高中化學選修3知識點總結資料

1、高中化學選修3知識點總結 二、復習要點1、原子結構2、元素周期表和元素周期律3、共價鍵4、分子的空間構型5、分子的性質6、晶體的結構和性質（一）原子結構1、能層和能級（1）能層和能級的劃分 在同一個原子中，離核越近能層能量越低。 同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。 任一能層，能級數等于能層序數。s、p、d、f可容納的電子數依次是1、3、5、7的兩倍。能層不同能級相同，所容納的最多電子數相同。（2）能層、能級、原子軌道之間的關系每能層所容納的最多電子數是：2n2（n：能層的序數）。2、構造原理（1）構造原理是電子排入軌道的順序

2、，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。（2）構造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據之一。（3）不同能層的能級有交錯現象，如E（3d）E（4s）、E（4d）E（5s）、E（5d）E（6s）、E（6d）E（7s）、E（4f）E（5p）、E（4f）E（6s）等。原子軌道的能量關系是：ns（n-2）f （n-1）d np（4）能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2 ；最外層不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數第三層不超過32個電子。

3、（5）基態(tài)和激發(fā)態(tài)基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于 最低能量狀態(tài) 的原子稱為 基態(tài)原子 。激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對基態(tài)而言）?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子 。 原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收（基態(tài)激發(fā)態(tài)）和放出（激發(fā)態(tài)較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產生不同的光譜原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現新元素或利用特征譜線鑒定元素。3、電子云與原子軌道（1）電子云：電子在核外空間做高速運動，沒有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來描述核外電子的運動。“電子云”描述了電子在原子核外出現的概率密度分布，是核

4、外電子運動狀態(tài)的形象化描述。（2）原子軌道：不同能級上的電子出現 概率 約為90%的電子云空間輪廓圖 稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈 球形對稱，ns能級各有1個原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級各有3個原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級各有5個原子軌道；nf能級各有7個原子軌道。4、核外電子排布規(guī)律（1）能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排布在能量逐漸升高的能級里。（2）泡利原理：1個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。（3）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優(yōu)先占據不同的軌道，且自旋方向相同。（4）洪特規(guī)則的特

5、例：電子排布在p、d、f等能級時，當其處于全空 、半充滿或全充滿時，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個原子的能量最低，最穩(wěn)定。能量最低原理表述的是“整個原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個原子處于能量最低狀態(tài)”。電子數（5）（n-1）d能級上電子數等于10時，副族元素的族序數=ns能級電子數（二）元素周期表和元素周期律1、元素周期表的結構元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。（1）原子的電子層構型和周期的劃分周期是指能層（電子層）相同，按照最高

6、能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱， 非金屬性逐漸增強。（2）原子的電子構型和族的劃分族是指價電子數相同（外圍電子排布相同），按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族（第族除外）。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。（3）原子的電子構型和元素的分區(qū)按電子排布可把周期表里的元素劃分成 5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。2、元

7、素周期律元素的性質隨著核電荷數的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源于原子外電子層構型的周期性。（1）同周期、同主族元素性質的遞變規(guī)律同周期（左右）同主族（上下）原子結構核電荷數逐漸增大增大能層（電子層）數相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大元素性質化合價最高正價由+1+7負價數=（8族序數）最高正價和負價數均相同，最高正價數=族序數元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱第一電離能呈增大趨勢（注意反常點：A族和A族、A族和

8、A族）逐漸減小電負性逐漸增大逐漸減?。?）微粒半徑的比較方法同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小于相應原子的原子半徑。同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數的增大，原子的原子半徑依次減小。如：NaMgAlSiPSCl同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數的增大，原子的原子半徑依次增大。如：LiNaKRbCs，F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+（3）元素金屬性強弱的判斷方法金屬性比較本質原子越易失電子，金屬性越強。判斷依據1. 在金屬活動順序表中越靠前，金屬性越強2. 單質與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強3. 單質還原性越強或離

9、子氧化性越弱，金屬性越強（電解中在陰極上得電子的先后）4. 最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強5. 若xn+yx+ym+ 則y比x金屬性強6. 原電池反應中負極的金屬性強7. 與同種氧化劑反應，先反應的金屬性強8. 失去相同數目的電子，吸收能量少的金屬性強（4）非金屬性強弱的判斷方法非金屬性比較本質原子越易得電子，非金屬性越強判斷方法1. 與H2化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強2. 單質氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強（電解中在陽極上得電子的先后）3. 最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強4. An-+BBm-+A 則B比A非金屬性強5. 與同種還原劑反應，先

10、反應的非金屬性強6. 得到相同數目的電子，放出能量多的非金屬性強（三）共價鍵1、共價鍵的成鍵本質：成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。2、共價鍵類型：（1）鍵和鍵鍵鍵成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”電子云形狀軸對稱鏡像對稱牢固程度強度大，不易斷裂強度小，易斷裂成鍵判斷規(guī)律單鍵是鍵；雙鍵有一個是鍵，另一個是鍵；三鍵中一個是鍵，另兩個為鍵。（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鍵，共用電子對不發(fā)生偏移由不同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相

11、同不同共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子一方成鍵原子的電性判斷依據不顯電性顯電性舉例單質分子（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：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，另一個原子提供一對電子所形成的共價鍵。配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。配位化合物的組成：3、共價鍵的三個鍵參數概念對分子的影響鍵長分子中兩個成鍵原子核間距離（米）鍵長越短，化學鍵越強，形成的

12、分子越穩(wěn)定鍵能對于氣態(tài)雙原子分子AB，拆開1molA-B鍵所需的能量鍵能越大，化學鍵越強，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型（1）鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構型和分子的極性。（2）鍵能與反應熱：反應熱生成物鍵能總和反應物鍵能總和（四）分子的空間構型1、等電子原理原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征，許多性質是相似的，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，微粒所含原子數目相同；在微粒的構成上，微粒所含價電子數目相同；在微粒的結構上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉換法，如C

13、O2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N= N3或SO2=O+O2=O3=N+O2= NO2）（2）等電子原理的應用：利用等電子體的性質相似，空間構型相同，可運用來預測分子空間的構型和性質。2、價電子互斥理論：（1）價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子（離子）中中心原子A周圍的價電子對的幾何構型，主要取決于價電子對數（n），價電子對盡量遠離，使它們之間斥力最小。（2）ABn型分子價層電子對的計算方法：對于主族元素，中心原子價電子數=最外層電子數，配位原子按提供的價電子數計算，如：PCl5中O、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數為6；離子的價電子對數計算 如：NH

14、4+：；SO42- ：3、雜化軌道理論（1）雜化軌道理論的基本要點：能量相近的原子軌道才能參與雜化。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，形成鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩(wěn)定。雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個s軌道、3個p軌道。雜化軌道總數等于參與雜化的原子軌道數目之和。（2）s、p雜化軌道和簡單分子幾何構型的關系雜化類型spsp 2sp 3sp 3不等性雜化軌道夾角180 o120 o109o28中心原子位置A，BAAAAA中心原子孤對電子數000123分子幾何構型直線形平面三角形

15、正四面體形三角錐形V字形直線形實例BeCl2、Hg Cl2BF3CH4、SiCl4NH3、PH3H2O、H2SHCl（3）雜化軌道的應用范圍：雜化軌道只應用于形成鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子。（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個叁鍵，則其中有2個鍵，用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其中有1個鍵，形成的是sp 2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp 3雜化。4、分子空間構型、中心原子雜化類型和分子極性的關系分子（離子）中心原子價電子對雜化類型VSEPR模型分子空間構型鍵角分子的極性CO22sp直線直線形180 o非SO23sp 2

16、平面三角V字形極H2O、OF2、3sp 3平面三角V字形極HCN2sp直線直線形180 o極NH34sp 3正四面體三角錐形107 o18極BF3、SO33sp 2平面三角平面三角形120 o非H3O+4sp 3正四面體三角錐形107 o18CH4、CCl44sp 3正四面體正四面體形109o28非NH4+4sp 3正四面體正四面體形109o28非HCHO、COCl23sp 2平面三角平面三角形極（五）分子的性質1、分子間作用力（范德華力和氫鍵）（1）分子間作用力和化學鍵的比較化學鍵分子間作用力概念相鄰原子間強烈的相互作用分子間微弱的相互作用范圍分子內或某些晶體內分子間能量鍵能一般為12080

17、0kJmol1約幾到幾十 kJmol1性質影響主要影響物質的化學性質（穩(wěn)定性）主要影響物質的物理性質（熔沸點）（2）范德華力與氫鍵的比較范德華力氫鍵概念物質分子間存在的微弱相互作用分子間（內）電負性較大的成鍵原子通過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原子相結合的原子半徑小、電負性大、有孤對電子的F、O、N原子強度比較比化學鍵弱得多比化學鍵弱得多，比范德華力稍強影響因素隨分子極性和相對分子質量的增大而增大性質影響隨范德華力的增大，物質的熔沸點升高、溶解度增大分子間氫鍵使物質熔沸點升高硬度增大、水中溶解度增大；分子內氫鍵使物質熔沸點降低、硬度減小2、極性分子和非極性分子（1）極性分

18、子和非極性分子非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CHCH、。極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。折線型分子，如H2O、H2S等。三角錐形分子如NH3等。（2）共價鍵的極性和分子極性的關系：兩者研究對象不同，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的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分

19、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，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H22等。（3）分子極性的判斷方法單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。以極性鍵結合的多原子分子，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

20、，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。（或A是否達最高價）（4）相似相溶原理相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。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。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。3、有機物分子的手性和無機含氧酸的酸性（1）手性分子手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手

21、與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構體（又稱對映異構體、光學異構體）。含有手性異構體的分子叫做手性分子。手性分子的判斷方法：判斷一種有機物是否具有手性異構體，可以看其含有的碳原子是否連有四個不同的原子或原子團，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必須不同。（2）無機含氧酸分子的酸性酸的元數=酸中羥基上的氫原子數，不一定等于酸中的氫原子數（有的酸中有些氫原子不是連在氧原子上）含氧酸可表示為：（HO）mROn,酸的強度與酸中的非羥基氧原子數n有關，n越大，酸性越強。n=0 弱酸 n=1 中強酸 n=2強酸 n=3 超強酸

22、（六）晶體的結構和性質 類型比較離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體構成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電子形成晶體作用力離子鍵共價鍵范德華力微粒間的靜電作用物理性質熔沸點較高很高低有高、有低硬度硬而脆大小有高、有低導電性不良（熔融或水溶液中導電）絕緣、半導體不良良導體傳熱性不良不良不良良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、酸類反應典型實例NaOH、NaCl金剛石P4、干冰、硫鈉、鋁、鐵1、四大晶體的比較 2、典型晶體的結構特征（1）NaCl 屬于離子晶體。晶胞中每個N

23、a+周圍吸引著6個Cl，這些Cl構成的幾何圖形是正八面體，每個Cl周圍吸引著6個Na+，Na+、Cl個數比為1：1，每個Na+與12個Na+等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個Na+和4個Cl。（2）CsCl屬于離子晶體。晶胞中每個Cl（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或Cl）共有8個，這幾個Cs+（或Cl）在空間構成的幾何構型為立方體，在每個Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有6個，這幾個Cs+在空間構成的幾何構型為正八面體，一個氯化銫晶胞含有1個Cs+和1個Cl 。（3）金剛石（空間網狀結構）屬于原子晶體。晶體中每個C原子和4個C原子形成4個共價鍵,成為正四面體結構，C原子與碳碳鍵個數比為1：2，最小環(huán)由6個C原子組成，每個C原子被12個最小環(huán)所共用；每個最小環(huán)含有1/2個C原子。（4）SiO2屬于原子晶體。晶體中每個Si原子周圍吸引著4個O原子，每個O原子周圍吸引著2個Si原子，Si、O原子個數比為1：2，Si原子與SiO鍵個數比為1：4，O原子與SiO鍵個數比為1：2，最小環(huán)由12個原子組成。（5）干冰屬于分子晶體。晶胞中每個CO2分子周圍最近且等距離的CO2