【人教版】高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

=====WORD完整----可輯---專資分=====第一章原子結(jié)構(gòu)一.原子結(jié)構(gòu)1.能級與能層2.原子軌道3.原子核外電子排布規(guī)律⑴構(gòu)造原隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的子按右圖順序填入外電子運(yùn)動(dòng)道（能，叫構(gòu)造原。①根據(jù)造原理，基原子核電子的排布循圖⑴頭所示的順。②根據(jù)造原理，可將各能按能量的差分成能組如圖⑵所，由下上表示七能級組，其量依高；在同一級組內(nèi)從左到右能依次升高?；雍穗娮拥呐挪寄芰坑傻礁唔樞蛞琅挪寄芗壗唬河蓸?gòu)造原理可，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)3d軌道這種現(xiàn)象完整版學(xué)習(xí)資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====能級交（2）能量最原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)原子的電子布遵循造原理能使個(gè)原子能量處于最低狀，簡稱能量低原理構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級。（3）泡利（相容原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子換言之一軌道里多只能容納個(gè)電子，電旋方相（“↑↓”表示這個(gè)原理稱為泡利（Pauli）理）特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時(shí)，是優(yōu)先單獨(dú)占一個(gè)軌道，且自旋向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特規(guī)則。比如，3軌道式為↑↑↑

或↓↓↓

，而不是↑↓↑

。洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、f軌道填充的電子為全空半充滿或全滿時(shí)，子處于較定的狀態(tài)。即p

0

、d0

、f0

、p3

、d5

、f7

、p6

、d10

、f14

時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前元（習(xí)P.10-P.11狀態(tài)的有Be4

2

2p

0

、Mg3s12

2

3p

、Ca4s20

2

3d

0

；半充滿狀態(tài)的有：N22p3、P23p3、Cr3d4s1、Mn54s、As4s24p3；全充滿715242533狀態(tài)的有Ne2s10

2

2p6

、Ar3s18

2

3p

6

、Cu29

10

4s

1

、Zn3d30

10

4s

2

、Kr4s36

2

4p

6

。4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排式①用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s

2

2s

2

2p

6

3s2

3p

6

4s

1

。②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如：[Ar]4s

1

。(2)電子排布圖(道表示式每個(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二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns

1

每周期結(jié)尾元素的最外層電完整版學(xué)習(xí)資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====子排布式除He為1s2

外，其余為

2

np

6

。He核外只有2個(gè)電子，只1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)個(gè)能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類。但一個(gè)能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。2.元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布①

分

區(qū)②各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s

2

4p

4

，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期Ⅵ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)注意過渡元(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)。三.元素周期律1.電離能、電負(fù)性完整版學(xué)習(xí)資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量，第電離能指電中基態(tài)原子失1個(gè)電子轉(zhuǎn)化氣態(tài)基態(tài)正子所需的最低能量第一電離能數(shù)值越小，原越容易失1電子。同一周的元素中，堿屬(或第Ⅰ族)第一電能最小，稀氣體(或0)第一電能最大從左右總體現(xiàn)增大趨勢同主族元素從上到第一電能逐漸小同一原子的第二離能比一電離能要大）元素的電負(fù)性用描述不元素的原子鍵合電吸引力的大。以氟的電負(fù)性為4.0鋰的電負(fù)性為作為相對標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，屬的電性一般小于1.8非金屬的電性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性在1.8右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3）電負(fù)性的應(yīng)用①判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，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)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金屬元的電負(fù)越小，金屬素越活；非金屬元的電負(fù)越大，非金元素越潑。④同周期左到右電負(fù)性逐漸大，同族自上而下電負(fù)性漸減小。2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律完整版學(xué)習(xí)資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=3.對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與下方的族元素的有性質(zhì)是似的，如第二章化鍵與分間作用力課標(biāo)要1.了解共價(jià)鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)2.了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（能用價(jià)層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。3.了解簡單配合物的成鍵情況。4.了解化學(xué)鍵合分子間作用力的區(qū)別。5.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。要點(diǎn)精一.共鍵1.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，其特征是有飽和和方向性。2.共價(jià)鍵的類型①按成鍵原子間共用電子對數(shù)目分單鍵、雙鍵三鍵②按共用電對是偏移分極性、非極鍵。完整版學(xué)習(xí)資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵前者的電子具有軸稱性，后者電子云有鏡像對稱。3.鍵參數(shù)①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化鍵越穩(wěn)定②鍵長：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，長越短共價(jià)鍵越穩(wěn)。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)對分子性質(zhì)的影響鍵長越，鍵能越大分子越定．4.等電子理原子總相同價(jià)電子總數(shù)相同分子具相似的化學(xué)特征它們的許多質(zhì)相近。二.分的立體型1分子構(gòu)型與化軌道論（重點(diǎn)仔復(fù)習(xí)化解題步驟C（HC三CH，C，2224CH（苯雜化方）2666雜化軌道的要點(diǎn)當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。2分子構(gòu)型與價(jià)層電子對互斥模型價(jià)層電對互斥模型明的是層電子對的間構(gòu)型而子的空構(gòu)型指的是鍵電子對間構(gòu)型，不括孤對子注意兩的區(qū)別）(1)當(dāng)中心原子無孤對電子，兩者構(gòu)型一致(2)當(dāng)中心原子有孤對電子，兩者構(gòu)型不一致。常見分子的類型與形狀比較完整版學(xué)習(xí)資料分享----

222223343332222=====WORD完整----可輯---222223343332222分子類型A

分子形狀球形

鍵角

鍵的極性

分子極性非極性

代表物HeNeA

2

直線形

非極性

非極性

H、OABAABA

直線形直線形V形

°≠°

極性極性極性

極性非極性極性

HClNOCO、H、A

4

正四面體形

°

非極性

非極性

4

334

平面三角形三角錐形正四面體形

°°′

極性極性極性

非極性極性非極性

BF、NH、、CCl

3CC

四面體形四面體形

≠°28≠°28

極性極性

極性極性

、CHClCl直線

三形

V形

四體

三錐

VHO3.配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較（2）配位化合物①定義：金屬離子(或原)與某些分子或離(稱為配)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。②組成：如[Ag(NH)]OH，中心離子為Ag＋，配體為，配位數(shù)為2。323完整版學(xué)習(xí)資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====三.分的性質(zhì)1.分子間作用力的比較2．分子的極性(1)極性分子：正電中心和電中心重合分子。(2)非極性分子：正電中心和電中心合分子。3．溶解性(1)“相似相溶”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之間的鍵作用力越，溶解性好。(2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減?。?．手性具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，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。5．無機(jī)含氧酸分子的酸性無機(jī)含氧酸可寫成(HO)RO，如果成元素相同，值越大R的正電性越高，mn使R—O—HO的電子向偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強(qiáng)，如HClO＜HClO＜HClOHClO23

4第三章物的聚集態(tài)與物質(zhì)性一.晶體常識(shí)1.晶體與非晶體比較完整版學(xué)習(xí)資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====2.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)直接凝固（凝華③溶質(zhì)從溶液中析出。3.晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置4.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，則該粒子有屬這個(gè)晶胞。中學(xué)中常見的晶胞為立方晶胞立方晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法如下：注意：在使用“均攤法”計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)時(shí)要注意晶胞的形狀二.四種晶體的比較完整版學(xué)習(xí)資料分享----

=====WORD完整----可輯---專資分=====2．晶體熔、沸點(diǎn)高低的比較方法（1）不同類型晶體的熔沸點(diǎn)高一般律：原晶體＞離子體＞分晶體。金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點(diǎn)很高汞、銫熔、沸點(diǎn)很低（特（2）原子晶體由共價(jià)鍵形成的原子晶體中子半徑的鍵短鍵能大晶的熔沸高如熔點(diǎn)：金剛石＞碳化硅＞硅（3）離子晶體一般地說陰陽離的電荷數(shù)越，離子徑越小，則子間的用力越強(qiáng)，相應(yīng)的格能大，其體的熔沸點(diǎn)就越高（4）分子晶體①分子間用力越，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越；具有氫鍵分子晶熔