【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H-三四五A七符号KLN0FQ能级2s3s3d4s4d斗f5sP v T最多也子数2266102610142218322n22.原子轨道X込心卜肌子的原子轨道呈球形对祢 轨道形状L电予的原子饥逍呈嶼形於葩级上1个 怦龍级上鼻个 各能级上的矗了恤道数帀网施级上呂个惟级上-个|梢同能层上廉子轶道能显的髙低：ha r/|r nd nf形状相同的取子執道能至的髙低：能量誌 lsZs' Js* -In同一龍展内形狀相同而忡展方向不同的際子轨用的能量相等，如 2吋纳、恥紈道的能暈相等3. 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

2、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。ns 7s3-2)f5f(n-l)d. GdllPOoo6s4fsd6Po5&4d知、®4 Sr触14p*2s2P1* 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，由下而上表示七 个能级组，其能量 依次升高；在同一能级组，从左到右能量 依次升高。基态原子核外电子的 排布按能量由低到高的顺序依次排布。能级交织：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交织。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

3、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上下，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个量子数完全一样的 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“TJ表示，这 个原理称为泡利Pauli丨原理。4洪特规那么：当电子排布在同一能级的不同轨道能量一样时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向一样，这个规那么叫 洪特HuncC规那么。比方，p3的轨道式为f或JJJ，而不是fJf洪特规那么特例：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p

4、6;、d°、f°、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。前 36号元素复习 中，全空状态的有 4Be 2s22p0、i2Mg 3s23p0、2oCa 4s23d° 半充满状态的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr 3d 54sl25Mn3d4s2、33AS 4s24p3;全充满状态的有 1°Ne 2s22p6、18Ar 3s 23p6、29CU 3d104s1> 3°Zn 3d104s2、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说明该能级上排

5、布的电子数，这就是电子排布式，例如K:1s22s22p63s23p64s1。 为了防止电子排布式书写过于繁琐，把层电子到达稀有气体元素原子结构的局部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示式为回回回l叵回页mIn 2*3 s 3 卩二.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

6、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 定全部是能量一样的能级，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LA01. haVAVIA.IVBVBnsP区dda区fg 分区 各区元素化学性质与原子最外层电子排布特点元素分布外圉电子排布元素性质特点AJAg 及乐元畫ns，除氢戾外都是箱泼金届元素;通m外展电子参与反响p区HAws'np通常型虽外昆电子參与反响dKHB醸一册罠d號進町以审同程度地拿与化学键的股虑上区ibK诃一川沁z金詹元*(jf-zjr1*(W-IM砒蜩系兀素化学近曲

7、元素it学性虞祖15 假设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。女口：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W 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(副族与第毗族)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(镧系、锕系除外)。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

8、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 判断元素的金属性和非金属性与其强弱 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

9、非金属三角区边界 的“类金属如锗、锑等的电负性那么在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石同主族自上而下|门能层数相同加覷到6或7的隠电子数A 1爲増到8 第一周期例外相同3源评徑减小稀有气体除外薯也增大减弱金H胜原子失电子能力减弱非金属性原子得电子能力滿§磺负性增强1砺§7第电詁増大的超势凝卜单癒源性剧氧化性挪氧化物对应水化物的酸碱性徹性减弱，酸性瞎强碱性増强，酸性碱弱

10、带金属形成气态氢化物的难趣由蘿酿由易到睢12汽态氢化物瞬定性罐强王要化合价最高正价从T递増到亠？0. F 例外，锻低负价从第WA族吐 冕增到相同14离子半径f湖蔼子1减小*赠日离子减小F r 阴离子j泅离子増大3对角线规那么在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如叫h叫Mg快1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键和 键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质2. 了解杂化轨道理论与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

11、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。要点精讲一.共价键1. 共价键的本质与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c键和n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

12、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，分子越稳定键能键按键fll分子的稔定忤分子的空间构型丁冬分了的性质4. 等电子原理原子总数一样、价电子总数一样的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。二.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+C2H2HC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一样的杂化轨道。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 孑 构 型化 轨 道 理 论杂化美型朵仇轨道 数目杂化轨道间空间构型实例sp1SOQ直

13、妹形BeCUsp23平面三角sp34109Q 2SJ正四更体 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。价是电子对互斤模型敎电孑对空 间烟分子空间 的型0m3eC1230三飙三飙3F3iV闿Sn3r241&CH41三角觀NH3V够H20Number of BondsNumberNumberNumberof Loneof ChargeNurof BondsPairsCloud$

14、of L202PairNumber of Bonds分子类型1 A分子形状常见分子的类型与形状比较键的极性键角A2Br,3ABAABANuml of BoAB3AB3AB 4AB 3C2C2AB角形2球形直线形直线形直线形V形正四面体形平面三角形三角锥形正四面体形四面体形四面体形180 °2180 °60°120 °0斗12028'28'28'09°1091090非极性极性极性极性-非极性极性极性极性极性极性分子极性非极性非极性极性非极性极性非极性非极性极性非极性极性极性代表物He、H2、HCI、CO2、H2O、02Ne

15、Trigonal planar0CBentSO2P4BF3、NH3、CH4、CH 3CI、22四面体三角锥Continued3.配位化合物1配位键与极性键、非极性键的比较3IMHM2茶fT 兀琳相邻原子阿通过応用电于叭电子云的厳41所形曲的州那么；川成樽隴子时"相同同井t先电子陡丹非金诃1Tetra hed ralCCIV 形 H2OS03NCI 3HCI3CH2CI2Trigonal pyramidalBent成幢顒干一方仃孤 电子材S3位卑. 另_方有空啊道中 心K子2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。 5肠讪 组成：如AgNH32

16、OH,中心离子为Ag=配体为NH,配位数为2。三.分子的性质1.分子间作用力的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。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.假设存在氢键，那么溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解BentH性越好。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. 手性具有完全一样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HOnRQ,如果成酸

17、元素R一样，那么n值越大，R的正电性越高，使R C H 中0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HCICX HCIQv HCIQ v HCIQ范储华尢氢键恸质分子之间昏遍存 在的一种相互件用的 力，又称分子间作用 tJ由已经=电序性很强 的原子形咸共价键的 氢原子与另一个分子 中电负性很强的原子 戈间的作申尢原了问通过共用屯了 对所形威的相互作用作用检子分子或腹稱启汽， 悴'"氢原子 M.氮.氧原 子另了-内、分子间原子特征无方向性、无饱和性育方向性、有诧和性有方向性、勺谊和性强度比较共价键氢庭A皑篦华力 随着分子榇.性和相 对分子廣量的暗大而 增大

18、 细辰和纯构相联的 物质*相对分子质量 越大，分子间作用力对干AFIB矗、B的电员，生越大， B凉子的半径越小，氛 键键能延大成縫原子半径越小. 键按越矩，髓能越大， 扶价键越稳走对输虞性质的影响 影响物质的熔碑 点、洎解度夺物理性 绢成和结构相似酌 糊质，随相对分子质 量的瑁六，韧爲的熔 褓点升高，如F2V 比VBA V CF4VCUHVCBT 斗分子i旬氢讎的存在*便 糊质的焙祿庶幵高，在 水中的裕解度曙大"如 熾弗点H2O>H2SHF>HC1p NH3>PH5 影咆分子的稳定注 共曲键腱能越人.分子總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

19、晶体比较la繃継鵰蛹麻洌殺能范也匪觴，对那也銅匙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根本单元。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，那么该粒子有方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二.四种晶体的比较属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立-冋为H牛冏羅脖携仃.-评子iMpia J进砸p 1慎1M T别聰f- 冋为言牛鬲1!腫笑打竝于-(.gj-lfi： L:-迟K 1：戎器Ifc总牛绘f谨晶1/n类型比较

20、分子晶体jfe-fHH 体荃厲晶体离子晶体为千闻眾分千 间作坪力结合 而瑋成的晶体原予之间以共 价谴结合而形 成的具有空间 网状结构的晶金鳥阳离予和 自由电子以金 属繼绪合而形 成的晶体阻离予和阴离千 通过离予谨结合 而形成的晶体结 构构威粒于原千金履阳离千、 自由电千阴、阳离子桩手间的相 互作用力分予间的作用 力共价键金属键离于瓏性 质密度较小较大有的很大.有的很小较大磧度较小很大育餉很大，有的很小较大烁沸点较低很咼有旳很島m启 的很低较高溶堺性相m相溶难潘于任何溶 剂难洛于常见落 剂丈多易溶于水等 根性涪剂导电、传热 性一般不导电，清于水后有的 导电一般不具有导 电性电利熱的良导 体晶俸不

21、导电，水落 液戟熔融态导电延嚴性壬艮好物质粪别及举例大爭裁非金厲 单质曲巧、C1：).宅态鑒1化 頼*醱滇口 HCL h:so4) 非金 属氧化牺如 迢、G5 SlO：大爭数有机卿盐竦外?一局部非金属 单质曲金阿石、 硅*晶体硼1, 一 部井非金属化 舍物如SiC.&iQ9金厲单质与台 金曲皿、Air Fe-,青蜩】金癒氧化物如 K-O. 20、强砌 伏口 KOH.卜絶大局部盐如N1C1)2晶体熔、沸点上下的比较方法1不同类型晶体的熔、沸点上下一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体金属晶体的熔、沸点差异很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、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，那么离子间的作用力就越强，相应 的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越咼。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、沸点越高 同分异