化學(xué)選修三,人教版知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

選修三學(xué)問點(diǎn)原子構(gòu)造與性質(zhì)1能級(jí)與能層⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖依次填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)），叫做構(gòu)造原理。能級(jí)交織：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交織。說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低（事實(shí)上4s能級(jí)比3d能級(jí)能量高），而是指這樣依次填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低。能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)構(gòu)造理論證明，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凹凸，而不局限于某個(gè)能級(jí)。泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，一個(gè)軌道里最多只能包容兩個(gè)電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個(gè)原理稱為泡利（Pauli）原理。（4）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量一樣）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向一樣，這個(gè)規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充溢或全充溢時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)?；鶓B(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式①用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角說明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。②為了避開電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子到達(dá)稀有氣體元素原子構(gòu)造的局部以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K：[Ar]4s1。③外圍電子排布式（價(jià)電子排布式）(2)電子排布圖(軌道表示式)是指將過渡元素原子的電子排布式中符合上一周期稀有氣體的原子的電子排布式的局部（原子實(shí)）或主族元素、0族元素的內(nèi)層電子排布省略后剩下的式子。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原子構(gòu)造與元素周期表1.一個(gè)能級(jí)組最多所包容的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類2n2。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量一樣的能級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。元素周期表的分區(qū)(1)依據(jù)核外電子排布確定元素在周期表中位置的方法若已知元素序數(shù)Z，找出與之相近上一周期的惰性氣體的原子序數(shù)R，先確定其周期數(shù)。再根究Z—R的值，確定元素所在的列，按照周期表的構(gòu)造數(shù)出所在列對(duì)應(yīng)的族序數(shù)。③若已知元素的外圍電子排布，可干脆推斷該元素在周期表中的位置。如：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ⅥA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)留意過渡元素(副族與第Ⅷ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)。（2）主族元素價(jià)電子數(shù)=族序數(shù)，副族元素=3\*ROMANIIIB--=8\*ROMANVIII族價(jià)電子數(shù)=族序數(shù)=1\*ROMANIB，=2\*ROMANIIB價(jià)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(diǎn)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(gè)電子時(shí)所須要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所須要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越簡(jiǎn)單失去1個(gè)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(shì)。（Be，N,P,Mg除外）同主族元素，從上到下，第一電離能漸漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大元素的電負(fù)性用來描繪不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性的應(yīng)用①推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，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)性漸漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性漸漸減小。電離能的應(yīng)用①依據(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(jià)③推斷元素金屬性強(qiáng)弱原子構(gòu)造與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律對(duì)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)是相像的，如分子構(gòu)造與性質(zhì)共價(jià)鍵共價(jià)鍵的本質(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。共價(jià)鍵的類型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為σ鍵和π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(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。④鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．等電子原理：原子總數(shù)一樣、價(jià)電子總數(shù)一樣的分子具有相像的化學(xué)鍵特征，它們的很多性質(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(diǎn)當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道互相混雜，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，形成分子的空間形態(tài)不同2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)空間構(gòu)型，不包括孤對(duì)電子。當(dāng)中心原子無孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一樣；當(dāng)中心原子有孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型不一樣。配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比擬：都屬共價(jià)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-協(xié)作物內(nèi)界穩(wěn)定不電離參與化學(xué)反響，外界電離后參與反響分子的性質(zhì)分子間作用力的比擬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“相像相溶”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?！跋嘞裣嗳堋边€適用于分子構(gòu)造的相像性，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粯拥慕M成和原子排列的一對(duì)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(jī)含氧酸分子的酸性無機(jī)含氧酸可寫成(HO)mROn，假如成酸元素R一樣，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(qiáng)，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4第三章晶體構(gòu)造與性質(zhì)晶體常識(shí)晶體與非晶體比擬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)干脆凝固（凝華）。③溶質(zhì)從溶液中析出。晶胞晶胞是描繪晶體構(gòu)造的根本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法——均攤法如某個(gè)粒子為n個(gè)晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個(gè)晶胞。中學(xué)中常見的晶胞為立方晶胞(1/8)(1/4)(1/2)(1)留意：在運(yùn)用“均攤法”計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)時(shí)要留意晶胞的形態(tài)四種晶體的比擬晶體熔、沸點(diǎn)凹凸的比擬方法不同類型晶體的熔、沸點(diǎn)凹凸一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差異很大，如鎢、鉑等熔、沸點(diǎn)很高，汞、銫等熔、沸點(diǎn)很低。原子晶體由共價(jià)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(diǎn)高．如熔點(diǎn)：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(qiáng)，相應(yīng)的晶格能大，其晶體的熔、沸點(diǎn)就越高。分子晶體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組成和構(gòu)造相像的分子晶體，相對(duì)分子質(zhì)量越大，熔、沸點(diǎn)越高。③組成和構(gòu)造不相像的物質(zhì)（相對(duì)分子質(zhì)量接近），分子的極性越大，其熔、沸