章节结构
3.1 物质的结构和形态（难点、重点、30%）
3.2 溶液
3.3 化学平衡
3.4 电化学
3.5 有机化学（30%）
3.1物质的结构与形态
3.11原子的结构
知识点一、薛定谔方程
知识点二、波函数的物理意义
知识点三、描述原子运动状态的量子数
知识点四、核外电子排布
知识点五、核外电子分布和元素周期系的关系
知识点六、元素周期律
知识点一薛定谔方程（难点）
由于微观粒子如质子中子等粒子都具有波粒二象性，薛定谔提出了描述微观粒子（原子、电子等）运动规律的波动方程，建立了近代量子力学理论
量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道。e－轨道能量（动能与势能总和 ）；m—微粒质量；h—普朗克常数；x,y, z —为微粒的空间坐标
只要知道体系的势能v，代入就可求出所有的可能状态和对应的能量。
★ 求解薛定谔方程, 就是求得波函数ψ和能量 e ;
★ 解得的ψ不是具体的数值, 而是包括三个常数 (n, l, m)和三个变量(r,θ,φ)的函数式
ψn, l, m (r,θ,φ) ;可以描述电子的核外运动状态
波函数ψ不是一个具体的数值，是用空间坐标来描述波的数学函数式，描述核外电子运动状态的函数。通常把一种波函数称为一个原子轨道。但这里的轨道没有运动中走过的轨迹的含义，只是一个概率问题。
电子具有波粒二象性，因此不能同时确定其位置和动量，但是从统计的角度可以判断电子出现在某个区域内出现的机会，即概率，空间某单位体积内出现的概率称为概率密度。
波函数是数学函数式，没有明确的物理意义，而其平方 则相对于电子的几率密度。
电子云是用小黑点分布的疏密表示电子出现的几率密度的大小所得的空间图像叫电子云
知识点三、描述电子运动状态的四个量子数（必考点、重点、难点）
（1）主量子数n (principal quantum number)
◆ 确定电子离核的平均距离。
◆ 与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n
◆ 不同的n 值，对应于不同的电子壳层
１ ２ ３ ４ ５……..
k l m n o……..
◆ （2）角量子数 决定轨道角动量的大小，对于多电子原子, l 也与e 有关
◆ l 的取值 0，1，2，3……n-1(亚层）
s, p, d, f…...
◆ l 决定了ψ的角度函数的形状
（3） 磁量子数m ( magnetic quantum number)
◆ 决定角动量的空间取向，取向是量子化的
◆ m可取 0，±1, ±2……±l
◆ 取值决定了ψ角度函数的空间取向，一种l 值下有2 l + 1种不同的m 值，因此有2 l + 1种取向。
p 轨道(l = 1, m = +1, 0, -1)
m 三种取值, 三种取向, 三条等价(简并) p 轨道
d 轨道(l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2) :
m 五种取值, 空间五种取向, 五条等价(简并) d 轨道
（4） 自旋量子数 ms (spin quantum number)
◆ 描述电子绕自轴旋转的状态
◆ ms 取值+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示
◆ 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为
1925年， 由uhlenbec和goldchmid 提出电子自旋的假设
考点一、四个量子数的取值和意义
例题
2005、37. pz 波函数角度分布的形状是: a
(a)双球形
(b)球形
(c)四瓣梅花形
(d)橄榄形
【2008年45题】3d轨道的磁量子数m的合理值是d
a 1、2、3 b 0、1、2
c 3 d 0, ±1, ±2
【2009年41题】 下列各波函数不合理的是: a
(a)ψ (1,1, 0) (b)ψ (2,1, 0)
(c)ψ (3, 2, 0) (d)ψ (5, 3, 0)
知识点四、核外电子排布原理（必考点、重点难点）
1、根据光谱实验数据以及对元素性质周期律的分析，归纳出多电子原子中的电子在核外的排布应遵从以下三条原则，
泡利(pauli)不相容原理 能量最低原理 洪特(hund)规则
◆ 泡利不相容原理(pauli exclusion principle)：
同一原子中不能存在运动状态完全相同的电子, 或者说同一原子中不能存在四个量子数完全相同的电子。例如, 一原子中电子a和电子b的三个量子数n, l, m已相同, ms就必须不同。也就是说，一个轨道里最多容纳两个自旋相反的电子。
◆ 最低能量原理(the principle the lowest energy) :
电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道, 占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道。
之后的原子有时出现例外。
多电子原子轨道的能级次序
能级分裂 ： n 同，l 不同，
如：e3s < e3p < e3d
能级交错： n, l 均不同， e4s < e3d (z <21)
根据顺序图, 电子填入轨道时遵循下列次序：
(1s ) （2s 2p ）( 3s 3p ) （4s 3d 4p） ( 5s 4d 5p ) （6s 4f 5d 6p） (7s 5f 6d 7p )
铬(z = 24)之前的原子严格遵守这一顺序, 钒(z = 23)
ns （n-2）f （n-1）d np
◆ 洪德规则 (hund’s rule)：
电子分布到等价轨道时, 总是尽量先以相同的自旋状态分占轨道。即在 n 和 l 相同的轨道上分布电子, 将尽可得分布在 m 值不同的轨道上, 且自旋相同。
在等价轨道上分布电子时，处于全充满（p6、d10、f14）、半充满或全空时电子分布较稳定，填入电子尽量满足。
2、电子排布的书写方法（必考点）
⑴ 按电子层由内层到外层逐层书写如:z=19的k原子: 电子结构式:1s22s22p63s23p64s1
z=29的cu原子:电子结构式:1s22s22p63s23p63d104s1
(尽管3d能量高于4s、书写顺序按着n来、填入顺序按能量)
⑵ 为了避免电子结构式过长，通常把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成稀有气体符号外加方括号表示。这部分称为原子实。
如： k(z = 19) 电子结构式: [ar]4s1
cu (z = 29) 电子结构式: [ar]3d104s1
cr (z = 24) 电子结构式: [ar]3d54s1
sn (z = 56) 电子结构式: [kr]4d105s25p2
（3）价层电子构型
价电子层所在的亚层统称为价层。价层通常包括最外层电子和次外层电子以及镧系4f及锕系5f电子。
cu 3d104s1 cr 3d54s1
c 2s22p2 k 4s1
（4）离子的电子构型实例：
原子失去电子后便成为离子，离子的电子排布取决 于电子从何轨道中失去。电子失去顺序，按照徐光宪 的n+0.4l 规则，值大的先失去。失电子顺序为：
np ns （n-1）d （n-2）f
基态原子外层电子填充顺序为：
例：26fe2+ [ar]3d64s0 而26fe[ar]3d64s2
26fe3+ [ar]3d54s0
考点1、写出某元素的价层电子排布
2005、38. 24 号元素 cr 的基态原子价层电子分布正确的是:b
(a)3d4 4s0 (b)3d5 4s1
(c)3d4 4s2 (d)3d4 4s2 4p1
知识点五、核外电子分布和元素周期系的关系（必考点、重点难点）
最早的元素周期表是1869年由俄国科学家d. i. mendeleev提出的，目前最通用的是由a. werner首先倡导的长式周期表。
（2）元素分区:s区元素d区元素p区元素f区元素ds区元素
（3）元素的族
考点1、通过价层电子结构能推出所在的区、周期、族
2008、43
47号元素ag的基态价层电子结构为4d105s1,它在周期表中的位置是：a
a ds 区 b s区 c d区 d p区
知识点六、元素的周期律（必考点、重点）
元素性质是其原子结构的反应。
由于元素的核外电子层结构的周期性变化，元素的基本性质如原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等都与原子的结构密切相关，因而也呈现明显的周期性变化。
1. 原子半径
严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数。通常所说的原子半径是原子间互相作用或结合时的有效作用半径。有金属半径、共价半径、范德华半径
范德华半径> 共价半径
金属半径> 共价半径
适用非金属元素
在元素周期表中各元素原子半径的变化趋势
从左到右随着核电荷的增加，原子核对外层电子的吸引力也增加，使原子半径逐渐缩小
2. 电离能
失去电子的难易用电离能来表示，基态气体原子失去最外层一个电子成为气态+1价离子所需的最小能量叫第一电离能, 再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量则叫第二、第三、…电离能。各级电离能的数值关系为i1＜i2＜i3…. 。
克服核电荷对电子的引力而消耗的能量
电离能愈大，失电子愈难。各级电离能的大小按 i1<i2<i3，…次序递增
同周期总趋势：自左至右增大,与原子半径减小的趋势一致
同族总趋势：自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致
半径越大，第一电离能越小
元素的第一电离能愈小，表示它愈容易失去电子，该元素的金属性也愈强。因此，元素第一电离能可用来衡量元素的金属活泼性。此外，电离能还可用于说明元素通常呈现的价态，对于钠、镁和铝，电离能分别在i1、i2、和i3后迅速增大，这表明钠、镁和铝分别难以失去第二、第三、第四个电子，故通常呈现的价态分别为+1、+2和+3。由此可见，元素的电离能是元素的重要性质之一。
3. 电子亲和能
指一个气态原子得到一个电子形成负离子时放出或吸收的能量。常以符号eea表示，也有第一、第二、…之分。元素第一电子亲和能的正值表示放出能量, 负值表示吸收能量。元素的电子亲和能越大,原子获取电子的能力越强,即非金属性越强。
电子亲合能的变化规律
对主族元素，同一周期从左到右，电子亲合能逐渐增大
同一主族由上到下，电子亲合能逐渐减小。
有例外：
①c:1s22s22p2；n:1s22s22p3, 电子亲合能c>n。
②第三周期>第二周期 s>o
解释：第二周期元素的原子半径特别小，电子间斥力很强，以至于加合一个电子时释放的能量要克服电子之间的排斥作用，从而使得电子亲合能减小。
4. 电负性
◆ 元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子将电 子对吸引向自身的能力。电负性大,原子吸引电子能力强。
◆ 元素电负性的变化规律:
同一周期从左到右电负性递增;
同一主族由上到下，电负性逐渐减小.
副族元素电负性变化规律不明显.
◆ 判断元素金属性和非金属性的强弱：
电负性 > 2.0 非金属 电负性 < 2.0 金属
5.元素氧化物及其水合物的酸性（四类）
一类：酸性氧化物 （非金属氧化物）
二类：碱性氧化物（碱金属）
三类：两性氧化物（al、sn的氧化物）
四类：惰性氧化物（co、no）
氧化物的水合物分为氢氧化物和含氧酸，规律如下：
1）在同一周期的主族元素，各元素的最高价氧化物及其水合物：从左到右酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。如
2）在同一周期的副族元素，从ⅲb到ⅶb各元素的最高价氧化物及其水合物：从左到右酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱
3）在同一主族中，各元素的最高价氧化物及其水合物：从上到下酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。
4）在同一元素中不同氧化数及其水合物：高氧化数氧化物或其水合物的酸性比低氧化数的强，
5） ．r—o—h规则
氧化物的水合物形成酸或碱，其组成均可用r—o—h通式表示。r称为中心离子或原子，如果解离时在r—o键处断裂，即按碱式解离，则呈碱性；如果在o—h键处断裂，即按酸式解离，则呈酸性：
r十o—h r—o十h
碱式解离 酸式解离
下列各系列中,按电离能增加的顺序排列的是:c
(a) li, na, k
(b) b, be, li
(c) o,f,ne
(d) c,p,as
2009、40. 下列各组元素中,其性质的相似是由镧系收缩引起的是: a
(a)zr 与hf
(b)fe 与co,ni
(c)li 与 mg
(d)锕系
3.12化学键
知识点一、键参数
知识点二、共价键
知识点三、离子键
知识点四、杂化轨道
知识点五、分子间力和氢键
知识点一（常考点）
化学键分为三类:离子键、共价键、金属键
分子与分子之间存在范德华力
1）键能：（一般指分子每断裂单位物质的量的某键时的焓变）数值上等于键解离能
2）键长:(分子内成键两原子间的平衡距离) 键长与键能的关系
3） 键角：（在分子中两个相邻的化学键之间的夹角）
键长和键角是描述分子几何构型的两个重要参数
1. 共价键的形成条件
键合双方各提供自旋方向相反的未成对电子
键合双方原子轨道应尽可能最大程度地重叠
2. 共价键的类型
σ键：重叠轨道的电子云密度沿键轴方向的投影为圆形，表明电子云密度绕键轴（原子核之间的连线）对称。形象的称为“头碰头”。
σ轨道可由各种方式组成
2. π键
在形成共价键时，若原子轨道以"肩并肩"的方式进行重叠，轨道重叠部分对于键轴平面呈镜面反对称，这样的共价键称为π键。例如n2（n n）分子中存在2个π键。
n的价电子排布为2s22p3
3. 共价键的特征
● 结合力的本质是电性的（其结合力是两个原子核对共用电子对所形成的负电区域的吸引力；而不是阴阳离子间的库仑作用力。）
例如：h ----cl h----o----h n----n
● 具有饱和性（是指每种元素的原子能提供用于形成共价键的轨道数是一定的）
● 具有方向性（是因为每种元素的原子能提供用于形成共价键的轨道是具有一定的方向；形成共价键时原子轨道重叠程度越大，形成的共价键越稳定，即共价键的形成遵循原子轨道最大重叠原理。）
4. 配位键（共价键里的一种特殊形式）
形成条件：成键原子一方提供孤对电子，另一方提供空轨道。
1、离子键
阴阳离子之间形成的键型（本质静电引力）离子键没有方向性和饱和性
本质是 静电吸引。如na+ cl-
2、键型过渡
两原子互相结合形成共价键还是离子键取决于两原子吸引电子的能力差别大小。差别大形成离子键，差别不大形成共价键。
知识点四、杂化轨道理论（必考点、重点、难点）
某原子成键时，在键合原子的作用下，价层中若干个能级相近的原子轨道有可能改变原有的状态，“混杂”起来并重新组合成一组利于成键的新轨道，这个过程叫做轨道杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。
1. 基本要点
● 成键时能级相近的价电子轨道相混杂，形成新的价电子轨道——杂化轨道
● 杂化前后轨道数目不变
● 杂化后轨道伸展方向，形状和能量发生改变，键能更大，分子更稳定
结果当然是更有利于成键！
2、轨道杂化的特点和条件：
(1)只有能量相近的轨道才能相互杂化，所以常见的有sp、sp2、sp3、sp3d、sp3d2或者是d2sp3杂化[(n-1)dnsnp杂化]。
(2)参加杂化的原轨道数目与形成的杂化轨道数目相同。
(3)不同的类型的杂化，杂化轨道的空间取向不同。
be+h2=beh2 be 1s22s2
b 1s22s2sp1
ch4分子
杂化轨道与分子空间构型的关系：甲烷分子
考点1、知道杂化轨道的特征分子及空间构型
2005、2006、39. 用杂化轨道理论推测下列分子的空间构型,其中为平面三角形的是:b
(a) nf
(b) bf3
(c)as h3
(d)sbh3
2007、39. 下列分子中,键角最大的是: c
(a)nh3
(b)h2s
(c) becl2
(d) ccl4
知识点五、分子间力和氢键（常考点）
前面讨论的是分子和晶体内原子间的强相互作用－化学键。键能约在100～800 kj/mol。另外，分子间还存在弱相互作用力。即分子间力，其大小为几到几十kj/mol。分子间力虽然很弱，但对物质的许多性质产生较大的影响。分子间力决定物质的沸点、熔点、气化热等物理性质。
一、分子的极性和变形性
1、化学键的极性
分子是由原子通过化学键结合而成的。键的极性和电负性有关，两个原子的电负性相差越大，键的极性就越大。由同种原子形成的键为非极性键。
h-cl 极性键 h-h 非极性键 cl-cl 非极性键
2、分子的极性
分子的极性不仅与键的极性有关，而且与分子的空间构型有关。若整个分子的正、负电荷中心重合，则为非极性分子，否则为极性分子。
h2、co2 、 ch4 、 bf3 、 hcl 、 h2o
大小相等，符号相反彼此相距为 d 的两个电荷（+q和-q）组成的体系称为偶极子， 其电量与距离之积，就是分子的偶极矩。
例如：m = q ∙ d
多原子分子的极性不但取决于键的极性，而且取决于分子的几何形状 。
极性分子固有的偶极叫永久偶极；
非极性分子在极性分子诱导下产生的偶极叫诱导偶极；由不断运动的电子和不停振动的原子核在某一瞬间的相对位移，造成分子正、负电荷重心分离引起的偶极叫瞬间偶极
变形性
考点一、能识别哪些是极性分子那些是非极性分子
2009、42. 下列分子中属于极性分子的是: d
(a) o2 (b) co2
(c)bf3 (d)c2h3f
二、分子间作用力
分子间力最早由van der walls提出，所以也称为范德华力。根据来源不同，范德华力一般分为
取向力
诱导力
色散力
1、取向力(定向力)
取向力产生于极性分子之间，是极性分子的固有偶极之间的静电引力。
当两个极性分子充分接近时，产生同极相斥，异极相吸，取向力使分子偶极定向排列。
取向力的本质是静电引力，大小和偶极距的平方成正比。
2、诱导力
当极性分子与非极性分子充分接近时，极性分子使非极性分子变形而产生的偶极称为诱导偶极。诱导偶极与固有偶极间的作用力叫诱导力。
诱导力存在与极性分子和非极性分子之间以及极性分子之间。
诱导力的本质也是静电引力，大小和偶极距的平方成正比。与被诱导分子的变形性成正比。
3. 色散力
指分子的瞬间偶极与瞬间诱导偶极之间的作用力，也叫伦敦力(london force)。
通常情况下非极性分子的正电荷重心与负电荷重心重合,但原子核和电子的运动可导致电荷重心瞬间分离，从而产生瞬间偶极。瞬间偶极又使邻近的另一非极性分子产生瞬间诱导偶极，不难想像，两种偶极处于异极相邻状态 。
4. 范德华力的特征
▲ 永远存在于分子或原子间的吸引力
▲ 作用能比化学键小1~2个数量级
▲ 没有方向性和饱和性
▲ 作用范围只有几百pm
▲ 三种力中主要是色散力
三、氢键
1. 氢键存在的证明
氢键也是很弱的作用力。同系物间性质的不同就是由氢键引起的。
氢键的形成
当h原子与电负性很大、半径很小的x原子（f、o、n）形成共价键时，“成键电子对”严重偏向x原子，使h的原子核（质子）几乎被裸露出来，这样的h核具有很强的正电场，它可以吸引其它的电负性很大的y原子（f、o、n）并通过y原子的孤对电子与y原子键合。这种相互作用比分子间力要强，但比共价键要弱，化学中将它称为“氢键”。氢键用虚线“ ┄ ”表示。
y=（f、o、n）
氢键的特点
有方向性和饱和性
氢键的方向性是指y原子与x-h形成氢键时，为了减少x、y原子负电荷之间的斥力， x-h…y尽可能位于一条直线上。
近年来对分子结构的研究表明，除了f、o、n和氢原子之间的传统强氢键外，还存在着许多类型的弱的氢键，如c-h…o 、c-h…n以及c-h…π、 o-h… π 以及o-h…m 、m-h…o等氢键。
氢键影响到物质的某些特性：熔点、沸点、溶解度、粘度、密度
3.13 晶体的结构和性质
知识点一、晶体的特征
知识点二、晶体的内部结构
知识点三、晶体的基本类型
自然界中，绝大多数固态物质都是以晶体的形式存在。
晶体具有以下几个宏观特征：
1、具有规则的几何外形，具有特定的对称性。
2. 具有固定的熔点。
3. 各向异性，即在不同方向上有不同的性质。例如石墨的电导率，在平行于石墨层方向上石墨的电导率比在垂直于石墨层方向上的电导率大得多。
（一）晶格 ——指组成晶体的质点（原子、分子、离子、原子团等）在空间作有规则的周期性排列所组成的格子。
共14种晶格，分属于7个晶系。
（二）晶胞——能表达晶体结构的最小重复单位。
换言之：胞晶在三维空间有规则地重复排列组成了晶体。
（三）结点——即晶格结构中固定的点。
知识点三、晶体的基本类型及其结构
按占据晶格结点在质点种类及质点互相间作用力划分为4类。
晶格类型 例 占据结点的质点 质点间作用力
金属晶体 na, fe 金属原子、阳离子 金属键
（不含自由电子）
离子晶体 nacl, caf2 阴离子、阳离子 离子键
原子晶体 金刚石, si, sic 原子 共价键
分子晶体 n2, h2o, co2 分子 范德华力(可能有氢键)
知识点四、离子的极化
当离子处在外电场中时，原子核和电子发生相对位移，这个过程称为离子的极化。
在离子晶体中，正、负离子本身就产生电场，极化现象普遍存在在离子晶体之中。
离子的极化作用可使典型的离子键向典型的共价键过渡。这是因为正、负离子之间的极化作用，加强了“离子对”的作用力，而削弱了离子对与离子对之间的作用力的结果。
(4) 离子极化对金属化合物性质的影响
a．金属化合物熔点的变化 mgcl2＞cucl2
b．金属化合物溶解性的变化 s0,agf＞s0,agcl＞s0,agbr＞s0,agi，这是由于从
f－ i－离子受到ag+的极化作用而变形性增大的缘故。
c．金属盐的热稳定性 nahco3的热稳定性小于na2co3。从beco3 baco3热稳定性增大，金属离子对o2-离子的反极化作用（相对于把civ与o2- 看作存在极化作用）越强，金属碳酸盐越不稳定。
d．金属化合物的颜色的变化 极化作用越强，金属化合物的颜色越深
agcl（白），agbr（浅黄），agi（黄）
hgcl2（白），hgbr2（白），hgi2（红）
e．金属化合物晶型的转变 cds：r+ / r- = 97pm/184pm = 0.53＞0.414，理应是nacl型，即六配位，实际上，cds晶体是四配位的zns型。这说明r+ / r-＜0.414。这是由于离子极化，电子云进一步重叠而使r+ / r- 比值变小的缘故。
f．离子极化增强化合物导电性和金属性
在有的情况下，阴离子被阳离子极化后，使电子脱离阴离子而成为自由电子，这样就使离子晶体向金属晶体过渡，化合物的电导率、金属性都相应增强，如fes、cos、nis都有一定的金属性
