(完整版)高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)二、復(fù)習(xí)要點(diǎn)1、原子結(jié)構(gòu)2、元素周期表和元素周期律3、共價(jià)鍵4、分子的空間構(gòu)型5、分子的性質(zhì)6、晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)(一)原子結(jié)構(gòu)1、能層和能級(jí)(1) 能層和能級(jí)的劃分1L詭屈能般11生23Mbp3dI44E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。原子軌道的能 量關(guān)系是：nsv(n-2)f(n-1)d+7 負(fù)價(jià) 數(shù)=（8 族序數(shù)）最高正價(jià)和負(fù)價(jià)數(shù)均相同，最高 正價(jià)數(shù)=族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性 逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱第一電離能呈增大趨勢(shì)（注意反常點(diǎn)：

2、nA 族和山 A 族、VA 族和WA 族）逐漸減小電負(fù)性逐漸增大逐漸減?。?）微粒半徑的比較方法1同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽(yáng)離子的離子半徑小于相應(yīng)原子的原子半徑。2同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。如：NaMgAISiPSCI3同主族元素 （比較原子和離子半徑） ： 隨原子序數(shù)的增大， 原子的原子半徑依次增大。如：LiNaKRbCs，F(xiàn)-CI-Br- Na+Mg2+AI3+（3）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷方法本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。1.在金屬活動(dòng)順序表中越靠前，金屬性越強(qiáng)2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性

3、越強(qiáng)金3.單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)（電解中在陰極上得電屬判子的先后）性斷4.最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)比依5.若 Xn+y T x+ym+則 y 比 x 金屬性強(qiáng)較據(jù)6.原電池反應(yīng)中負(fù)極的金屬性強(qiáng)7.與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強(qiáng)8.失去相同數(shù)目的電子，吸收能量少的金屬性強(qiáng)（4）非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法非 金屬 性比本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)判 斷 方法1.與 H2化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)2.單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)（電解中在陽(yáng)極 上得電子的先后）3.最高價(jià)氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)4. An-+B r

4、 Bm-+A 則 B 比 A 非金屬性強(qiáng)5. 與同種還原劑反應(yīng)，先反應(yīng)的非金屬性強(qiáng)6. 得到相同數(shù)目的電子，放岀能量多的非金屬性強(qiáng)(三)共價(jià)鍵1、共價(jià)鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成 對(duì)電子形成共用電子對(duì)，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。2、共價(jià)鍵類型:(1)b鍵和n鍵b鍵n鍵成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”電子云形狀軸對(duì)稱鏡像對(duì)稱牢固程度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂成鍵判斷規(guī)律單鍵是b鍵；雙鍵有一個(gè)是b鍵，另一個(gè)是n鍵；三鍵中一個(gè)是b鍵， 另兩個(gè)為n鍵。(2)極性鍵和非極性鍵非極性鍵極性鍵定義由同種元素的原子形成的共 價(jià)鍵，共用電子

5、對(duì)不發(fā)生偏移由不同種元素的原子形成的共價(jià) 鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對(duì)位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子一方成鍵原子的電性判 斷依據(jù)不顯電性顯電性舉例單質(zhì)分子(如 H2、Cl2)和某 些化合物(如 Na2O2、H2O2) 中含有非極性鍵氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根 和氫氧根中都含有極性鍵(3)配位鍵：一類特殊的共價(jià)鍵，一個(gè)原子提供空軌道，另一個(gè)原子提供一對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵。1配位化合物：金屬離子與配位體之間通過(guò)配位鍵形成的化合物。女口：Cu( H2O)4SO4、Cu(NH3)4(OH)2、Ag(NH3)2OH、Fe(SCN)3等。2配位化合物的組成：配位

6、原予I提供寵對(duì)電子)3、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù)概念對(duì)分子的影響鍵長(zhǎng)分子中兩個(gè)成鍵原子核間距離(米)鍵長(zhǎng)越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分子越穩(wěn) 疋鍵能對(duì)于氣態(tài)雙原子分子 AB，拆開1molA-B 鍵所需的能量鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固，形成的 分子越穩(wěn)定鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型(1)鍵長(zhǎng)、鍵能決定共價(jià)鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分子的極性。（2）鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱=生成物鍵能總和反應(yīng)物鍵能總和（四）分子的空間構(gòu)型1、等電子原理原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)是相似的， 此原理稱為等電子原理。（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒

7、所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成 上，微粒所含價(jià)電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，女口C02=C0+0=N2+0= N20= N2+ N = N3或S02=0+02=03=N+02= N02）（2）等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相同，可運(yùn)用來(lái)預(yù)測(cè)分 子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。2、價(jià)電子互斥理論：（1）價(jià)電子互斥理論的基本要點(diǎn)：ABn型分子（離子）中中心原子A周圍的價(jià)電子對(duì)的幾何構(gòu)型，主要取決于價(jià)電子對(duì)數(shù)（n）,價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。n34sir71*- 1T*（2）ABn型分子價(jià)層電子對(duì)的計(jì)算方法:21對(duì)于主族元素

8、，中心原子價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價(jià)電子數(shù)計(jì)算,n -= 如：PCI5中20、S作為配位原子時(shí)按不提供價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電子數(shù)為6；3離子的價(jià)電子對(duì)數(shù)計(jì)算5 +心4-1 /6 + 0 + 2 /K -:- = 4?=-二4女口：NH4+:-；S042-:-3、雜化軌道理論（1）雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：1能量相近的原子軌道才能參與雜化。2雜化后的軌道一頭大， 一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成b鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價(jià)鍵比原有原子軌道形成的共價(jià)鍵穩(wěn)定。3雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)sp3雜化軌道占有1個(gè)s軌道、3個(gè)

9、p軌道。4雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。（2）s、p雜化軌道和簡(jiǎn)單分子幾何構(gòu)型的關(guān)系雜化類型spsp2sp3sp3不等性雜化軌道夾角180。120010928中心原子位置nA, nB山 AIVAVAWAvn A中心原子孤對(duì)電子數(shù)000123亦電琢數(shù)旳-中謫和蹄電子和卓祚卅蹄電子 S分子幾何構(gòu)型直線形平面三角形正四面體形三角錐形V 字形直線形| 實(shí)例| BeCgHg Cl2 |BF3|CH4、SQI4 |NH3、PH3|H2O、H2SHCI |（3）雜化軌道的應(yīng)用范圍：雜化軌道只應(yīng)用于形成b鍵或者用來(lái)容納未參加成鍵的孤 對(duì)電子。（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成

10、雙鍵或叁鍵，如果有1個(gè)叁鍵，則其中有2個(gè)n鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成的是 sp 雜化；如果有1個(gè)雙鍵則其中 有1個(gè)n鍵，形成的是 sp2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp3雜化。4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系分子（離子）中心原子價(jià)電子對(duì)雜化類型VSEPR 模型分子空間構(gòu)型鍵角分子的極性CO22sp直線直線形180 非SO23sp2:平面三角V 字形極H20、0F2、3sp3平面三角V 字形極HCN2sp直線直線形180極NH34sp3正四面體三角錐形10718極BF3、S033sp2平面三角平面三角形120非H30+4sp3正四面體三角錐形10718CH4、CCI44sp

11、3:正四面體正四面體形10928非NH4+4sp3正四面體正四面體形10928非HCHO、COCI23sp2平面三角平面三角形極（五）分子的性質(zhì)1、分子間作用力（范德華力和氫鍵）（1）分子間作用力和化學(xué)鍵的比較化學(xué)鍵分子間作用力概念相鄰原子間強(qiáng)烈的相互作用分子間微弱的相互作用范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間能量鍵能一般為 120800kJ ml1約幾到幾十 kJ ml1性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)（穩(wěn)定性）主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)（熔沸點(diǎn)）（2）范德華力與氫鍵的比較范德華力氫鍵概念物質(zhì)分子間存在的微弱相互 作用分子間（內(nèi)）電負(fù)性較大的成鍵原子通過(guò)H原子而形成的靜電作用存在范圍分子間分子中含有與 H

12、 原子相結(jié)合的原子半徑小、電負(fù)性大、有孤對(duì)電子的 F、O、N 原子強(qiáng)度比較比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強(qiáng)影響因素隨分子極性和相對(duì)分子質(zhì)量的增大而增大性質(zhì)影響隨范德華力的增大，物質(zhì)的熔 沸點(diǎn)升高、溶解度增大分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高硬度增大、水 中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)降 低、硬度減小2、極性分子和非極性分子（1）極性分子和非極性分子非極性分子：從整個(gè)分子看，分子里電荷的分布是對(duì)稱的。如：只由非極性鍵構(gòu) 成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCI4等;極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH

13、2、CHCH、極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱。如：不同元素的雙原子分子如：HCI,HF等。折線型分子，如H2O、H2S等。三角錐形分子如NH3等。（2）共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：兩者研究對(duì)象不同， 鍵的極性研究的是原子， 而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對(duì)的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵， 如二氧化碳、甲烷、 四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性

14、鍵，可能含有非 極性鍵，如HCI、H2S、H2O2等。（3）分子極性的判斷方法1單原子分子：分子中不存在化學(xué)鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說(shuō)，如He、Ne等。2雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCI、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如。2、|2等。3以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對(duì)稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對(duì)稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。4根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價(jià)電子是否全部參與形成了同樣的共價(jià)鍵。（或A是否達(dá)最咼價(jià)）（4）相似相溶

15、原理1相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。2相似相溶原理的適用范圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。3如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無(wú)氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。3、有機(jī)物分子的手性和無(wú)機(jī)含氧酸的酸性（1）手性分子1手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，去卩在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體（又稱對(duì)映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體）。含有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。2手性分子的判斷方法：判斷一種有機(jī)物是否具有手性異構(gòu)體， 可以看其含有的碳原子 是否連有四個(gè)不同的原

16、子或原子團(tuán)， 符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。 手性碳原子必 須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團(tuán)必須不同。（2）無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性1酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子數(shù)，不一定等于酸中的氫原子數(shù)（有的酸中有些氫原子不是連在氧原子上）2含氧酸可表示為：（HO）mROn,酸的強(qiáng)度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越大，酸性越強(qiáng)。n=0弱酸n=1中強(qiáng)酸n=2強(qiáng)酸n=3超強(qiáng)酸（六）晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)類型比較離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體構(gòu)成晶體微粒陰、陽(yáng)離子原子分子金屬陽(yáng)離子、自由電子形成晶體作用力離子鍵共價(jià)鍵范德華力微粒間的靜電作用物熔沸點(diǎn)較高很高低有高、有低硬度硬而脆大小有高、有低導(dǎo)電性

17、不良（熔融或水溶液中導(dǎo)電）絕緣、半導(dǎo)體不良良導(dǎo)體傳熱性不良不良:不良良理性質(zhì)延展性不良不良不良良溶解性易溶于極性溶劑， 難溶于有機(jī)溶劑不溶于任何溶劑極性分子易溶于 極性溶劑；非極性 分子易溶于非極 性溶劑中一般不溶于溶劑，鈉等可與水、醇類、酸類反應(yīng)典型實(shí)例NaOH、NaCI金剛石P4、干冰、硫鈉、鋁、鐵1、 四大晶體的比較2、典型晶體的結(jié)構(gòu)特征(1)NaCI屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na+周圍吸引著6個(gè)C，這些C構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個(gè)C周圍吸引著6個(gè)Na+,Na+、C個(gè)數(shù)比為1:1，每個(gè)Na+與12個(gè)Na+等距離相 鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)Na+和4個(gè)C。(2)CsCI屬于離子晶體。晶

18、胞中每個(gè)CI(或Cs+)周圍與之最接近且距離相等的Cs+(或CI)共有8個(gè)，這幾個(gè)Cs+(或CI)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有6個(gè)， 這幾個(gè)Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體， 一個(gè)氯化銫晶胞 含有1個(gè)Cs+和1個(gè)CI。(3)金剛石(空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu))屬于原子晶體。晶體中每個(gè)C原子和4個(gè)C原子形成4個(gè)共價(jià)鍵，成為正四面體結(jié)構(gòu)，C原子與碳碳鍵個(gè)數(shù)比為1:2,最小環(huán)由6個(gè)C原子組成，每個(gè)C原子被12個(gè)最小環(huán)所共 用；每個(gè)最小環(huán)含有1/2個(gè)C原子。(4)SiO2屬于原子晶體。晶體中每個(gè)Si原子周圍吸引著4個(gè)O原子，每個(gè)O原子周圍吸引著2個(gè)Si原子，Si、O原子個(gè)數(shù)比為1:2,Si原子與Si-O鍵個(gè)數(shù)比為1:4,O原子與Si-O鍵個(gè)數(shù)比為1:2，最小環(huán)由12個(gè)原子組成。(5)干冰屬于分子晶體。晶胞中每個(gè)CO2分子周圍最近且等距離的CO2有12個(gè)。1個(gè)晶胞中含有4個(gè)CO2。(6)石墨屬于過(guò)渡性晶體。是分層的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，層內(nèi)C原子以共價(jià)鍵與周圍的3個(gè)C原子結(jié)合，層間為范德華力。晶體中每個(gè)C原子被3個(gè)六邊形共用，平均每個(gè)環(huán)占有2個(gè)碳原子。 晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2:3。(7)金屬晶體金屬Po(釙)中金屬原子堆積方式是簡(jiǎn)單立方堆積，原子的配位數(shù)為6，一個(gè)晶胞中含有1個(gè)原子。金