高中化學(xué)選修三(人教版)知識(shí)要點(diǎn)

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)【知識(shí)點(diǎn)】開天辟地現(xiàn)代大爆炸宇宙學(xué)理論宇宙大爆炸之初，產(chǎn)生了氫、氦、鋰三種元素；元素不斷演變出新的元素，至今氫仍為88.6%，是宇宙中含量最高的元素。氫與氦共占宇宙元素總量的99.7%?！局R(shí)點(diǎn)】能層和能級(jí)一、能層：按電子能量差異，將核外電子分為不同能層。說明：能層也就是我們常規(guī)意義上的電子層，用K、L、M…等表示。二、能級(jí)：同一能層電子（會(huì)互相影響），能量不同；同一能層中的電子可以分為能級(jí)。1、每一能層的能級(jí)都從s開始；依次為s，p，d，f；說明：①同一能層中能級(jí)的能量一次升高，E(ns)＜E(np)……；但是在不同的能層中這個(gè)規(guī)律不一定成立，比如E(3s)＞E(2p)；②不同能層的同一能級(jí)的能量從內(nèi)到外依次升高，比如E(1s)＞E(2s)…；③同一能層中的同一能級(jí)的不同軌道的能量是相等的；④不同能層的能級(jí)的能量大小，可以根據(jù)構(gòu)造原理進(jìn)行比較。2、每一層的能級(jí)數(shù)目就是能層序數(shù)；比如第一層只有1個(gè)s能級(jí)。3、能層不同的各能級(jí)容納電子數(shù)目為s－2，p－6，d－10，f－14。各能級(jí)所能容納的最多電子數(shù)和能層數(shù)目無關(guān)。4、每一能層最多容納電子數(shù)目為2n2?！局R(shí)點(diǎn)】構(gòu)造原理、電子排布式、電子排布圖（上海稱為“電子排布的軌道表示式”）一、構(gòu)造原理電子排布并不是簡(jiǎn)單的按照能層能量的大小順序進(jìn)行排布。而是按照一定的能級(jí)順序，先填滿低能量的能級(jí)再排滿高能量的能級(jí)。這個(gè)規(guī)律就稱為“構(gòu)造原理”。構(gòu)造原理示意圖（用順序代替）：1s－2s－2p－3s－3p－4s－3d－4p說明：電子按照構(gòu)造原理進(jìn)行排布，可以使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。注意：構(gòu)造原理決定的是電子排布的先后順序，不可以和原子失去電子的順序混淆。價(jià)電子電離順序?yàn)椋簄p→np→（n-1）d→（n-2）f（根據(jù)天津大學(xué)《無機(jī)化學(xué)》第三版）二、電子排布式根據(jù)構(gòu)造原理表示原子的電子排布的式子。舉例:C的電子排布式：1s22s22p2或者寫成：[He]2s22p2注意：能層低的能級(jí)寫在左邊，而不是完全按照構(gòu)造原理的填充順序進(jìn)行書寫。三、電子排布圖上海地區(qū)稱為“電子排布軌道表示式”。不但可以表示出枸橘構(gòu)造原理得到的原子核外電子在能級(jí)和能層中的排布，而且還可以表示出電子在軌道中的排布?！局R(shí)點(diǎn)】電子云、電子云輪廓圖、原子軌道一、電子云根據(jù)量子力學(xué)，無法同時(shí)確定電子運(yùn)動(dòng)的時(shí)間和位置。那么表示原子核外的電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)常用電子云表示。用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，用V表示該處的體積，那么P/V可以表示概率密度。物理意義是：?jiǎn)挝惑w積空間內(nèi)電子出現(xiàn)的概率大小。電子云則是表示出于一定空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分比的形象化表示：用小黑點(diǎn)的疏密表示出現(xiàn)概率的大小。二、電子云輪廓圖因?yàn)殡娮釉茍D比較難以繪制，常用電子云的輪廓圖表示電子云的形狀。輪廓圖的大小不影響繪圖的目的，只需要在繪制不同空間狀態(tài)的電子云輪廓圖時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)一致就可以，比如都是把P=90%的空間圈起來。說明：同樣是s能級(jí)的電子云輪廓圖，三、原子軌道電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱為一個(gè)原子軌道。不同能級(jí)電子有不同的電子云輪廓圖：s-球形；p-啞鈴型。說明：p電子軌道中的三個(gè)軌道是相互垂直的。【知識(shí)點(diǎn)】自旋、泡利原理、洪特規(guī)則一、自旋自旋是電子除了空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)之外的一種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。每個(gè)軌道可以容納兩個(gè)電子，常稱之為電子對(duì)，一般用相反的兩個(gè)箭頭表示。這兩個(gè)的電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)是相反的，一個(gè)順時(shí)針一個(gè)是逆時(shí)針。二、泡利原理在一個(gè)原子軌道中，最多可以容納2個(gè)電子，而且其自旋狀態(tài)相反。三、洪特規(guī)則電子在同一個(gè)能級(jí)中的不同軌道中，基態(tài)原子中的電子總是有限單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自選方向是相同的。電子的排布圖的制作要注意考慮電子的排布問題。半充滿狀態(tài)的電子排布能量最低，更穩(wěn)定。比如24號(hào)元素Cr的電子排布式為[Ar]3d54s1，類似的排布與構(gòu)造原理有1個(gè)電子的偏差。四、存在共價(jià)的單鍵一定是δ鍵；雙鍵和三鍵中都只有1個(gè)δ鍵，其余是π鍵。 五、總結(jié)1、共價(jià)鍵包括π鍵和δ鍵；2、不是任意兩個(gè)原子都可以形成共價(jià)鍵，成鍵的兩個(gè)原子的電負(fù)性的差別不能大于1.7，否則形成的是離子鍵?！局R(shí)點(diǎn)】鍵的參數(shù)——鍵能、鍵長、鍵角一、鍵能定義：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。說明：原子失去電子會(huì)吸收能量，得到電子會(huì)釋放能量，因此兩個(gè)原子成鍵時(shí)會(huì)放出能量。拓展：鍵能的定義可以拓展為：形成或者斷開1mol化學(xué)鍵所要釋放或吸收的最低能量。注意：鍵能越大，斷開化學(xué)鍵所要吸收的能量就越大，化學(xué)鍵就會(huì)越穩(wěn)定。二、鍵長定義：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距。規(guī)律：一般鍵長越短，鍵能越大。這個(gè)規(guī)律只適用于同類化學(xué)鍵。三、鍵角定義：原子數(shù)超過2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。說明：鍵角決定了分子的空間構(gòu)型?！局R(shí)點(diǎn)】等電子原理一、定義：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，化學(xué)性質(zhì)也接近。二、說明：1、這個(gè)原理可以拓展到原子和離子、離子和離子之間；2、相同的是價(jià)電子數(shù)，而不是總的電子數(shù)，比如硫酸根和四氯化碳是等電子體，僅僅是價(jià)電子數(shù)相同。第二節(jié)分子的空間構(gòu)型【知識(shí)點(diǎn)】價(jià)層電子互斥理論一、定義：價(jià)層電子互斥理論認(rèn)為，分子的立體構(gòu)型是“價(jià)層電子對(duì)”相互排斥的結(jié)果。解釋：“價(jià)層電子對(duì)”指的是中心原子的價(jià)電子對(duì)，包括δ鍵的電子對(duì)和孤電子對(duì)。二、應(yīng)用：根據(jù)價(jià)層電子對(duì)互斥理論來確定分子的空間構(gòu)型。1、首先確定中心原子的價(jià)電子對(duì)數(shù)目中心原子上的價(jià)電子對(duì)數(shù)目是δ鍵數(shù)+孤電子對(duì)數(shù)目δ鍵數(shù)=中心原子的成鍵原子數(shù)孤電子對(duì)數(shù)目=（a-xb）/2a是中心原子的價(jià)電子數(shù)，對(duì)于主族元素來說就是最外層電子數(shù)目；x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)；b是與中心原子結(jié)合的原子所最多能接受的電子數(shù)=8-價(jià)電子數(shù)另外，對(duì)于陽離子和陰離子來說，a的值需要加上或者減去電荷數(shù)。2、根據(jù)孤電子對(duì)數(shù)目和成δ鍵的電子的數(shù)目，根據(jù)價(jià)層電子對(duì)互斥理論，就可以知道分子或者離子的空間構(gòu)型。說明：孤電子對(duì)占據(jù)一定的空間，而且排斥作用更大。【知識(shí)點(diǎn)】雜化軌道理論在以上分析的基礎(chǔ)上，根據(jù)分子的空間構(gòu)型，就可以知道分子或者離子中的中心原子的雜化軌道類型。注意：雜化軌道是為了解釋分子的空間構(gòu)型，而提出的一套理論。該理論認(rèn)為，有s和p軌相互混雜后，得到相同數(shù)目的混合軌道，這些軌道只用于形成δ鍵或者提供給孤電子對(duì)；且，這些混雜得到的軌道是等效的。【配合物理論】電子對(duì)給予接受鍵被稱為配位鍵；通常把金屬離子或者原子與某些分子或者離子以配位鍵結(jié)合成的化合物稱為配位化合物，也就是配合物。其中提供電子的分子或者離子稱為配體。第三節(jié)分子的性質(zhì)【知識(shí)點(diǎn)】鍵的極性和分子的極性一、極性鍵和非極性鍵形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子因?yàn)殡娯?fù)性的不同，共用電子對(duì)會(huì)發(fā)生一定的偏移，偏移的結(jié)果是成鍵的兩個(gè)原子一個(gè)呈正電性（表示為δ+），一個(gè)呈負(fù)電性（δ-），這樣的共價(jià)鍵是非極性共價(jià)鍵。成鍵的兩個(gè)原子是相同原子時(shí)，電子不發(fā)生偏移，形成非極性共價(jià)鍵。注意：極性共價(jià)鍵和非極性共價(jià)鍵是對(duì)共價(jià)鍵進(jìn)行的分類。二、分子的極性分子有極性分子和非極性分子之分。分子的正電荷中心和負(fù)電荷的中心如果可以重合，那么這個(gè)分子就是非極性分子；否則是極性分子。說明：分子的極性是分子中共價(jià)鍵的極性的向量和。1、如果分子中只含有非極性鍵，那么分子一定是非極性分子；2、如果分子中含有非極性鍵，且分子結(jié)構(gòu)對(duì)稱，那么分子沒有極性；否則分子有極性?！痉兜氯A力】一、范德華力即是分子間的作用力。二、影響因素：相對(duì)分子質(zhì)量和分子的極性。分子的極性越大，相對(duì)分子質(zhì)量越大，則分子間作用力越大。三、范德華力的大?。悍兜氯A力比分子間作用力小1-2個(gè)數(shù)量級(jí)。注意：化學(xué)鍵＞氫鍵＞范德華力四、應(yīng)用：范德華力越大，該物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越高?！練滏I】一、定義：是除了范德華力之外的另一種分子間的作用力，通常由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成。二、舉例：氫鍵普遍存在于已經(jīng)和NOF等電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的H與另外的NOF等電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間。三、應(yīng)用：可以解釋冰的密度比水小、接近水的沸點(diǎn)的水蒸氣的相對(duì)分子質(zhì)量大于理論值、誰和液氨的沸點(diǎn)反常。溶劑和溶質(zhì)之間如果形成氫鍵，那么溶質(zhì)的溶解性會(huì)較大；四、分子內(nèi)氫鍵了解即可；比如對(duì)羥基苯甲醛只能在分子間形成氫鍵，鄰羥基苯甲醛可以在分子間形成氫鍵，所以前者的沸點(diǎn)要高?！鞠嗨葡嗳芤?guī)律】內(nèi)容：一般來說，非極性溶質(zhì)在非極性溶劑中的溶解度較大，極性溶質(zhì)在極性溶劑中的溶解度較大。說明：相似相溶又是可以延伸到分子結(jié)構(gòu)上，分子結(jié)構(gòu)相似的兩種物質(zhì)相互溶解能力強(qiáng)，比如水和乙醇，分子中都含有相似的羥基。舉例：水是極性溶劑，所以非極性溶質(zhì)在水中的溶解度小，極性溶質(zhì)在水中的溶解度大。【無機(jī)含氧酸分子的酸性】略第三章晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)第一節(jié)晶體的常識(shí)【知識(shí)點(diǎn)】晶體和非晶體一、定義：晶體是具有明確衍射圖案的固體，反之為非晶體二、本質(zhì)差異1、微觀結(jié)構(gòu)上，晶體的原子在三維空間里呈周期性有序排列；非晶體的排列相對(duì)無序。2、晶體有自范性，可以自發(fā)呈現(xiàn)多面體的外形；非晶體不能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形。說明：晶體的自范性是晶體中粒子在微觀空間里呈現(xiàn)周期型有序排列的宏觀表象。同時(shí)，晶體的物理性質(zhì)上表現(xiàn)出各向異性，也可以反應(yīng)晶體內(nèi)部粒子排列的有序性。三、晶體的形成途徑1、熔融態(tài)的物質(zhì)凝固；2、氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固，也就是凝華；3、溶質(zhì)從溶液中析出。四、鑒別晶體和非晶體的方法1、理論上可以根據(jù)固體物質(zhì)是否具有物理性質(zhì)上的各向異性來進(jìn)行判斷。2、X-射線衍射實(shí)驗(yàn)：晶體具有明確的衍射圖案?！局R(shí)點(diǎn)】晶胞一、定義：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元叫做晶胞；說明：1、晶體可以看成是晶胞無隙并置而成。2、無隙，也就是晶胞之間沒有任何空隙，并置，是所有晶胞都是平行排列的，取向相同。二、晶胞是8個(gè)頂角相同的最小平行六面體；晶胞的平行面、平行棱相同。三、已知晶胞的結(jié)構(gòu)示意圖，要求晶胞中含有的分子或者原子個(gè)數(shù)，那么需要注意頂點(diǎn)、棱、面的共用參數(shù)。第二節(jié)分子晶體和原子晶體【知識(shí)點(diǎn)】分子晶體一、定義：只含有分子的晶體二、構(gòu)成：晶體中分子內(nèi)部以共價(jià)鍵結(jié)合，分子之間以范德華力（可能有氫鍵）結(jié)合三、性質(zhì)：因?yàn)槭且苑肿娱g作用力結(jié)合，所有分子晶體的熔沸點(diǎn)往往比較低四、晶體結(jié)構(gòu)：分子晶體中以一個(gè)分子為中心，往往會(huì)有12個(gè)緊鄰的分子，我們成這種特征為——分子密堆積。本質(zhì)上是面心立方的結(jié)構(gòu)，每一個(gè)晶胞中有4個(gè)分子。五、常見的分子晶體舉例：1、非金屬的氫化物；2、部分非金屬的單質(zhì)；3、部分非金屬的氧化物；4、大多數(shù)有機(jī)物的晶體；5、幾乎所有的酸。六、特殊的例子：水的晶體冰中，水分子之間的主要作用力是氫鍵，每個(gè)水分子周圍有4個(gè)緊鄰的分子，空間利用率低，冰的密度較小。冰熔化成水后密度變大，4℃時(shí)密度最大；溫度再高一些后，熱運(yùn)動(dòng)加劇，密度變小?！局R(shí)點(diǎn)】原子晶體一、定義：晶體的微觀結(jié)構(gòu)中沒有分子存在，只有以共價(jià)鍵結(jié)合的原子，整個(gè)晶體是一個(gè)三維的共價(jià)鍵網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，是一個(gè)巨大的分子，可以成為共價(jià)晶體。二、構(gòu)成：原子以共價(jià)鍵相互結(jié)合形成三、性質(zhì)：以共價(jià)鍵相互結(jié)合，晶體的硬度大、熔沸點(diǎn)高。第三節(jié)金屬晶體【知識(shí)點(diǎn)】金屬鍵一、定義：在金屬晶體中，原子之間以金屬鍵相互結(jié)合。二、電子氣理論：一種解釋金屬鍵的理論，根據(jù)該理論，金屬晶體中有陽離子和游離的電子。對(duì)于不同種類的金屬而言，金屬鍵有強(qiáng)弱，所以金屬的熔沸點(diǎn)差別比較大。說明：電子氣理論還可以解釋金屬的延展性，電子相當(dāng)于潤滑劑?！局R(shí)點(diǎn)】金屬晶體的原子堆積模型一、構(gòu)造模型的前提：把金屬晶體中的原子假設(shè)為等徑球體。二、把金屬原子的球體在同一個(gè)平面內(nèi)的排布可以有兩種情況：一種是非密置層，一種是密置層。三、模型如下：1、簡(jiǎn)單立方堆積堆積方式：非密置層直接堆積，相鄰原子在同一條直線上。典型實(shí)例：Po晶胞：一個(gè)立方體，每個(gè)晶胞1個(gè)原子。特點(diǎn)：配位數(shù)為6，空間利用率低。2、體心立方堆積堆積方式：非密置層兩層之間有錯(cuò)誤，上一層金屬原子填入下層金屬原子形成的凹穴中，并且式各層的原子稍微分離。典型實(shí)例：堿金屬晶胞：每個(gè)晶胞有2個(gè)原子特點(diǎn)：配位數(shù)為8，空間利用率較高3、六方最密堆積堆積方式：密置層每兩層一個(gè)循環(huán)進(jìn)行堆積。典型實(shí)例：金屬鎂晶胞：每個(gè)晶胞有2個(gè)原子特點(diǎn)：配位數(shù)為12，空間利用率高。4、面心立方堆積堆積方式：密置層每3層一個(gè)循環(huán)進(jìn)行堆積。典型實(shí)例：金屬銅晶胞：每個(gè)晶胞有4個(gè)原子特點(diǎn)：配位數(shù)為12，空間利用率高。四、混合型晶體石墨晶體第四節(jié)離子晶體【知識(shí)點(diǎn)】離子晶體一、定義：離子晶體是由陽離子和陰離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體。二、常見的晶型：體心的CsCl型；交替排列的NaCl型?！局R(shí)點(diǎn)】配位數(shù)一、定義：離子晶體中離子的配位數(shù)（C.N.）值的是一個(gè)離子周圍最鄰近的帶相反電荷離子的數(shù)目。二、離子晶體的配位數(shù)大小影響因素：1、幾何因素：正負(fù)離子的半徑比；2、電荷因素：正負(fù)離子的電荷比；3、離子鍵的純粹程度，離子極化。（了解）【知識(shí)點(diǎn)】晶格能一、氣態(tài)離子形成1mol離子晶體釋放的能量，通常取正值。二、意義：反應(yīng)了離子晶體的穩(wěn)定性。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，熔沸點(diǎn)越高，硬度越大。三、晶格能大小的影響因素：1、形成晶體的離子的半徑大小。同類離子形成晶體，離子的半徑越小，形成晶體的晶格能越大。比如NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI；2、離子所帶電荷越多，晶格能越大?！局R(shí)點(diǎn)】巖漿晶出規(guī)則高