人教版高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

第頁第一章原子構(gòu)造一.原子構(gòu)造1.能級及能層2.原子軌道3.原子核外電子排布規(guī)律⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道〔能級〕，叫做構(gòu)造原理。①依據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。②依據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級組，其能量依次上升；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次上升。基態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。能級交織：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交織?！?〕能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)構(gòu)造理論證明，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。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上下，而不局限于某個(gè)能級?！?〕泡利〔不相容〕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)完全一樣的電子。換言之，一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反〔用“↑↓〞表示〕，這個(gè)原理稱為泡利〔Pauli〕原理?！?〕洪特規(guī)那么：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道〔能量一樣〕時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向一樣，這個(gè)規(guī)那么叫洪特〔Hund〕規(guī)那么。比方，p3的軌道式為↑↑↑或↓↓↓，而不是↑↓↑↑↑↓↓↓↑↓↑洪特規(guī)那么特例：當(dāng)p,d,f軌道填充的電子數(shù)為全空,半充溢或全充溢時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0,d0,f0,p3,d5,f7,p6,d10,f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號元素〕中，全空狀態(tài)的有4Be2s22p0,12Mg3s23p0,20Ca4s23d0；半充溢狀態(tài)的有：7N2s22p3,15P3s23p3,24Cr3d54s1,25Mn3d54s2,33As4s24p3；全充溢狀態(tài)的有10Ne2s22p6,18Ar3s23p6,29Cu3d104s1,30Zn3d104s2,36Kr4s24p6。4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式①用數(shù)字在能級符號的右上角說明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。②為了防止電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子到達(dá)稀有氣體元素原子構(gòu)造的局部以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。(2)電子排布圖(軌道表示式)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.原子構(gòu)造及元素周期表1.原子的電子構(gòu)型及周期的關(guān)系(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有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)一個(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)能級組不肯定全部是能量一樣的能級，而是能量相近的能級。2.元素周期表的分區(qū)(1)依據(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假設(shè)元素的外圍電子排布，可直接推斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA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)留意過渡元素(副族及第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〔1〕電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所須要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所須要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越簡單失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能漸漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大〔2〕元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為，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推斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于，非金屬的電負(fù)性一般大于，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬〞的電負(fù)性在左右。它們既有金屬性，又有非金屬性?！?〕電負(fù)性的應(yīng)用①推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，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬〞(如鍺,銻等)的電負(fù)性那么在左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負(fù)性漸漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性漸漸減小。2.原子構(gòu)造及元素性質(zhì)的遞變規(guī)律3.對角線規(guī)那么在元素周期表中，某些主族元素及右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相像的，如第二章化學(xué)鍵及分子間作用力課標(biāo)要求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〔sp,sp2,sp3〕，能用價(jià)層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推想常見的簡單分子或離子的空間構(gòu)造。3.了解簡單協(xié)作物的成鍵狀況。4.了解化學(xué)鍵合分子間作用力的區(qū)分。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)精講一.共價(jià)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，其特征是具有飽和性和方向性。2.共價(jià)鍵的類型①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵,雙鍵,三鍵。②按共用電子對是否偏移分為極性鍵,非極性鍵。③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。3.鍵參數(shù)①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)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，鍵長越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。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)的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．4.等電子原理原子總數(shù)一樣,價(jià)電子總數(shù)一樣的分子具有相像的化學(xué)鍵特征，它們的很多性質(zhì)相近。二.分子的立體構(gòu)型1．分子構(gòu)型及雜化軌道理論〔重點(diǎn)細(xì)致復(fù)習(xí)+雜化解題步驟篇+C2H2〔HC三CH〕，C2H4，C2H6，C6H6〔苯〕，雜化方式〕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，形成及原軌道數(shù)相等且能量一樣的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形態(tài)不同。2分子構(gòu)型及價(jià)層電子對互斥模型價(jià)層電子對互斥模型說明的是價(jià)層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤對電子?！擦粢鈨烧叩膮^(qū)分〕(1)當(dāng)中心原子無孤對電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一樣；(2)當(dāng)中心原子有孤對電子時(shí)，兩者的構(gòu)型不一樣。常見分子的類型及形態(tài)比擬分子類型分子形態(tài)鍵角鍵的極性分子極性代表物A球形非極性He,NeA2直線形非極性非極性H2,O2AB直線形極性極性HCl,NOABA直線形180°極性非極性CO2,CS2ABAV形≠180°極性極性H2O,SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平面三角形120°極性非極性BF3,SO3AB3三角錐形≠120°極性極性NH3,NCl3AB4正四面體形109°28′極性非極性CH4,CCl4AB3C四面體形≠109°28′極性極性CH3Cl,CHCl3AB2C2四面體形≠109°28′極性極性CH2Cl2直線三角形V形四面體三角錐V形H2O3.配位化合物〔1〕配位鍵及極性鍵,非極性鍵的比擬〔2〕配位化合物①定義：金屬離子(或原子)及某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。②組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1.分子間作用力的比擬2．分子的極性(1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。(2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。3．溶解性(1)“相像相溶〞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．假設(shè)存在氫鍵，那么溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。(2)“相像相溶〞還適用于分子構(gòu)造的相像性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減?。?．手性具有完全一樣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)mROn，假如成酸元素R一樣，那么n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強(qiáng)，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4第三章物質(zhì)的聚集狀態(tài)及物質(zhì)性質(zhì)一.晶體常識(shí)1.晶體及非晶體比擬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構(gòu)造的根本單元。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)晶胞所共有，那么該粒子有1/n屬于這個(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：留意：在運(yùn)用“均攤法〞計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)時(shí)要留意晶胞的形態(tài)二.四種晶體的比擬2．晶體熔,沸點(diǎn)上下的比擬方法〔1〕不同類型晶體的熔,沸點(diǎn)上下一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。金屬晶體的熔,沸點(diǎn)差異很大，如鎢,鉑等熔,沸點(diǎn)很高，汞,銫等熔,沸點(diǎn)很低〔特別〕?！?〕原子晶體由共價(jià)鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔,沸點(diǎn)高．如熔點(diǎn)：金剛石＞碳化硅＞硅〔3〕離子晶體一般地說，陰陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，那么離子間的作用力就越強(qiáng)，相應(yīng)