高中化學選修三終極

高中化學選修三終極整理

第一部分原子結構

原子結構常見模型:實心球模型、盧瑟福模型、道爾頓模型、電子云模型

原子基本結構:原子核（中子、質子）核外電子

原子軌道（描述核外電子運動狀態(tài)）：

主量子數(shù)（能層，即電子層，用n表示，各個電子層用字母表示為K、L、M、N、。、P、Q,

思考為什么不存在R電子層？）。

角量子數(shù)（能級，即電子亞層，用I表示，l<n；有s、p、d、f四個能級）；

磁量子數(shù)（用m表示,|m|WD；

自旋量子數(shù)（用mz表示，mz=O,±]/2）

能級交錯現(xiàn)象:E（n-1）s<End[n=4>5]

E（n-2）f<E（n-1）d<Ens[n=6>7]

軌道形狀:s軌道球形p軌道:啞鈴形d軌道:花瓣形

電子排布式（表達核外電子排布情況的式子）：

普通表示法:is22s22P6……（所有電子排布情況全部表示出來）

如MgIs22s22P63s2[適用于短周期元素]

簡單表示法:[稀有氣體]最外層電子

如Na:[Ar]3sl[適用于長周期元素]

電子排布遵循的幾個原則：

能量最低原則（能量最低結構越穩(wěn)定）

泡利不相容原理（每個軌道只能容納一對自旋相反的電子）

洪特規(guī)則（電子填充時優(yōu)先填充一個自旋方向一致的電子在每個軌道上）

軌道穩(wěn)定的情況:全滿、全空、半滿

每個軌道所能容納的最大電子數(shù)：

s軌道:2p軌道:6d軌道:10f軌道:14

元素周期表分類排布:按元素分類（金屬區(qū)、非金屬區(qū)）按族分類（主族、副族）按周期分

類（短周期、長周期）按最外層軌道分類（s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)）

元素周期律:同周期元素從左至右元素非金屬性增強，同主族元素從上至下元素金屬性增強。

電負性:原子對共用電子對的吸引能力一般而言，用鮑林電負性數(shù)值去表示，元素非金屬性

越強電負性越強。

第一電離能:原子失去一個電子變成正一價陽離子所需能量稱之。正一價陽離子繼續(xù)失去一

個電子變成正二價陽離子所需能量稱之為第二電離能，以此類推，一般而言元素的金屬性越

強，其第一電離能越低，特例:對于周期元素而言IIA族＞IIIA族；V族〉VIA族

用途：（1）判斷元素金屬性強弱（2）判斷元素化合價大小

第一電子親和能:原子得到一個電子變成負一價陰離子所放出的能量，得到第二個電子變成

負二價離子所需能量）稱之為第二電子親和能，以此類推，一般來說，非金屬性越強，第一

電子親和能越強。例外:對于VI族和VIIA族而言第二周期元素〈第三周期元素

第二部分化學鍵與分子結構

一、化學鍵（化合物分子內部各原子之間的作用力）分類:離子鍵（陰陽離子靜電引力）共

價鍵（共用電子對）金屬鍵（金屬離子與核外電子）

1、離子鍵與共價鍵判斷的一般規(guī)則:元素電負性之差是否小于等于1.7,小于等于則為離子

鍵，大于則為共價鍵。特例:NaH（離子化合物，電負性之差為1.9）

2、共價鍵：（1）飽和性:原子軌道所能容納的最大共用電子對的數(shù)目。一般與其最外層電子

數(shù)相等

（2）共價鍵分類:。鍵與n鍵；

。鍵:原子之間沿鍵軸方向頭碰頭重疊，。鍵一般在s軌道與px軌道上成鍵

n鍵:原子之間沿垂直于鍵軸方向肩并肩重疊，31鍵一般在py與pz軌道上成鍵

最大重疊原理:共價鍵成鍵滿足軌道重疊程度最大，這樣成鍵化學鍵穩(wěn)定。

一般而言:化學鍵的穩(wěn)定性。鍵＞n鍵（特例N2）

配位鍵:一個原子提供空軌道另一個原子提供孤對電子形成的化學鍵。配位鍵是一種特殊的

共價鍵（。鍵）

二、分子結構

1、決定分子結構的三要素:鍵長、鍵角、鍵能［鍵長鍵角決定分子空間構型；鍵長和鍵能決

定分子穩(wěn)定性］一般規(guī)律:鍵長越短化學鍵越穩(wěn)定；鍵能越高化學鍵越穩(wěn)定。

2、雜化軌道理論:中心原子電子激發(fā)到高能態(tài)后，剩余能量相近的空軌道線性組合變成相等

數(shù)目能量完全相同新的軌道。

3、價成電子對互斥理論（VSEPR）:分子內部各個共用電子對會收到彼此之間的相互排斥力，

當彼此之間受力平衡時，分子到達穩(wěn)定結構。

一般判斷步驟:①、計算價電子對數(shù)目，

價電子對數(shù)目=（中心原子最外層電子數(shù)+配位原子的價電子數(shù)X配位原子數(shù)）/2［若為離子

則還應減去（陽離子）或加上（陰離子）對應的電荷數(shù)］

②、判斷價電子對數(shù)目以及中心原子雜化方式

③、得出空間構型

一般規(guī)律:價電子數(shù)目雜化方式空間構型

2sp直線型；3sp2平面三角形；4sp3四面體型；5sp3d三角雙錐；6sp3d2八面體；7sp3d3

五角雙錐

3、現(xiàn)代價鍵理論

在價成電子對互斥理論基礎上去掉孤對電子即可

4、等電子體:原子數(shù)目相同、價電子數(shù)目也相同的一類粒子，等電子體之間空間構型相同

5、極性分子與非極性分子判定:價成電子對數(shù)目等于配位原子數(shù)目，空間結構完全對稱的分

子為非極性分子；反之則為極性分子。

6、相似相溶原理:極性分子易溶于由極性分子之間組成的溶劑；非極性分子易溶于非極性分

子之間組成的溶劑。

三、氫鍵:電負性較強的原子對氫原子的吸引力。形如:H—(X為氮氧氟)，氫鍵的強

度數(shù)目在一定程度上影響物質的溶沸點、溶解度高低，一般而言氫鍵強度較強和數(shù)目較多的

分子，其溶沸點更高。

四、配合物

以配位鍵形成的化合物稱之為配位化合物

如[C(B)m]A或A[C(B)m]兩種

命名方法:[A(B)m]C命名為:A化mB合C

A[C(B)m]命名為:mB合C酸A

配合物分為內界和外界兩部分:內界即中括號里的部分，包括中心原子(C)與配位原子(B),

以。鍵形式成鍵同時配體對配位原子形成反饋“鍵。外界(A)則為陰陽離子，內外界以離子

鍵形式成鍵。

第三部分晶體計算

一、晶體的有關概

晶體:大量物質分(原子)子在空間有序排列組合成一個有規(guī)則的幾何圖形，這樣的結構稱

之為晶體。如果是不規(guī)則的幾何圖形稱之為非晶體，介于二者之間即成為準晶體。區(qū)別三者

可以使用X射線衍射法。

點陣:這是說明晶體有關周期性的概念，空間里的可以找一個己知點作為原點，在這個空間

里存在一系列的點與已知點所處環(huán)境相同，這一系列點便可在空間平移重復，這一系列環(huán)境

相同的點組成一個最簡單的結構單元即晶胞。

晶格能:晶體轉變?yōu)闅鈶B(tài)原子，或者氣態(tài)原子結合變成晶體所需的能量。它決定了晶體溶沸

點高低、化學性質的穩(wěn)定性。一般來說晶格能越高晶體越穩(wěn)定。

晶體分類:按照化學鍵類型分為原子晶體、離子晶體、金屬晶體、分子晶體

晶體溶沸點大小規(guī)律：

原子晶體＞離子晶體或金屬晶體＞分子晶體

二、高中化學常見的晶體類型

1、立方最密堆積(一般為長方體或正方體)

分為面心立方（NaCI型）配位數(shù):12空間利用率:74%

常見金屬:Cu、Al、Ag、Au、Ni等

體心立方（CsCI型）配位數(shù)為8空間利用率:68%

常見金屬:堿金屬、Fe、Cr等

各點對于晶體貢獻值，頂點:抽棱心:皿面心：V2體心:1

2、六方最密堆積（一般為直正六棱柱）

配位數(shù):12空間利用率:74%

常見金屬:Ca、Mg、Zn等

各點對于晶胞貢獻值:頂點:優(yōu)棱心3面心:四

體心:1

三、晶胞密度、原子半徑、晶胞原子坐標的有關計算

晶胞密度：

P=NXm/V［N為晶胞中的原（分）子數(shù)，m為原（分）子的質量m=M/NA,M