高中化學(xué)選修3知識點(diǎn)全部歸納

1、高中化學(xué)選修 3 知識點(diǎn)全部歸納（物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)）第一章 原子結(jié)構(gòu) 與性質(zhì) .一、認(rèn)識 原子核 外電子運(yùn)動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義 .1.電子云 ：用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會大小所得的圖形叫電子云圖 .離核越近， 電子出現(xiàn)的機(jī)會大， 電子云密度越大； 離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會小，電子云密度越小 .電子層（能層） ：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層 .原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、 L 、 M 、 N、O、 P、Q.原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上

2、運(yùn)動，分別用s、p、d、f 表示不同形狀的軌道，s 軌道呈球形、 p 軌道呈紡錘形，d 軌道和 f 軌道較復(fù)雜 .各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、 5、 7.2.(構(gòu)造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，子核外電子的排布.能用電子排布式表示1 36 號元素原(1).原子核外電子的運(yùn)動特征可以用電子層、原子軌道( 亞層 )和自旋方向來進(jìn)行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運(yùn)動狀態(tài)完全相同的兩個電子.(2).原子核外電子排布原理.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子. .洪特規(guī)則 :在能量相同的軌

3、道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.洪特規(guī)則的特例 :在等價軌道的全充滿（p6、 d10、 f14）、半充滿（ p3、d5、 f7）、全空時(p0 、d0、f0) 的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr Ar3d 54s1、29Cu Ar3d104s1.(3).掌握能級交錯圖和1-36 號元素的 核外電子排布式.根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。根據(jù)構(gòu)造原理， 可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖所示， 由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。3.元素

4、電離能和元素電負(fù)性第一電離能： 氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去 1 個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號 I1 表示，單位為 kJ/mol 。(1).原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數(shù) 的增加 ,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元126素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns 到 ns np 的周期性變化 .(2).元素第一電離能的周期性變化.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢， 稀有氣體 的第一電離能最大， 堿金屬的第一電離能最??；同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：同周期元

5、素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。 Be、N、 Mg 、 P.元素第一電離能的運(yùn)用：a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.I1 越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱.(3).元素電負(fù)性的周期性變化.元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負(fù)性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢.電負(fù)性的運(yùn)用 :a.確定元素類型 ( 一般 >1.8

6、，非 金屬元素 ；<1.8，金屬元素 ).b.確定化學(xué)鍵 類型 (兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵 ；<1.7，共價鍵 ).c.判斷元素價態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價，小的為正價）.d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）.例 8.下列各組元素，按原子半徑 依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是A K 、 Na、 LiBN、O、CCCl 、S、PD Al 、Mg 、 Na例 9.已知 X 、Y 元素同周期，且電負(fù)性X Y ，下列說法錯誤的是A X 與 Y 形成化合物時， X 顯負(fù)價， Y 顯正價B第一電離能可能Y 小于 XC最高價含氧酸的酸

7、性：X 對應(yīng)的酸性弱于Y 對應(yīng)的酸性D氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY 小于 HmX二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì).內(nèi)容：離子鍵 離子晶體1.理解離子鍵的含義， 能說明離子鍵的形成 .了解 NaCl 型和 CsCl 型離子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的 物理性質(zhì) .(1).化學(xué)鍵： 相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用 .化學(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.(2).離子鍵： 陰、陽離子 通過靜電作用形成的化學(xué)鍵.離子鍵強(qiáng)弱的判斷 :離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高 .離子鍵 的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol 離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子 和陽離子所吸收的能

8、量.晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大.離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.典型的離子 晶體結(jié)構(gòu) ：NaCl 型和 CsCl 型.氯化鈉 晶體中，每個鈉離子周圍有 6 個氯離子，每個氯離子周圍有 6 個鈉離子， 每個氯化鈉晶胞中含有 4 個鈉離子和 4 個氯離子； 氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8 個氯離子，每個氯離子周圍有8 個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1 個銫離子和 1 個氯離子 .NaCl型晶體CsCl型晶體每個Na+ 離子周圍被6 個C1 離子所包圍，同 每個正離子被8 個負(fù)離子 包圍著，同時每個負(fù)樣每個C1 也被6 個Na+ 所包圍。離子也被8 個正離子所包圍。(3).晶胞中

9、粒子數(shù)的 計(jì)算方法 -均攤法 .位置頂點(diǎn)棱邊面心體心貢獻(xiàn)1/81/41/212.了解共價鍵的主要類型 鍵和 鍵 ，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡單分子的某些性質(zhì)（對 鍵和 鍵之間相對強(qiáng)弱的比較不作要求） .(1).共價鍵的分類和判斷： 鍵（ “頭碰頭 ”重疊）和 鍵（ “肩碰肩 ”重疊）、 極性鍵 和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵 -配位鍵 .(2).共價鍵三參數(shù) .概念對分子的影響鍵能拆開 1mol共價鍵所吸收的能量（單位：鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定kJ/mol）鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定10 -10米）鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(

10、單位：度）鍵角決定了分子的空間構(gòu)型共價鍵的鍵能與 化學(xué)反應(yīng) 熱的關(guān)系 :反應(yīng)熱 = 所有反應(yīng)物鍵能總和所有生成物鍵能總和.3.了解極性鍵和非極性鍵，了解 極性分子 和非極性分子 及其性質(zhì)的差異 .(1)共價鍵 :原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵.(2)鍵的極性：極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移 .非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移 .(3)分子的極性：極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子.分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空

11、間構(gòu)型兩個方面共同決定.非極性分子和極性分子的比較非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內(nèi)原子排列對稱不對稱4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)（記?。┏Ｒ姺肿拥念愋团c形狀比較分子類型分子形狀鍵角鍵的極性 分子極性代表物A球形非極性He 、 NeA 2直線形非極性非極性H2、O2AB直線形極性極性HCl 、NOABA直線形180 °極性非極性CO 2、CS2ABAV 形180°極性極性H2O、SO 2A 4正四面體形60 °非極性非極性P4AB 3平面三角形120°極性非極性BF 3

12、、SO 3AB 3三角錐形120°極性極性N H 3、 NCl 3AB 4正四面體形109° 28 極性非極性CH 4、 CCl 4AB 3C四面體形極性極性CH 3 Cl 、 CHCl 3 109° 28AB2C2四面體形109°28極性極性CH 2 Cl 2直線三角形V形四面體三角錐V形H2O5.了解原子晶體 的特征，能描述金剛石、二氧化硅 等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系.(1).原子晶體： 所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體 .(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅 (Si)、二氧化硅（ Si

13、O ） .金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；最小的環(huán)中有6 個硅原子和6 個氧原子，每個硅原子與2 個硅原子成鍵 .個碳原子，每個碳原子與周圍四二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)， 4 個氧原子成鍵，每個氧原子與(3).共價鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高 .如熔點(diǎn)：金剛石 >碳化硅 >晶體硅 .6.理解金屬鍵 的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì) .知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)（晶體內(nèi)部空隙的識別、與晶胞的邊長

14、等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計(jì)算不作要求）.(1).金屬鍵 :金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用.請運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性.晶體中的微粒導(dǎo)電性導(dǎo)熱性延展性金屬離子和自由電子自由電子在外加電場的作用自由電子與金屬離子晶體中各原子層相對滑下發(fā)生定向移動碰撞傳遞熱量動仍保持相互作用(2)金屬晶體 :通過金屬鍵作用形成的晶體.金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高 .如熔點(diǎn)： Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs 金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空

15、間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求）.概念表示條件共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。AB其中一個原子必須提供孤對電電子對給予體電子對接受子，另一原子必須能接受孤對體電子的軌道。(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.(2).配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子 (或離子 )以配位鍵形成的化合物稱配合物 ,又稱絡(luò)合物 .形成條件： a.中心原子 ( 或離子 ) 必須存在空軌道 . b.配位體具有提供孤電子對的原子.配合物的組成 .配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的

16、穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定.當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別.分子間作用力： 把分子聚集在一起的作用力 .分子間作用力是一種靜電作用， 比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵 .范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.2.知道分子晶體 的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.(1).分子晶體 :分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰.(2).分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物

17、質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大， 克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點(diǎn)越高 .但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高.3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響（對氫鍵相對強(qiáng)弱的比較不作要求）.NH 3、H2 O、HF 中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高.影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，增大溶解性表示方法： XH Y(N O F)一般都是氫化物中存在.4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別.四、幾種比較1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學(xué)鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵陰、陽離子間通過靜電作原子間通過共用電子對所金屬陽離子與自由電子通過相互作概念形成的化學(xué)鍵用而形成的化學(xué)鍵用所形成的化學(xué)鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對電性作用活潑金屬與活潑的非金非金屬與非金屬元素金屬內(nèi)部形成條件屬元素實(shí)例NaCl 、 MgOHCl 、 H 2 SO 4Fe 、 Mg2、非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性鍵概念不同種元素原子形成的共價鍵，共用同種元素原子形成的共價鍵電子對發(fā)生偏移原