2020屆高考化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)匯編

1選修知識(shí)點(diǎn)總結(jié)第章原結(jié)與質(zhì)一

原子結(jié)構(gòu)1.能與能原軌道原核外電子排布規(guī)律⑴構(gòu)原隨核荷數(shù)遞增大數(shù)元素的電中性基態(tài)原的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)做構(gòu)造原理。能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)s軌道后入3d軌這現(xiàn)象叫能交。說(shuō)明構(gòu)原理并不是說(shuō)4s能比3d能能量（際上4s能比3d能級(jí)能量高是指這樣順序填電子可以使整個(gè)原子的能量最低。也就說(shuō)，整個(gè)原子的能量不能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。（）能量低原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)稱能量最低理。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)。（）泡利不容原：基態(tài)多電子原中，不可能同時(shí)存在4個(gè)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“↑↓”表示原稱為泡）

0003576420003576421220202072323245152332326182612226261126原理。（）洪規(guī)：當(dāng)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)一軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為↑↓↓↓，不是↑↑。

↑↑

或洪規(guī)特：當(dāng)、、軌填充的電子數(shù)為全空、半滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p、、、、、、、、時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號(hào)元素中，全空狀態(tài)的有2p0、3p、Ca4s；半充滿狀態(tài)的有：N2p、3s3p、Cr3d4s、Mn3d4s、As4s4p；全充滿狀態(tài)的Ne2s2p、Ar3s3p、Cu4s、Zn3d

4s

、

Kr4s4p

?；雍送怆娮优挪嫉谋硎痉椒?1)電子排布式①用數(shù)字在級(jí)符號(hào)的上角表該能排布子，這就是電子排布式，如：1s2s2p3s3p4s。②為了避免電子排布式書寫過(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)稀氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K：[Ar]4s。(2)電子布(又軌表式)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)硫原子的軌道表示式為二原結(jié)構(gòu)與元素周期表原的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系(1每期第一種元素的最外電子的排布式為ns。周期結(jié)尾元的最外層電子排布式除He為1s

2外，其余為He核只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌，還未出現(xiàn)p軌，所以一周期結(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)期所包含的元素種類一個(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)。元周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布①分區(qū)②各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)

3③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：某元素的外圍電子布為4s24p4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(yīng)注意過(guò)渡元素副與Ⅷ族的大層為其期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)系、錒系除)。三元周期律電能、電負(fù)性（）電能指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量第電能指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)子化為氣態(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)子。在同一周期的元素中，堿金或Ⅰ族第電離能最小，稀有氣(或族第電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)。同主族元素，從上到，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（）元素電性來(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，的電負(fù)性為1.0作相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)得了各元素的電負(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)弱尺度，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，位于非屬三角區(qū)邊界類金”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性（）負(fù)性的用①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱②金屬的電負(fù)性一般小于1.8，金屬的電負(fù)性一般大于，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如、銻等的負(fù)性則在1.8左，它們既有金屬，又有非金屬性。③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。④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。原結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

3.對(duì)線則在元素周期表中，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，如第章分結(jié)與性一共鍵共鍵本質(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。共鍵類型①按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。②按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。③按原子軌道的重疊方式分σ鍵和鍵前者的電子云具有軸對(duì)稱性，后者的電子云具有鏡像對(duì)稱性。鍵數(shù)①鍵：氣態(tài)基態(tài)子形成mol學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。②鍵：形成共價(jià)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。③鍵：在原子數(shù)過(guò)2的子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。④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．4.電原（1）等電體判斷方法：原子數(shù)相同、價(jià)電子數(shù)目相同、原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法：如+O=NO=N=N22

3

或=O+O=N=NO2322

）

5（2）電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相同，可用來(lái)預(yù)測(cè)分子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。二分的體型．分子構(gòu)型與雜化軌道理論雜化軌道的要點(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，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空構(gòu)型，不包括孤對(duì)電子。(1)當(dāng)中心原無(wú)孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)一致；(2)當(dāng)中心原有孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)不一致。分子（離子）中心原子價(jià)

雜化類型

模型

分子空間構(gòu)型

鍵角

分子的極性電子對(duì)

2

直線

直線形

180

非

3

平面三角

V字

極HO、

3

平面三角

V字

——

極

2

直線

直線形

180

極NH

4

正四面體

三角錐形

107

18′

極BF、

3

平面三角

平面三角形

120

非HOCH、CCl

44

正四面體正四面體

三角錐形正四面體形

107′109′

——非NH

4

正四面體

正四面體形

109′

非HCHO

3

平面三角

平面三角形

——

極配化物（1配鍵極性、非極鍵比較（2配化物配鍵一類特殊的共價(jià)鍵，一個(gè)原子提供空軌道，另一個(gè)原子供一對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵。①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過(guò)配位鍵形成的化合物。如Cu（）、Cu（NH）23（OH、AgNH）OH、（）等。233②配位化合物的組成：

三分的質(zhì)分間用力的比較．分子的極性(1)極性子正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。(2)非極分：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。．溶解性(1)相似溶規(guī)：非極性溶質(zhì)一能溶于非極性溶劑，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。(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?。中跃哂型耆嗤慕M成和原子排列的一對(duì)分子左手和右手一樣互為鏡像三維空間里不能重疊現(xiàn)象。．無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性無(wú)機(jī)含氧酸可寫(，如果成酸元R相，則值越大R的電性越高，使R——H中的電子向R偏，在水分子的作用下越易電離出H，酸性越強(qiáng)，如＜＜HClO＜23

4第章晶結(jié)與性一晶常識(shí)晶與非晶體比較

72.獲晶的條徑①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。②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)隙并置晶中微粒數(shù)的計(jì)算方法—均法如某個(gè)粒子為n個(gè)胞所共有，則該粒子有屬這個(gè)晶胞。中學(xué)常見(jiàn)的晶胞為立方晶胞注意：在使“均攤法計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)時(shí)要注意晶胞的形狀二四晶體的比較2．晶體熔、沸點(diǎn)高低的比較方法（）同類型體的熔、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，如鎢、鉑等熔、沸點(diǎn)很高，汞、銫等熔、沸點(diǎn)很低。（）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)：金石＞

++++++++++++++++++++碳化硅＞硅（）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)的晶格能，其晶體的熔、沸點(diǎn)就越高。（）子晶體①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。②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。③組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)（相對(duì)分子質(zhì)量接近的極性越大，其熔、沸點(diǎn)越高。④同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點(diǎn)越低。（）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(qiáng)，金屬熔、沸點(diǎn)就越高。三幾典型的晶體模型（1屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na

+

周圍吸引著個(gè)Cl，些構(gòu)的幾何圖形是正八面體，每個(gè)Cl周圍吸引著個(gè)

，Na、Cl

個(gè)數(shù)比為1：1，每個(gè)

與12個(gè)

等距離相鄰每氯鈉晶含4個(gè)

+和個(gè)Cl－。（2CsCl屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Cl（或）周圍與之最接近且距離相等的（Cl）有8個(gè)這幾個(gè)（或）空間構(gòu)成的何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs周距離相等且最近的共有6個(gè)，這幾個(gè)Cs在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一個(gè)氯化銫晶含有個(gè)和個(gè)Cl。（3金剛石（空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)）屬于原子晶體。晶體中每個(gè)C原和個(gè)C原形成4個(gè)價(jià)鍵成為正四面體結(jié)構(gòu)，原子與碳碳鍵個(gè)數(shù)比為：2，最小環(huán)由個(gè)C原子組成，每個(gè)原被12個(gè)小環(huán)所共用；每最小環(huán)含有1/2C原。（4

2屬于原子晶體晶體中每個(gè)原周圍吸引著原每個(gè)O原周圍吸引著2個(gè)Si原、O原個(gè)數(shù)比為2原與Si—O鍵數(shù)比為14原與—O鍵數(shù)比為，最小環(huán)由12個(gè)原子組成。（5干冰屬于分子晶體。晶胞中每個(gè)分子周圍最近且等距離的有個(gè)1個(gè)胞中含有個(gè)CO2（6石墨屬于過(guò)渡性晶體是分層的平面狀結(jié)構(gòu)層C原以共價(jià)鍵與周圍的3個(gè)原結(jié)合層為范德華力。晶體中每個(gè)C原子被3個(gè)邊形