化学选修三：物质结构与性质 (思维导图纲要)
中心主题：化学选修三——物质结构与性质
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第一单元：原子结构与性质
- 1 能层与能级
- 能层
- 定义：根据电子能量差异划分的电子层。
- 符号：K, L, M, N, O, P, Q...
- 对应主能层：n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7...
- 能级
- 定义：同一能层中,能量不同的原子轨道。
- 符号：s, p, d, f...
- 各能层能级数：n能层有n个能级。
- 能级容纳电子数：s(2), p(6), d(10), f(14)。
- 能级能量顺序：ns < np < nd < nf (同一能层内)。
- 能级交错现象：如 E(4s) < E(3d) < E(4p)。
- 能层
- 2 构造原理与核外电子排布
- 构造原理
- 内容：原子核外电子的排布遵循能量最低原理,从低到高依次填充。
- 排布顺序：1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → ...
- 核外电子排布式
- 书写格式：能层 + 能级 + 电子数 (e.g., Na: 1s²2s²2p⁶3s¹)
- 简化排布式（价电子排布式）
- 写法：前一个稀有气体的元素符号 + 价电子排布。
- 作用：突出价电子,决定元素化学性质。
- 示例：Na: [Ne] 3s¹; Fe: [Ar] 3d⁶4s²。
- 轨道表示式
- 用方框表示原子轨道，用箭头（↑↓）表示电子的自旋状态。
- 用于表示电子的排布方式和成键情况。
- 构造原理
- 3 电离能
- 定义
- 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阳离子所需要的最低能量。
- 第二电离能：再失去1个电子所需的能量。
- 影响因素
- 原子半径：半径越大，电子离核越远，越易失去,电离能越小。
- 核电荷数：核电荷数越多，原子核对核外电子的吸引力越大,电离能越大。
- 核外电子排布：稳定结构（如全满、半满、全空）的电离能较大。
- 变化规律
- 同周期：从左到右，总体呈增大趋势（主族元素）。
- 同主族：从上到下,逐渐减小。
- 特殊点：IIA > IIA, VA > VIA (稳定结构导致)。
- 定义
- 4 电负性
- 定义：衡量原子在分子中吸引电子能力的物理量。
- 变化规律
- 同周期：从左到右,逐渐增大。
- 同主族：从上到下,逐渐减小。
- 应用
- 判断元素金属性/非金属性强弱：电负性越大,非金属性越强。
- 判断化学键类型：
- ΔX < 1.7: 通常为离子键。
- ΔX > 1.7: 通常为共价键。
- 这是一个经验规律,非绝对标准。
第二单元：分子结构与性质
- 1 共价键
- 本质：原子间通过共用电子对形成的相互作用。
- 分类
- 按成键方式：
- σ键：沿键轴方向“头对头”重叠，旋转不改变,强度较大。
- π键：平行方向“肩并肩”重叠，不能旋转,强度较小。
- 按电子对来源：
- 共价键：双方各提供一个电子。
- 配位键：一方提供孤电子对,一方提供空轨道。
- 按成键方式：
- 键参数
- 键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的能量，或破坏1 mol化学键吸收的能量，键能越大，化学键越稳定,分子越稳定。
- 键长：两个成键原子核间的平均距离，键长越短，键能越大,化学键越稳定。
- 键角：分子中两个化学键之间的夹角,决定分子的空间构型。
- 2 分子的立体构型
- 价层电子对互斥理论
- 核心：分子中的价层电子对（成键电子对和孤电子对）会相互排斥,使分子采取空间构型使排斥力最小。
- 电子对构型：
- 2对：直线形
- 3对：平面三角形
- 4对：四面体形
- 5对：三角双锥形
- 6对：八面体形
- 分子构型：根据孤电子对数确定。
孤电子对数 = (a - xb) / 2 (a: 中心原子价电子数; x: 配位原子数; b: 配位原子成键数)
- 杂化轨道理论
- 核心：中心原子的能量相近的原子轨道混合，重新组合成一组能量相等、空间构型新的轨道。
- 常见类型与构型：
- sp³杂化：4个轨道，正四面体构型 (e.g., CH₄, CCl₄)。
- sp²杂化：3个轨道，平面三角形构型 (e.g., BF₃, C₂H₄)。
- sp杂化：2个轨道，直线形构型 (e.g., BeCl₂, C₂H₂)。
- sp³d杂化：5个轨道，三角双锥形 (e.g., PCl₅)。
- sp³d²杂化：6个轨道，八面体形 (e.g., SF₆)。
- 价层电子对互斥理论
- 3 分子的极性
- 非极性分子：正负电荷中心重合。
条件：A. 键无极性 (非极性键); B. 键有极性但空间结构对称 (e.g., CO₂, CH₄, CCl₄)。
- 极性分子：正负电荷中心不重合。
条件：A. 键有极性; B. 空间结构不对称 (e.g., H₂O, NH₃, CH₃Cl)。
- 非极性分子：正负电荷中心重合。
- 4 分子间作用力
- 范德华力
- 类型：
- 取向力：极性分子之间。
- 诱导力：极性分子与非极性分子之间。
- 色散力：普遍存在于所有分子之间，是主要作用力（随相对分子质量增大而增强）。
- 特点：弱于化学键，影响物质的熔沸点、溶解度等。
- 类型：
- 氢键
- 形成条件：X—H···Y (X, Y为N, O, F等电负性大、半径小的原子)。
- 特点：比范德华力强,比化学键弱。
- 影响：使物质的熔沸点显著升高，影响溶解度（如“相似相溶”原理中的特殊例子）。
- 范德华力
第三单元：晶体结构与性质
- 1 晶体的常识
- 晶体与非晶体
- 晶体：有规则的几何外形，各向异性,有固定的熔点。
- 非晶体：无规则的几何外形，各向同性,无固定的熔点。
- 晶胞
- 定义：描述晶体结构的基本重复单位。
- 特点：晶胞的排列方式决定了晶体的类型。
- 晶体与非晶体
- 2 四种晶体类型
- 离子晶体
- 构成微粒：阳离子、阴离子。
- 作用力：离子键。
- 性质：硬度较大，熔沸点高，难挥发，易溶于水等极性溶剂,熔融或溶于水时导电。
- 典型代表：NaCl, CsCl, CaO, MgO。
- 原子晶体
- 构成微粒：原子。
- 作用力：共价键。
- 性质：硬度极大，熔沸点极高,难溶于常见溶剂。
- 典型代表：金刚石, 石墨, SiO₂ (石英), SiC (金刚砂)。
- 石墨的特殊性：混合型晶体，层内为共价键,层间为范德华力。
- 分子晶体
- 构成微粒：分子 (可以是极性或非极性分子)。
- 作用力：分子间作用力（范德华力，氢键）。
- 性质：硬度小，熔沸点低,易挥发。
- 典型代表：
- 非金属单质：O₂, N₂, I₂, P₄, S₈。
- 非金属氢化物：H₂O, NH₃, CH₄。
- 酸：H₂SO₄, H₃PO₄。
- 部分非金属氧化物：CO₂, SO₂。
- 金属晶体
- 构成微粒：金属阳离子、自由电子。
- 作用力：金属键。
- 性质：导电、导热、延展性好，有金属光泽,熔沸点差异大。
- 典型代表：Na, Fe, Cu, W。
- 离子晶体
- 3 晶体类型的判断与性质比较
- 判断依据：看构成微粒和微粒间作用力。
- 性质比较规律：
- 熔沸点：原子晶体 > 离子晶体 > 金属晶体 > 分子晶体 (有氢键的分子晶体例外)。
- 硬度：原子晶体 > 离子晶体 > 金属晶体 > 分子晶体。
- 影响离子晶体熔沸点的因素：离子键的强弱，离子半径越小，离子电荷数越多，离子键越强，熔沸点越高 (e.g., MgO > NaCl)。
- 影响原子晶体熔沸点的因素：共价键的强弱，原子半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高 (e.g., 金刚石 > SiC > Si)。
总结与联系
- 结构决定性质：这是贯穿整个选修三的核心思想。
- 原子结构 → 元素性质（电离能、电负性）。
- 分子结构（化学键、空间构型、极性） → 分子性质（稳定性、极性）。
- 晶体结构（晶体类型、作用力） → 晶体宏观性质（熔沸点、硬度、溶解性）。
- 核心概念链：
- 电子排布 → 元素周期律 → 原子半径、电离能、电负性 → 元素化学性质。
- 原子轨道 → 杂化 → 分子空间构型 → 分子极性 → 分子间作用力 → 物质物理性质。
- 成键方式 → 晶体类型 → 晶体物理性质。
希望这份详细的思维导图纲要能帮助你系统地理解和掌握《化学选修三》的知识！
（图片来源网络，侵删）
