化學選修三知識點總結(jié)

化學選修三知識點總結(jié)

第一章原子結(jié)構與性質(zhì).

一、認識原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小.電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7.2.(構造原理）

了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.

(1).原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.(2).原子核外電子排布原理.①.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.③.洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1.(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.①根據(jù)構造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。②根據(jù)構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高�；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。3.元素電離能和元素電負性

第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。(1).原子核外電子排布的周期性.

隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.(2).元素第一電離能的周期性變化.

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最�。弧锿�主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.

b.用來比較元素的金屬性的強弱.I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.(3).元素電負性的周期性變化.

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢.電負性的運用:

a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；1.7，離子鍵；鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.(2).共價鍵三參數(shù).鍵能鍵長概念對分子的影響拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定kJ/mol）成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定10-10米）鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）鍵角決定了分子的空間構型共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱=所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異.(1)共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.(2)鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移.

(3)分子的極性：①極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.②分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定.非極性分子和極性分子的比較形成原因存在的共價鍵分子內(nèi)原子排列分子類型分子形狀AA2ABABAABAA4AB3AB3AB4AB3CAB2C2直線

3

非極性分子非極性鍵或極性鍵對稱鍵角鍵的極性分子極性180°≠180°60°≠120°≠109°28′≠109°28′非極性極性極性極性非極性極性極性極性極性極性非極性非極性極性非極性極性非極性非極性極性非極性極性極性極性鍵不對稱代表物He、NeH2、O2HCl、NOCO2、CS2H2O、SO2P4BF3、SO3NH3、NCl3CH4、CCl4CH3Cl、CHCl3CH2Cl2極性分子整個分子的電荷分布均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱4.分子的空間立體結(jié)構（記�。┏Ｒ姺肿拥念愋团c形狀比較球形直線形直線形直線形V形正四面體形三角錐形平面三角形120°正四面體形109°28′四面體形四面體形三角形V形四面體三角錐V形H2O5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構與性質(zhì)的關系.

(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構的晶體.

(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.

金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結(jié)構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì).知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構（晶體內(nèi)部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結(jié)構參數(shù)相關的計算不作要求）.

(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用.

請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性.

晶體中的微粒導電性導熱性延展性金屬離子和自由電子自由電子在外加電場的作自由電子與金屬離子晶體中各原子層相對滑用下發(fā)生定向移動碰撞傳遞熱量動仍保持相互作用(2)①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.

②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高.如熔點：NaK>Rb>Cs．金屬鍵的強弱可以用金屬的原子7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求）.概念表示條件共用電子對由一個原子單方向AB其中一個原子必須提供孤對電提供給另一原子共用所形成的電子對給予體電子對接受體子，另一原子必須能接受孤對電共價鍵。子的軌道。(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.(2)①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物.②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道.b.配位體具有提供孤電子對的原子.③配合物的組成.④配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關.三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).

1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區(qū)別.

分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.

范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.

(1).分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰.(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結(jié)構相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高.

3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.

NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點，增大溶解性

表示方法：XH……Y(NOF)一般都是氫化物中存在.

4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構微粒、微粒間作用力的區(qū)別.四、幾種比較

1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵陰、陽離子間通原子間通過共用電子對所形金屬陽離子與自由電子通過相互作用而概念過靜電作用所成的化學鍵形成的化學鍵形成的化學鍵成鍵微粒成鍵性質(zhì)陰陽離子靜電作用原子共用電子對非金屬與非金屬元素HCl、H2SO4非極性鍵同種元素原子形成的共價鍵相同不偏向任何一方電中性由同種非金屬元素組成金屬陽離子和自由電子電性作用金屬內(nèi)部Fe、Mg極性鍵不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移不同偏向吸引電子能力強的原子顯電性由不同種非金屬元素組成活潑金屬與活形成條件潑的非金屬元素實例NaCl、MgO概念原子吸引電子能力共用電子對成鍵原子電性形成條件2、非極性鍵和極性鍵的比較

3．物質(zhì)溶沸點的比較（重點）

（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

（2）同種類型晶體：構成晶體質(zhì)點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。②分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。（3）常溫常壓下狀態(tài)①熔點：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)②沸點：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)

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第一章原子結(jié)構與性質(zhì)

一.原子結(jié)構

1.能級與能層

2.原子軌道

3.原子核外電子排布規(guī)律

⑴構造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構造原理。

能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。

說明：構造原理并不是說4s能級比3d能級能量低（實際上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。

（2）能量最低原理

現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。

構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。

（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。

（4）洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為↑

↑↑

或

↓↓↓

，而↑↓↑

。

洪特規(guī)則特例：當p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。

前36號元素中，全空狀態(tài)的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充滿狀態(tài)的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。

4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式

①用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

(2)電子排布圖(軌道表示式)

每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為

二.原子結(jié)構與元素周期表1.原子的電子構型與周期的關系

(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。

(2)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

2.元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布

①分區(qū)

②各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點

③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。

三.元素周期律1.電離能、電負性

（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

（2）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

（3）電負性的應用

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱

②金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。2.原子結(jié)構與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

3.對角線規(guī)則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如

第二章分子結(jié)構與性質(zhì)

課標要求

1.了解共價鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)

2.了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3），能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或離子的空間結(jié)構。3.了解簡單配合物的成鍵情況。4.了解化學鍵合分子間作用力的區(qū)別。

5.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。要點精講一.共價鍵

1.共價鍵的本質(zhì)及特征

共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。2.共價鍵的類型

①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。

③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。3.鍵參數(shù)

①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．

4.等電子原理[來源:學 科 網(wǎng)]

原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。二.分子的立體構型

1．分子構型與雜化軌道理論雜化軌道的要點

當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。

2分子構型與價層電子對互斥模型

價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤對電子。

(1)當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致；(2)當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。

3.配位化合物

（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較

（2）配位化合物

①定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。②組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1.分子間作用力的比較2．分子的極性

(1)極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。(2)非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。3．溶解性

(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，

極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑．若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。(2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減�。�4．手性

具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。5．無機含氧酸分子的酸性

無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4

第三章晶體結(jié)構與性質(zhì)

一.晶體常識1.晶體與非晶體比較

2.獲得晶體的三條途徑

①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）。③溶質(zhì)從溶液中析出。3.晶胞

晶胞是描述晶體結(jié)構的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。4.晶胞中微粒數(shù)的計算方法均攤法

如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個晶胞。中學中常見的晶胞為立方晶胞

立方晶胞中微粒數(shù)的計算方法如下：

注意：在使用“均攤法”計算晶胞中粒子個數(shù)時要注意晶胞的形狀

二.四種晶體的比較

2．晶體熔、沸點高低的比較方法

（1）不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。

金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低。（2）原子晶體

由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高．如熔點：金剛石＞碳化硅＞硅

（3）離子晶體

一般地說，陰陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，相應的晶格能大，其晶體的熔、沸點就越高。

（4）分子晶體

①分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常的高。②組成和結(jié)構相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高。

③組成和結(jié)構不相似的物質(zhì)（相對分子質(zhì)量接近），分子的極性越大，其熔、沸點越高。④同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低。（5）金屬晶體

金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高。三.幾種典型的晶體模型

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