【人教版】高中化学选修3知识点总结

1、第一章原子结构.原子结构1.能级与能层能层四五六七符号KLN0pQ能级1s2s3P3d4s4P4d4f5s，一 f l r最 多 电子敝2266106101421 4. 1.281S32-2n22.原子轨道轨道形:小电子的原子轨道呈球形对称 %）电子的原子轨道呈哑铃形各能绫上的原子轨道数目，熊能级上1个 呼能级上3个 ，汨能级上$个 “能皴上"个熊量关系,相同能层上原子轨道能量的高低r f up <l nf形状相同的原子轨道能量的高低： 招邮心同一能层内形状相同而伸展方向 不同的原子轨道的能量相等,如.孙口即7.21年轨道的能量相等3.原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数

2、递增，大多数元素的电中性基,态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级）,叫做构造原理。nsf (n-l)cl rip 7s Sf6d7p® ® O OO6s 4f5d6p®® ® o5 a4dJ>p4s3d 4p® ® ®3s3P2s2pis根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的顺序。根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图所示,个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量 依次升高 的排布按能量由低到高的顺序依次排布。下而上表示七基态原子核外电子能级交错：由构造原

3、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 (2)能量最低原理现代物质结构理论证实， 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。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。(3)泡利(不相容)原理：基态多电子原子中，不可能同时存在 4个量子数完全相同的 电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反 (用“T 表示)，这 个原理称为泡利J ( Pauli )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(Hund)

4、规则。比如，p3的轨道式为口洪特规则特例：当p、d、f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p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。前 36 号元素(复习 P.10-P.11 )中，全空状态的有 4Be 2s22p°、12Mg 3s23p°、2°Ca 4s23d° 半充满状态的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr 3d 54s1、25Mn 3d54s2、33As4s24p3;全充满状态的有 1°Ne 2s22p6、18Ar 3s 23p6、29CU 3d104s1、3

5、(0Zn 3d1°4s2、36Kr 4s 24p6。4.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:1s22s22p63s23p64s1。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: Ar4s 1。(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小式为Is 2s露 3P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ns

6、1。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。（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。但一个能级组不一 定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。2.元素周期表的分区（1）根据核外电子排布分区各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区元素分布外围电子排布元素性质特点5区IAJAK及He元素2BS除,，兔外都是活拨金 团元素确常是最外层 电子参与反应P区DI A 族 71A 族、。族（除曼外）月叩通常是最外层电子 参与反应(1国联一WB族、

7、前除制系博 系我Gr Dd'-'W"3d轨箱可以不同程度地 参与化学键的排成人飞I B联JE旗合同元素f区糊累篇累'''(it 1)d' -屐惘系元京化学性朋相 近,腐泵元素化学性血相近若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。 如：某元素的外围电子 排布为4s24p4,由此可知，该元素位于p区，为第四周期VI A族元素。即最大能层为其周期数， 最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素（副族与第也族）的最大能层为其周期数，外围电 子数应为其纵列数而不是其族序数（锢系、铜系除外）。三.元素周期律1.电离能、电负性(1)电

8、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，第一电离能是指电中性 基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值 越小，原子越容易失去1个电子。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(2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0 ,锂的电负性为1.0作为相又t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

9、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）同主族（自上而下）（1）能层数相同从1递增到6 （或

10、7）（2）最外层电子数从！递噌到St第一周期例外）相同原子半径诚小（稀有气体除外）噌强噌大遍弱出金属性（原f她子能力）够弱增强（5RE金属性（原子得电子能力）噌卷减弱（6）电负性噌卷瞬第一电离能物的趋势遍小单质还原性够弱鳖单质氧化性噌强遍弱（10）最高价氧化物对应水优物的酸碱性喊性减弱,酸性噌强减性增强，酸性减弱111：革金屋形成气态氨化物的难易程度由难到易由易到难（12）气态氢化物的稳定性因强（13）主要化合侪最高正价从T递增到-7 （0, F 例外）,最低负价从第WA族 谶孤1相同（14）离子半径邵月离孑）减小,邵日寓子）减小， r （阴离子）（阳离子）增大3.对角线规则在元素周期表中，某

11、些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如Be,MgB . k通羲 Al爵Si第二章 化学键与分子间作用力课标要求1 .了解共价键的主要类型 仃键和兀键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质2 .了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）,能用价层电子对互斥理论或者 杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。3 .了解简单配合物的成键情况。4 .了解化学键合分子间作用力的区别。5 .了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。要点精讲1 .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。2 .共价

12、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 。按原子轨道的重叠方式分为 键和冗键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具 有镜像对称性。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。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定.键能决定-分子的稳定性键长琴分子的空间构型分子的性质4 .等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。

13、2 .分子的立体构型1 .分子构型与杂化轨道理论（重点仔细复习 +杂化解题步骤篇+C2H2 （HC三CH, C2H4, C2H6, C6H6 （苯），杂化方式）杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂 化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。分 子 构 型杂 化 轨 道理 论杂化类 型'柒化轨道数目杂化轨道间 夹角空间构型实例卬21805直线形BeC12sp23120"平面三角 形BF3sp341090 2s正四面体 形CH42分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而

14、分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。（注意两者的区别）（1）当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；（2）当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。好犍价层电子对互斥模1电子对数成健限孤对电子 数电子对空 麟型分子空间实例220m直跳BeCP330三角形三角形BF321V的SnBr2440四面体四面体形CH-131三角栅NH327V形H20Numlof BoiNumber of BondsNuiof LPailNumber of BondsNumber of Lone PairsNumberof Charge CloudsMolecularGeometryLinear芬子类

15、型分子形状键角键的极性分子极性代表物IMllTTlhAF1 A1球形30非极性He、N/4 lrlg°nal eplanarof Bonds1 A2直线形非极性非极性H2、O2AB直线形极性极性“Cl、NO2ABA直线形,80。极性1非极性CO2、CS30:，BentABAV形J 180°极性极性H2O、sIO2A4止四面体形60°非极性非极性P4常见分子的类型与形状比较AB 9AB 3120° 20°AB 4AB 3cAB角形平面三角形三角锥形正四面体形四面体形四面体形09°28'10910928'28'极性

16、 极性 极性 极性 极性22四面体Continued共价犍帝极性健极性健配位键本质 帏郭原子向通过共用电子对（电子式的电穆）所形成 的相互作用成的 条件 （元就 种类）成健摩子得、 大屯子能力 相同（同种IE 金成键的子得. 失电子能力 差别较小（一 艇指不同种 非金属）成钺原子一方有孤 电子时f配位体）. 另一方打空轨道（中 心肉子）特征存在Gnitiuited（2）配位化合物3.配位化合物G1）配位键与极需加*极性键的比较表示 打法非极性极性非极性极性极性三角锥BF3、NH3、CH4、CH 3Cl、SONClTetrahedralCClBentIrigojial pyramidalHCl

17、3CH2c12V 形 H2O有方向件和饱和件单质H一共阶离子化合物KHqCl等化合物iJ/h. 离子化合物 、心（）,等共价化合物HC1,离子化合 物XaOH等一、，H , 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&而皿 组成：如Ag（NH）2OH,中心离子为Ag+,配体为NH,配位数为2。H'7°.（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。3.溶解性（1） “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.若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力

18、越大， 溶解性越好。2 2） “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.4 .手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子， 如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能 重叠的现象。5 .无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成（HO）RO,如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R-O尸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HClO< HClQ< HClO < HClO范德华力至L庭共济侵概念物质分子之间普遍存 在的一种相互作用的 力，又称分子间作用 力由已经与电负性很强 的原子形成共价曜的 氢

19、原子与另一个分子 中电贺性很强的原子 之间的作用力原子1困通过共用电子 对所形成的相互作用作用粒子分子或原子（稀有气体泉子季窝/%军J京 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价犍>氢犍范德华力影响强度的因素随着分子极性和相 对分子质量的噌大而*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 AHB一，A、B的电负性越大， B原子的半径越小，氮 遵键能越大成俊原子半径越小，犍长越短，键能越大，共价窗越稳定对物质性质的彩响影响物质的熔沸 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 量的用大，物费的熔

20、沸点升高.如F2< 8VBr2 V CF4 VCC14VCBr4分子间氢催的存在.使 物质的唇沸点升高,在 水中的溶解度噌大，如 熔沸点：H2O>H2S, HFAHCL NH3>PH3影响分子的稳定性共价键段能越大，分子稳定性越强第三章物质的聚集状态与物质性质.晶体常识1 .晶体与非晶体比较融非岛体第构特It结构微粒周期性有雅列釉微粒无腌况微特性有目葩牲甑解息对称忸 各向融醺自就、固就热确但额驰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

21、数的计算方法一一均摊法 如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：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属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方画 同力甘个“第所共有小鼻子 B卜调品嵬-同为I7筛密斯挥百.彳静髯T-第7dHXy牛品胞南国目箱于 世1血_L.fK干一-UQ讷部 ,整个荐手勒M J俄蛊的二.四种晶体的比较类型比较分子晶体原子日目体金属晶体离于晶体概念分子间靠分子 间作用力结合 而形成的晶体原子之间以共 价罐结合而形 成的具有空间 网状结构的晶 体金属阳离子和 自由电子以金 扈犍结合而形 成的晶体阳离子和阴离子 通过离子诞结合

22、而形成的晶体结 构构成粒子分子rf-金属阳掰子、 自由电子阴.阳离子粒子间的相 互作用力分子间的作用 力共价键金属犍离子健性质密度较小较大有的很大，有 的很小较大硬度较小很大有的很大，有 的很小较大焰、沸点较低彳艮高有的很冷，看 的很低较高溶解性相似相溶难溶干任何溶 剂难溶千常见溶 剂大多易溶千水等 极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的 导电一般不具有导 电性电和热的良导 体晶体不导电，水溶 液或熔融态导电延展性无无良好无物质类别及举例大多数非金属 单质（如F八 Ct）.气态氧化 物、酸向HCL H京非金 属氧化物（如 SOZ-,（* SiO; 除“羽轮 大空数有机物 仪口 UHa有机

23、 盐除外）一部分非金属 单质* 口金呻后、 硅r晶体硼一 部分非金属化 合物（如S1C.SiO9金属单质与台 金快口 Na. AI Fe青桐金属氧化物（如 KQ、Na：O） 强破 曲 KOH NaOH）. 绝大部分盐（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、铝等熔、沸点很高，汞、葩等熔、沸点很低（特殊）.（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 品格能大，其晶体的熔、沸点就越高。（4）分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具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，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、