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精品资料、原子结构1.能级与能层能层(n)四五六七符 号KLN0pFq能级1s2s2P3s3P3d4s4P4d4f5s一 .最 多 电子数22661026101424442SIS32工 一 p，2a22 .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，将熊缓上I个/p能破上3个各能级上的原子轨道数目，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。/SXtSXJS) (z£)(67)(gF)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）时，总是优先单独占据一个轨道， 而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。比如， p3的轨

3、道式为卜1k 或 a 而不是T J T 。洪特规则特例：当轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p02d0r f0、p3、d5、f7、p6、d10f4 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:1s22s22p63s23p64s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

4、结尾 元素的电子排布跟其他周期不同。o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示式为1 h 2g 2p,3 s3P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）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

5、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

6、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 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 1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。(3)电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

7、，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）同主族（自上而下）（D能层数相同从1递增到6 （或7）（口最外层电子数从I道噌到8（第一周期例外）相同爆子半径减小f璃I气体除外）增噜大遍弱金属性（原子失电子能力）减弱增强。饰金属性f原子触子能力）噌强遍弱如电向性噌强褫弱3第一电离能噌大的趋势减小单质还原性遍弱搬单质氧化性增强源（1。）曩高价场比枷寸应水化物的母戚住腻性该弱，假性噜强减鹘强，限性遍弱（11俳金融成气

8、态氢化雌难易程度由蜂易由融雕（气蒸氢优胡的稳定性噌强减弱（现主要化台价最高正价从T通睡IT g F 甥博最低负价从第VA族翻到1相同（H）离子半径推月离子）流小,“阳离子）4小t r （阴离子）瑶口离子）增大原子、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.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

9、存在于非金属元素和非金属元素间，如 H O、H H,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）按原子轨道的重叠方式分为（T键和兀键。（单键都是（T键，双键一个（T键一个兀键，三键一个（T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

10、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钺能镀长钺用分子的稔定性分子的空间构型键长越短，键能越大，分子越稳定.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、SO 2、ON 2一互为等电子体二.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CO 2SP理想型有孤电子（修正后）H2OSP3三原子直线型CO2V型H2OCH 4SP3四原子平面二角三角锥数加上所求原子的孤电子对数，等于杂化轨道数形BC13NH3BC13SP2五原子正四面体CH4、SO42-小要求2.

11、配位化合物配位原子（提供仪对电子）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,配位数为2。注意：外界的离子可以参加反应，内界的不行三.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键（F、O、N三种元素和H元素之间形成的作用力，一般存在分子间，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

12、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.范德华力氢犍共济瞬概念物质分子之间普遍存 在的一种相互作用的 力，又称分子面作用 力由已经与电负性很强 的原子形成共侨犍的 氢原子与另一个分子 中电负性很强的原子 之间的

13、作用力原子同逋过共用电子 对所形成的相互作用作用粒子分子或原子（稀有气 体）氢原子，武、累、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、有饱和性强度比技共侨健>期健 >范健华力副向强度的因素随着分子极性和相 对分子用量的噌大而 噌大组成和结构相似的 物质，相对分子胶室 越大，分子传作用力 越大对于 aHB,A、B的电负性越大， B原子的半径越小,氢镖腱能越大成耀原子半径越小， 键长越短,禳能越大， 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 质组成和结构相似的 物质，随相对分子质 量的噌大，物质的熔 沸点,升高，如 C12&l

14、t;Br2<I2f CF4 <CC14<CBr4分子间氢禳的存在，使 物质的熔沸点升高，在 水中的溶解度增大,如 熔沸点 H2OAH2S, HF>HCL NH3>PH3影响分子的稳定性共价键键能越大， 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。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HC1O<HC1O2<HC1O3<HC1O4第三章晶体结构与性质一.晶体常识1 .晶体与非晶体比较品陈非晶体结构特性睇献周期性有希冽结构微粒无序排

15、列性防特性育自范性、固定熔点、对称性、 客向异性没有自范性、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:同为吕个朝旭所共悔.七粒干O-同为4个品胞所共存.牌核岛施底T该Ah跑同为2个品胭所其有,例子M I i友扁腿一蜓小粒子都一于该品胞注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状，

16、不同形状分的方法不同 二.四种晶体的比较类型比较分干晶体原子晶体金属晶体海千晶体概念分子间靠分子 间作用力给合 而形成的晶体原子之阿以共 价腱结合而琥 成的具有空间 陶状结构的晶 体金属阳离子和 自由电子以金 属犍结合曲形 成的晶体阳离子和阴福子 通过离子犍结合 而形成的晶体砧构构成粒子分子原子金属阳肉子、 自由电子阴、阳肉子栓间的幅互作用力分子间的作用力共的犍至尼腱离子tit性质密度较小较大有的很大，有 的很小较大硬度较小彳艮大有的很大.有 的很小较大土工沸点较假彳快用1有的干忸高，启 的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶 剂遍溶于母见溶 制大茎易溶于水等 极性溶制导电、传热 性一般不导电,

17、 水后有的导电,般不具有导 电性电和热的良导 体晶体不导电，冰溶 波值熔融态导电延展性无兀良好无物质类别及举例大多数菲金展 单质(加P*、 口力、气态氢化 物胸MCL h；soo- mm金 属氧化物S口 £d51d除“某身 大零救有机物 金口 CH有机 盐除外)一部分菲金属 单质改口金印石. 硅、晶体硼/ 一 部分非金星化 合物)(如SiC、 Si8金尼单质法台金供口AJ-Fv、吉*同)金属氧化物(如 K2O二口k 强碱崩 KOU. *OH)、 绝大部分盐f如 TSTaCI2.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、

18、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，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转构于意图晶体中粒子分布详解化晶 氯锚体二氧 化碳 晶体石墨 晶体S1O2 晶体每8个Cs-s 3个C各自构成立方体，在每个立方体的中心 有一个异种离子（6-或C1）在每个Cs-周围最近的等距离（设 为3 2）的C厂有S个，在毋个CL周围最近的等距离（必为a）的有8个（上、下、左、右、前、后卜 在每个CT周围最近的 等距离的C厂也有6个每£个0。构成立方体且再在6个面的中心又各占据1个03工 在每个CO二周