化學選修三人教知識點總結

1、選修三知識點第一章原子結構與性質1能級與能層結構原理：跟著核電荷數(shù)遞加，大部分元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖次序填入核外電子運動軌道（能級），叫做結構原理。能級交錯：由結構原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這類現(xiàn)象叫能級交錯。說明：結構原理其實不是說4s能級比3d能級能量低（實質上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣次序填補電子可以使整個原子的能量最低。（2）能量最低原理現(xiàn)代物質結構理論證明，原子的電子排布依據(jù)結構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。結構原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不限制于某個能級。（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原

2、子中，一個軌道里最多只好容納兩個電子，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樣軌道（能量同樣）時，老是優(yōu)先獨自占有一個軌道，并且自旋方向同樣，這個規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則洪特規(guī)則特例：當p、d、f軌道填補的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較堅固的狀態(tài)?；鶓B(tài)原子核外電子排布的表示方法電子排布式用數(shù)字在能級符號的右上角表示該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，比方K：1s22s22p63s23p64s1。為了防范電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到罕有氣體元素原子結構的部分以相應罕有氣體的元素符號外加方括號表示，比

3、方K：Ar4s1。外面電子排布式（價電子排布式）電子排布圖(軌道表示式)是指將過渡元素原子的電子排布式中符合上一周期罕有氣體的原子的電子排布式的部分（原子實）或主族元素、0族元素的內(nèi)層電子排布省略后剩下的式子。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二.原子結構與元素周期表1.一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2n2。但一個能級組不用然所有是能量同樣的能級，而是能量周邊的能級。2.元素周期表的分區(qū)依據(jù)核外電子排布確立元素在周期表中地點的方法若已知元素序數(shù)Z，找出與之周邊上一周期的惰性氣體的原子序數(shù)R，先確立其周期數(shù)。再根究ZR的值，

4、確立元素所在的列，依據(jù)周期表的結構數(shù)出所在列對應的族序數(shù)。若已知元素的外面電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的地點。如：某元素的外面電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第周圍期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(副族與第族)的最大能層為其周期數(shù)，外面電子數(shù)應為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。（2）主族元素價電子數(shù)=族序數(shù)，副族元素IIIB-VIII族價電子數(shù)=族序數(shù)IB，IIB價電子的最外層數(shù)=族序數(shù)（3）各區(qū)元素化學性質及原子最外層電子排布特色S區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6、d區(qū)（n-1）d1-9ns1-2、ds區(qū)（n-1

5、）d10ns1-2三.元素周期律1.電離能、電負性（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失掉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)原子失掉1個電子轉變?yōu)闅鈶B(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，原子越簡單失掉1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第A族)第一電離能最小，罕有氣體(或0族)第一電離能最大，同周期，從左到右整體表現(xiàn)增大趨向。（Be，N,P,Mg除外）同主族元素，從上到下，第一電離能漸漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大（2）元素的電負性用來描繪不同樣元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。（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，

6、非金屬的電負性一般大于，而位于非金屬三角區(qū)界限的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。金屬元素的電負性越小，金屬元素越開朗；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越開朗。同周期自左到右，電負性漸漸增大，同主族自上而下，電負性漸漸減小。（4）電離能的應用依據(jù)電離能數(shù)據(jù)確立元素核外電子的排布如：確立元素在化合物中的化合價判斷元素金屬性強弱2.原子結構與元生性質的遞變規(guī)律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是相像的，如第二章分子結構與性質一.共價鍵1.共價鍵的實質及特色共價鍵的實質是在原子之間形成共用電子對，其特色是擁有飽和性和方向性。

7、2.共價鍵的種類按成鍵原子間共用電子對的數(shù)量分為單鍵、雙鍵、三鍵。按共用電子對能否偏移分為極性鍵、非極性鍵。按原子軌道的重疊方式分為鍵和鍵，前者的電子云擁有軸對稱性，后者的電子云擁有鏡像對稱性。3.鍵參數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵開釋的最低能量，鍵能越大，化學鍵越堅固。鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越堅固。鍵角：在原子數(shù)超出2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。鍵參數(shù)對分子性質的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越堅固4.等電子原理：原子總數(shù)同樣、價電子總數(shù)同樣的分子擁有相像的化學鍵特色，它們的很多性質相近。常有的等電子體：CO和N2二.分子的立體構型分子構型與雜化軌

8、道理論雜化軌道的重點當原子成鍵時，原子的價電子軌道互相混淆，形成與原軌道數(shù)相等且能量同樣的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同樣，軌道間的夾角不同樣，形成分子的空間形狀不同樣分子構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型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包含孤對電子。中間心原子無孤對電子時，二者的構型一致；中間心原子有孤對電子時，二者的構型不一致。3.配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較：都屬共價鍵（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)以配位鍵聯(lián)合形成的化合物。電離方程式：Zn(NH3)4SO4=Zn(NH3)42+SO42-

9、配合物內(nèi)界堅固不電離參加化學反響，外界電離后參加反響三.分子的性質1.分子間作使勁的比較分子的極性極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。溶解性(1)“相像相溶”規(guī)律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑若存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作使勁越大，溶解性越好。“相像相溶”還合用于分子結構的相像性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度顯然減小手性擁有完滿同樣的構成和原子擺列的一對分子，如左手和右手同樣互為鏡像，在三維空間里不可以重疊的現(xiàn)象無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸可寫成(HO)mROn，假如成酸元素R同樣，則n值越大，R的正

10、電性越高，使ROH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HClOHClO2HClO3HClO4第三章晶體結構與性質一.晶體知識1.晶體與非晶體比較2.獲取晶體的三條門路熔融態(tài)物質凝結。氣態(tài)物質冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝結（凝華）。溶質從溶液中析出。3.晶胞晶胞是描繪晶體結構的基本單元。晶胞在晶體中的擺列呈“無隙并置”。4.晶胞中微粒數(shù)的計算方法均派法如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個晶胞。中學中常有的晶胞為立方晶胞(1/8)(1/4)(1/2)(1)注意：在使用“均派法”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晶體熔、沸點高低的比較方法（1）不同

11、樣種類晶體的熔、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、沸點差異很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、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，則離子間的作使勁就越強，相應的晶格能大，其晶體的熔、沸點就越高。（4）分子晶體分子間作使勁越大，物質的熔、沸點越高；擁有氫鍵的分子晶體熔、沸點失態(tài)的高。構成和結構相像的分子晶體，相對分子質量越大，熔、沸點越高。構成和結構不相像的物質（相對分子質量湊近），分子的極性越大，其熔、沸點越高。同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低（5）金屬晶體金屬離子