【人教版】高中化學選修3知識點總結

=====WORD完整----可輯---專資分=====第一章原子結構一.原子結構1.能級與能層2.原子軌道3.原子核外電子排布規(guī)律⑴構造原隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的子按右圖順序填入外電子運動道（能，叫構造原。①根據造原理，基原子核電子的排布循圖⑴頭所示的順。②根據造原理，可將各能按能量的差分成能組如圖⑵所，由下上表示七能級組，其量依高；在同一級組內從左到右能依次升高。基原子核電子的排布能量由到高順序依排布能級交：由構造原理可，電子先進入4s軌道，后進3d軌道這種現(xiàn)象完整版學習資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====能級交（2）能量最原理現(xiàn)代物質結構理論證實原子的電子布遵循造原理能使個原子能量處于最低狀，簡稱能量低原理構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（相容原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子換言之一軌道里多只能容納個電子，電旋方相（“↑↓”表示這個原理稱為泡利（Pauli）理）特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，是優(yōu)先單獨占一個軌道，且自旋向相同，這個規(guī)則叫洪特規(guī)則。比如，3軌道式為↑↑↑

或↓↓↓

，而不是↑↓↑

。洪特規(guī)則特例：當p、f軌道填充的電子為全空半充滿或全滿時，子處于較定的狀態(tài)。即p

0

、d0

、f0

、p3

、d5

、f7

、p6

、d10

、f14

時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前元（習P.10-P.11狀態(tài)的有Be4

2

2p

0

、Mg3s12

2

3p

、Ca4s20

2

3d

0

；半充滿狀態(tài)的有：N22p3、P23p3、Cr3d4s1、Mn54s、As4s24p3；全充滿715242533狀態(tài)的有Ne2s10

2

2p6

、Ar3s18

2

3p

6

、Cu29

10

4s

1

、Zn3d30

10

4s

2

、Kr4s36

2

4p

6

。4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排式①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：1s

2

2s

2

2p

6

3s2

3p

6

4s

1

。②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如：[Ar]4s

1

。(2)電子排布圖(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二.原子結構與元素周期表1.原子的電子構型與周期的關系每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns

1

每周期結尾元素的最外層電完整版學習資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====子排布式除He為1s2

外，其余為

2

np

6

。He核外只有2個電子，只1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)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)根據核外電子排布①

分

區(qū)②各區(qū)元素化學性質及原子最外層電子排布特點③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4s

2

4p

4

，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期Ⅵ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(副族與第Ⅷ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)鑭系、錒系除外)。三.元素周期律1.電離能、電負性完整版學習資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失1個電子時所需要的最低能量，第電離能指電中基態(tài)原子失1個電子轉化氣態(tài)基態(tài)正子所需的最低能量第一電離能數(shù)值越小，原越容易失1電子。同一周的元素中，堿屬(或第Ⅰ族)第一電能最小，稀氣體(或0)第一電能最大從左右總體現(xiàn)增大趨勢同主族元素從上到第一電能逐漸小同一原子的第二離能比一電離能要大）元素的電負性用描述不元素的原子鍵合電吸引力的大。以氟的電負性為4.0鋰的電負性為作為相對標準,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，屬的電性一般小于1.8非金屬的電性一般大于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右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負性的應用①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱②金屬的電負性一般小于，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”(如鍺、銻)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元的電負越小，金屬素越活；非金屬元的電負越大，非金元素越潑。④同周期左到右電負性逐漸大，同族自上而下電負性漸減小。2.原子結構與元素性質的遞變規(guī)律完整版學習資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=3.對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與下方的族元素的有性質是似的，如第二章化鍵與分間作用力課標要1.了解共價鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質2.了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（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構。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性質的影響，能列舉含氫鍵的物質。要點精一.共鍵1.共價鍵的本質及特征共價鍵的本質是在原子之間形成共用電子對，其特征是有飽和和方向性。2.共價鍵的類型①按成鍵原子間共用電子對數(shù)目分單鍵、雙鍵三鍵②按共用電對是偏移分極性、非極鍵。完整版學習資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵前者的電子具有軸稱性，后者電子云有鏡像對稱。3.鍵參數(shù)①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化鍵越穩(wěn)定②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，長越短共價鍵越穩(wěn)。③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。④鍵參數(shù)對分子性質的影響鍵長越，鍵能越大分子越定．4.等電子理原子總相同價電子總數(shù)相同分子具相似的化學特征它們的許多質相近。二.分的立體型1分子構型與化軌道論（重點仔復習化解題步驟C（HC三CH，C，2224CH（苯雜化方）2666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。2分子構型與價層電子對互斥模型價層電對互斥模型明的是層電子對的間構型而子的空構型指的是鍵電子對間構型，不括孤對子注意兩的區(qū)別）(1)當中心原子無孤對電子，兩者構型一致(2)當中心原子有孤對電子，兩者構型不一致。常見分子的類型與形狀比較完整版學習資料分享----

222223343332222=====WORD完整----可輯---222223343332222分子類型A

分子形狀球形

鍵角

鍵的極性

分子極性非極性

代表物HeNeA

2

直線形

非極性

非極性

H、OABAABA

直線形直線形V形

°≠°

極性極性極性

極性非極性極性

HClNOCO、H、A

4

正四面體形

°

非極性

非極性

4

334

平面三角形三角錐形正四面體形

°°′

極性極性極性

非極性極性非極性

BF、NH、、CCl

3CC

四面體形四面體形

≠°28≠°28

極性極性

極性極性

、CHClCl直線

三形

V形

四體

三錐

VHO3.配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較（2）配位化合物①定義：金屬離子(或原)與某些分子或離(稱為配)以配位鍵結合形成的化合物。②組成：如[Ag(NH)]OH，中心離子為Ag＋，配體為，配位數(shù)為2。323完整版學習資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====三.分的性質1.分子間作用力的比較2．分子的極性(1)極性分子：正電中心和電中心重合分子。(2)非極性分子：正電中心和電中心合分子。3．溶解性(1)“相似相溶”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之間的鍵作用力越，溶解性好。(2)“相似相溶”還適用于分子結構的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減?。?．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)RO，如果成元素相同，值越大R的正電性越高，mn使R—O—HO的電子向偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO＜HClO＜HClOHClO23

4第三章物的聚集態(tài)與物質性一.晶體常識1.晶體與非晶體比較完整版學習資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====2.獲得晶體的三條途徑①熔融態(tài)物質凝固。②氣態(tài)物質冷卻不經液態(tài)直接凝固（凝華③溶質從溶液中析出。3.晶胞晶胞是描述晶體結構的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“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，則該粒子有屬這個晶胞。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：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完整版學習資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====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一般律：原晶體＞離子體＞分晶體。金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高汞、銫熔、沸點很低（特（2）原子晶體由共價鍵形成的原子晶體中子半徑的鍵短鍵能大晶的熔沸高如熔點：金剛石＞碳化硅＞硅（3）離子晶體一般地說陰陽離的電荷數(shù)越，離子徑越小，則子間的用力越強，相應的格能大，其體的熔沸點就越高（4）分子晶體①分子間用力越，物質的熔沸點越；具有氫鍵分子晶熔