化學(xué)選修三-人教版知識點總結(jié)

IIB價電子的最外層數(shù)=族序數(shù)（3）各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點S區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6、d區(qū)（n-1）d1-9ns1-2、ds區(qū)（n-1）d10ns1-2元素周期律電離能、電負(fù)性電離能是指氣態(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ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，同周期，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。（Be，N,P,Mg除外）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元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性的應(yīng)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(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)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(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，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。電離能的應(yīng)用①根據(jù)電離能數(shù)據(jù)確定元素核外電子的排布如：②確定元素在化合物中的化合價③判斷元素金屬性強弱原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律對角線規(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，如分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)共價鍵共價鍵的本質(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。共價鍵的類型①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。②按共用電子對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為σ鍵和π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。鍵參數(shù)①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。②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。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(zhì)的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．等電子原理：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(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。常見的等電子體：CO和N2分子的立體構(gòu)型分子構(gòu)型與雜化軌道理論雜化軌道的要點當(dāng)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(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空間構(gòu)型，不包括孤對電子。當(dāng)中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致；當(dāng)中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致。配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較：都屬共價鍵配位化合物①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。電離方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++SO42-配合物內(nèi)界穩(wěn)定不電離參加化學(xué)反應(yīng)，外界電離后參加反應(yīng)分子的性質(zhì)分子間作用力的比較分子的極性極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。溶解性“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)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?！跋嗨葡嗳堋边€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HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)晶體常識晶體與非晶體比較獲得晶體的三條途徑①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）。③溶質(zhì)從溶液中析出。晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。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(xué)中常見的晶胞為立方晶胞(1/8)(1/4) (1/2)(1)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四種晶體的比較晶體熔、沸點高低的比較方法不同類型晶體的熔、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，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低。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(yīng)的晶格能大，其晶體的熔、沸點就越高。分子晶體①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。②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。③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。④同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點越低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