人教版化学选修3知识点总复习

1、选修3物质结构与性质第一章原子结构与性质、原子结构1 .能级与能层能层四五六七符 号KLN0pQ能级1s2s2P3s3P3d4s4P4d4f5s一 h T F，h最 多 电子数226261026101424442SIS32工T P H2 .原子轨道电子规律轨道形小窖电子的原子轨域早球形对称状电子的原子轨道呈哑玲形，后赧级上I个 f/p施级上3个各能级上的原子轨道数目V，用能级上5个 能级_L .个3 .基态与激发态原子能量稳定称为基态，当原子得失能量而诱发电子得失或跃迁时，称为激发态，一般多指离子4 .原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填

2、入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。也可以记成：1223343、4545645（2）能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“ T J ”表示），这个原理称为泡利原理。（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）耳，总?优自单独审据一广轨号， 而且自旋了向修同，牛个规则叫洪特规则。比如，p3的轨道式为h八或而不是 T J T op0洪特规则特例：当轨道填

3、充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即 d0-f033-d736-d10 J 时，是较稳定状态。5 .基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K:1s22s2 2p63s23p64s1。为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如 K: Ar4s1。(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表布式为T 11 11 .T 1'It 1t 1t113 2m2P3

4、a3P注意：1、考试的时候看清楚是问排布式还是排布图2、看清问的是外层还是价层(主族元素价层是最外层，副族价层是3d4s层)3、看清问的是原子还是离子(离子得失电子顺序是由外向里，逐渐得失)二、原子结构与元素周期表1 .原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元 素的电子排布跟其他周期不同。但一个能级组不一定全部是能(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。 量相同的能级，而是能量相近的能级。2.

5、元素周期表的分区分区(原子的价层落在哪里，就属于哪个区域)IAo怒ha.haIVAVIA1mA怒多TVBVIBvhb口HBPE缓d区da4r缓怒区三、元素周期律1 .电离能、电负性(1)电离能是指气态原子或离子失去 1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指失去第1个电子所需要的最低能量，第二电离能指失去第2个电子所需要的最低能量，依次类推。随着失去电子个数的增加，原子失电子能力减弱，电离能在增加，即第一电离能第二电离能.一个原子同一层电子的电离能是相近的，夸层的时候会突变第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。所以一般来说金属的第一电离能比非金属的小。实际上原子半径越小，越难失电子，电离

6、能就越大。在同一周期的元素中，碱金属 (或第I A族)第一电离能最小，稀有气体 (或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到 下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大电离能中存在特殊情况，半充满更稳定，例如 N>O(2)元素的电负性用来描述不同原子电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小1.8左右。它于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在们既有金属性，又有非金属性。（3）电

7、负性的应用跟电离能相似，原子半径越小，对电子的吸引力就越大，电负性就越大，没有特殊情况判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于 1.8,非金属的电负性一般大于 1.8,而位于非金属三角区边界的类金属”如错、睇等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。2 .原子结构与元素性质的递变规律性质同周期（从左往右）同场（自上而下）（1）能层数相同从1圃翻6（或7）（2）最外层电子数Xiil馨!1 S，第一周期例外）相同。值用径狼小t

8、腕飞廨外）增蚁减弱田金属性（原被电子能力）瀛弱增强韭金属性（愚子寤电子能力）噌强躁（陲负性噜强遍弱第一电离能噌大的趋势减小同单质还直性遍弱增强单质氧化性噌强艰弱!最高侨氧比物对应水化物的馥籁ft喊心遍弱,酸性赞喊鹘强，联性够弱（11）非金翻成气态氨化物的难易程度由阚易由易到海储镭却t枷的稳定&噌强减弱03）主要化合价最高正价从T递噜到7 （0、F 例外），矍恁负侍从第WA族 炳1相同（14璃子半径r糊离子源小，*阳离子）福小， r （阴离子）卿离子噌大原子、离子半径的判断：1、先看电子层数，电子层越多，半径越大；2、如果电子层相同，再看质子数，质子数越多，半径越小；3、如果电子层和质子

9、数都相等，那就看电子数，电子数越多，半径越小。3 .对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如第二章分子结构与性质一.共价键1 .共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。一般存在于非金属元素和非金属元素间，如 H O、HH,但也有特殊的，如 A1C13也是共价键。2 .共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分 为极性键、非极性键。（同种原子间形成的是非极性共价键，如 H-H; 不同原子间形成的是极性共价键，如H-O）（T键和 冗键。（单键都是（T键，双键一个（T键一个冗

10、键，三键一个(T按原子轨道的重叠方式分为 键两个冗键，配位键也是（T键）3 .键参数键能：气态基态原子形成 1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定 。键角：在原子数超过 2的分子中，两个共价键之间的夹角，影响分子空间构型。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定.犍他锹长铤由_（决追分子的稳定性 二|决牢分子的室间构型空分子的性质4 .等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。例如。3、SO2、ON2一互为等电子体配位原子（提供孤对电子）配位体中心原子（提

11、供空轨道2 .分子的立体构型1.分子构型与杂化轨道理论杂化方式例如原子数分子构型与所求原子 （中心原子）相连的原子个 数加上所求原 子的孤电子对 数，等于杂化 轨道数CO2SP理想型有孤电子（修正后）H2OSP3三原子直线型CO2V型H2OCH4SP3四原子平囿二角 形BC13三角锥NH3BC13SP2五原子正四向体_八八2-CH4、SO4不要求2.配位化合物MhUso* ，n内界 外界配位数定义：金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以配位键结合形成的化合物。形成条件：一个原子提供空轨道，一个原子提供孤电子对组成：如Ag（NH 3）2OH ,中心离子为 Ag + ,配体为NH3,配位

12、数为2。注意：外界的离子可以参加反应，内界的不行3 .分子的性质1 .分子间作用力的比较分子间作用力有两种：一种称为分子间的作用力（专有名词）又称为范得华力，分子质量越大，范德华力越大，分子的沸点就越高另外一种叫做氢犍（F、O、N二种元素和 H元素/间形成的作用力，一般存在介子间，也可以存在大分子内），氢键可以影响分子的溶解性和沸点。2 .分子的极性（1）极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。（2）非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。用途：相似相溶， 极性分子易溶于极性分子，非极性分子易溶于非极性分子。3 .关于溶解性的比较1、先看有没有氢键：若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力

13、越大，溶解性越好。2、再根据“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶 剂.此外“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减 小.范德华力氧健共侨健概念枷质分子之间普遍存 在的一种相互作用的 力，又称分子间作用 力由已经与电负性偎强 的原子形成共侨健的 氢原子与另一个分子 中电负性很强的庾子 之间的作用力原子间通过共用电子 对所形成的相互作用作用粒子分子或原子（稀有气 陲）氢原子，氟、氮、氧原 子（分子内、分子间）原子特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性强度比较共侨谨氢键>范德华力歌向强度的因素随着

14、分子极性和相 对分子质量的噌大而 噌大组成和结构相似的 物质，相对分子质量 越大，分子间作用力 越大对于AHA、B的电负性越大， B原子的半径越小,氢 穰程能越大成襟原子半径越小， 键长越短，健能越大， 共侨健越稳定对物质性质的影响影响物质的熔沸 点.、溶解度等物理性 质组成和结构相设，的 物质，随相对分子质 量的噌大，物质的熔 沸点升高，如F2< C12<Br2<I2, CF4 <CQ4<CBr4分子间氢腱的存在，使 物质的熔沸点升高，在 水中的溶解度增大,如 熔沸点 H2OAH2& HF>HC1, NH3>PH3影响分子的稳定性共价舞键能越

15、大， 分子稳定性越强4.无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成（HO）mROn ,如果成酸元素 R相同，则n值越大，R的正电性越高，使 R-O-H中O 的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H + ,酸性越强，如 HClO VHC102VHe103VHClO4第三章晶体结构与性质一.晶体常识1 .晶体与非晶体比较as Pt-非晶体便构特性造枸蝠周期性有序幽结构舱无序摔列性防特性有自范性、固定熔点、对称性、 各向异性没有自范性、固定熔点、时称 性、各向异性2 .获得晶体的三条途径熔融态物质凝固。气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。溶质从溶液中析出。3 .晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞

16、在晶体中的排列呈无隙并置4 .晶胞中微粒数的计算方法 均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有 1/n属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下:同为s个晶咆所共有.1粒子S3-W r诚品跑同为1个ill11艇所共有- 朴子 4同力士个船艇所此有二 科广网Ji友晶脑做产内部 整个粒子都履于该晶胞 f_ 一 -注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状，不同形状分的方法不同二.四种晶体的比较类型比较先干晶体原子晶体金属晶体禹于晶体概念分子问罪:分子 间作用力含 而i形成的晶体原子之间以共 价臃结合而用 成的具有空间 网状结构的品 体金属阳离子和 自

17、由电子以金 属犍结合而彩 成的晶体阳离子和阴禹子 通江离不犍结合 而形成的晶体纬梅构成粒子好原子金属阳商于、 自由电子阴、阳圈子松子面的幅 互作用力分子间的作用力共侨犍金属犍离-f镯£性质密度较小较大有的根大,有 的很小较大硬度较小彳次有的很大,有 的很小较大熠.沸点较低孑怩£1有的1ft育7启 的很低较高溶解性相似相港避溶于任何潜 制难溶于靠见濯 剂大多易溶于水等 极性溶利导电、传热 性一般不导电， 溶于水后有的导申，,般不具有导电，性电和热的良导 体晶体不导电，冰溶 海或熔融鑫导电延展性无兀艮好无物质类别及举例大多数非金属 单辰（加玛、 Cl：»气态氢化 肛联

18、®n MCL H 二 SO。、qg 金 息氧化物（夬口 6d= Cd* S1O- 除5卜某身 大多数有机物 洋口 CH4,司机 盐除外，一部分菲金属 单质改口金刚石 硅、晶体硼H 一 部分非金属化 合物（如5iC、 SiO.）金属单质与台 金改口 T*Ja> AJ- Ftv吉桐）金属氧化物（如 k2o>为二口人强碱 内 KLOH、2OH、 迪大部分盐f如 NaCI）2.晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如鸨、钳等熔、沸点很高，汞、葩等熔、沸点很低。（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中

19、，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高.如熔点：金刚石 碳化硅硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大， 其晶体的熔、沸点就越高。（4）分子晶体先看氢键，有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。组成和结构相似的分子晶体，再看相对分子质量越大，熔、沸点越高。组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。三.几种典型的晶体模型晶体晶体结构示意图晶体中粒子分布详解每名个CL、8个C各自构成立方体，在每个立方体的中心