【人教版】高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、第一章原子結(jié)構(gòu).原子結(jié)構(gòu)1.能級(jí)與能層能層四五六七符號(hào)KLN0pQ能級(jí)1s2s3P3d4s4P4d4f5s，一 f l r最 多 電子敝2266106101421 4. 1.281S32-2n22.原子軌道軌道形:小電子的原子軌道呈球形對(duì)稱(chēng) %）電子的原子軌道呈啞鈴形各能綾上的原子軌道數(shù)目，熊能級(jí)上1個(gè) 呼能級(jí)上3個(gè) ，汨能級(jí)上$個(gè) “能皴上"個(gè)熊量關(guān)系,相同能層上原子軌道能量的高低r f up <l nf形狀相同的原子軌道能量的高低： 招郵心同一能層內(nèi)形狀相同而伸展方向 不同的原子軌道的能量相等,如.孫口即7.21年軌道的能量相等3.原子核外電子排布規(guī)律構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)

2、遞增，大多數(shù)元素的電中性基,態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)）,叫做構(gòu)造原理。nsf (n-l)cl rip 7s Sf6d7p® ® O OO6s 4f5d6p®® ® o5 a4dJ>p4s3d 4p® ® ®3s3P2s2pis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(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖所示,個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高；在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量 依次升高 的排布按能量由低到高的順序依次排布。下而上表示七基態(tài)原子核外電子能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原

3、理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò) (2)能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)， 原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀 態(tài)，簡(jiǎn)稱(chēng)能量最,低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級(jí)。(3)泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在 4個(gè)量子數(shù)完全相同的 電子。換言之，一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反 (用“T 表示)，這 個(gè)原理稱(chēng)為泡利J ( Pauli )原理。(4)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道(能量相同)時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特(Hund)

4、規(guī)則。比如，p3的軌道式為口洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿(mǎn)或全充滿(mǎn)時(shí)，原子處于較穩(wěn) 定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前 36 號(hào)元素(復(fù)習(xí) P.10-P.11 )中，全空狀態(tài)的有 4Be 2s22p°、12Mg 3s23p°、2°Ca 4s23d° 半充滿(mǎn)狀態(tài)的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr 3d 54s1、25Mn 3d54s2、33As4s24p3;全充滿(mǎn)狀態(tài)的有 1°Ne 2s22p6、18Ar 3s 23p6、29CU 3d104s1、3

5、(0Zn 3d1°4s2、36Kr 4s 24p6。4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法 (1)電子排布式用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K:1s22s22p63s23p64s1。為了避免電子排布式書(shū)寫(xiě)過(guò)于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相 應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K: Ar4s 1。(2)電子排布圖(軌道表示式)每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。如基態(tài)硫原子的軌道表小式為Is 2s露 3P二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1 .原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系(1 )每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns

6、1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道,所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。（2） 一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類(lèi)。但一個(gè)能級(jí)組不一 定全部是能量相同的能級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。2.元素周期表的分區(qū)（1）根據(jù)核外電子排布分區(qū)各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質(zhì)特點(diǎn)5區(qū)IAJAK及He元素2BS除,，兔外都是活撥金 團(tuán)元素確常是最外層 電子參與反應(yīng)P區(qū)DI A 族 71A 族、。族（除曼外）月叩通常是最外層電子 參與反應(yīng)(1國(guó)聯(lián)一WB族、

7、前除制系博 系我Gr Dd'-'W"3d軌箱可以不同程度地 參與化學(xué)鍵的排成人飛I B聯(lián)JE旗合同元素f區(qū)糊累篇累'''(it 1)d' -屐惘系元京化學(xué)性朋相 近,腐泵元素化學(xué)性血相近若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。 如：某元素的外圍電子 排布為4s24p4,由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期VI A族元素。即最大能層為其周期數(shù)， 最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過(guò)渡元素（副族與第也族）的最大能層為其周期數(shù)，外圍電 子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)（錮系、銅系除外）。三.元素周期律1.電離能、電負(fù)性(1)電

8、離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量，第一電離能是指電中性 基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值 越小，原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第I A族)第一電離能最小，稀有氣 體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì) 。同主族元素，從上到下,第一電 離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大(2)元素的電負(fù)性用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0 ,鋰的電負(fù)性為1.0作為相又t標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷 金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度， 金屬的電負(fù)性一般

9、小于1.8,非金屬的電負(fù)性一般大于 1.8, 而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。(3)電負(fù)性的應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱金屬的電負(fù)性一般小于1.8,非金屬的電負(fù)性一般大于1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界 的“類(lèi)金屬”(如錯(cuò)、睇等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越 活潑。同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小 。2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同周期（從左往右）同主族（自上而下）（1）能層數(shù)相同從1遞增到6 （或

10、7）（2）最外層電子數(shù)從！遞噌到St第一周期例外）相同原子半徑誠(chéng)?。ㄏ∮袣怏w除外）噌強(qiáng)噌大遍弱出金屬性（原f她子能力）夠弱增強(qiáng)（5RE金屬性（原子得電子能力）噌卷減弱（6）電負(fù)性噌卷瞬第一電離能物的趨勢(shì)遍小單質(zhì)還原性夠弱鱉單質(zhì)氧化性噌強(qiáng)遍弱（10）最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水優(yōu)物的酸堿性喊性減弱,酸性噌強(qiáng)減性增強(qiáng)，酸性減弱111：革金屋形成氣態(tài)氨化物的難易程度由難到易由易到難（12）氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性因強(qiáng)（13）主要化合儕最高正價(jià)從T遞增到-7 （0, F 例外）,最低負(fù)價(jià)從第WA族 讖孤1相同（14）離子半徑邵月離孑）減小,邵日寓子）減小， r （陰離子）（陽(yáng)離子）增大3.對(duì)角線規(guī)則在元素周期表中，某

11、些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如Be,MgB . k通羲 Al爵Si第二章 化學(xué)鍵與分子間作用力課標(biāo)要求1 .了解共價(jià)鍵的主要類(lèi)型 仃鍵和兀鍵，能用鍵長(zhǎng)、鍵能和鍵角等說(shuō)明簡(jiǎn)單分子的某些性質(zhì)2 .了解雜化軌道理論及常見(jiàn)的雜化軌道類(lèi)型（sp、sp2、sp3）,能用價(jià)層電子對(duì)互斥理論或者 雜化軌道理論推測(cè)常見(jiàn)的簡(jiǎn)單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。3 .了解簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況。4 .了解化學(xué)鍵合分子間作用力的區(qū)別。5 .了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。要點(diǎn)精講1 .共價(jià)鍵1 .共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。2 .共價(jià)

12、鍵的類(lèi)型按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵 。按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵 。按原子軌道的重疊方式分為 鍵和冗鍵，前者的電子云具有軸對(duì)稱(chēng)性，后者的電子云具 有鏡像對(duì)稱(chēng)性。3 .鍵參數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。鍵長(zhǎng)：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。鍵角：在原子數(shù)超過(guò)2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定.鍵能決定-分子的穩(wěn)定性鍵長(zhǎng)琴分子的空間構(gòu)型分子的性質(zhì)4 .等電子原理原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。

13、2 .分子的立體構(gòu)型1 .分子構(gòu)型與雜化軌道理論（重點(diǎn)仔細(xì)復(fù)習(xí) +雜化解題步驟篇+C2H2 （HC三CH, C2H4, C2H6, C6H6 （苯），雜化方式）雜化軌道的要點(diǎn)當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜 化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。分 子 構(gòu) 型雜 化 軌 道理 論雜化類(lèi) 型'柒化軌道數(shù)目雜化軌道間 夾角空間構(gòu)型實(shí)例卬21805直線形BeC12sp23120"平面三角 形BF3sp341090 2s正四面體 形CH42分子構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)互斥模型價(jià)層電子對(duì)互斥模型說(shuō)明的是價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型，而

14、分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空間構(gòu)型，不包括孤對(duì)電子。（注意兩者的區(qū)別）（1）當(dāng)中心原子無(wú)孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；（2）當(dāng)中心原子有孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。好犍價(jià)層電子對(duì)互斥模1電子對(duì)數(shù)成健限孤對(duì)電子 數(shù)電子對(duì)空 麟型分子空間實(shí)例220m直跳B(niǎo)eCP330三角形三角形BF321V的SnBr2440四面體四面體形CH-131三角柵NH327V形H20Numlof BoiNumber of BondsNuiof LPailNumber of BondsNumber of Lone PairsNumberof Charge CloudsMolecularGeometryLinear芬子類(lèi)

15、型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物IMllTTlhAF1 A1球形30非極性He、N/4 lrlg°nal eplanarof Bonds1 A2直線形非極性非極性H2、O2AB直線形極性極性“Cl、NO2ABA直線形,80。極性1非極性CO2、CS30:，BentABAV形J 180°極性極性H2O、sIO2A4止四面體形60°非極性非極性P4常見(jiàn)分子的類(lèi)型與形狀比較AB 9AB 3120° 20°AB 4AB 3cAB角形平面三角形三角錐形正四面體形四面體形四面體形09°28'10910928'28'極性

16、 極性 極性 極性 極性22四面體Continued共價(jià)犍帝極性健極性健配位鍵本質(zhì) 幃郭原子向通過(guò)共用電子對(duì)（電子式的電穆）所形成 的相互作用成的 條件 （元就 種類(lèi)）成健摩子得、 大屯子能力 相同（同種IE 金成鍵的子得. 失電子能力 差別較?。ㄒ?艇指不同種 非金屬）成鉞原子一方有孤 電子時(shí)f配位體）. 另一方打空軌道（中 心肉子）特征存在Gnitiuited（2）配位化合物3.配位化合物G1）配位鍵與極需加*極性鍵的比較表示 打法非極性極性非極性極性極性三角錐BF3、NH3、CH4、CH 3Cl、SONClTetrahedralCClBentIrigojial pyramidalHCl

17、3CH2c12V 形 H2O有方向件和飽和件單質(zhì)H一共階離子化合物KHqCl等化合物iJ/h. 離子化合物 、心（）,等共價(jià)化合物HC1,離子化合 物XaOH等一、，H , 定義：金屬離子（或原子）與某些分子或離子（稱(chēng)為配體）以配位鍵結(jié)合形成的化合物&而皿 組成：如Ag（NH）2OH,中心離子為Ag+,配體為NH,配位數(shù)為2。H'7°.（1）極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合 的分子。（2）非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合 的分子。3.溶解性（1） “相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑.若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力

18、越大， 溶解性越好。2 2） “相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯 減小.4 .手性具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子， 如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能 重疊的現(xiàn)象。5 .無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性無(wú)機(jī)含氧酸可寫(xiě)成（HO）RO,如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R-O尸H 中。的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出 H+,酸性越強(qiáng)，如HClO< HClQ< HClO < HClO范德華力至L庭共濟(jì)侵概念物質(zhì)分子之間普遍存 在的一種相互作用的 力，又稱(chēng)分子間作用 力由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng) 的原子形成共價(jià)曜的 氫

19、原子與另一個(gè)分子 中電賀性很強(qiáng)的原子 之間的作用力原子1困通過(guò)共用電子 對(duì)所形成的相互作用作用粒子分子或原子（稀有氣體泉子季窩/%軍J京 子（分子內(nèi)、分子間）原子特征無(wú)方向性、無(wú)飽和性有方向性有飽和性有方向性、有飽和性強(qiáng)度比較共價(jià)犍>氫犍范德華力影響強(qiáng)度的因素隨著分子極性和相 對(duì)分子質(zhì)量的噌大而*大組成和結(jié)構(gòu)相似的 物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量 越大，分子間作用力 越大對(duì)于 AHB一，A、B的電負(fù)性越大， B原子的半徑越小，氮 遵鍵能越大成俊原子半徑越小，犍長(zhǎng)越短，鍵能越大，共價(jià)窗越穩(wěn)定對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的彩響影響物質(zhì)的熔沸 點(diǎn)、溶解度等物理性 質(zhì)組成和結(jié)構(gòu)相似的 物質(zhì)，隨相對(duì)分子質(zhì) 量的用大，物費(fèi)的熔

20、沸點(diǎn)升高.如F2< 8VBr2 V CF4 VCC14VCBr4分子間氫催的存在.使 物質(zhì)的唇沸點(diǎn)升高,在 水中的溶解度噌大，如 熔沸點(diǎn)：H2O>H2S, HFAHCL NH3>PH3影響分子的穩(wěn)定性共價(jià)鍵段能越大，分子穩(wěn)定性越強(qiáng)第三章物質(zhì)的聚集狀態(tài)與物質(zhì)性質(zhì).晶體常識(shí)1 .晶體與非晶體比較融非島體第構(gòu)特It結(jié)構(gòu)微粒周期性有雅列釉微粒無(wú)腌況微特性有目葩牲甑解息對(duì)稱(chēng)忸 各向融醺自就、固就熱確但額馳2 .獲得晶體的三條途徑熔融態(tài)物質(zhì)凝固。氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）。溶質(zhì)從溶液中析出3 .晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無(wú)隙并置”。4 .晶胞中微粒

21、數(shù)的計(jì)算方法一一均攤法 如某個(gè)粒子為n個(gè)晶胞所共有，則該粒子有1/n晶胞立方晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法如下：注意：在使用“均攤法”計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)時(shí)要注意晶胞的形狀屬于這個(gè)晶胞。中學(xué)中常見(jiàn)的晶胞為立方畫(huà) 同力甘個(gè)“第所共有小鼻子 B卜調(diào)品嵬-同為I7篩密斯揮百.彳靜髯T-第7dHXy牛品胞南國(guó)目箱于 世1血_L.fK干一-UQ訥部 ,整個(gè)薦手勒M J俄蠱的二.四種晶體的比較類(lèi)型比較分子晶體原子日目體金屬晶體離于晶體概念分子間靠分子 間作用力結(jié)合 而形成的晶體原子之間以共 價(jià)罐結(jié)合而形 成的具有空間 網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶 體金屬陽(yáng)離子和 自由電子以金 扈犍結(jié)合而形 成的晶體陽(yáng)離子和陰離子 通過(guò)離子誕結(jié)合

22、而形成的晶體結(jié) 構(gòu)構(gòu)成粒子分子rf-金屬陽(yáng)掰子、 自由電子陰.陽(yáng)離子粒子間的相 互作用力分子間的作用 力共價(jià)鍵金屬犍離子健性質(zhì)密度較小較大有的很大，有 的很小較大硬度較小很大有的很大，有 的很小較大焰、沸點(diǎn)較低彳艮高有的很冷，看 的很低較高溶解性相似相溶難溶干任何溶 劑難溶千常見(jiàn)溶 劑大多易溶千水等 極性溶劑導(dǎo)電、傳熱性一般不導(dǎo)電，溶于水后有的 導(dǎo)電一般不具有導(dǎo) 電性電和熱的良導(dǎo) 體晶體不導(dǎo)電，水溶 液或熔融態(tài)導(dǎo)電延展性無(wú)無(wú)良好無(wú)物質(zhì)類(lèi)別及舉例大多數(shù)非金屬 單質(zhì)（如F八 Ct）.氣態(tài)氧化 物、酸向HCL H京非金 屬氧化物（如 SOZ-,（* SiO; 除“羽輪 大空數(shù)有機(jī)物 儀口 UHa有機(jī)

23、 鹽除外）一部分非金屬 單質(zhì)* 口金呻后、 硅r晶體硼一 部分非金屬化 合物（如S1C.SiO9金屬單質(zhì)與臺(tái) 金快口 Na. AI Fe青桐金屬氧化物（如 KQ、Na：O） 強(qiáng)破 曲 KOH NaOH）. 絕大部分鹽（如 NaCI）2.晶體熔、沸點(diǎn)高低的比較方法（1）不同類(lèi)型晶體的熔、沸點(diǎn)高低一般規(guī)律：原子晶體離子晶體分子晶體。金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差別很大，如鴇、鋁等熔、沸點(diǎn)很高，汞、葩等熔、沸點(diǎn)很低（特殊）.（2）原子晶體由共價(jià)鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長(zhǎng)短，鍵能大，晶體的熔、沸點(diǎn)高.如熔點(diǎn): 金剛石碳化硅硅（3）離子晶體一般地說(shuō)，.陰陽(yáng)離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強(qiáng)，相應(yīng)的 品格能大，其晶體的熔、沸點(diǎn)就越高。（4）分子晶體分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點(diǎn)反常的高。組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對(duì)分子質(zhì)量越大，熔、沸點(diǎn)越高。組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)（相對(duì)分子質(zhì)量接近），分子的極性越大，其熔、