高中化學選修三知識點總結(jié)

1、第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).原子結(jié)構(gòu)1.能級與能層能層四五六七符號KLX0pQ能級1s2s?p犯3P4s4P4d4f5sr - tH-r最 多 電子數(shù)2626102610142a aa a a2sIS32-2n22.原子軌道電子的原子軌道呈球形對稱 軌心形為電子的原子軌道呈15管形備輪級上的原子軌道數(shù)目麒能級H個 川能袋上3個 H靠城If個 “血級上二個相同能層上原了軌道能量的高低;打器 FqF ml Iff舲優(yōu)相同的原子就道短量的高低:能量關(guān)盛1車2s- 3s同一能層內(nèi)形狀相同而伸展方向 不同的原子機鎮(zhèn)的能量相等，如,即G邛尸邛鼎道的能量相等3.原子核外電子排布規(guī)律構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多

2、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動軌道（能級），叫做構(gòu)造原理能級交錯：由構(gòu)造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。說明：構(gòu)造原理并不是說 4s能級比3d能級能量低（實際上 4s能級比3d能級能量高），而是指這樣順 序填充電子可以使整個原子的能量最低。.也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。（2）能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量 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，而不局限于某個能級。（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中

3、， 不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。 換言之,一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理(4)洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特(Hund)規(guī)則。比如，p3的軌道式為|"T|或j |j j I，而不是j I o洪特規(guī)則特例：當 p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即 p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14 時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號元素中，全空狀態(tài)的有 4Be 2s22p0、12Mg 3s23

4、p0、20Ca 4s23d0;半充滿狀態(tài)的有：7N 2s22P3、 15P 3s23P3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24P3;全充滿狀態(tài)的有 10Ne 2s22P6、18Ar 3s23P6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24P6。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)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K:1s22s22P63s23P64s1。為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應稀有氣體 的元素符號外加方括號表示，例如K: Ar4s1

5、。(2)電子排布圖(軌道表示式)每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為1 8 2s 2p 3H 3p2 .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ns1 o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個電子，只有1個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)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量 相同的能級，而是能量相近的能級。2 .元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布各

6、區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點高中分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質(zhì)特點生區(qū)1 AJI A 族 及He元或晨7除疆，城外都是活波先元素,通常是最外層電子參與反應p IX1 A 族一IHA族、 口族（除赳外）事通常是最外層電子叁與反應d IK111 H族1H族.唱桂1除斶系、啊嘉外）5一 】：j Wd軌道U|以不同程也地 善與化學彼的格應IX1月族.口 U族tri-】命屬無罪i區(qū)刷系制系(1)d.' W胸系元素化學性成相 近.相聚元素化學性 就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

7、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)，但應注意過渡元素（副族與第皿族）的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應為其縱列數(shù)而不是其族 序數(shù)（鐲系、舸系除外）。3 .元素周期律1 .電離能、電負性（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，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。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

8、）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0,鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于1.8,非金屬的電負性一般大于1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負性的應用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱金屬的電負性一般小于 1.8,非金屬的電負性一般大于 1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的 “類金屬”（如 錯、錦等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素

9、的電負性越大，非金屬元素越活潑。同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。2 .原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同周朝（從搦簾同主族（自上而下）（1）能層數(shù)相同從1遞增到"或7）最外層電子數(shù)從遞增到8（第一周期例外）相同案子半徑痢、f魄氣體除外）蛭嚕大誠弱金屬性（原子失電子能力）減弱增強而非金屬性t原子將電子能力）讖夠弱W電負性噌強遍弱第一電離能噌大的趨勢夠小單質(zhì)還原性減弱搬單質(zhì)氧化性增強漏UQ）曩高除氟比枷寸匣水化物的霰戚法喊性減弱，酸性嚕強胸強，隈性激弱，11俳金融成氣握化物的難易程度由難到易由盛攤山手氫化枷的穗就增強漏（13）主要化含價戢高正價從T通蟹IT

10、 （a F 例外卜最低負價從第Na族-4 嬲到-1相同（14通子粹嚴月離子）減小,R（陽離子）夠小, （陰離子）加離子）增大3 .對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課標要求1 .了解共價鍵的主要類型 燈鍵和n鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)2 .了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3）,能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。3 .了解簡單配合物的成鍵情況。4 .了解化學鍵合分子間作用力的區(qū)別。5 .了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。要點精講一

11、.共價鍵1 .共價鍵的本質(zhì)及特征共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。2 .共價鍵的類型按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。按共用電子對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b鍵和無鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。3 .鍵參數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成 1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。鍵角：在原子數(shù)超過 2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鉞長分子的毯定性分子的空間構(gòu)型鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定.這三分

12、子的性質(zhì)4 .等電子原理來源:學科婀原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。二.分子的立體構(gòu)型1 .分子構(gòu)型與雜化軌道理論雜化軌道的要點當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，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 論雜化美型雜化軌道 數(shù)目雜化軌道間 夾角空）可構(gòu)型實例手21SOQ直線形BeCI23120°平面三角 形BF3中342S?正四面體形CH42分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對

13、空間構(gòu)型，不 包括孤對電子。（1）當中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致；（2）當中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致。分刊螂價層電子 對互斤模型電子對知成睬對鼓3t對電子敷電子時空碘型分子空間枸型冥例210酸形BeCW30學熟三瓢BFJ21V形440四面懵四面體形CH431三角轅形NH32H2O3.配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較族價鍵爵怔行方向性和飽和性非極性小械性鍵配泣柳尤法FlIIHCI-M1,-' Cu - KH,_ML.2 -本質(zhì)相鄰原子間訕過及用電子對f電子云的重登）所形成的相互作用成樨條件（/L#種類：他誣癌子福. 失電子能力 相同（同種 金屬）時鍵用于

14、得. 為電子能打 *別較?。? 骰指不同腫 非金屬）成拉電子一方杓孤 電子時配位體1. 另一方行空軌道（中 心K子）存在單質(zhì)幾.共價 化合物也白， 網(wǎng)干化合物 帆旭等共價化合物HCL電于化含 fthhOH 等常產(chǎn)化合物叫C1等(2)配位化合物定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。組成：如Ag(NH3)2OH ,中心離子為 Ag + ,配體為NH3,配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1 .分子間作用力的比較2 .分子的極性(1)極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。(2)非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。3 .溶解性(1) “相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)

15、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)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。(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 .無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸可寫成(HO)mROn ,如果成酸.元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使 R O H中O 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，如 HClOvHC102V HClO3< HCIO4范靜力鄭鍵概念物質(zhì)分子之間普遍存 在的一種

16、相互作用的 九又林分子間作用 力由已經(jīng)專電負性很強 的原子形成揮儕除的 室原子與另一個分子 中電負性根強的原子 之間的作用力原子頤道共用電子 對所形成的相互作用作用粒子分子或原子(襁有耳 闞室質(zhì)子缸氮t氫原 子份7(。分子值1原子恃征助向性、無飽和性有方向性、有飽和性有方向性有飽和性強度比較井俊鍵氫胃>范慝平力影響強度的因素隨楷分子極性和相 對分子質(zhì)量的增大而 蛾m和結(jié)構(gòu)相假的 物質(zhì),相對分子責量 越大.分子間作用力 政對于AHJA、B的電負性越大， B原子的半徑祗小.笈 犍便能越大成健原子半徑越小，鄭鍵蹴定對物1質(zhì)性質(zhì)的歇向朦前枷質(zhì)的信沸 點、商薛度等捌理性 質(zhì)隹建成和結(jié)枸相燃的 物質(zhì)

17、.隨相對分子質(zhì) 量的墻大，捌窗的熔 怫點升高,如F2< BMErtWn, CF4 <CCU<CBr4分子間基建的存在，潼 物質(zhì)的恪解點升高，在 忒申的密解竟增大，如 煨涕點j H2O>H2S.了顫分子的稔定性 (M飾鍵鍵能越大， 分子穩(wěn)定莊越強第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì).晶體常識1 .晶體與非晶體比較晶體韭晶彼結(jié)枸特性結(jié)構(gòu)微粒周期性有用排列結(jié)枸微粒無序排列拄腰特性有自范性、固定熔點、的稱性、 酮異性役有自艷性1固定煙點，對稱 性，各向異性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

18、體中的排列呈“無隙并置”4.晶胞中微粒數(shù)的計算方法均攤法如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有 1/n屬于這個晶胞。中學中常見的晶胞為立方晶胞立方晶胞中微粒數(shù)的計算方法如下:V.注意：在使用均攤法”計算晶胞中粒子個數(shù)時要注意晶胞的形狀二.四種晶體的比較HA*+品氏小兒有.'N(ET類型比較曲子晶體原子品體金屬晶體離子晶體概念分子問靠分子 間作用力潴臺 而形成的晶體原子之間以共 價椎結(jié)合而形 成的具有空冏 料狀結(jié)構(gòu)的晶體金屬陽離干和 自由電子以金 屈鍵結(jié)音而形 成的晶體陽離子和陰離子 通過商千柳結(jié)合 而形成的晶體牯 構(gòu)構(gòu)成粒子原工金屬陽離子- 自由電子前、陽寓于粒子間的相互作用力辦千僻的

19、作用 力共做金屬腱離子健性質(zhì)密度較小較大有的很尢有 的很小妣硬度較小很大有的很大，有 的很、小越大.熔、沸點較低很高有的很高，有 的很低較高涔斛性相似相溶難溶干任何溶 劑難溶于常見溶劑1大多易溶千水等 極性溶劑導電、傳蚪性一般不導電， 溶干水后有的 W電一般不具有導 電性電和熱的良導性晶體不導電，水溶 液St嗨融寒導電延展性無無良好無物前類別及舉例大多數(shù)非金屬 革質(zhì)加P+. g氨態(tài)氨化 物、酸曲HCL非金 屬氧化物(如 犯、CO：, SiO： 除外卜地 大多教有機物 而C心有機 鹽除外)一部分非金鹿 單版的金即由、 硅、晶體硼、一 郃分非金屬化 合物如S1C. SoQi)金雇單盾與合 金儂Ns

20、、AL Fu、青桐金屬氧化物(.如 K：0,90)，強溫 制 KOH、NhCH). 更大部分鹽物 NaCl)2.晶體熔、沸點高低的比較方法(1)不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律：原子晶體離子 晶體分子晶體。金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鴇、粕等熔、沸點很高，汞、葩等熔、沸點很低。（2）原子晶體由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高.如熔點：金剛石 碳化硅 >硅（3）離子晶體一般地說，陰陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，相應的晶格能大，其 晶體的熔、沸點就越高。（4）分子晶體分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常的高。組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高。組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)（相對分子質(zhì)量接近），分子的極性越大，其熔、沸點越高。同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點越低。（5）金屬晶體金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高三.幾種典型的晶體模型晶體晶體結(jié)構(gòu)示意圖晶體中粒子分布詳解氯化 艷晶 體