化学选修三知识总结归纳-专题总结

1、精选优质文档-倾情为你奉上原子结构和性质一、原子结构1.能层、能级和最多容纳电子数之间的关系 2.原子轨道的形状及能量关系 3基态原子的核外电子排布(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：(2)泡利原理 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。(3)洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。洪特规则特例：当能量相同的原子

2、轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，结构稳定，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。4基态、激发态及光谱示意图核外电子排布的表示方法二、原子结构与性质1.原子结构与周期表的关系每族元素的电子排布特点主族0族：He：1s2；其他ns2np6。过渡元素(副族和第族)：(n1)d110ns12。元素周期表的分区 根据核外电子排布分区2元素周期律(1)原子半径影响因素变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。(2)电离能含义电离能：气态电

3、中性基态原子失去电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I，单位kJ·mol1。第一电离能：气态电中性基态原子失去第一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。I1第二电离能：气态电中性基态原子失去第二个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。I2规律a同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。一般排布顺序：IA<IIIA<IIA<IVA<VIA<VA<VIIA<0族。b同族元素：从

4、上至下第一电离能逐渐减小。c同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3)。应用a判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。b判断元素的化合价(I1、I2表示各级电离能)；如果某元素的In1In（In1/In5），则该元素的常见化合价为n。如钠元素I2I1，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为1。(3)电负性含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计

5、)。变化规律a金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属与非金属交界处的元素的电负性则在1.8左右。b在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。c共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。相差大于1.7形成离子键，相差小于1.7形成共价键。氢与金属元素都形成离子键。常见元素的电负性氢-2.0 碳-2.5 氧-3.5 氯-3.0 氟-4.0 (4)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与的主右下方族元素的有些化学性质是相似的。例如第二周期和第三周期的非金属元素，电负性第二周期大于第三周期，

6、例如C>P。正确表述元素周期律项目同周期(从左右)同主族(从上下)原子核外电子排布电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，17(第一周期12)最外层电子数相同，电子层数递增原子半径逐渐减小(0族除外)逐渐增大元素主要化合价最高正价由17最低负价由41最高正价主族序数(O、F除外)，非金属最低负价主族序数8原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强元素的第一电离能第一电离能呈增大的趋势第一电离能逐渐减小元素的电负性电负性逐渐增大电负性逐渐减小元素金属性、非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱分子结构和性质一、共

7、价键1.共价键的本质与特征本质：共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。特征：具有饱和性和方向性。2共价键的分类 (1)键与键的判断由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为键，键的特征：电子云为轴对称，即是以形成化学键的两个原子核的连线为轴作旋转操作， 键电子云的图形不变。例如利用电子云描述键的形成过程“肩并肩”重叠为键。键的特征：a键电子云为镜像对称，即每个键的电子云由两块组成，分别位于由两个原子核构成的平面的两侧。b键重叠程度较小，不稳定,容易断裂。若原子半径大，原子间形成的键较长，pp轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成键由物质的结构式判断通过物质的结构式可以快速有效

8、地判断共价键的种类及数目。共价单键全为键，双键中有一个键和一个键，三键中有一个键和两个键。由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全部是键；杂化轨道形成的共价键全部为键。数目计算键数目=微粒（离子或分子）中原子数减去1键数目=共价键数目减去键数目(2)极性键与非极性键的判断看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。3.键参数(1)概念 (2)键参数对分子性质的影响键能越大，键长越短，分子越稳定。3.配位键和配合物(1)配位键 由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共用电子对。属于共价键，多数属于键。(2)配位键的表示方法 用A

9、B表示，其中A表示提供孤对电子的原子，B表示接受共用电子对的原子。(3)配位化合物定义：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：组成： Cu(OH)42的结构可用示意图表示为判断存在 某个原子的价电子数小于共价键数目，该原子存在共价键二、分子的立体结构1.价层电子对互斥理论（VSEPR）（1）理论要点价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。价层电子对排斥力度比较：孤电子对间>孤电子对与成键电子>成键电子间。孤电子对越多，对成键电子对排斥力越强，键角越小。（2）判断分子或离子立体构型“三步曲”-针对ABn型分子或离子第一

10、步：确定中心原子上的价层电子对数 价层电子对数=孤电子对数+键a为中心原子的价电子数减去离子所带正电荷数或加上所带负电荷，b为周围原子达到8电子或2电子稳定结构时需要的电子数，x为周围原子个数。如NH的中心原子为N，a51，b1，x4，所以中心原子孤电子对数(axb)×(44×1)0。第二步：确定价层电子对的立体构型由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，这样已知价层电子对的数目，就可以确定VSEPR构型的立体构型。再根据成键电子对数和孤电子对数，可以确定相应的较稳定的分子立体构型。2.杂化轨道理论(1)杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相

11、近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。每个轨道都是有1/2s轨道和1/2p轨道构成每个轨道都是有1/3s轨道和2/3p轨道构成每个轨道都是有1/4s轨道和3/4p轨道构成（2）杂化轨道判断方法无机物：中心原子的价成电子对数为2就是sp，为3就是sp2，为4就是sp3；有机物：碳元素：键数目为2就是sp，为3就是sp2，为4就是sp3； 氧元素：形成2个单键就是sp3，形成1个双键就是sp2； 氮元素：键数目为1就是sp，为2就是sp2，为3就是sp3；三、分子性质1、等电子体等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互称为等电

12、子体。如N2和CO、O3与SO2是等电子体，但N2与C2H2不是等电子体。等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近，此原理称为等电子原理，例如CO和N2的熔沸点、溶解性等都非常相近。根据已知的一些分子的结构推测另一些与它等电子的微粒的立体结构，并推测其物理性质。常见的等电子体：微粒通式价电子总数立体构型CO2、CNS、NO、NAX216e直线形CO、NO、SO3AX324e平面三角形SO2、O3、NOAX218eV形SO、POAX432e正四面体形PO、SO、ClOAX326e三角锥形CO、N2AX10e直线形CH4、NHAX48e正四面体形书写方法选择其中一个或多个原子进

13、行在元素周期表上的位置移动左移转换元素符号，并在加上移动格数的负电荷，右移转换元素符号，并在加上移动格数的正电荷；上下移动只是转换元素符号，没有电荷的加减。2、分子间作用力(1)概念物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。(2)分类分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。(3)强弱范德华力<氢键<化学键。(4)范德华力范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。(5)氢键形成已经与N或O或F原子形成共价键的氢原子与另一个分子中的N或O或F原子之间的

14、作用力，称为氢键。即含有-NH-、-NH2、-OH结构的分子和HF分子，这些分子可以形成氢键表示方法 AHB特征 具有一定的方向性和饱和性。分类 氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。分子间氢键对物质性质的影响主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。3分子的极性类型非极性分子极性分子形成原因正电几何中心和负电几何中心重合的分子正电几何中心和负电几何中心不重合的分子存在的共价键非极性键或极性键非极性键或极性键分子内原子排列对称不对称分子的共价键的极性与分子极性的关系可总结如下：4、分子的溶解性“相似相溶”的规律：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。若溶剂和

15、溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。5、分子的手性手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。手性分子：具有手性异构体的分子。手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如 6、无机含氧酸分子的酸性：比较：无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，酸性越强，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。解释

16、原因：无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，R的正电性（化合价）越高，使ROH中O的电子向R偏移，在水分子的作用下-OH越易电离出H，酸性越强。晶体一、晶体的基本知识及常见四种晶体1.晶体(1)晶体与非晶体的比较(2)得到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)晶体的基本常识概念：描述晶体结构的基本单元。晶体中晶胞的排列无隙并置a无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。b并置：所有晶胞平行排列、取向相同。2四种晶体类型的比较表3.晶体熔沸点的比较方法(1)不同类型晶体熔、沸点的比较不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体&

17、gt;离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。(2)离子晶体：一般熔沸点在7001200一般地说，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，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。(3)分子晶体：一般熔沸点在500以下分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。组成和结构相似的分子晶体，相

18、对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。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，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。如CH3CH2CH2CH2CH3>。一般情况，相对分子质量大的分子，范德华力大，熔沸点高。如果存在分子间氢键，熔沸点高，氢键越多，熔沸点越高。(4)金属晶体：金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属阳离子与自由电子静电作用越强，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al。(5)原子晶体 一般熔沸点在1200以上

19、原子半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高。二常见晶体结构和晶胞计算1.典型晶体结构模型晶体晶体结构晶体详解原子晶体金刚石(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构(2)键角均为109°28(3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内(4)每个C参与4条CC键的形成，C原子数与CC键数之比为1:2原子晶体SiO2(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si,4个“O”，n(Si):n(O)1:2(3)最小环上有12个原子，即6个O,6个Si分子晶体干冰(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个离子晶体NaCl (型)(1)每个Na(Cl)周围等距且紧邻的Cl(Na)有6个。每个Na(Cl)周围等距且紧邻的Na(Cl)有12个(2)每个晶胞中含4个Na和4个ClCsCl (型)(1)每个Cs周围等距且紧邻的Cl有8个，每个Cs(Cl)周围等距且紧邻的C(Cl)有6个(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个C