1、高中化学 选修 3 知识点总结 主要知识要点：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，还可以把它们分成能级 s、p、d、f，能量由低到高依次为 s、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、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n 2（n：能层的序数）。2、构造原理（1）构造原理是电子
2、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
3、过 18 个电子；倒数第三层不超过 32 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 的原子称为 基态原子 。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 。 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
4、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
5、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、d 0、f 0、 p3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14，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）（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
6、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
7、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 右） 同主族（上 下）核电荷数 逐渐增大 增大能层（电子层）数 相同 增多原子结构原子半径 逐渐减小 逐渐增大化合价 最高正价由+1 +7 负价数 =（8族序数） 最高正价和负价数均相同
8、，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：A族和A 族、A 族和A 族） 逐渐减小元素性质电负性 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：NaMgAlSiPSCl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本质 原子越易失
9、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 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，先反应的金属性强判断依据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本质 原子越易得电子，非金属性越强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
10、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 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判断方法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） 键和 键 键 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 键；双键有一个是 键，另一个是 键；三键中一个是
11、 键，另两个为 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、Cl 2）和某些化合物（如 Na2O2、H 2O2）气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根等（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。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(H 2O)4SO4、Cu (
12、NH3)4(OH)2、Ag (NH3)2OH 、Fe(SCN) 3 等。配位化合物的组成：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
13、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：AB n 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
14、B n 型分子价层电子对的计算方法：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：PCl 5 中O、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；离子的价电子对数计算如：NH 4+： ；SO 42- ：3、杂化轨道理论（1）杂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 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 sp3 杂化轨道占有 1 个 s 轨道、3 个 p 轨道。杂化轨
15、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 A，B A A A A A中心原子孤对电子数 0 0 0 1 2 3分子几何构型 直线形 三角形 正四面体 三角锥形 V 字形 直线形实例 BeCl2、HgCl2BF3 CH4、SiCl 4 NH3、PH 3 H2O、H 2S HCl（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叁键，如果有1 个叁键
16、，则其中有 2 个 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 键，形成的是 sp2 杂化；如果全部是单键，则形成的是 sp3 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 分子极性CO2 2 sp 直线 直线形 180 o 非SO2 3 sp2 平面三角 V 字形 极H2O、OF 2 3 sp3 平面三角 V 字形 极HCN 2 sp 直线 直线形 180 o 极NH3 4 sp3 正四面体 三角锥形 107 o18 极BF3、SO 3 3 sp2 平面三角 平面三角形
17、 120 o 非H3O+ 4 sp3 正四面体 三角锥形 107 o18 CH4、CCl 4 4 sp3 正四面体 正四面体形 109o28 非NH4+ 4 sp3 正四面体 正四面体形 109o28 非HCHO、COCl2 3 sp2 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 120800kJmol 1 约几到几十 kJmol1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）
18、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通过 H原子而形成的静电作用存在范围 分子间 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、O、N 原子强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多，比范德华力稍强影响因素 随分子极性和相对分子质量的增大而增大 性质影响随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增大分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小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
19、同种元素的双原子分子：H 2、Cl 2、N 2 等；只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO 2、CS 2、 BF3、CH 4、CCl 4 等；极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CHCH、 。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：HCl，HF 等。 折线型分子，如 H2O、H 2S 等。三角锥形分子如 NH3 等。（2）共价键的极性和分子极性的关系：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
20、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，非金属单质F2、N 2、P 4、S 8 等只含有非极性键，C 2H6、C 2H4、C 2H2 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、H 2S、H 2 2 等。（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He、Ne 等。双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如 HCl、HBr 等；若含非极性键，就是非极性分子，如 O2、I 2 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
21、称，则为非极性分子，如 BF3、CH 4 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、SO 2 等。根据 ABn 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）手性分子手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子
22、，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=酸中羟基上的氢原子数，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） mROn,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数 n 有关，n 越大，酸性越强。n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2 强酸 n=3 超强酸（六）晶体的结构和性质
