【人教版】高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)

1、第一章原子結(jié)構(gòu).原子結(jié)構(gòu)1. 能級與能層能層H-三四五A七符號KLN0FQ能級2s3s3d4s4d斗f5sP v T最多也子數(shù)2266102610142218322n22.原子軌道X込心卜肌子的原子軌道呈球形對禰 軌道形狀L電予的原子饑逍呈嶼形於葩級上1個 怦龍級上鼻個 各能級上的矗了恤道數(shù)帀網(wǎng)施級上呂個惟級上-個|梢同能層上廉子軼道能顯的髙低：ha r/|r nd nf形狀相同的取子執(zhí)道能至的髙低：能量誌 lsZs' Js* -In同一龍展內(nèi)形狀相同而忡展方向不同的際子軌用的能量相等，如 2吋納、恥紈道的能暈相等3. 原子核外電子排布規(guī)律構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性

2、基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道能級，叫做構(gòu)造原理。ns 7s3-2)f5f(n-l)d. GdllPOoo6s4fsd6Po5&4d知、®4 Sr觸14p*2s2P1* 根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。 根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖所示，由下而上表示七 個能級組，其能量 依次升高；在同一能級組，從左到右能量 依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的 排布按能量由低到高的順序依次排布。能級交織：由構(gòu)造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交織。2能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實， 原子的電子排布遵循構(gòu)造原

3、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。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上下，而不局限于某個能級。3泡利不相容原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在 4個量子數(shù)完全一樣的 電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反 用“TJ表示，這 個原理稱為泡利Pauli丨原理。4洪特規(guī)那么：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道能量一樣時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向一樣，這個規(guī)那么叫 洪特HuncC規(guī)那么。比方，p3的軌道式為f或JJJ，而不是fJf洪特規(guī)那么特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較 穩(wěn)定的狀態(tài)。即p

4、6;、d°、f°、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前 36號元素復(fù)習(xí) 中，全空狀態(tài)的有 4Be 2s22p0、i2Mg 3s23p0、2oCa 4s23d° 半充滿狀態(tài)的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr 3d 54sl25Mn3d4s2、33AS 4s24p3;全充滿狀態(tài)的有 1°Ne 2s22p6、18Ar 3s 23p6、29CU 3d104s1> 3°Zn 3d104s2、36Kr 4s 24p6。4. 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1) 電子排布式 用數(shù)字在能級符號的右上角說明該能級上排

5、布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K:1s22s22p63s23p64s1。 為了防止電子排布式書寫過于繁瑣，把層電子到達稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的局部以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K: Ar4s 1。(2) 電子排布圖(軌道表示式)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回回回l叵回頁mIn 2*3 s 3 卩二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1. 原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系(1 )每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道,所

6、以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2) 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。但一個能級組不一 定全部是能量一樣的能級，而是能量相近的能級。2. 元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布LA01. haVAVIA.IVBVBnsP區(qū)dda區(qū)fg 分區(qū) 各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)與原子最外層電子排布特點元素分布外圉電子排布元素性質(zhì)特點AJAg 及樂元畫ns，除氫戾外都是箱潑金屆元素;通m外展電子參與反響p區(qū)HAws'np通常型雖外昆電子參與反響dKHB醸一冊罠d號進町以審?fù)潭鹊啬门c化學(xué)鍵的股慮上區(qū)ibK訶一川沁z金詹元*(jf-zjr1*(W-IM砒蜩系兀素化學(xué)近曲

7、元素it學(xué)性虞祖15 假設(shè)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。女口：某元素的外圍電子排 布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期W 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(yīng)注意過渡元素(副族與第毗族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電 子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。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I A族第一電離能

8、最小，稀有氣 體或0族第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。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2元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為 4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，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， 金屬的電負性一般小于1.8，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“類金屬的電負性在 1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。3電負性的應(yīng)用 判斷元素的金屬性和非金屬性與其強弱 金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于

9、非金屬三角區(qū)邊界 的“類金屬如鍺、銻等的電負性那么在1.8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，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越 活潑。 同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。2. 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律性質(zhì)同周期從左往石同主族自上而下|門能層數(shù)相同加覷到6或7的隠電子數(shù)A 1爲(wèi)増到8 第一周期例外相同3源評徑減小稀有氣體除外薯也增大減弱金H勝原子失電子能力減弱非金屬性原子得電子能力滿§磺負性增強1礪§7第電詁増大的超勢凝卜單癒源性劇氧化性挪氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性徹性減弱，酸性瞎強堿性増強，酸性堿弱

10、帶金屬形成氣態(tài)氫化物的難趣由蘿釀由易到睢12汽態(tài)氫化物瞬定性罐強王要化合價最高正價從T遞増到亠？0. F 例外，鍛低負價從第WA族吐 冕增到相同14離子半徑f湖藹子1減小*贈日離子減小F r 陰離子j泅離子増大3對角線規(guī)那么在元素周期表中，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，如叫h叫Mg快1第二章化學(xué)鍵與分子間作用力課標(biāo)要求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(zhì)2. 了解雜化軌道理論與常見的雜化軌道類型sp、sp2、sp3，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(jié)構(gòu)。3. 了解簡單配合物的成鍵情況。4. 了

11、解化學(xué)鍵合分子間作用力的區(qū)別。5. 了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。要點精講一.共價鍵1. 共價鍵的本質(zhì)與特征共價鍵的本質(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。2. 共價鍵的類型 按成鍵原子間 共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵 。 按原子軌道的重疊方式分為c鍵和n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。3.鍵參數(shù) 鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 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。 鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩

12、個共價鍵之間的夾角。 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)定鍵能鍵按鍵fll分子的稔定忤分子的空間構(gòu)型丁冬分了的性質(zhì)4. 等電子原理原子總數(shù)一樣、價電子總數(shù)一樣的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。二.分子的立體構(gòu)型1 分子構(gòu)型與雜化軌道理論重點仔細復(fù)習(xí) +雜化解題步驟篇+C2H2HC三CH，C2H4，C2H6, C6H6苯，雜化方式雜化軌道的要點當(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)相等且能量一樣的雜化軌道。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分 孑 構(gòu) 型化 軌 道 理 論雜化美型朵仇軌道 數(shù)目雜化軌道間空間構(gòu)型實例sp1SOQ直

13、妹形BeCUsp23平面三角sp34109Q 2SJ正四更體 形CH42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。注意兩者的區(qū)別(1) 當(dāng)中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致；(2) 當(dāng)中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致。價是電子對互斤模型敎電孑對空 間煙分子空間 的型0m3eC1230三飆三飆3F3iV闿Sn3r241&CH41三角觀NH3V夠H20Number of BondsNumberNumberNumberof Loneof ChargeNurof BondsPairsCloud$

14、of L202PairNumber of Bonds分子類型1 A分子形狀常見分子的類型與形狀比較鍵的極性鍵角A2Br,3ABAABANuml of BoAB3AB3AB 4AB 3C2C2AB角形2球形直線形直線形直線形V形正四面體形平面三角形三角錐形正四面體形四面體形四面體形180 °2180 °60°120 °0斗12028'28'28'09°1091090非極性極性極性極性-非極性極性極性極性極性極性分子極性非極性非極性極性非極性極性非極性非極性極性非極性極性極性代表物He、H2、HCI、CO2、H2O、02Ne

15、Trigonal planar0CBentSO2P4BF3、NH3、CH4、CH 3CI、22四面體三角錐Continued3.配位化合物1配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較3IMHM2茶fT 兀琳相鄰原子阿通過応用電于叭電子云的厳41所形曲的州那么；川成樽隴子時"相同同井t先電子陡丹非金訶1Tetra hed ralCCIV 形 H2OS03NCI 3HCI3CH2CI2Trigonal pyramidalBent成幢顒干一方仃孤 電子材S3位卑. 另_方有空啊道中 心K子2配位化合物定義：金屬離子或原子與某些分子或離子.稱為配體以配位鍵結(jié)合形成的化合物。 5腸訕 組成：如AgNH32

16、OH,中心離子為Ag=配體為NH,配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1.分子間作用力的2 分子的極性1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。3 溶解性1 “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.假設(shè)存在氫鍵，那么溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解BentH性越好。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 減小.4. 手性具有完全一樣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HOnRQ,如果成酸

17、元素R一樣，那么n值越大，R的正電性越高，使R C H 中0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HCICX HCIQv HCIQ v HCIQ范儲華尢氫鍵慟質(zhì)分子之間昏遍存 在的一種相互件用的 力，又稱分子間作用 tJ由已經(jīng)=電序性很強 的原子形咸共價鍵的 氫原子與另一個分子 中電負性很強的原子 戈間的作申尢原了問通過共用屯了 對所形威的相互作用作用檢子分子或腹稱啟汽， 悴'"氫原子 M.氮.氧原 子另了-內(nèi)、分子間原子特征無方向性、無飽和性育方向性、有詫和性有方向性、勺誼和性強度比較共價鍵氫庭A皚篦華力 隨著分子櫬.性和相 對分子廣量的暗大而 增大

18、 細辰和純構(gòu)相聯(lián)的 物質(zhì)*相對分子質(zhì)量 越大，分子間作用力對干AFIB矗、B的電員，生越大， B涼子的半徑越小，氛 鍵鍵能延大成縫原子半徑越小. 鍵按越矩，髓能越大， 扶價鍵越穩(wěn)走對輸虞性質(zhì)的影響 影響物質(zhì)的熔碑 點、洎解度奪物理性 絹成和結(jié)構(gòu)相似酌 糊質(zhì)，隨相對分子質(zhì) 量的瑁六，韌爲(wèi)的熔 褓點升高，如F2V 比VBA V CF4VCUHVCBT 斗分子i旬氫讎的存在*便 糊質(zhì)的焙祿庶幵高，在 水中的裕解度曙大"如 熾弗點H2O>H2SHF>HC1p NH3>PH5 影咆分子的穩(wěn)定注 共曲鍵腱能越人.分子總定性越強第三章物質(zhì)的聚集狀態(tài)與物質(zhì)性質(zhì).晶體常識1.晶體與非

19、晶體比較la繃継鵰蛹麻洌殺能范也匪觴，對那也銅匙2. 獲得晶體的三條途徑 熔融態(tài)物質(zhì)凝固。氣態(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. 晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的根本單元。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個晶胞所共有，那么該粒子有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屬于這個晶胞。中學(xué)中常見的晶胞為立-冋為H牛冏羅脖攜仃.-評子iMpia J進砸p 1慎1M T別聰f- 冋為言牛鬲1!腫笑打竝于-(.gj-lfi： L:-遲K 1：戎器Ifc總牛繪f謹晶1/n類型比較

20、分子晶體jfe-fHH 體荃厲晶體離子晶體為千聞眾分千 間作坪力結(jié)合 而瑋成的晶體原予之間以共 價譴結(jié)合而形 成的具有空間 網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶金鳥陽離予和 自由電子以金 屬繼緒合而形 成的晶體阻離予和陰離千 通過離予謹結(jié)合 而形成的晶體結(jié) 構(gòu)構(gòu)威粒于原千金履陽離千、 自由電千陰、陽離子樁手間的相 互作用力分予間的作用 力共價鍵金屬鍵離于瓏性 質(zhì)密度較小較大有的很大.有的很小較大磧度較小很大育餉很大，有的很小較大爍沸點較低很咼有旳很島m啟 的很低較高溶堺性相m相溶難潘于任何溶 劑難洛于常見落 劑丈多易溶于水等 根性涪劑導(dǎo)電、傳熱 性一般不導(dǎo)電，清于水后有的 導(dǎo)電一般不具有導(dǎo) 電性電利熱的良導(dǎo) 體晶俸不

21、導(dǎo)電，水落 液戟熔融態(tài)導(dǎo)電延嚴性壬艮好物質(zhì)糞別及舉例大爭裁非金厲 單質(zhì)曲巧、C1：).宅態(tài)鑒1化 頼*醱滇口 HCL h:so4) 非金 屬氧化犧如 迢、G5 SlO：大爭數(shù)有機卿鹽竦外?一局部非金屬 單質(zhì)曲金阿石、 硅*晶體硼1, 一 部井非金屬化 舍物如SiC.&iQ9金厲單質(zhì)與臺 金曲皿、Air Fe-,青蜩】金癒氧化物如 K-O. 20、強砌 伏口 KOH.卜絶大局部鹽如N1C1)2晶體熔、沸點上下的比較方法1不同類型晶體的熔、沸點上下一般規(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、沸點很低特殊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，那么離子間的作用力就越強，相應(yīng) 的晶格能大，其晶體的熔、沸點就越咼。4分子晶體分子間作用力越大，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 。 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。 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 同分異