人教版化学选修3知识点总复习.docx

1、选修 3 物质结构与性质第一章 原子结构与性质一、原子结构1.能级与能层2.原子轨道电子规律3.基态与激发态原子能量稳定称为基态，当原子得失能量而诱发电子得失或跃迁时，称为激发态，一般多指离子4.原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基 态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级） ，叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入 4s 轨道，后进入 3d 轨道，这种现象叫能级交错。也可以记成：1223343、4545645（2）能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子

2、中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“”表示） ，这个原理称为泡利原理。（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。比如，p 3 的轨道式为 或 ，而不是 。洪特规则特例：当轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d 0、f 0、p 3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14 时，是较稳定状态。5. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s 22s22p63s23p64s1。

3、为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如 K：Ar4s 1。(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为注意：1、考试的时候看清楚是问排布式还是排布图2、看清问的是外层还是价层（主族元素价层是最外层，副族价层是 3d4s 层）3、看清问的是原子还是离子（离子得失电子顺序是由外向里，逐渐得失）二、原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除 He 为1s2 外，其

4、余为 ns2np6。He 核外只有 2 个电子，只有 1 个 s 轨道，还未出现 p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。2.元素周期表的分区分区（原子的价层落在哪里，就属于哪个区域）三、元素周期律1.电离能、电负性（1）电离能是指气态原子或离子失去 1 个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指失去第 1 个电子所需要的最低能量，第二电离能指失去第 2 个电子所需要的最低能量，依次类推。随着失去电子个数的增加，原子失电子能力减弱，电离能在增加，即第一电离能

5、O（2）元素的电负性用来描述不同原子电子吸引力的大小。以氟的电负性为 4.0，锂的电负性为 1.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在 1.8 左右。它们既有金属性，又有非金属性。（3）电负性的应用跟电离能相似，原子半径越小，对电子的吸引力就越大，电负性就越大，没有特殊情况判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等) 的电负性则在 1.

6、8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。2.原子结构与元素性质的递变规律原子、离子半径的判断：1、先看电子层数，电子层越多，半径越大；2、如果电子层相同，再看质子数，质子数越多，半径越小；3、如果电子层和质子数都相等，那就看电子数，电子数越多，半径越小。3.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如第二章 分子结构与性质一.共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性

7、。一般存在于非金属元素和非金属元素间，如 HO、HH，但也有特殊的，如 AlCl3 也是共价键。2.共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 （同种原子间形成的是非极性共价键，如 HH；不同原子间形成的是极性共价键，如 HO）按原子轨道的重叠方式分为 键和 键。 （单键都是 键，双键一个 键一个 键，三键一个 键两个 键，配位键也是 键）3.键参数键能：气态基态原子形成 1 mol 化学键释放的最低能量， 键能越大，化学键越稳定。键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。键角：在原子数超过 2 的分子中，两个

8、共价键之间的夹角，影响分子空间构型。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定4.等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。例如 O3、SO 2、ON 2互为等电子体二.分子的立体构型1分子构型与杂化轨道理论杂化方式 例如 原子数 分子构型CO2 SP 理想型 有孤电子（修正后）H2O SP3 三原子 直线型CO2V 型H2OCH4 SP3 四原子 平面三角形BCl3三角锥NH3与所求原子（中心原子）相连的原子个数加上所求原子的孤电子对数，等于杂化轨道数BCl3 SP2 五原子 正四面体CH4、SO 42不要求-2.配位化合物定义：金

9、属离子( 或原子)与某些分子或离子( 称为配体)以配位键结合形成的化合物。形成条件：一个原子提供空轨道，一个原子提供孤电子对组成：如 Ag(NH3)2OH，中心离子为 Ag，配体为 NH3，配位数为 2。注意：外界的离子可以参加反应，内界的不行三.分子的性质1.分子间作用力的比较分子间作用力有两种：一种称为分子间的作用力（专有名词）又称为范得华力，分子质量越大，范德华力越大，分子的沸点就越高另外一种叫做氢键（F、O、N 三种元素和 H 元素之间形成的作用力，一般存在分子间，也可以存在大分子内） ，氢键可以影响分子的溶解性和沸点。2分子的极性(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。(2)

10、非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。用途：相似相溶，极性分子易溶于极性分子，非极性分子易溶于非极性分子。3关于溶解性的比较1、先看有没有氢键：若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。2、再根据“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂此外“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小4无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素 R 相同，则 n 值越大，R 的正电性越高，使 ROH 中O 的电子向 R 偏移，在水分子的作用下越易电离出 H，酸性越强，如HClOHClO 2HCl

11、O 3 HClO4第三章 晶体结构与性质一.晶体常识1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径熔融态物质凝固。 气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华） 。 溶质从溶液中析出。3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。4.晶胞中微粒数的计算方法均摊法如某个粒子为 n 个晶胞所共有，则该粒子有 1/n 属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状，不同形状分的方法不同二.四种晶体的比较2晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶

12、体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。 （2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高如熔点：金刚石碳化硅硅 （3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。（4）分子晶体先看氢键，有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。组成和结构相似的分子晶体，再看相对分子质量越大，熔、沸点越高。组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近） ，分子的极性越大，其熔、沸点越高。同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。三.几种典型的晶体模型