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【高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲,苏教版】
一.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:
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.
NaCl型晶体CsCl型晶体
每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围,同样每个C1—也被6个Na+所包围。每个正离子被8个负离子包围着,同时每个负离子也被8个正离子所包围。
(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.
位置顶点棱边面心体心
贡献1/8 1/4 1/2 1
内容:共价键-分子晶体――原子晶体
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.
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.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
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:
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
③.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).
4.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、Ne
A2直线形非极性非极性H2、O2
AB 直线形极性极性HCl、NO
ABA 直线形180°极性非极性CO2、CS2
ABA V形≠180°极性极性H2O、SO2
A4正四面体形60°非极性非极性P4
AB3平面三角形120°极性非极性BF3、SO3
AB3三角锥形≠120°极性极性NH3、NCl3
AB4正四面体形109°28′极性非极性CH4、CCl4
AB3C 四面体形≠109°28′极性极性CH3Cl、CHCl3
AB2C2四面体形≠109°28′极性极性CH2Cl2
直线三角形V形四面体三角锥V形H2O
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.
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).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
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).
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。 A B
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).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.
晶体类型原子晶体分子晶体金属晶体离子晶体
粒子原子分子金属阳离子、自由电子阴、阳离子
粒子间作
用(力)
共价键分子间作用力复杂的静电作用离子键
熔沸点很高很低一般较高,少部分低较高
硬度很硬一般较软一般较硬,少部分软较硬
溶解性难溶解相似相溶难溶(Na等与水反应)易溶于极性溶剂
导电情况
不导电
(除硅)
一般不导电良导体
固体不导电,熔
化或溶于水后导电
实例
金刚石、水
晶、碳化硅等
干冰、冰、纯硫
酸、H2(S)
Na、Mg、Al等
NaCl、CaCO3
NaOH等
四、几种比较
1、离子键、共价键和金属键的比较
化学键类型离子键共价键金属键
概念阴、阳离子间通过静
电作用所形成的化学
键
原子间通过共用电子对
所形成的化学键
金属阳离子与自由电子通过相
互作用而形成的化学键
成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用
形成条件活泼金属与活泼的非
金属元素
非金属与非金属元素金属内部
实例NaCl、MgO HCl、H2SO4Fe、Mg 2、非极性键和极性键的比较
非极性键极性键
概念同种元素原子形成的共价
键
不同种元素原子形成的共价键,
共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力相同不同
共用电子对不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性电中性显电性
形成条件由同种非金属元素组成由不同种非金属元素组成
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
学点归纳 一、化学键与化学反应中能量变化的关系 1、化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因; 2、能量是守恒的; 3、E(反应物的总能量)>E(生成物的总能量)化学反应放出热量 E(反应物的总能量)<E(生成物的总能量)化学反应吸收热量 二、化学能与热能的相互转化 放热反应:放出热量的化学反应 吸热反应:吸收热量的化学反应 三、中和热的测定 四、能量的分类 典例剖析 【例1】下列有关化学反应中能量变化的理解,正确的是( ) A.凡是伴有能量的变化都是化学反应 B.在化学反应过程中,总是伴随着能量的变化 C.在确定的化学反应中,反应物的总能量一定不等于生成物的总能量 D.在确定的化学反应中,反应物的总能量总是高于生成物的总能量 解析:在化学变化中,既有物质的变化,又有能量的变化;但有能量的变化不一定有化学变化,如NaOH固体溶于水中放出热量,NH4NO3晶体溶于水吸收热量,核反应的能量变化等。在确定的化学反应中,E (反应物总) ≠E (生成物总),当E (反应物总) >E (生成物总)时,反应放出热量;当E (反应物总) <E (生成物总)时,反应吸收热量。B、C正确,A、D错误。 【例2】在化学反应中,反应前与反应后相比较,肯定不变的是( ) ①元素的种类②原子的种类③分子数目④原子数目 ⑤反应前物质的质量总和与反应后物质的质量总和⑥如果在水溶液中反应,则反应前与反应后阳离子所带的正电荷总数⑦反应前反应物的总能量与反应后生成物的总能量 A. ①②③④ B. ①②⑤⑥ C. ①②④⑤ D. ②③⑤⑥
答案: C 解析:依据能量守恒定律可知:①②④⑤正确,但化学变化中物质的分子数会变化,且一定伴随着能量的变化 【例3】下列说法不正确的是( ) A.任何化学反应都伴随有能量变化 B.化学反应中能量的变化都变现为热量的变化 C.反应物的总能量高于生成物的总能量时,发生放热反应 D.反应物的总能量低于生成物的总能量时,发生吸热反应 解析:化学反应中能量变化通常变现为热量的变化,也可变现为光能、动能等能量形成,B是错误的;A从能量变化角度去认识化学反应,正确;C、D都是关于化学反应中能量变化的正确描述,反应物总能量大于生成物总能量,多余的能量以热能释放出来就是放热反应,当反应物总能量小于生成物总能量,所差能量通过吸收热量来完成,表现为吸热反应。 答案: B 【例4】下列说法不正确的是( ) A.在化学反应中,随着物质的变化,既有化学键的断裂,又有化学键的形成,还有化学能的变化 B.化学反应过程中是放出热量还有吸收热量,取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小 C.需要加热才能发生的化学反应,则该反应进行后一定是吸收热量的 D.物质具有的能量越低,其稳定性越大,反应越难以发生;物质具有的能量越高,其稳定性越小,反应越容易发生 答案: C 解析:需要加热才能发生的反应,反应后不一定是吸收能量的,如碳在空气中燃烧时需要加热才能进行,但反应后放出大量的热量。ABD都是正确的。 【例5】已知反应X+Y=M+N为吸热反应,关于这个反应的下列说法中正确的是( ) A.X的能量一定低于M的,Y的能量一定低于N的 B.因为该反应为吸热反应,故一定要加热反应才能进行 C.破坏反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中的化学键所放出的能量 D.X、Y的总能量一定低于M、N的总能量 解析:根据能量守恒定律,该反应为吸热反应,则X、Y总能量一定小于M、N的总
1.对危险化学药品要在包装标签上印有警示性标志。氢氧化钠溶液应选用的标志是() 【解析】氢氧化钠溶液具有强腐蚀性。 【答案】D 2.下列说法正确的是() ①氧化性:亚甲基蓝>亚甲基白 ②氧化性:亚甲基白>亚甲基蓝 ③还原性:亚甲基白>亚甲基蓝 ④还原性:亚甲基蓝>亚甲基白 A.①③B.①④ C.②③D.②④ 被葡萄糖还原 【解析】亚甲基蓝 亚甲基白。 被氧气氧化 【答案】A 3.下列关于实验室一般事故的预防和处理方法正确的是()
A.燃着的酒精灯打翻失火,应立即用水浇灭 B.少量酸或碱滴到实验台上,立即用湿抹布擦净,再用水冲洗 C.金属镁着火时,可用干冰灭火器来扑灭 D.蒸发食盐溶液时,发生液滴飞溅现象,应立即加水冷却 【答案】B 4.(2013·日照高二期末)下列选用的相关仪器符合实验要求的是() 【解析】浓硝酸具有强氧化性,不能用橡胶塞,一般用玻璃塞且用细口瓶;水和乙酸乙酯互不相溶,用分液漏斗分离;用量筒量取液体只能精确到0.1 mL;向试管中放块状固体时,应遵循“一平二放三滑入”的原则。 【答案】B 5.以下各种尾气吸收装置中,适合于吸收易溶性气体,而且能防止倒吸的是()
【解析】A、B装置不能使气体流入;C装置极易发生倒吸;D能使气体溶解,且球形干燥管的“球形”部分能起到防止倒吸的作用。 【答案】D 6.下列蓝瓶子实验,振荡周期最短的是() 水葡萄糖 0.1%亚 甲基蓝NaO H溶 液 温度 A50 mL 1.5 g8滴 2 mL40 ℃ B50 mL 1.5 g10滴 2 mL40 ℃ C50 mL 1.5 g8滴 2 mL25 ℃ D50 mL 1.5 g10滴 2 mL25 ℃【解析】温度高,反应速率快,振荡周期短,C、D两项被排除;亚甲基蓝含量越少,越容易被还原,振荡周期越短,所以选A项。 【答案】A 7.(2010·上海高考)下列实验操作或实验事故处理正确的是()
高中化学学习材料 《有机化学基础》知识点整理 一、重要的物理性质 1. 有机物的溶解性 (1) 难溶于水:各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的醇、醛、羧酸等。 (2) 易溶于水:低级[n(C)≤4]醇、(醚)、醛、(酮)、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。(都能与水形成氢键)。 (3) 具有特殊溶解性的: ①乙醇是一种很好的溶剂,既能溶解许多无机物,又能溶解许多有机物,所以常用乙醇来溶解植物色素或其中 的药用成分,也常用乙醇作为反应的溶剂,使参加反应的有机物和无机物均能溶解,增大接触面积,提高反应速率。例如,在油脂的皂化反应中,加入乙醇既能溶解NaOH,又能溶解油脂,让它们在均相(同一溶剂的溶液)中充分接触,加快反应速率,提高反应限度。 ②苯酚:室温下,在水中的溶解度是9.3g(属可溶),易溶于乙醇等有机溶剂,当温度高于65℃时,能与水混溶, 冷却后分层,上层为苯酚的水溶液,下层为水的苯酚溶液,振荡后形成乳浊液。苯酚易溶于碱溶液和纯碱溶液,这是因为生成了易溶性的钠盐。 ③乙酸乙酯在饱和碳酸钠溶液中更加难溶,同时饱和碳酸钠溶液还能通过反应吸收挥发出的乙酸,溶解吸收挥发 出的乙醇,便于闻到乙酸乙酯的香味。 ④有的淀粉、蛋白质可溶于水形成胶体。蛋白质在浓轻金属盐(包括铵盐)溶液中溶解度减小,会析出(即盐析, 皂化反应中也有此操作)。但在稀轻金属盐(包括铵盐)溶液中,蛋白质的溶解度反而增大。 ⑤线型和部分支链型高聚物可溶于某些有机溶剂,而体型则难溶于有机溶剂。 ⑥氢氧化铜悬浊液可溶于多羟基化合物的溶液中,如甘油、葡萄糖溶液等,形成绛蓝色溶液。 2. 有机物的密度 (1) 小于水的密度,且与水(溶液)分层的有:各类烃、一氯代烃、酯(包括油脂) (2) 大于水的密度,且与水(溶液)分层的有:多氯代烃、溴代烃(溴苯等)、碘代烃、硝基苯 3. 有机物的状态[常温常压(1个大气压、20℃左右)] (1) 气态: ①烃类:一般N(C)≤4的各类烃注意:新戊烷[C(CH3)4]亦为气态 ②衍生物类: 一氯甲烷(CH3Cl,沸点为-24.2℃)氟里昂(CCl2F2,沸点为-29.8℃) 氯乙烯(CH2=CHCl,沸点为-13.9℃)甲醛(HCHO,沸点为-21℃) 氯乙烷(CH3CH2Cl,沸点为12.3℃)一溴甲烷(CH3Br,沸点为3.6℃) 四氟乙烯(CF2=CF2,沸点为-76.3℃)甲醚(CH3OCH3,沸点为-23℃) 甲乙醚(CH3OC2H5,沸点为10.8℃)环氧乙烷(,沸点为13.5℃) (2) 液态:一般N(C)在5~16的烃及绝大多数低级衍生物。如,
高中化学选修三知识点总结 第一章原子结构与性质 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。 4、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。 5、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 6、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。 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。 7、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.
高中化学必修二有机化合物知识点总结
绝大多数含碳的化合物称为有机化合物,简称有机物。像 CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数 化合物,由于它们的组成和性质跟无机化合物相似,因而一向把它们作为无机化合物。
有机物
烷烃: 甲烷
烯烃: 乙烯
主要化学性质
①氧化反应(燃烧) CH4+2O2――→CO2+2H2O(淡蓝色火焰,无黑烟) ②取代反应 (注意光是反应发生的主要原因,产物有 5 种) CH4+Cl2―→CH3Cl+HCl CH3Cl +Cl2―→CH2Cl2+HCl CH2Cl2+Cl2―→CHCl3+HCl CHCl3+Cl2―→CCl4+HCl
在光照条件下甲烷还可以跟溴蒸气发生取代反应, 甲烷不能使酸性 KMnO4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。
①氧化反应 (ⅰ)燃烧 C2H4+3O2――→2CO2+2H2O(火焰明亮,有黑烟) (ⅱ)被酸性 KMnO4 溶液氧化,能使酸性 KMnO4 溶液褪色。
②加成反应 CH2=CH2+Br2-→CH2Br-CH2Br(能使溴水或溴的四氯化碳溶液褪色)
在一定条件下,乙烯还可以与 H2、Cl2、HCl、H2O 等发生加成反应 CH2=CH2+H2――→CH3CH3
CH2=CH2+HCl-→CH3CH2Cl(氯乙烷) CH2=CH2+H2O――→CH3CH2OH(制乙醇) ③加聚反应 nCH2=CH2――→-CH2-CH2-n(聚乙烯) 乙烯能使酸性 KMnO4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。常利用该反应鉴别烷烃和烯烃,
如鉴别甲烷和乙烯。
①氧化反应(燃烧)
2C6H6+15O2―→12CO2+6H2O(火焰明亮,有浓烟)
②取代反应
苯环上的氢原子被溴原子、硝基取代。
苯
+Br2――→ +HBr
+HNO3――→ +H2O
③加成反应
+3H2――→
苯不能使酸性 KMnO4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。
、同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较。
概念
同系物
同分异构体
同素异形体
同位素
定义
结构相似,在分子组成上 分子式相同而结
相差一个或若干个 CH2 原 构式不同的化合
子团的物质
物的互称
质子数相同而中子数不 由同种元素组成的不
同的同一元素的不同原 同单质的互称
子的互称
分子式
不同
相同
元素符号表示相同,分 子式可不同
——
结构
相似
不同
不同
——
研究对象
化合物
化合物
单质
原子
6、烷烃的命名:
(1)普通命名法:把烷烃泛称为“某烷”,某是指烷烃中碳原子的数目。1-10 用甲,乙,
丙,丁,戊,已,庚,辛,壬,癸;11 起汉文数字表示。区别同分异构体,用“正”,“异”,
“新”。
正丁烷,异丁烷;正戊烷,异戊烷,新戊烷。
(2)系统命名法:
①命名步骤:(1)找主链-最长的碳链(确定母体名称);(2)编号-靠近支链(小、多)的一端;
(3)写名称-先简后繁,相同基请合并.
②名称组成:取代基位置-取代基名称母体名称
③阿拉伯数字表示取代基位置,汉字数字表示相同取代基的个数
CH3-CH-CH2-CH3
CH3-CH-CH-CH3
重点高中化学选修五知识点全汇总
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备战高中:梳理选修五知识点 结构相似,在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质物质。 同系物的判断要点: 1、通式相同,但通式相同不一定是同系物。 2、组成元素种类必须相同 3、结构相似指具有相似的原子连接方式,相同的官能团类别和数目。结构相似不一定完全相同,如CH3CH2CH3和(CH3)4C,前者无支链,后者有支链仍为同系物。 4、在分子组成上必须相差一个或几个CH2原子团,但通式相同组成上相差一个或几个CH2原子团不一定是同系物,如CH3CH2Br和 CH3CH2CH2Cl都是卤代烃,且组成相差一个CH2原子团,但不是同系物。(马上点标题下蓝字"高中化学"关注可获取更多学习方法、干货!) 5、同分异构体之间不是同系物。 二、同分异构体 化合物具有相同的分子式,但具有不同结构的现象叫做同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互称同分异构体。 1、同分异构体的种类:
⑴碳链异构:指碳原子之间连接成不同的链状或环状结构而造成的异构。如C5H12有三种同分异构体,即正戊烷、异戊烷和新戊烷。 ⑵位置异构:指官能团或取代基在在碳链上的位置不同而造成的异构。如1—丁烯与2—丁烯、1—丙醇与2—丙醇、邻二甲苯与间二甲苯及对二甲苯。 ⑶异类异构:指官能团不同而造成的异构,也叫官能团异构。如1—丁炔与1,3—丁二烯、丙烯与环丙烷、乙醇与甲醚、丙醛与丙酮、乙酸与甲酸甲酯、葡萄糖与果糖、蔗糖与麦芽糖等。 ⑷其他异构方式:如顺反异构、对映异构(也叫做镜像异构或手性异构)等,在中学阶段的信息题中屡有涉及。 各类有机物异构体情况:
高中化学必修二知识点归纳总结 第一章物质结构元素周期律 一、原子结构 质子(Z个) 原子核注意: 中子(N个) 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 1.)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数 核外电子(Z个) ★熟背前20号元素,熟悉1~20号元素原子核外电子的排布: H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律:①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;②各电子层最多容纳的电子数是2n2; ③最外层电子数不超过8个(K层为最外层不超过2个),次外层不超过18个,倒数第三层电子数不超过32个。 电子层:一(能量最低)二三四五六七 对应表示符号: K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素 元素:具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则: ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同 ......的各元素从左到右排成一横行 ..。(周期序数=原子的电子层数) ③把最外层电子数相同 ........的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行 ..。 主族序数=原子最外层电子数 2.结构特点: 核外电子层数元素种类 第一周期 1 2种元素 短周期第二周期 2 8种元素 周期第三周期 3 8种元素 元(7个横行)第四周期 4 18种元素 素(7个周期)第五周期 5 18种元素 周长周期第六周期 6 32种元素 期第七周期 7 未填满(已有26种元素) 表主族:ⅠA~ⅦA共7个主族 族副族:ⅢB~ⅦB、ⅠB~ⅡB,共7个副族 (18个纵行)第Ⅷ族:三个纵行,位于ⅦB和ⅠB之间 (16个族)零族:稀有气体 三、元素周期律 1.元素周期律:元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增 而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化 ...................的必然结果。
高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 (一)原子结构 1、能层和能级 (1)能层和能级的划分 ①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层,能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。 (2)能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是:2n2(n:能层的序数)。 2、构造原理 (1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 (2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
(3)不同能层的能级有交错现象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子轨道的能量关系是:ns<(n-2)f <(n-1)d <np (4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。 (5)基态和激发态 ①基态:最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能),产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 (1)电子云:电子在核外空间做高速运动,没有确定的轨道。因此,人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述。 (2)原子轨道:不同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。s电子的原子轨道呈球形对称,ns能级各有1个原子轨道;p电子的原子轨道呈纺锤形,n p能级各有3个原子轨道,相互垂直(用p x、p y、p z表示);n d能级各有5个原子轨道;n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 (1)能量最低原理:在基态原子里,电子优先排布在能量最低的能级里,然后排布在能量逐渐升高的能级里。 (2)泡利原理:1个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋方向相反。 (3)洪特规则:电子排布在同一能级的各个轨道时,优先占据不同的轨道,且自旋方向相同。 (4)洪特规则的特例:电子排布在p、d、f等能级时,当其处于全空、半充满或全充满时,即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14,整个原子的能量最低,最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”,而不是说电子填充到能量最低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 (5)(n-1)d能级上电子数等于10时,副族元素的族序数=n s能级电子数 (二)元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定:原子核外的能层数决定元素所在的周期,原子的价电子总数决定元素所在的族。 (1)原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层(电子层)相同,按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期,周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外),元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 (2)原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同(外围电子排布相同),按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列,十六个族。同主族周期元素从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。 (3)原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区,分别为s区、p区、d区、f区和ds区,除ds区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律
高中化学学习材料 (精心收集**整理制作) 2015年苏教版高中化学选修5有机化学基础 专题同步练习训练 专题1 第1单元 1.下列叙述:①我国科学家在世界上第一次人工合成结晶牛胰岛素;②最早发现电子的是英国科学家道尔顿;③创造联合制碱法的是我国著名科学家侯德榜;④首先制得氧气的是法国科学家拉瓦锡;⑤首先在实验室合成尿素的是维勒,其中正确的是 A.只有①B.①和③ C.①③⑤D.①②③④ 2.人类第一次用无机化合物人工合成的有机物是() A.乙醇B.食醋 C.甲烷D.尿素 3.用于制造隐形飞机的某种物质具有吸收微波的功能,其主要成分的结构 如下所示,它属于() A.无机物B.烃 C.高分子化合物D.有机物 4.环境毒品“二英”是目前人类制造的可怕的化学物质,其结构简式如图所示 (),它属于A.高分子化合物B.芳香烃 C.烃D.有机物 5.萤火虫会在夏日的夜空发出点点光亮,这是一种最高效的发光机制。萤火虫发光的原理是荧光素在荧光酶和ATP催化下发生氧化还原反应时伴随着化学能转变为光能: 荧光素属于()
A.无机物B.烃 C.烃的衍生物D.高分子化合物 6.(热点题)北京国家游泳馆“水立方”是在国内首次采用膜结构的建筑,以钢材为支架,覆盖ETFE薄膜。ETFE是乙烯和四氟乙烯的共聚物,是一种轻质透明的新材料。 (1)该材料属于________。 A.新型无机非金属材料B.金属材料 C.有机高分子材料D.复合材料 (2)下列说法错误的是________。 A.ETFE极易分解,符合环保要求 B.ETFE韧性好,拉伸强度高 C.ETFE比玻璃轻、安全 D.ETFE是纯净物,有固定的熔点 E.CF CF2和CH2CH2均是平面分子 (3)写出由乙烯和四氟乙烯共聚生成ETFE的反应方程式 ________________________________________________________________________。 专题1 第2单元 1.下列有机物在H-NMR上只给出一组峰的是() A.HCHO B.CH3OH C.HCOOH D.CH3COOCH3 2.实验测得某碳氢化合物A中,含碳80%,含氢20%,又测得该化合物的相对分子质量是30,该化合物的分子式是() A.CH4B.C2H6 C.C2H4D.C3H6 3.下列具有手性碳原子的分子是() 4.某有机物C3H6O2的核磁共振氢谱中有两个共振峰,面积比为1∶1,该有机物的结构简式是()
必修2 第一章 物质结构 元素周期律 一、元素周期表 1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的 2、写出1~18号元素的原子结构示意图 3、元素周期表的结构 7个周期(三短、三长、一个不完全),周期数=电子层数 7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族,主族序数=最外层电子数 4、碱金属元素 (1)碱金属元素的结构特点:Li 、Na 、K 、Rb 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。 (2)Na 与K 分别与水、氧气反应的情况 分别与出K 、Na 与水反应的化学方程式 (3)从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 (4)同族元素性质的相似性 5、卤族元素 (1)卤族元素的结构特点:F 、Cl 、Br 、I 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。 (2)单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性 (3)卤素间的置换反应 (4)从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 (5)同族元素性质的相似性 结论:同主族元素从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。 3、核素 (1)核素的定义: A P X (2)同位素: 1 1H 、 2 1H 、 3 1H (3)原子的构成: 二个关系式:质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 质量数A = 质子数P + 中子数N (3)几种同位素的应用: 126C 、146C 、 2 1H 、 3 1H 、238 92U
二、元素周期律 1、原子核外电子的排布 (1)原子核外电子是分层排布的,能量高的在离核远的区域运动,能量低的在离核近的区域运动(2)电子总是先从内层排起,一层充满后再排入下一层,依次是K、L、M、N (3)每个电子层最多只能容纳2n2个电子。最外层最多只能容纳8个电子(氦原子是2 个);次外层最多只能容纳18 个电子;倒数第三层最多只能容纳32 个电子。 2、元素周期律 随着原子序数的递增,元素的性质呈周期性变化的规律 原子的电子层排布的周期性变化 原子半径的周期性变化 主要化合价的周期性变化 3、第三周期元素化学性质变化的规律 金属性的递变规律 (1)钠镁与水反应现象,比较钠镁与水反应的难易(方程式书写) (2)镁铝与盐酸反应的难易(现象,方程式) (3)比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 非金属性的递变规律 (1)比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性 (2)比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 (3)向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象 结论:同一周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 4、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 5、在周期表中一定区域可以寻找到一定用途的元素 (1)寻找半导体材料 (2)寻找用于制造农药的材料 (3)寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合合金材料 6、推测钫(与K同一主族在K的下面)的性质 推测铍的性质 推测量114号元素的位置与性质 三、化学键
(苏教版)高中化学选修5(全册)精品同步练习汇总(打 印版) 1.某物质的结构为,关于该物质的叙述正确的是() A.一定条件下与氢气反应可以生成硬脂酸甘油酯 B.一定条件下与氢气反应可以生成软脂酸甘油酯 C.与氢氧化钠溶液混合加热能得到肥皂的主要成分 D.与其互为同分异构体且完全水解后产物相同的油脂有三种 2.我国某些地区用石蜡等工业油加工“毒米”,威胁我们的健康,给该地区的经济发展带来负面影响。食用油和石蜡油虽然都称作“油”,但从化学组成和分子结构上看,它们是完全不同的。下列叙述正确的是() A.食用油属于有机物,石蜡油属于无机物 B.食用油属于纯净物,石蜡油属于混合物 C.食用油属于酯类,石蜡油属于烃类 D.食用油属于高分子化合物,石蜡油属于小分子化合物 3.把动物的脂肪和氢氧化钠溶液混合,加热,得到一种均匀的液体,然后向其中加入足量的盐酸,结果有一种白色的物质析出,这种白色的物质是() A.NaCl B.肥皂 C.C17H35COONa D.高级脂肪酸
4.食品店出售的冰淇淋含硬化油,它是以多种植物油为原料来制得的,制取时发生的是() A.水解反应B.加聚反应 C.加成反应D.氧化反应 5.(双选)下列各组中,所含物质不是同系物的是() A.硬脂酸甘油酯与三乙酸甘油酯 B.油酸与丙烯酸 C.甘油与软脂酸 D.丙烯酸与软脂酸 6.从植物的果实和花里提取低级酯宜采用的方法是() A.加氢氧化钠溶液溶解后分液 B.加水溶解后分液 C.加酸溶解后蒸馏 D.加有机溶剂溶解后分馏 7.要证明硬脂酸具有酸性,可采用的正确实验是() A.使硬脂酸溶于汽油,向溶液中加入石蕊溶液,溶液变红 B.把纯碱加入硬脂酸并微热,产生泡沫 C.把硬脂酸加热熔化,加入金属钠,产生气泡 D.向滴有酚酞的NaOH(aq)里加入硬脂酸,微热,红色变浅甚至消失 8.用油脂水解制取高级脂肪酸和甘油,通常选择的条件是__________________;若制取肥皂和甘油,则选择的条件是__________________。液态油转化为固态脂肪通常在________条件下,用液态油与________反应得到,油酸甘油酯转化成的固态脂肪的名称是________。 9.已知某油脂A,在硫酸作催化剂的条件下水解,生成脂肪酸和多元醇B,B和硝酸通过酯化反应生成有机物D。 (1)写出油脂A在硫酸作催化剂的条件下水解的化学方程式:___________________。 (2)已知D的相对分子质量为227,由C、H、O、N四种元素组成,C、H、N的质量分数依次为15.86%、2.20%和18.50%。则D的分子式是________,写出B→D的化学方程式:____________________________________。 (3)C是B和乙酸在一定条件下反应生成的化合物,相对分子质量为134,写出C所有可能的结构简式____________。 10.参考下列(a)~(c)项回答问题:(a)皂化值是使1 g油脂皂化所需要的KOH的毫克数; (b)碘值是100 g油脂所能加成的碘的克数;(c)各种油脂的皂化值、碘值列表如下:
化学选修2《化学与技术》 第一单元走进化学工业 教学重点(难点): 1、化工生产过程中的基本问题。 2、工业制硫酸的生产原理。平衡移动原理及其对化工生产中条件控制的意义和作用。 3、合成氨的反应原理。合成氨生产的适宜条件。 4、氨碱法的生产原理。复杂盐溶液中固体物质的结晶、分离和提纯。 知识归纳:
资料: 一、硫酸的用途 肥料的生产。 硫酸铵(俗称硫铵或肥田粉):2NH 3 + H 2SO 4=(NH 4)2SO 4; 和过磷酸钙(俗称过磷酸石灰或普钙):Ca 3(PO 4)2 + 2H 2SO 4=Ca(H 2PO 4)2 + 2CaSO 4; 浓硫酸的氧化性。 ( 1) 2Fe + 6H 2SO 4 (浓) Fe 2 (SO 4)3 + 3SO 2 ↑ + 6H 2O (铝一样) (2)C + 2H 2SO 4 ( 浓) 2SO 2 ↑ + CO 2 ↑+ 2H 2O S + 2H 2SO 4 (浓) 3SO 2 ↑ + 2H 2O
2P + 5H2SO4(浓) 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O (3)H2S + H2SO4 (浓) = S + SO2↑ + 2H2O 2HBr + H2SO4 (浓) = Br2↑ + SO2 ↑ + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) = 4I2 + H2S ↑ + 4H2O (4)2NaBr + 3H2SO4 (浓) = 2NaHSO4 + Br2↑ + SO2↑ + 2H2O 2FeS + 6H2SO4(浓) = Fe2(SO4)3 + 2S ↓ + 3SO2↑ + 6H2O (5)当浓硫酸加入胆矾时,浓硫酸吸水,胆矾脱水,产生白色沉淀。 二、氨气 1、氮肥工业原料与酸反应生成铵盐 2、硝酸工业原料能被催化氧化成为NO 4NH3+5O2=4NO+6H2O (Pt-Rh 高温) 3、用作制冷剂易液化,汽化时吸收大量的热 三、纯碱 烧碱(学名氢氧化钠)是可溶性的强碱。它与纯碱并列,在工业上叫做“两碱”。烧碱和纯碱都易溶于水,呈强碱性,都能提供Na+离子。 1、普通肥皂。 高级脂肪酸的钠盐,一般用油脂在略为过量的烧碱作用下进行皂化而制得的。 如果直接用脂肪酸作原料,也可以用纯碱来代替烧碱制肥皂。 第二单元化学与资源开发利用 教学重点(难点): 1、天然水净化和污水处理的化学原理,化学再水处理中的应用和意义。 硬水的软化。中和法和沉淀法在污水处理中的应用。 2、海水晒盐。海水提镁和海水提溴的原理和简单过程。氯碱工业的基本反应原理。 从海水中获取有用物质的不同方法和流程。 3、石油、煤和天然气综合利用的新进展。
高中化学必修二知识点总结 第一单元 1——原子半径 (1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。 2——元素化合价 (1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外); (2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3——单质的熔点 (1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增 4——元素的金属性与非金属性(及其判断) (1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增; (2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。 判断金属性强弱 金属性(还原性)1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强 2,最高价氧化物的水化物的碱性越强 非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物 2,氢化物越稳定 3,最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号,F最强;最体一样)5——单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱; 元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱。 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律: (1)元素周期数等于核外电子层数; (2)主族元素的序数等于最外层电子数。 阴阳离子的半径大小辨别规律 由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子 6——周期与主族 周期:短周期(1—3);长周期(4—6,6周期中存在镧系);不完全周期(7)。 主族:ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰性气体) 所以, 总的说来 (1) 阳离子半径<原子半径 (2) 阴离子半径>原子半径 (3) 阴离子半径>阳离子半径 (4 对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小。 以上不适合用于稀有气体! 专题一: 第二单元
高中化学选修3知识点总结 主要知识要点: 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 (一)原子结构 1、能层和能级 (1)能层和能级的划分 ①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层,能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。 (2)能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是:2n2(n:能层的序数)。
2、构造原理 (1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 (2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。 (3)不同能层的能级有交错现象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E (5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子轨道的能量关系是:ns<(n-2)f <(n-1)d <np (4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。 (5)基态和激发态 ①基态:最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能),产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 (1)电子云:电子在核外空间做高速运动,没有确定的轨道。因此,人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述。
物质结构与性质 一、原子结构 1、实物微粒(分子、原子、质子、中子、电子等)的运动特征----波粒二象性 实物微粒没有同时确定的坐标和动量,不可能分辨出各个粒子的轨迹,能量只能处于某些确定的状态,能量的改变不能取任意的连续变化的数值,需用量子力学描述其运动规律。 2、原子核外电子运动的状态用波函数ψ描述,称之为原子轨道。2 ψ表示原子核外空间某点 电子出现的概率密度,即单位体积内电子出现的概率(亦称为电子云)。 3、在解原子Schr ?dinger 方程的过程中,引入了三个量子数n,l,m ,三者之间关系为m l l n ≥+≥,1,n,l,m 的取值分别为: n=1, 2, 3, 4? ? ? ? 电子层: K L M N l =0, 1, 2, 3, ? ? ? ? n-1, n 个值 亚层: s, p, d, f ? ? ? ? m=0, ±1, ± 2, ± 3 ? ? ± l (2l +1) 4、电子的自旋运动用自旋量子数ms 描述,取值为 21 ±=s m 5、周期表中每一周期元素原子最外层的电子排布从ns1到ns2np6,呈现出周期性重复。 题一、某一周期的稀有气体原子最外层电子构型为4s24p6,该周期有四种元素A,B,C,D ,已知它们最外层电子数分别为2,2,1,7,A,C 的次外层电子数为8,B,D 的次外层电子数为18,则A Ca B Zn C K D Br . 题二、1999年是人造元素丰收年,一年间得到第114、116和118号三个新元素。按已知的原子结构规律,118号元素应是第 七 周期第_零_族元素,它的单质在常温常压下最可能呈现的状态是_气_(气、液、固选一填入)态。近日传闻俄国合成了第166号元素,若已知原子结构规律不变,该元素应是第_八_周期第VIA 族元素。 题三、试根据原子结构理论预测: (1)第八周期将包含多少种元素? 50 (2)原子核外出现第一个5g 电子的元素的原子序数是多少? 121 (3)根据电子排布规律,推断原子序数为114号新元素的外围电子构型,并指出它可能与哪个已知元素的性质最为相似。 外围电子构型7s2 7p2 ,与铅的性质应最为相似。 题四、从元素周期表中每一周期最后一个元素的原子序数2、10、18、36、54等推测第十周期最后一个元素的原子序数为 (1)200 (2)770 (3)290 (4) 292 二、晶体结构 晶体是由原子或原子团、离子或分子在空间按一定规律周期性地重复排列构成的固体物质。晶体的特点⑴均匀性;⑵各向异性;⑶自范性;⑷有明显确定的熔点;⑸有特定的对称性⑹
有机物的结构 __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ 1.通过有机物中碳原子的成键特点,了解有机物存在异构现象是有机物种类繁多的原因之一; 2.掌握同分异构现象的含义,能判断简单有机物的同分异构体,初步学会同分异构体的书写. 知识点一.有机化合物中碳原子的成键特点 1.碳元素位于第二周期ⅣA族,碳原子的最外层有4个电子,很难得到或失去电子,通常以共用电子对的形式与其他原子形成共价键,达到最外层8个电子的稳定结构. 2.由于碳原子的成键特点,在有机物分子中,碳原子总是形成4个共价键,每个碳原子不仅能与氢原子或其他原子(如氧、氯、氮、硫等)形成4个共价键,而且碳原子之间可以形成单键(C—C)、双键(C=C)、三键(C≡C).多个碳原子可以相互结合成长短不一的碳链,碳链也可以带有支链,还可以结合成碳环,碳链与碳环也可以相互结合,因此,含有原子种类相同,每种原子数目也相同的分子,其原子可能具有多种不同的结合方式,形成具有不同结构的分子. 要点解释:在有机物分子中,碳原子仅以单键与其他原子形成4个共价键,这样的碳原子称为饱和碳原子,当碳原子以双键或三键与其他原子成键时,这样的碳原子称为不饱和碳原子. 3.表示有机物的组成与结构的几种图式.
特别提示:(1)写结构简式时,同一碳原子上的相同原子或原子团可以合并,碳链上直接相邻且相同 的原子团亦可以合并,如有机物也可写成(CH3)3C(CH2)2CH3. (2)有机物的结构简式只能表示有机物中各原子的连接方式.并不能反映有机物的真实结构.其实有机物的碳链是锯齿形而不是直线形的. 知识点二.有机化合物的同分异构现象 1.化合物具有相同的分子式,但具有不同的结构的现象叫同分异构现象,具有同分异构现象的化合物互为同分异构体. 2.两化合物互为同分异构体的必备条件有二: (1)两化合物的分子式应相同. (2)两化合物的结构应不同(如碳链骨架不同、官能团的位置不同、官能团的种类不同等). 3.中学阶段必须掌握的异构方式有三种,即碳链异构、位置异构和官能团异构. 常见同分异构现象及形成途径