八、离子晶体

1．概念

由________和________通过________结合而成的晶体。

2．决定晶体结构的因素

离子晶体中离子的配位数是指一个离子周围最邻近的____________________。决定离子晶体中离子配位数的因素有________因素、________因素、________因素。

(1)几何因素是指_____________________________。它是决定离子晶体结构的重要因素。

＋－(2)电荷因素是指____________________。如在NaCl晶体中每个Na周围有____个Cl，

－＋每个Cl周围有____个Na。NaCl只是氯化钠晶体的__________，在晶体中不存在单个氯化

＋－＋－－钠分子，只有Na和Cl。在CsCl晶体中每个Cs周围有______个Cl，每个Cl周围有______

＋个Cs。如果正、负离子的__________不同，正、负离子的________必定不相同，正、负离

＋－子的__________就不会相同。如，在CaF2晶体中，Ca2和F的电荷比是________，个数比

＋－是________，Ca2的配位数为________，F的配位数为________。

(3)键性因素是指____________________。

3．性质

(1)________较大，难于压缩；

(2)熔、沸点________，难挥发；

(3)不导电，但是在________或________中可导电。

九、晶格能

1．概念

离子晶体的晶格能是指________________________________________，能量取________。离子晶体的晶格能是最能反映________________的数据。

2．影响因素

离子带电荷越多，晶格能越________，离子半径越大，晶格能越________。

3．晶格能对离子晶体性质的影响

晶格能越大，形成的离子晶体越________，而且熔点越____，硬度越____。