高中化学选修三知识点总结

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1、第一章 原子结构与性质一.原子结构1. 能级与能层2. 原子轨道3. 原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基 态原子的电子按右图顺序填 入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入 4s 轨道，后进入 3d 轨道，这种现象叫能级 交错。说明：构造原理并不是说 4s 能级比 3d 能级能量低（实际上 4s 能级比 3d 能级能量高）， 而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。 也就是说，整个原子的能量不能机 械地看做是各电子所处轨道的能量之和。（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能

2、量处于最低 状态，简称能量最 低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在 4 个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“”表示）， 这个原理称为泡利（Pauli）原理。（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占 据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（ Hund ）规则。比如， p3 的轨道式为或 ，而不是 。 洪特规则特例：当 p、d、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即 p0、

3、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。前 36 号元素中，全空状态的有 4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有 10Ne2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如 K： 1s22s22p63s2

4、3p64s1。 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如 K：Ar4s1。(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为二.原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1 )每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除 He 为 1s2外，其余为 ns2np6。He 核外只有 2 个电子，只有 1 个 s 轨道，还未出现 p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。(2)一个能级组最多所容纳的电子数

5、等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不 一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排布 分区 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的 外围电子排布为 4s24p4，由此可知，该元素位于 p 区，为第四周期A 族元素。即最大能 层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素 (副族与第族 )的最大能层 为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数 (镧系、锕系除外)。三.元素周期律1.电离能、电负性（1）电离能是指气态原子或离子失去 1 个电子时所需要的最低能量

6、，第一电离能是指电 中性基态原子失去 1 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越 小，原子越容易失去 1 个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第A 族)第一电离能最小，s p稀有气体(或 0 族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下 ， 第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大（2） 元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性 为 4.0，锂的电负性为 1.0 作为相对标准 ,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作 为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般

7、大 于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8 左右。它们既有金属性，又 有非金属性。（3） 电负性的应用 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边 界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。 金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素 越活泼。 同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。2. 原子结构与元素性质的递变规律3. 对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，

8、如第二章 分子结构与性质课标要求1. 了解共价键的主要类型 键和 键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质2. 了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3），能用价层电子对互斥理论或 者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。3. 了解简单配合物的成键情况。4. 了解化学键合分子间作用力的区别。5. 了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。要点精讲一.共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。 2.共价键的类型 按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。 按共用电子对是否偏移分为极性键、非

9、极性键。 按原子轨道的重叠方式分为键和键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子 云具有镜像对称性。3.键参数键能：气态基态原子形成 1 mol 化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。 键角：在原子数超过 2 的分子中，两个共价键之间的夹角。 键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定4.等电子原理来源:学科网原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。 二.分子的立体构型1分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂

10、化轨道。 杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。2 分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子 对空间构型，不包括孤对电子。(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。3.配位化合物（1） 配位键与极性键、非极性键的比较（2） 配位化合物定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。 组成：如Ag(NH3)2OH，中心离子为 Ag，配体为 NH3，配位数为 2。三.分子的性质1.分子间作用力的比较2分子的极性(1) 极性分子：正电

11、中心和负电中心不重合的分子。(2) 非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。3溶解性(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解 性越好。(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小4手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里 不能重叠的现象。5无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸 元素 R 相同，则 n 值越大，R 的正电性越高，使 ROH 中 O 的电子向 R 偏移，在水分子的作用下越易电离出

12、 H，酸性越强，如 HClOHClO HClO HClO3 42第三章 晶体结构与性质一.晶体常识1. 晶体与非晶体比较2. 获得晶体的三条途径熔融态物质凝固。 气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。溶质从溶液中析 出。3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。4.晶胞中微粒数的计算方法均摊法如某个粒子为 n 个晶胞所共有，则该粒子有 1/n 属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为 立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子

13、晶体离子 晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。 （2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高如 熔点：金刚石碳化硅硅（3）离子晶体一般地说， 阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应 的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。（4）分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。 同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。三.几种典型的晶体模型