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1、人教版高中化学选修3知识点总结最全docx选修3知识点总结第一章原子结构与性质1.原子结构1.能级与能层能层(n)二四五六七符KLN0PQ能级Is2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s S3多22 62 6 102 6 10 142 .电子数28IS32-2n22.原子轨道打S电子的原子轨道呈球形对称 轨道形为）电子的原子轨道呈哑铃形各能级上的原子轨道数目S能级上1个 P能级上3个 d能级上5个 ”f能级上个相同能层上原子轨道能量的高低:MS- 7tpH（lHf2形状相同的原子轨道能量的高低:能量关系ls2s3s-：4s 3同一能层内形状相同而伸展方向 不同的原子轨道的能量相等，

2、如.2队、2）、2p角I道的能量相等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。记忆方法有哪些？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。（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，一个轨道里最 多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“ f I 表示），这个原 理

3、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的轨道式为厂H I或P 11 11 I, 而不是FT | f | I。4.基态原子核外电子排布的表示方法（1）电子排布式1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： 1 sspsps1 o2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： Ar4s。3外围电子排布式(2)电子排布图是指将过渡元素原子的电

4、子排布式中符合上一周 期稀有气体的原子的电子排布式的部分(原子实)或主族元素、0族 元素的内层电子排布省略后剩下的式子。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ut!tl1tIs 2s 2p 3s 3p2.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nsl每周期结尾 元素的最外层电子排布式除He为Is?外，其余为ns2np6o 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等于一个周期所包含的元素 种类。但一个能级

5、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1分区2各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区元素分布外围电子排布元素性质特点S区I A、UA族 及He元素12 ns除氢、氮外都是活泼金 属元素；通常是最外层 电子参与反应-P区mA族圳a族、 0族（除氮外）2 16ns 7?p通常是最外层电子 参与反应d区in b族订b族、ID族（除制系、舸 系外）（一l）dJ -d轨道可以不同程度地 参与化学键的形成ds区I b族、n b族（一1 ）dJ，ns1金属元素f区期系、舸系（”一2）f（n 1 ）d hs2制系元素化学性质相 近.蒯系元素化学性

6、质相近3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。3.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，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，碱金属第一电离能最小，稀有气体第一 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

7、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1判断元素的金属性和非金属性及其强弱2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“类金属的电负性则在1.8左右，它们 既有金属性，又有非金属性。3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。4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。(4)电离能的应用1根据电离

8、能数据确定元素核外电子的排布如：2确定元素在化合物中的化合价3判断元素金属性强弱2.原子结构与元素性质的递变规律性质同周期（从左往右）同主族（自上而下）（1）能层数相同从1理增到6（或7）最外层电子数从1理增到8（第一周期例外）相同（3）原子半径减小（稀有气体除外）增强增大 减弱（4）金属性（原子失电子能力）减弱增强（5）非金属性（原子得电子能力）增强减弱（6）电负性增强减弱（7）第一电离能增大的趋势减小单质还原性减弱增强单质氧化性增强减弱（10）最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性减弱，酸性增强碱性增强,酸性减弱（非金属形成气态氢化物的难易程度由难到易由易到难（12）气态氢化物的稳定性增强减弱

9、（13）主要化合价最高正价从-1建增到-7 （0、F 例外），最低负价从第IVA族-土 般到-1相同（14漓子半径r（阴离子）遍小，（阳离子）遍小，r （阴离子）r（阳离子）增大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，如第二章分子结构与性质1.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1按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。2按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。3按原子轨道的重叠方式分为。键和丸键，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1

10、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。2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。3键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。4键参数对分子性质的影响 键长越短，键能越大，分子越稳定.常见的等电子体:2.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。分子杂 化杂化类 型杂化轨道 数目杂化轨道间 夹角空间构型实例构轨sp乙180直线形BeC12型道理sp23120平面三角

11、形BF3论sp34109 28正四面体 形CH42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。分子构型价层电子对互斥模 型电子对数成制数孤对电子 数电子对空间构型分子空间构型实例220IO直线形BeC12330三觥三觥BF321怫SnBr2440酶体四面体形CH45i三角觥NH322怫H203.配位化合物(1)配位键与极性键、非极性键的比较共价键非极性键极性键配位键本质相邻原子间通过共用电子对（电子云的重叠）所形

12、成 的相互作用成键成键原子得、成键原子得、失电子能力成键原子一方有孤条件失电子能力差别较小（一电子对（配位体），（兀素相同（同种非般指不同种另一方有空轨道（中种类）金属）非金属）心离子）特征有方向性和饱和性表75方法HHHC1- nh3 -H3N一 Cu JNH3 tL nh3 J2 +存在单质H：,共价 化合物H2O2, 离子化合物 Na2O2 等共价化合物HC1,离子化合 物NaOH等离子化合物nh4ci等（2）配位化合物1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。2组成:如Ag（NH3）2OH,中心离子为Ag+,配体为NIL,配位数为2。3.分子的性

13、质1.分子间作用力的比较2.分子的极性（1）极性分子：正电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R0H中。

14、的电子向R偏移，在水分子的作用下 越易电离出H+,酸性越强,如HCIOHCIO2HCIO3氢键范德华力影响强度的因素1随着分子极性和相 对分子质童的增大而 增大2组成和结构相以的 物质，相对分子质重 越大，分子间作用力 越大对于A-HB-, A、B的电负性越大， B原子的半径越小，氢 键键能越大成键原子半径越小， 键长越短,键能越大， 共价键越稳定对物质性质的影响1影响物质的熔沸 点、溶解度等物理性 质2组成和结构相似的 物质，随相对分子质 重的增大，物质的蛤 沸点升高,如F2V C12Br2I2, CF4 CC14H2S, HFHC1, NH3PH31影响分子的稳定性2共价键键能越大， 分子

15、稳定性越强第三章晶体结构与性质一.晶体常识1.晶体与非晶体比较晶体非晶体结构特性结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列性质特性有自范性、固定熔点、对称性、 各向异性没有自范性、固定熔点、对称 性、各向异性2.获得晶体的三条途径1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:同为8个晶胞所共有.-粒子L位于顶灯L屈于该晶胞7-. 同为4个晶胞所共有粒

16、子国于1Ifel 属于该晶胞7 同为2个M胞所共有!粒子-Cfe. fifii-hj）-* 2属F该晶胞位丁内部-整个粒子部枫T-该船胞注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形二.四种晶体的比较类型比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体概念分子间靠分子 间作用力结合 而形成的晶体原子之间以共 价键结合而形 成的具有空间 网状结构的晶 体金属阳离子和 自由电子以金 属键结合而形 成的晶体阳离子和阴离于 通过离子键结合 而形成的晶体结构构成粒子分子原子金属阳离子、自由电子阴、阳离子粒子间的相 互作用力分子间的作用 力共价键金属键离子键性质密度较小较大有的很大，有 的很小较大硬度较小很

17、大有的很大，有 的很小较大爆、沸点较低很高有的很高，有 的很低较高溶解性相似相溶难溶干任何溶 剂难溶干常见溶 剂大多易溶于水等 极性溶剂导电、传熟 性一般不导电，溶干水后有的导电-般不具有导 电性电和热的良导 体晶体不导电，水溶 液或爆融态导电延展性无无良好无物质类别及举例大多数非金属 单质（如P,、 C1：）、气态氢化 物、酸仪R HCk H：SOQ、非金 属氧化物（如 SO：、CO：，Sio： 除卜）、虹 大多数有机物 例CH+，有机 盐除外）一部分非金属 单质例金刚石、 硅、晶硼），一 部分非金属化 合物（如SiCs SiJ）金属单质与台 金仪INa、Al、 Fe、青铜）金属氧化物（如

18、K：0、Na：O）、强碱 仪0 KOH、NaOH）、 绝大部分盐（如 NaCl）2.晶体爆、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：原子晶体离子 晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钙、钳等熔、沸点很高，汞、 饨等熔、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 体的爆、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，其晶体的爆、沸点就越高。（4） 分子晶体1分子间作用力越大，物质的爆、沸点越高；具有氢键的分子晶 体熔、沸点反常的高。2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。3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。4同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。