高中化学选修三终极

高中化学选修三终极整理

第一部分原子结构

原子结构常见模型:实心球模型、卢瑟福模型、道尔顿模型、电子云模型

原子基本结构:原子核（中子、质子）核外电子

原子轨道（描述核外电子运动状态）：

主量子数（能层，即电子层，用n表示，各个电子层用字母表示为K、L、M、N、。、P、Q,

思考为什么不存在R电子层？）。

角量子数（能级，即电子亚层，用I表示，l<n；有s、p、d、f四个能级）；

磁量子数（用m表示,|m|WD；

自旋量子数（用mz表示，mz=O,±]/2）

能级交错现象:E（n-1）s<End[n=4>5]

E（n-2）f<E（n-1）d<Ens[n=6>7]

轨道形状:s轨道球形p轨道:哑铃形d轨道:花瓣形

电子排布式（表达核外电子排布情况的式子）：

普通表示法:is22s22P6……（所有电子排布情况全部表示出来）

如MgIs22s22P63s2[适用于短周期元素]

简单表示法:[稀有气体]最外层电子

如Na:[Ar]3sl[适用于长周期元素]

电子排布遵循的几个原则：

能量最低原则（能量最低结构越稳定）

泡利不相容原理（每个轨道只能容纳一对自旋相反的电子）

洪特规则（电子填充时优先填充一个自旋方向一致的电子在每个轨道上）

轨道稳定的情况:全满、全空、半满

每个轨道所能容纳的最大电子数：

s轨道:2p轨道:6d轨道:10f轨道:14

元素周期表分类排布:按元素分类（金属区、非金属区）按族分类（主族、副族）按周期分

类（短周期、长周期）按最外层轨道分类（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。正一价阳离子继续失去一

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:对于周期元素而言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:原子得到一个电子变成负一价阴离子所放出的能量，得到第二个电子变成

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:对于VI族和VIIA族而言第二周期元素〈第三周期元素

第二部分化学键与分子结构

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）

1、离子键与共价键判断的一般规则:元素电负性之差是否小于等于1.7,小于等于则为离子

键，大于则为共价键。特例:NaH（离子化合物，电负性之差为1.9）

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:。键与n键；

。键:原子之间沿键轴方向头碰头重叠，。键一般在s轨道与px轨道上成键

n键:原子之间沿垂直于键轴方向肩并肩重叠，31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，这样成键化学键稳定。

一般而言:化学键的稳定性。键＞n键（特例N2）

配位键:一个原子提供空轨道另一个原子提供孤对电子形成的化学键。配位键是一种特殊的

共价键（。键）

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

定分子稳定性］一般规律:键长越短化学键越稳定；键能越高化学键越稳定。

2、杂化轨道理论:中心原子电子激发到高能态后，剩余能量相近的空轨道线性组合变成相等

数目能量完全相同新的轨道。

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彼此之间的相互排斥力，

当彼此之间受力平衡时，分子到达稳定结构。

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X配位原子数）/2［若为离子

则还应减去（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；4sp3四面体型；5sp3d三角双锥；6sp3d2八面体；7sp3d3

五角双锥

3、现代价键理论

在价成电子对互斥理论基础上去掉孤对电子即可

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定:价成电子对数目等于配位原子数目，空间结构完全对称的分

子为非极性分子；反之则为极性分子。

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为氮氧氟)，氢键的强

度数目在一定程度上影响物质的溶沸点、溶解度高低，一般而言氢键强度较强和数目较多的

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

如[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C

A[C(B)m]命名为:mB合C酸A

配合物分为内界和外界两部分:内界即中括号里的部分，包括中心原子(C)与配位原子(B),

以。键形式成键同时配体对配位原子形成反馈“键。外界(A)则为阴阳离子，内外界以离子

键形式成键。

第三部分晶体计算

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则的几何图形，这样的结构称

之为晶体。如果是不规则的几何图形称之为非晶体，介于二者之间即成为准晶体。区别三者

可以使用X射线衍射法。

点阵:这是说明晶体有关周期性的概念，空间里的可以找一个己知点作为原点，在这个空间

里存在一系列的点与已知点所处环境相同，这一系列点便可在空间平移重复，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:晶体转变为气态原子，或者气态原子结合变成晶体所需的能量。它决定了晶体溶沸

点高低、化学性质的稳定性。一般来说晶格能越高晶体越稳定。

晶体分类:按照化学键类型分为原子晶体、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、高中化学常见的晶体类型

1、立方最密堆积(一般为长方体或正方体)

分为面心立方（NaCI型）配位数:12空间利用率:74%

常见金属:Cu、Al、Ag、Au、Ni等

体心立方（CsCI型）配位数为8空间利用率:68%

常见金属:碱金属、Fe、Cr等

各点对于晶体贡献值，顶点:抽棱心:皿面心：V2体心:1

2、六方最密堆积（一般为直正六棱柱）

配位数:12空间利用率:74%

常见金属:Ca、Mg、Zn等

各点对于晶胞贡献值:顶点:优棱心3面心:四

体心:1

三、晶胞密度、原子半径、晶胞原子坐标的有关计算

晶胞密度：

P=NXm/V［N为晶胞中的原（分）子数，m为原（分）子的质量m=M/NA,M