高中化学选修三终极

高中化学选修三终极高中化学选修三终极/高中化学选修三终极高中化学修三极整理第一局部原子构原子构常模型:心球模型、瑟福模型、道模型、子云模型原子根本构:原子核〔中子、子〕核外子原子道〔描述核外子运状〕:主量子数〔能，即子，用n表示，各个子用字母表示K、L、M、N、O、P、Q，思虑什么不存在R子？〕。角量子数〔能，即子，用l表示，l＜n；有s、p、d、f四个能〕；磁量子数〔用m表示,|m|≤l〕；自旋量子数〔用mz表示，mz=0，±1/2〕能交象:E〔n-1〕s＜End[n=4、5]E〔n-2〕f＜E〔n-1〕d＜Ens[n=6、7]道形状:s道球形p道:形d道:花瓣形子排布式〔表达核外子排布情况的式子〕:一般表示法:1s22s22p6⋯⋯〔全部子排布情况全部表示出来〕Mg1s22s22p63s2[适用于短周期元素]表示法:[稀有气体]最外子Na:[Ar]3s1[适用于周期元素]子排布依照的几个原:能量最低原〔能量最低构越定〕泡利不相容原理〔每个道只能容一自旋相反的子〕洪特〔子填充先填充一个自旋方向一致的子在每个道上〕道定的情况:全、全空、半每个道所能容的最大子数:s道:2p道:6d道:10f道:14每个子所能容最大子数:2n2元素周期表分排布:按元素分〔金属区、非金属区〕按族分〔主族、副族〕按周期分〔短周期、周期〕按最外道分〔s区、p区、d区、f区〕元素周期律:同周期元素从左至右元素非金属性增强，同主族元素从上至下元素金属性增强。电负性:原子对共用电子对的吸引能力一般而言，用鲍林电负性数值去表示，元素非金属性越强电负性越强。第一电离能:原子失去一个电子变成正一价阳离子所需能量称之为第一电离能。正一价阳离子连续失去一个电子变成正二价阳离子所需能量称之为第二电离能，以此类推，一般而言元素的金属性越强，其第一电离能越低，特例:关于周期元素而言IIA族＞IIIA族；V族＞VIA族用途:〔1〕判断元素金属性强弱〔2〕判断元素化合价大小第一电子亲和能:原子获取一个电子变成负一价阴离子所放出的能量，获取第二个电子变成负二价离子所需能量〕称之为第二电子亲和能，以此类推，一般来说，非金属性越强，第一电子亲和能越强。例外:关于VI族和VIIA族而言第二周期元素＜第三周期元素第二局部

化学键与分子结构一、化学键〔化合物分子内部各原子之间的作用力〕分类:离子键〔阴阳离子静电引力〕共价键〔共用电子对〕金属键〔金属离子与核外电子〕范德华力〔分子间作用力〕，范德华力不属于化学键注意:破坏范德华力只能发生物理变化；破坏化学键那么会发生化学变化1、离子键与共价键判断的一般规那么:元素电负性之差可否小于等于，小于等于那么为离子键，大于那么为共价键。特例

:NaH〔离子化合物，电负性之差为

〕2、共价键

:〔1〕饱和性

:原子轨道所能容纳的最大共用电子对的数目。一般与其最外层电子数相等〔2〕共价键分类:σ键与π键；σ键:原子之间沿键轴方向头碰头重叠，σ键一般在s轨道与px轨道上成键π键:原子之间沿垂直于键轴方向肩并肩重叠，π键一般在py与pz轨道上成键最大重叠原理:共价键成键满足轨道重叠程度最大，这样成键化学键牢固。一般而言:化学键的牢固性σ键＞π键〔特例N2〕配位键:一个原子供应空轨道另一个原子供应孤对电子形成的化学键。配位键是一种特其他共价键〔σ键〕关于:σ键和π键的判断，一般而言，一个单键含有一个σ键，一个双键含有一个π键，一个三键含有一个σ键两个π键。

σ键一个二、分子结构1、决定分子结构的三要素:键长、键角、键能[键长键角决定分子空间构型；键长和键能决定分子牢固性]一般规律:键长越短化学键越牢固；键能越高化学键越牢固。2、杂化轨道理论:中心原子电子激发到高能态后，节余能量周边的空轨道线性组合变成相等数目能量完好相同新的轨道。3、价成电子对互斥理论〔VSEPR〕:分子内部各个共用电子对会收到相互之间的相互排斥力，当相互之间受力平衡时，分子到达牢固结构。一般判断步骤:①、计算价电子对数目，价电子对数目=〔中心原子最外层电子数+配位原子的价电子数×配位原子数〕/2[假设为离子那么还应减去(阳离子)或加上(阴离子)对应的电荷数]②、判断价电子对数目以及中心原子杂化方式③、得出空间构型一般规律:价电子数目杂化方式空间构型2sp直线型；3sp2平面三角形；4sp3周围体型；5sp3d三角双锥；6sp3d2八面体；7sp3d3五角双锥注意:判断分子结构时必然要去掉孤对电子。3、现代价键理论利用薛定谔方程的近似解描述各个电子运动状态，这种方法也叫电子配对。4、等电子体:原子数目相同、价电子数目也相同的一类粒子，等电子体之间空间构型相同5、极性分子与非极性分子判断:价成电子对数目等于配位原子数目，空间结构完好对称的分子为非极性分子；反之那么为极性分子。6、相似相溶原理:极性分子易溶于由极性分子之间组成的溶剂；非极性分子易溶于非极性分子之间组成的溶剂。三、氢键:电负性较强的原子对氢原子的吸引力。形如:H—X···H〔X为氮氧氟〕，氢键的强度数目在必然程度上影响物质的溶沸点、溶解度上下，一般而言氢键强度较强和数目很多的分子，其溶沸点更高。四、配合物以配位键形成的化合物称之为配位化合物[C〔B〕m]A或A[C〔B〕m]两种命名方法:[A〔B〕m]C命名为:A化mB合CA[C〔B〕m]命名为:mB合C酸A配合物分为内界和外界两局部:内界即中括号里的局部，包括中心原子〔C〕与配位原子(B)，以σ键形式成键同时配体对配位原子形成反应π键。外界(A)那么为阴阳离子，内外界以离子键形式成键〔外界阳离子为氢离子时以共价键形式成键〕。特别提示:能形成配位化合物的离子之间不能够共存，如Al3+与F-；Fe3+与SCN-第三局部晶体计算一、晶体的有关概晶体:大量物质分〔原子〕子在空间有序排列组合成一个有规那么的几何图形，这样的结构称之为晶体。若是是不规那么的几何图形称之为非晶体，介于二者之间即成为准晶体。差异三者能够使用X射线衍射法。点阵:这是说明晶体有关周期性的看法，空间里的能够找一个点作为原点，在这个空间里存在一系列的点与点所处环境相同，这一系列点即可在空间平移重复，这一系列环境相同的点组成一个最简单的结构单元即晶胞。晶格能:晶体转变成气态原子，也许气态原子结合变成晶体所需的能量。它决定了晶体溶沸点上下、化学性质的牢固性。一般来说晶格能越高晶体越牢固。晶体分类:依照化学键种类分为原子晶体、离子晶体、金属晶体、分子晶体晶体溶沸点大小规律:原子晶体＞离子晶体或金属晶体＞分子晶体二、高中化学常有的晶体种类1、立方最密积聚〔一般为长方体或正方体〕分为面心立方配位数:12空间利用率:74%常有金属:Cu、Al、Ag、Au、Ni等体心立方〔CsCl型〕配位数为8空间利用率:68%常有金属:碱金属、Fe、Cr等简单立方积聚配位数为6空间利用率为52％各点关于晶体奉献值，极点:1/8棱心:1/4面心:1/2体心:12、六方最密积聚〔一般为直正六棱柱〕配位数:12空间利用率:74%常有金属:Mg、Zn、Ti等各点关于晶胞奉献值:极点:1/6棱心1/3面心:1/2体心:1三、空间利用率、晶胞密度、原子半径、晶胞原子坐标的有关计算空间利用率=晶胞内所含原子〔均摊后均为该晶胞所占有上〕的整体积/晶胞所占体积晶胞密度:ρ=N×m/V[N