高中化學(xué)選修三(人教版)知識要點(共11頁)

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)【知識點】 開天辟地現(xiàn)代大爆炸宇宙學(xué)理論宇宙大爆炸之初，產(chǎn)生了氫、氦、鋰三種元素；元素不斷演變出新的元素，至今氫仍為88.6%，是宇宙中含量最高的元素。氫與氦共占宇宙元素總量的99.7%。【知識點】 能層和能級一、能層：按電子能量差異，將核外電子分為不同能層。 說明：能層也就是我們常規(guī)意義上的電子層，用K、L、M等表示。二、能級：同一能層電子（會互相影響），能量不同；同一能層中的電子可以分為能級。 1、每一能層的能級都從s開始；依次為s，p，d，f； 說明：同一能層中能級的能量一次升高，E(ns)E(np)；但是在不同的能層中這個

2、規(guī)律不一定成立，比如E(3s)E(2p)；不同能層的同一能級的能量從內(nèi)到外依次升高，比如E(1s)E(2s)；同一能層中的同一能級的不同軌道的能量是相等的；不同能層的能級的能量大小，可以根據(jù)構(gòu)造原理進(jìn)行比較。2、每一層的能級數(shù)目就是能層序數(shù)；比如第一層只有1個s能級。3、能層不同的各能級容納電子數(shù)目為s2，p6，d10，f14。各能級所能容納的最多電子數(shù)和能層數(shù)目無關(guān)。4、每一能層最多容納電子數(shù)目為2n2。【知識點】 構(gòu)造原理、電子排布式、電子排布圖（上海稱為“電子排布的軌道表示式”）一、構(gòu)造原理電子排布并不是簡單的按照能層能量的大小順序進(jìn)行排布。而是按照一定的能級順序，先填滿低能量的能級再排

3、滿高能量的能級。這個規(guī)律就稱為“構(gòu)造原理”。構(gòu)造原理示意圖（用順序代替）：1s2s2p3s3p4s3d4p說明：電子按照構(gòu)造原理進(jìn)行排布，可以使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。 注意：構(gòu)造原理決定的是電子排布的先后順序，不可以和原子失去電子的順序混淆。價電子電離順序為：npnp（n-1）d（n-2）f（根據(jù)天津大學(xué)無機(jī)化學(xué)第三版）二、電子排布式根據(jù)構(gòu)造原理表示原子的電子排布的式子。舉例: C的電子排布式：1s22s22p2或者寫成：He 2s22p2注意：能層低的能級寫在左邊，而不是完全按照構(gòu)造原理的填充順序進(jìn)行書寫。三、電子排布圖上海地區(qū)稱為“電子排布軌道表示式”。不但可以表示出枸橘構(gòu)造原理得到

4、的原子核外電子在能級和能層中的排布，而且還可以表示出電子在軌道中的排布?！局R點】電子云、電子云輪廓圖、原子軌道一、電子云 根據(jù)量子力學(xué)，無法同時確定電子運動的時間和位置。那么表示原子核外的電子的運動狀態(tài)常用電子云表示。用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，用V表示該處的體積，那么P/V可以表示概率密度。物理意義是：單位體積空間內(nèi)電子出現(xiàn)的概率大小。 電子云則是表示出于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分比的形象化表示：用小黑點的疏密表示出現(xiàn)概率的大小。二、電子云輪廓圖因為電子云圖比較難以繪制，常用電子云的輪廓圖表示電子云的形狀。輪廓圖的大小不影響繪圖的目的，只需要在繪制不同空間狀態(tài)的電子

5、云輪廓圖時的標(biāo)準(zhǔn)一致就可以，比如都是把P=90%的空間圈起來。說明：同樣是s能級的電子云輪廓圖，三、原子軌道電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。不同能級電子有不同的電子云輪廓圖：s-球形；p-啞鈴型。說明：p電子軌道中的三個軌道是相互垂直的?！局R點】自旋、泡利原理、洪特規(guī)則一、自旋自旋是電子除了空間運動狀態(tài)之外的一種運動狀態(tài)。每個軌道可以容納兩個電子，常稱之為電子對，一般用相反的兩個箭頭表示。這兩個的電子的運動狀態(tài)是相反的，一個順時針一個是逆時針。二、泡利原理在一個原子軌道中，最多可以容納2個電子，而且其自旋狀態(tài)相反。三、洪特規(guī)則電子在同一個能級中的不同軌道中，基態(tài)原子中的電子

6、總是有限單獨占據(jù)一個軌道，而且自選方向是相同的。電子的排布圖的制作要注意考慮電子的排布問題。半充滿狀態(tài)的電子排布能量最低，更穩(wěn)定。比如24號元素Cr的電子排布式為Ar3d54s1，類似的排布與構(gòu)造原理有1個電子的偏差。 第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（重點）【知識點】元素周期表一、價電子層這些能級上的電子數(shù)可在化學(xué)反應(yīng)中發(fā)生變化?？v列上的價電子數(shù)相等二、元素周期表的分區(qū)（了解）根據(jù)電子排布，元素周期表中的元素可以分為5個區(qū)；除了ds區(qū)以外，區(qū)的名稱來自于按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。s區(qū)（第1，2縱列）、d區(qū)（8個縱列，310縱列）、p區(qū)（6個縱列，1318縱列）、f區(qū)（鑭系和錒系元素）、

7、ds區(qū)（11和12縱列）。ds區(qū)有2列（11列Cu和12列Zn）?！局R點】元素周期律一、原子半徑原子的電子層數(shù)越多，電子之間的負(fù)電排斥越大，會使原子的半徑越大；原子的核電荷數(shù)越大，對核外電子吸引力越強(qiáng)，原子的半徑越小。規(guī)律總結(jié)：比較兩個原子或者離子的半徑大?。?、首先看電子層數(shù)，電子層數(shù)大的半徑達(dá)；2、相同的電子層數(shù)，那么核電荷數(shù)大的半徑??；3、核電荷數(shù)和電子層數(shù)都相同的情況下，比較最外層電子數(shù)，電子數(shù)目大的半徑大。二、電離能定義：氣態(tài)電中性的基態(tài)原子，失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。說明：1、對于這個概念中的關(guān)鍵詞：氣態(tài)、電中性、基態(tài)原子，都是保證最低能量的

8、前提；2、第一電離能越大，失去電子的趨勢越小，元素的非金屬性越強(qiáng)；3、同周期元素從左到右元素的第一電離能總體是變大，非金屬在變強(qiáng)；4、同主族元素從上到下，第一電離能減小，元素的金屬性變強(qiáng)，失電子的趨勢變大。5、失去一個電子后的原子變?yōu)殛栯x子，帶正電，再去奪取電子就會更加困難。所以第二電離能一般要遠(yuǎn)大于第一電離能。注意：特殊的第一電離能大小比較。上面提到了一般情況下同一周期元素從左到右元素的第一電離能會變大，但是要注意一些常見的反例和分析方法：反例：BeB；NO；MgAl；PS；反例分析：根據(jù)hunt規(guī)則，同一能級中電子排布時，總是有限單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同。這個狀態(tài)我們習(xí)慣稱為半充

9、滿狀態(tài)，能量比較低。N的電子排布式為1s22s22p3，是一個半充滿的結(jié)構(gòu)，這個結(jié)構(gòu)比較穩(wěn)定，打破這個穩(wěn)定態(tài)失去1個電子需要的能量就會比較高，表現(xiàn)為第一電離能比O要略高?？偨Y(jié)：通常同周期A族元素第一電離能A族元素；同周期A族元素電離能A族元素。三、電負(fù)性1、原子之間形成的相互作用稱為化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵和電子。電負(fù)性用于描述不同元素原子對于鍵和電子的吸引力。2、規(guī)律：電負(fù)性大的原子，對鍵和電子的吸引力大；同周期元素從左到右，原子的電負(fù)性變大；同主族元素從上到下，原子的電負(fù)性變小。3、標(biāo)準(zhǔn)：電負(fù)性的計算標(biāo)準(zhǔn)：F的電負(fù)性為4，Li的電負(fù)性為1；4、應(yīng)用：一般來說，成鍵的兩個原子

10、的電負(fù)性的差值1.7，那么兩個原子之間的鍵是共價鍵；否則，一般是離子鍵。從這一點出發(fā)來看，離子鍵是極性更強(qiáng)的共價鍵。成鍵的兩個原子中電負(fù)性大的，也就是吸引電子能力強(qiáng)的，通常是顯負(fù)價。金屬元素的電負(fù)性一般1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大禹1.8，金屬和非金屬分界線附近的元素的電負(fù)性在1.8左右。對角線規(guī)則可以用電負(fù)性的理論去解釋。根據(jù)電負(fù)性的大小判斷成鍵的兩個原子的價態(tài)正負(fù)。第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié) 共價鍵【知識點】共價鍵一、定義原子和原子之間同構(gòu)共用電子對形成的相互作用，稱為共價鍵。二、性質(zhì)共價鍵具有飽和性，飽和性決定了1個原子可以形成共價鍵的最多數(shù)目；共價鍵還有方向性，參與成鍵的原子軌道

11、，總是盡可能的沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向重疊，原子軌道重疊越多，形成的化學(xué)鍵越牢固。三、分類共價鍵可以分為鍵和鍵。1、鍵 形成：兩個原子的s電子、兩個原子的p電子頭碰頭、一個原子的s電子和另一個原子的p電子軌道重疊而成；特征：形成的化學(xué)鍵以成鍵的兩個原子核連線為對稱軸成軸對稱，可以進(jìn)行旋轉(zhuǎn)操作且保持電子云形狀不變；強(qiáng)度比較大，相對穩(wěn)定。2、鍵形成：兩個原子的p電子肩并肩形成特征：鍵的電子云有兩部分，以成鍵的兩個原子所在平面為鏡面，成鏡面對稱。比較容易斷裂，強(qiáng)度小。四、存在共價的單鍵一定是鍵；雙鍵和三鍵中都只有1個鍵，其余是鍵。五、總結(jié)1、共價鍵包括鍵和鍵；2、不是任意兩個原子都可以形成共價鍵，

12、成鍵的兩個原子的電負(fù)性的差別不能大于1.7，否則形成的是離子鍵?！局R點】鍵的參數(shù)鍵能、鍵長、鍵角一、鍵能定義：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。說明：原子失去電子會吸收能量，得到電子會釋放能量，因此兩個原子成鍵時會放出能量。拓展：鍵能的定義可以拓展為：形成或者斷開1mol化學(xué)鍵所要釋放或吸收的最低能量。注意：鍵能越大，斷開化學(xué)鍵所要吸收的能量就越大，化學(xué)鍵就會越穩(wěn)定。二、鍵長定義：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。規(guī)律：一般鍵長越短，鍵能越大。這個規(guī)律只適用于同類化學(xué)鍵。三、鍵角定義：原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。說明：鍵角決定了分子的空間構(gòu)型。【知識點】等電子原理

13、一、定義：原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，化學(xué)性質(zhì)也接近。二、說明：1、這個原理可以拓展到原子和離子、離子和離子之間；2、相同的是價電子數(shù)，而不是總的電子數(shù)，比如硫酸根和四氯化碳是等電子體，僅僅是價電子數(shù)相同。第二節(jié) 分子的空間構(gòu)型【知識點】價層電子互斥理論一、定義：價層電子互斥理論認(rèn)為，分子的立體構(gòu)型是“價層電子對”相互排斥的結(jié)果。 解釋：“價層電子對”指的是中心原子的價電子對，包括鍵的電子對和孤電子對。二、應(yīng)用：根據(jù)價層電子對互斥理論來確定分子的空間構(gòu)型。1、首先確定中心原子的價電子對數(shù)目 中心原子上的價電子對數(shù)目是鍵數(shù)+孤電子對數(shù)目 鍵數(shù)=中心原子的成鍵原子數(shù) 孤

14、電子對數(shù)目=（a-xb）/2 a是中心原子的價電子數(shù)，對于主族元素來說就是最外層電子數(shù)目； x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)； b是與中心原子結(jié)合的原子所最多能接受的電子數(shù)=8-價電子數(shù) 另外，對于陽離子和陰離子來說，a的值需要加上或者減去電荷數(shù)。 2、根據(jù)孤電子對數(shù)目和成鍵的電子的數(shù)目，根據(jù)價層電子對互斥理論，就可以知道分子或者離子的空間構(gòu)型。 說明：孤電子對占據(jù)一定的空間，而且排斥作用更大?！局R點】雜化軌道理論 在以上分析的基礎(chǔ)上，根據(jù)分子的空間構(gòu)型，就可以知道分子或者離子中的中心原子的雜化軌道類型。注意：雜化軌道是為了解釋分子的空間構(gòu)型，而提出的一套理論。該理論認(rèn)為，有s和p軌相互混雜后，得

15、到相同數(shù)目的混合軌道，這些軌道只用于形成鍵或者提供給孤電子對；且，這些混雜得到的軌道是等效的。【配合物理論】電子對給予接受鍵被稱為配位鍵；通常把金屬離子或者原子與某些分子或者離子以配位鍵結(jié)合成的化合物稱為配位化合物，也就是配合物。其中提供電子的分子或者離子稱為配體。第三節(jié) 分子的性質(zhì)【知識點】鍵的極性和分子的極性一、極性鍵和非極性鍵形成共價鍵的兩個原子因為電負(fù)性的不同，共用電子對會發(fā)生一定的偏移，偏移的結(jié)果是成鍵的兩個原子一個呈正電性（表示為+），一個呈負(fù)電性（-），這樣的共價鍵是非極性共價鍵。成鍵的兩個原子是相同原子時，電子不發(fā)生偏移，形成非極性共價鍵。注意：極性共價鍵和非極性共價鍵是對共價

16、鍵進(jìn)行的分類。二、分子的極性分子有極性分子和非極性分子之分。分子的正電荷中心和負(fù)電荷的中心如果可以重合，那么這個分子就是非極性分子；否則是極性分子。說明：分子的極性是分子中共價鍵的極性的向量和。1、如果分子中只含有非極性鍵，那么分子一定是非極性分子；2、如果分子中含有非極性鍵，且分子結(jié)構(gòu)對稱，那么分子沒有極性；否則分子有極性?！痉兜氯A力】一、范德華力即是分子間的作用力。二、影響因素：相對分子質(zhì)量和分子的極性。分子的極性越大，相對分子質(zhì)量越大，則分子間作用力越大。三、范德華力的大?。悍兜氯A力比分子間作用力小1-2個數(shù)量級。注意：化學(xué)鍵氫鍵范德華力四、應(yīng)用：范德華力越大，該物質(zhì)的熔沸點越高?！練滏I

17、】一、定義：是除了范德華力之外的另一種分子間的作用力，通常由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的氫原子與另一個分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成。二、舉例：氫鍵普遍存在于已經(jīng)和NOF等電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的H與另外的NOF等電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間。三、應(yīng)用：可以解釋冰的密度比水小、接近水的沸點的水蒸氣的相對分子質(zhì)量大于理論值、誰和液氨的沸點反常。溶劑和溶質(zhì)之間如果形成氫鍵，那么溶質(zhì)的溶解性會較大；四、分子內(nèi)氫鍵 了解即可；比如對羥基苯甲醛只能在分子間形成氫鍵，鄰羥基苯甲醛可以在分子間形成氫鍵，所以前者的沸點要高?！鞠嗨葡嗳芤?guī)律】內(nèi)容：一般來說，非極性溶質(zhì)在非極性溶劑中的溶解度較大，極性溶質(zhì)在極性溶劑

18、中的溶解度較大。說明：相似相溶又是可以延伸到分子結(jié)構(gòu)上，分子結(jié)構(gòu)相似的兩種物質(zhì)相互溶解能力強(qiáng)，比如水和乙醇，分子中都含有相似的羥基。舉例：水是極性溶劑，所以非極性溶質(zhì)在水中的溶解度小，極性溶質(zhì)在水中的溶解度大?！緹o機(jī)含氧酸分子的酸性】略第三章 晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)第一節(jié) 晶體的常識【知識點】晶體和非晶體一、定義：晶體是具有明確衍射圖案的固體，反之為非晶體二、本質(zhì)差異1、微觀結(jié)構(gòu)上，晶體的原子在三維空間里呈周期性有序排列；非晶體的排列相對無序。2、晶體有自范性，可以自發(fā)呈現(xiàn)多面體的外形；非晶體不能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形。說明：晶體的自范性是晶體中粒子在微觀空間里呈現(xiàn)周期型有序排列的宏觀表象。同時，晶體的

19、物理性質(zhì)上表現(xiàn)出各向異性，也可以反應(yīng)晶體內(nèi)部粒子排列的有序性。三、晶體的形成途徑1、熔融態(tài)的物質(zhì)凝固；2、氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固，也就是凝華；3、溶質(zhì)從溶液中析出。四、鑒別晶體和非晶體的方法1、理論上可以根據(jù)固體物質(zhì)是否具有物理性質(zhì)上的各向異性來進(jìn)行判斷。2、X-射線衍射實驗：晶體具有明確的衍射圖案。【知識點】晶胞一、定義：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元叫做晶胞；說明：1、晶體可以看成是晶胞無隙并置而成。2、無隙，也就是晶胞之間沒有任何空隙，并置，是所有晶胞都是平行排列的，取向相同。二、晶胞是8個頂角相同的最小平行六面體；晶胞的平行面、平行棱相同。三、已知晶胞的結(jié)構(gòu)示意圖，要求晶胞中含有的分子或

20、者原子個數(shù)，那么需要注意頂點、棱、面的共用參數(shù)。第二節(jié) 分子晶體和原子晶體【知識點】分子晶體一、定義：只含有分子的晶體二、構(gòu)成：晶體中分子內(nèi)部以共價鍵結(jié)合，分子之間以范德華力（可能有氫鍵）結(jié)合三、性質(zhì)：因為是以分子間作用力結(jié)合，所有分子晶體的熔沸點往往比較低四、晶體結(jié)構(gòu)：分子晶體中以一個分子為中心，往往會有12個緊鄰的分子，我們成這種特征為分子密堆積。本質(zhì)上是面心立方的結(jié)構(gòu)，每一個晶胞中有4個分子。五、常見的分子晶體舉例：1、非金屬的氫化物；2、部分非金屬的單質(zhì)；3、部分非金屬的氧化物；4、大多數(shù)有機(jī)物的晶體；5、幾乎所有的酸。六、特殊的例子：水的晶體冰中，水分子之間的主要作用力是氫鍵，每個水

21、分子周圍有4個緊鄰的分子，空間利用率低，冰的密度較小。冰熔化成水后密度變大，4時密度最大；溫度再高一些后，熱運動加劇，密度變小。【知識點】原子晶體一、定義：晶體的微觀結(jié)構(gòu)中沒有分子存在，只有以共價鍵結(jié)合的原子，整個晶體是一個三維的共價鍵網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，是一個巨大的分子，可以成為共價晶體。二、構(gòu)成：原子以共價鍵相互結(jié)合形成三、性質(zhì)：以共價鍵相互結(jié)合，晶體的硬度大、熔沸點高。第三節(jié) 金屬晶體【知識點】金屬鍵一、定義：在金屬晶體中，原子之間以金屬鍵相互結(jié)合。二、電子氣理論：一種解釋金屬鍵的理論，根據(jù)該理論，金屬晶體中有陽離子和游離的電子。對于不同種類的金屬而言，金屬鍵有強(qiáng)弱，所以金屬的熔沸點差別比較大。

22、說明：電子氣理論還可以解釋金屬的延展性，電子相當(dāng)于潤滑劑?！局R點】金屬晶體的原子堆積模型一、構(gòu)造模型的前提：把金屬晶體中的原子假設(shè)為等徑球體。二、把金屬原子的球體在同一個平面內(nèi)的排布可以有兩種情況：一種是非密置層，一種是密置層。三、模型如下： 1、簡單立方堆積 堆積方式：非密置層直接堆積，相鄰原子在同一條直線上。 典型實例：Po 晶胞：一個立方體，每個晶胞1個原子。 特點：配位數(shù)為6，空間利用率低。 2、體心立方堆積 堆積方式：非密置層兩層之間有錯誤，上一層金屬原子填入下層金屬原子形成的凹穴中，并且式各層的原子稍微分離。 典型實例：堿金屬 晶胞：每個晶胞有2個原子 特點：配位數(shù)為8，空間利用

23、率較高 3、六方最密堆積 堆積方式：密置層每兩層一個循環(huán)進(jìn)行堆積。 典型實例：金屬鎂 晶胞：每個晶胞有2個原子 特點：配位數(shù)為12，空間利用率高。 4、面心立方堆積 堆積方式：密置層每3層一個循環(huán)進(jìn)行堆積。 典型實例：金屬銅 晶胞：每個晶胞有4個原子 特點：配位數(shù)為12，空間利用率高。四、混合型晶體 石墨晶體第四節(jié) 離子晶體【知識點】離子晶體一、定義：離子晶體是由陽離子和陰離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體。二、常見的晶型：體心的CsCl型；交替排列的NaCl型?！局R點】配位數(shù)一、定義：離子晶體中離子的配位數(shù)（C.N.）值的是一個離子周圍最鄰近的帶相反電荷離子的數(shù)目。二、離子晶體的配位數(shù)大小影響因素： 1、幾何因素：正負(fù)離子的半徑比； 2、電荷因素：正負(fù)離子的電荷比； 3、離子鍵的純粹程