人教版高中化學選修三知識點

1、人教版高中化學選修三知識點人教版高中化學選修三知識點故有知識的人，道義上有為后者代言的義務(wù)。人最容易喪失的是同情心，而杜甫就是一個正面例子。下面我給大家共享一些人教版高中化學選修三知識，希望能夠幫助大家，歡迎瀏覽!人教版高中化學選修三知識1原子構(gòu)造與性質(zhì)1、電子云：用小黑點的疏密來描繪電子在原子核外空間出現(xiàn)的時機大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的時機大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現(xiàn)的時機小，電子云密度越小。2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(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、.3、原子軌道(能級即亞

2、層)：處于同一電子層的原子核外電子，可以以在不同類型的原子軌道上運動，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。4、原子核外電子的運動特征能夠用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描繪.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全一樣的兩個電子。5、原子核外電子排布原理：(1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;(2)泡利不相容原理:每個軌道最多包容兩個自旋狀態(tài)不同的電子;(3)洪特規(guī)則:在能量一樣的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)一樣。洪特規(guī)則的特例:

3、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24CrAr3d54s1、29CuAr3d104s16、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，能夠?qū)⒏髂芗壈茨芰康牟町惙殖赡芗壗M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。7、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

4、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)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6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，第一電離能有逐步增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;同主族從上到下，第一電離能有逐步減小的趨勢。講明：同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層構(gòu)造為全滿、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用：a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證b.

5、用來比擬元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。(3)元素電負性的周期性變化元素的電負性：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性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐步增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢。電負性的運用:a.確定元素類型(一般1.8，非金屬元素;1.8，金屬元素)。b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值1.7，離子鍵;1.7，共價鍵)。c.判定元素價態(tài)正負(電負性大的為負價，小的為正價)。d.電負性是判定金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強弱)。8、化學鍵：相鄰原子之間強

6、烈的互相作用?；瘜W鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。9、離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用構(gòu)成的化學鍵離子鍵強弱的判定:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。離子鍵的強弱能夠用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之構(gòu)成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大。離子晶體:通過離子鍵作用構(gòu)成的晶體。典型的離子晶體構(gòu)造：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

7、銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.人教版高中化學選修三知識2原子核外電子排布原理1.能層、能級與原子軌道(1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，根據(jù)電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N表示，能量依次升高。(2)能級：同一能層里電子的能量可以能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)e(p)e(d)e(f)。p=(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。【十分提示】(1)任一能層的能級總是從s能級開場，而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)。(

8、2)以s、p、d、f排序的各能級可包容的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7的二倍。(3)構(gòu)造原理中存在著能級交織現(xiàn)象。由于能級交織，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。(4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只要s能級;第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道px、py、pz，它們具有一樣的能量;第三能層(M)，有s、p、d三種能級。(5)當出現(xiàn)d軌道時，固然電子按ns，(n-1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n-1)d放在ns前。(6)在書寫簡化

9、的電子排布式時，并不是所有的都是X+價電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。2.基態(tài)原子的核外電子排布(1)能量最低原理電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。注意：所有電子排布規(guī)則都需要知足能量最低原理。(2)泡利原理每個原子軌道里最多只能包容2個電子，且自旋狀態(tài)相反。(3)洪特規(guī)則當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)一樣。洪特規(guī)則特例：當能量一樣的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p

10、0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低。3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖(1)電子的躍遷基態(tài)激發(fā)態(tài)當基態(tài)原子的電子吸收能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。激發(fā)態(tài)基態(tài)激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。(2)原子光譜不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，能夠用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。人教版高中化學選修三知識3原子構(gòu)造與元素性質(zhì)1.原子構(gòu)造與元素周期表(1)原子構(gòu)造與元素周期表(2)每族元素的價層電子排布特點主族0族：He：1s2;其他ns2np6。過渡元素(副族和第族)：(n-1)d110ns12。(3)元素周期表的分區(qū)根據(jù)核

11、外電子排布a.分區(qū)b.各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)(如下列圖)，處于金屬與非金屬交界限(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準金屬，但不能叫兩性非金屬。【十分提示】“外圍電子排布即“價電子層，對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d64s2。2.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)是類似的。3.元素周期律(1)原子半徑影響因素能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。核電荷數(shù)：能層數(shù)一樣，核電荷數(shù)越大，原子半徑

12、越小。變化規(guī)律元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐步減小;同主族元素從上到下，原子半徑逐步增大。(2)電離能第一電離能：氣態(tài)電中性基態(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，符號：I1，單位：kJ/mol。規(guī)律a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐步增大的變化趨勢。b.同族元素：從上至下第一電離能逐步減小。c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I1i2i3)。p=(3)電負性含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4

13、.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。變化規(guī)律金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐步增大，同主族從上至下，元素的電負性逐步減小。4.電離能、電負性的應(yīng)用(1)電離能的應(yīng)用判定元素金屬性的強弱電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強;反之越弱。判定元素的化合價(I1、I2表示各級電離能)假如某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為+n。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1。判定核外電子的分層排布情況多電子原子中，元

14、素的各級電離能逐級增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。反映元素原子的核外電子排布特點同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐步增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。人教版高中化學選修三知識4共價鍵1.本質(zhì)在原子之間構(gòu)成共用電子對(電子云的重疊)。2.特征具有飽和性和方向性。3.分類【十分提示】(1)只要兩原子的電負性相差不大時，才能構(gòu)成共用電子對，構(gòu)成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會構(gòu)成共用電子對，而構(gòu)成離子鍵。(2)同種元素原子間構(gòu)成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間構(gòu)成的共價鍵為極性

15、鍵。(3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH3等，有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等;有的不存在化學鍵，如稀有氣體分子。(4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非極性鍵，如Na2O2、CaC2等。(5)通過物質(zhì)的構(gòu)造式，能夠快速有效地判定鍵的種類及數(shù)目;判定成鍵方式時，需把握：共價單鍵全為鍵，雙鍵中有一個鍵和一個鍵，三鍵中有一個鍵和兩個鍵。4.鍵參數(shù)(1)概念(2)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。5.等電子原理原子總數(shù)一樣，價電子總數(shù)一樣的分子具有類似的化學鍵特征，物理性質(zhì)相近，但化學性質(zhì)不同。常見的等電子體人教版高中化學選修三知識5分子的立體構(gòu)造1.價層電子對互斥理論(1)價層電子對在球面上相互相距最遠時，排擠力最小，體系的能量最低。(2)孤電子對的排擠力較大，孤電子對越多，排擠力越強，鍵角越小。(3)用價層電子對互斥理論揣測分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判定分子中中心原子上的價層電子對數(shù)。其中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是1個與中心原子結(jié)合的原子提供的價電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。(4)價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型2.雜化軌道理論當原子成