高中化学选修3知识点总结

1、高中化学选像口识籍、原子结构1冃匕层和冃匕级(1) 能层和能级的划 在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它匍能级S、P、d、f,能量由低到高依次詢P、d、f。 任一能层，能级数等于能层序数。 s、P、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍。 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。(2)能层、能级、原子轨道之的矢系1234I XJCAKLMNSP1Pd1Pdr11313S13S722626102610M2818322rP每能层所容纳的最多电子数是：勿25 :能层的序数)。2构造原理(1) 构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核

2、外电子的能级茹。(2) 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主 要依据之一。(3) 不同能层的能级有交错歸(3d) >E (4s)、E (4d) >E (5s)、E(5d)> E (6s)、E (6Cl) > E ( 7s)、E (4f) > E (5p)、E (4f) > E (6s)等。原子轨道白勺育E量尖系是：s < ( n-2) f <(n-1 ) d < np(4) 能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各

3、能层最多容纳的电子数為 2 ;最外层不超过卜电子；次外层不超过个电子；倒数第三层不超过个电子。(5)基态和激发态基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称塞态原子。 激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸駆量后电子较高能级时的状态。处于激发态的原子称激发态原子 原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态一激发态）和放出（激发态一较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱一一原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。3、 电子云与原子轨道（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”

4、模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述。（2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。S电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；P电子的原子轨道呈纺锤形，能级各有3个原 子轨道，相互垂直（用LlI、P八表示）；闵能级各有5个原子轨道；Of能级各有7个原子轨道。4、核外电子排布规律（D 能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能 级里。（2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子， 且自旋方向相反。（3）洪特规则：电子排布在同一能级

5、的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。（4）洪特规则的特例:电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全 空、半充满或全充00035761014满时，即P、d、f、p、d、f ' p ' d ' f ,整个原子的能量最低,最稳定。能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利 原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。（5）（皆）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数 齐能级电子数二、元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电

6、子总数决定元素所在的族。（1）原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。（2 ）原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第VDl族除外）。共有十八个列，十六个族。同主 族周期元素从上到 下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。（3）原子的电子构型和元素的分区按电了排布可把周期表里的兀素划分成5个区,分

7、别为S区、P区、Cl区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。2'元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元素 性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。（1）同周期、同主族元素性质的递变规律同周期（左T右）同主族（上一下）原核电荷数逐渐增大增大子台E层（由辛层）数相同结原子半径逐渐减小J逐渐增大化合价最高正价由+1+7负最高正价和负价数均相同，元素价数二（8族序数）最高正价数二族序数元素的金属性和金属性逐渐减

8、弱，非金金属性逐渐增强，非金属性逐渐性质非金属性属性逐渐增强减弱第一电离能呈增大趋势（注意反常逐渐减小点：UA族和皿A族、VA族和VlA族）电负性逐渐增大逐渐减小（2）微粒半径的比较方法 同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。 同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如:Na>Mg>AI>Si>P>S>CI 同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。女：Li<Na<K<Rb<Cs, F<Br<

9、;l<ci*<ci同电子层结构 邙日离子的电子层结构与上一周期O族元素原子具有相同的电子层结随核电荷数增大，微粒半空依构，阴离子韦同周O族兀素原子具有相同的电子层结构）3+>A 次减小V,> Na+>Mg> Na+>Mg（3）元素金属性强弱的判断方法本质原子越易失电子，金属性越强。1在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强属判2单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强性断I比依较据3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极士得电子的先后）日'人 /=彳,4jJ dl/14Ju, Tr÷ H 4上 口入丄丄 士r ：!

10、Q事殴咼开匕物町丿业爪戌物的啾TT腔理；玉丿禺T王也，虫'l,yj”'则”y 比, 金属性强5若X厂原电池反应中负极的金属性强7 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强8.失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强仆）阳金属性强弱的判断方法非金属性比原子越易得电子，非金属性越强：1. 与H化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越強2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后 ）T3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强TaL+A贝IJ Bt匕A非金属性强%_ 万5.与同种还原剂反应，先反应的非金属性强6 得到相同数目的电子，放出 能量多的非金

11、属性强三、共价键1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成两原子核间电于云密度增加，体系能量降低。对电子形成共用电子对,032、孑前T键类型F O键和71成键电子云形状牢固栈按沿键轴方向快碰尖平行或肩并肩“轴对称镜像对称G虫度大，不易断袈強度小，易断裂成键判断规单键是O键；双键有一个是7键，另一个是刃?键；三键中一定义曲侨潮ffl備移Illll:2)极性键和非极性(J键，另两个为九键。非极性键发生偏移原子吸引电子能力相同不同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子方成键原子的电性不显电性显电性判断依据举例单质分子（如H、ci2）和气态氢化物,非金

12、属氧化物、某些化合物（如NaZQ、酸根和氢氧根中都含有极性HQ）中含有非极性键 键（3）配位键：一类特殊的共价键，一个瞬鹿腔轲鳏H对毎諒提供一对电子所配位体形成的共价键。配位化合物:中允、原子2Ag (NH3) 20H、Fe (SCN) 3 等。右界外界配位数CU (HO) 4S04s配位化合物的组成:概念分了中两f成键原了核间距离咪）对丁气态双原了分了AB,拆幵对分子的影响键怏越短，化学键越强，形成的分子越稳定键能越大，化学键越强，越牢固，键角键与键之间的夹角形成的分子越稳定键角决定分子空间构型（1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的极性。（2）键能与反应

13、热：反应热二生成物键能总和反应物键能总和四、分子的空间构型1等电子原理许多性质是相似的，此原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征， 原理称为等电子原理。（D等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。（等电子的推断常用转换法，女口CO2=CO÷O=N2÷O=叫8 N+N二汕 或 SO2=O÷O2=O3=N +O2= NO2（2）等电子原理的应用：禾IJ用n234iaob三介审HJBIWK* ic»h:M1f JT等电子体的性质相似，空间构型

14、相 同，可运用 来预测分子空间的构型和性质。2.价电子互斥理论：（1）价电子互斥理论的基本要点：阳型分子（离子）中中心原子A周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数（n）,价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。（2）A&型分子价层电子对的计算方法：中心原子1的价电子数+配位原子E提供的价电子数XH 对于主族元素，中心原子价电子数二最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算,如：PCl 冲5 + 1x5 rn =二 52 QS作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6；离子的价电子对数计算如：NFL :5+ 1x4-1S04n =二 4C? 23、杂化轨道理论（D杂

15、化轨道理论的基本要点：能量相近的原子轨道才能参与杂化。杂化后的轨道一头大， 一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方 向重叠，形成O键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。 杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个SP，杂化轨道占有4个S轨道、3个P轨道。（八力I 1 *41少木卄：百木 I I 倍II I 4 口I233SPSPSP不等性杂彳/轨道夹角180 o120。0928 杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。A中心原子位置n A3 UBDAVA A中心原子孤对电子O0123数分子几何构型直线形平面三角正四面三角锥V字形直线形体形形形

16、实例BeCI2s Hg BFCH4'NH3SPH3 HO、HClCl 2SiCI 4HS（3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成。键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。（4）中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或巻键，如果有巻键，则其中有2个兀键，用去了 2个P轨道，形成的是SP杂化；如果有1个双键则其中有4个兀键，形成的是 SP彳杂化；如果全部是单键，则形成的是SP,杂化。（1分子间作用力和化学键的比较4、分子空间木分子（离目生、屮心丿 乐”中心原子杂化类型< / I 亠 I ZlU4JA ¥ N I J izxixtlj 人/RVSEPR模型分子

17、空间构键角分子的极子）价电子对型性C022SP直线直线形180 oS0232SP平面三角V字形极HQ 0F2、3SP3平面三角V字形极HCN2SP直线直线形0180极NH343SP正四面体三角锥形107。18“极BF3、SO33SP4面三角耳面三角形120非+4SP3正四面体三角锥形107HOo18CM、CCh4SP3正四面体正四面体形109o28,非o28,非+4SP 3正四面体正四面体形109o28,非NFLCHO 、 COCE3SP平面一角形平面二角用、分子的性质1、分子间作用力（范德华力和氢键）化学键分子间作用力分子间微弱的相互作用分子间概念相邻原子间强烈的相互作用范围分子内或某些晶体

18、内HCIJ HFv2极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：不同元素的双原子分子如：等。折线型分子，如也、HS等。三角锥形分子如NH,等。性质影响主要影响物质的化学性质（稳定主要影响物质的物理性质（熔沸性）点）（2）范德华力与氢键的比较范德华力氢键概念物质分子间存在的微弱相互作用分子间（内）电负性较大的成键原子存在范围分子间通过H原子而形成的冃爭电作用 分子中含有与H原子相结合的原子半 径小、电负性大、有孤对电子的F、QN原子弓虽度比较影响因素比化宁键羽侍多随分子极性和相对分子质比化宁键羽侍多,比范德华力梢强性质影响量的增大血增大随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增分子间氢键使物质熔沸点

19、升高硬度增 大、水中溶解度增大；分子内氢键使2、极性分子和非极性分子（1）极性分子和非极性分子非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：也Ch、M等；只由极性键构成,子：CO2、CS2、BFS、CM、CCb等；极性键非极性键都有的：（2）共价键的极性和分子极性的尖系:两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两者研究的方向不同，键的极性 研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中,可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，

20、非金属单质F2、N、R、4等只含有非极性键，QHSGH、等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、HS 'hc）2 等。嵌、Ne（3）分子极性的判断方法 单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如等。 双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCnH引等；若含非极性键，就是非极性分子，如Q、12等。 以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3xCM等。若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、S02

21、等。 根据A匕的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。（或A是否达最高价）（4）相似相溶原理 相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。 如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性（1）手T生分子 手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。含有手 性异构体的分子叫做手

22、性分子。 手性分子的判断方法：判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必须是饱和碳原子， 饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。（2）无机含氧酸分子的酸性 酸的元数二酸中轻基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原 子不是连在氧原子上） 含氧酸可表示为：（Ho）只0“,酸的强度与酸中的非轻基氧原子数n有尖，n越大，酸性越强。n=弱酸六、晶体的结构和性疔日中强酸冲2强酸冲3超强酸类型比较离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体构成晶体微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子形成晶体作用力离子键

23、共价键范德华力微粒间的静电作用熔沸点较咼很咼低有咼、有低硬度硬而脆大小有咼、有低物导电性不良（熔融或水溶液中导电）绝缘、半导体不良良导体理待如叶性延展性不良不良不良良质溶解性易溶于极性溶不溶于任极性分子易溶一般不溶于溶剂，钠剂,难溶于有机何溶剂于极性溶剂；非尊口溶剂极性分子易溶与水、醇类、酸类反于非极性溶剂应中典型实例NaOH、NaCl金刚石叫干冰、硫钠、铝、铁4、四大晶体的比较2、典型晶体的结构特征（1）NaCl+周围吸引着6个C,这些C构成的几何图形是正属于离子晶体。晶胞中每个Na 八面体，每个CI周围吸引着6个Na+, Na÷、Cl个数比为1 :1,每个Na+与12个Na.等距

24、离+禾口 4 个 Cl -0 相邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na（2）CSCl属于离子晶体。晶胞中每个Cl （或CSJ周围与之最接近且距离相等的CS÷ （或Cl）+ （或CI）在空间构成的几何构型为立方体，在每个Cs+周围距离相等共有8个，这几个CS+共有6个，这几个CS 在空间构成的几何构型为正八面体，一个氯化链晶胞含有且最近的CS+和4个Clo1个CS（3）金刚石（空间网状结构）属于原子晶体。晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键，成为正四面体结构，C原子与碳碳键个数比为1 : Z最小环由6个C原子组成，每个C原子被伐个最小环所共用；每个最小环含有化个C原子。（4） SiO2属于原子晶体。晶体中每个Si原子周围吸引着4个0原子，每个0原子周围吸引着2个Si原子，Si、0原子个数比为1：2,Si原子与Si 0键个数比为1:4,0原子与Si _0键个数比为1