高中化学选修知识点总结.docx

高中化学选修3知识点总结   二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分
    ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。     ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。     ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系
每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：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外电子的能级分布。 （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现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（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：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→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——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”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，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）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 、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，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”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=ns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Ⅷ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 按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个区，分别为s区、p区、d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 INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image005.gif" \* MERGEFORMATINET 
右） 同主族（上 INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image005.gif" \* MERGEFORMATINET 
下） 原子结构 核电荷数 逐渐增大 增大 能层（电子层）数 相同 增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大   元素性质 化合价 最高正价由+1 INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image005.gif" \* MERGEFORMATINET 
+7负价数=（8—族序数） 最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势（注意反常点：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族） 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 （2）微粒半径的比较方法 ①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。 ②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>Al>Si>P>S>Cl ③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。如：Li Na+>Mg2+>Al3+ （3）元素金属性强弱的判断方法   金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子，金属性越强。   判 断 依 据 1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强 2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子的先后） 4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 5. 若xn++y INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image005.gif" \* MERGEFORMATINET 
x+ym+ 则y比x金属性强 6. 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 （4）非金属性强弱的判断方法   非 金 属 性 比 较 本质 原子越易得电子，非金属性越强 判 断 方 法 1. 与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 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） 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 4. An-+B INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image005.gif" \* MERGEFORMATINET 
Bm-+A 则B比A非金属性强 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对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。 2、共价键类型： （1）σ键和π键   σ键 π键 成键方向 沿键轴方向“头碰头” 平行或“肩并肩” 电子云形状 轴对称 镜像对称 牢固程度 强度大，不易断裂 强度小，易断裂 成键判断规律 单键是σ键；双键有一个是σ键，另一个是π键；三键中一个是σ键，另两个为π键。 （2）极性键和非极性键   非 极 性 键 极 性 键 定义 由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移 由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 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一方 成键原子的电性判断依据 不显电性 显电性 举例 单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键 （3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成的共价键。 ①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。 ②配位化合物的组成：  INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image006.jpg" \* MERGEFORMATINET 
 3、共价键的三个键参数   概念 对分子的影响 键长 分子中两个成键原子核间距离（米） 键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定 键能 对于气态双原子分子AB，拆开1molA-B键所需的能量 键能越大，化学键越强，越牢固，形成的分子越稳定 键角 键与键之间的夹角 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）键能与反应热：反应热＝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 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，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。 （1）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，如CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N—= N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—） （2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，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：ABn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。  INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image007.jpg" \* MERGEFORMATINET 
 （2）ABn型分子价层电子对的计算方法：  INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image008.jpg" \* MERGEFORMATINET 
 ①对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，如：PCl5中 INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image009.gif" \* MERGEFORMATINET 
 ②O、S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； ③离子的价电子对数计算      如：NH4+： INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image010.gif" \* MERGEFORMATINET 
；SO42- ： INCLUDEPICTURE "http://360edu.com/tongbu/gaoer/6747/g2hxf746.files/image011.gif" \* MERGEFORMATINET 
 3、杂化轨道理论 （1）杂化轨道理论的基本要点： ①能量相近的原子轨道才能参与杂化。 ②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σ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。 ③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。 ④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。 （2）s、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系 杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp 3不等性杂化 轨道夹角 180 o 120 o 109o28′       中心原子位置 ⅡA，ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 中心原子孤对电子数 0 0 0 1 2 3 分子几何构型 直线形 平面三角形 正四面体形 三角锥形 V字形 直线形 实例 BeCl2、Hg Cl2 BF3 CH4、SiCl4 NH3、PH3 H2O、H2S HCl （3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成σ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叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π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1个π键，形成的是sp 2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp 3杂化。 4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系 分子（离子） 中心原子价电子对 杂化类型 VSEPR模型 分子空间构型 键角 分子的极性 CO2 2 sp 直线 直线形 180 o 非 SO2 3 sp 2 平面三角 V字形   极 H2O、OF2、 3 sp 3 平面三角 V字形 —— 极 HCN 2 sp 直线 直线形 180 o 极 NH3 4 sp 3 正四面体 三角锥形 107 o18′ 极 BF3、SO3 3 sp 2 平面三角 平面三角形 120 o 非 H3O+ 4 sp 3 正四面体 三角锥形 107 o18′ —— CH4、CCl4 4 sp 3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非 NH4+ 4 sp 3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非 HCHO、COCl2 3 sp 2 平面三角 平面三角形 —— 极   （五）分子的性质 1、分子间作用力（范德华力和氢键） （1）分子间作用力和化学键的比较   化学键 分子间作用力 概念 相邻原子间强烈的相互作用 分子间微弱的相互作用 范围 分子内或某些晶体内 分子间 能量 键能一般为120～800kJ·mol－1 约几到几十 kJ·mol－1 性质影响 主要影响物质的化学性质（稳定性） 主要影响物质的物理性质（熔沸点） （2）范德华力与氢键的比较   范德华力