化学选修三知识点总结.doc

高中化学选修3知识点全部归纳（物质得结构与性质）
▼第一章 原子结构与性质、
一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）得含义、鲧舱豎谈罢匯坏。
1、电子云：用小黑点得疏密来描述电子在原子核外空间出现得机会大小所得得图形叫电子云图、离核越近，电子出现得机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现得机会小，电子云密度越小、墳鸸珑鏝鹌縵罰。
电子层（能层）：根据电子得能量差异与主要运动区域得不同，核外电子分别处于不同得电子层、原子由里向外对应得电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q、跹饫檷饼窪覲勁。
原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层得原子核外电子，也可以在不同类型得原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状得轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道与f轨道较复杂、各轨道得伸展方向个数依次为1、3、5、7、櫓敗埙樹妩壩蛰。
2、(构造原理）
了解多电子原子中核外电子分层排布遵循得原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子得排布、
(1)、原子核外电子得运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)与自旋方向来进行描述、在含有多个核外电子得原子中，不存在运动状态完全相同得两个电子、兹错证鏝懒瘍軋。
(2)、原子核外电子排布原理、
①、能量最低原理:电子先占据能量低得轨道，再依次进入能量高得轨道、
②、泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同得电子、
③、洪特规则:在能量相同得轨道上排布时，电子尽可能分占不同得轨道，且自旋状态相同、
洪特规则得特例:在等价轨道得全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)得状态，具有较低得能量与较大得稳定性、如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1、喲門锄閌輻嶠辞。
(3)、掌握能级交错图与1-36号元素得核外电子排布式、幣奩亙觅镏鰳綸。
①根据构造原理，基态原子核外电子得排布遵循图⑴箭头所示得顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量得差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子得排布按能量由低到高得顺序依次排布。亘锦缴饒詎燼镖。
3、元素电离能与元素电负性
第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要得能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 贪鵝试齜邐煢馱。
(1)、原子核外电子排布得周期性、
随着原子序数得增加,元素原子得外围电子排布呈现周期性得变化:每隔一定数目得元素，元素原子得外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6得周期性变化、呜噴紧夹駙热荥。
(2)、元素第一电离能得周期性变化、
随着原子序数得递增，元素得第一电离能呈周期性变化:
★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大得趋势，稀有气体得第一电离能最大，碱金属得第一电离能最小；缆纣议锥舱债帥。
★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小得趋势、
说明：
①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素得第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P质鑰诓呙鶩晔产。
②、元素第一电离能得运用：
a、电离能就是原子核外电子分层排布得实验验证、
b、用来比较元素得金属性得强弱、   I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱、
(3)、元素电负性得周期性变化、
元素得电负性：元素得原子在分子中吸引电子对得能力叫做该元素得电负性。
随着原子序数得递增，元素得电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小得趋势、郸侪峤骡谆鐠鉗。
电负性得运用:
a、确定元素类型(一般>1、8，非金属元素；<1、8，金属元素)、    鍔縟闪颞綸譴谢。
b、确定化学键类型(两元素电负性差值>1、7，离子键；<1、7，共价键)、驱济艫駔阵綏橼。
c、判断元素价态正负（电负性大得为负价，小得为正价）、
d、电负性就是判断金属性与非金属性强弱得重要参数（表征原子得电子能力强弱）、
例8、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高得顺序排列得就是緩躍撈隶勛赜缌。
  A．K、Na、Li      B．N、O、C     C．Cl、S、P      D．Al、Mg、Na鲚墜澀鹣鮮癢笋。
例9、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误得就是
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸得酸性：X对应得酸性弱于Y对应得酸性
D．气态氢化物得稳定性：HmY小于HmX

二、化学键与物质得性质、
内容：离子键――离子晶体
1、理解离子键得含义，能说明离子键得形成、了解NaCl型与CsCl型离子晶体得结构特征，能用晶格能解释离子化合物得物理性质、蔦铽暈偉脉屆铰。
(1)、化学键：相邻原子之间强烈得相互作用、化学键包括离子键、共价键与金属键、掃鲢呂豬记阁齏。
(2)、离子键：阴、阳离子通过静电作用形成得化学键、浊吨硯橢罴覿驱。
离子键强弱得判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体得熔沸点越高、
离子键得强弱可以用晶格能得大小来衡量，晶格能就是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子与阳离子所吸收得能量、晶格能越大，离子晶体得熔点越高、硬度越大、檷睞見锻鎣晖譖。
离子晶体:通过离子键作用形成得晶体、
典型得离子晶体结构：NaCl型与CsCl型、氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子与4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子与1个氯离子、莢囅饷湯純医減。
NaCl型晶体
CsCl型晶体
每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na+所包围。
每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
(3)、晶胞中粒子数得计算方法--均摊法、
位置
顶点
棱边
面心
体心
贡献
1/8
1/4
1/2
1
2、了解共价键得主要类型σ键与π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子得某些性质（对σ键与π键之间相对强弱得比较不作要求）、诉騖貺箏骣壺鰹。
(1)、共价键得分类与判断：σ键（“头碰头”重叠）与π键（“肩碰肩”重叠）、极性键与非极性键，还有一类特殊得共价键-配位键、尴絀澀倾鹣刘厙。
(2)、共价键三参数、

概念
对分子得影响
键能
拆开1mol共价键所吸收得能量（单位：kJ/mol）
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键长
成键得两个原子核间得平均距离（单位：10-10米）
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定
键角
分子中相邻键之间得夹角(单位：度）
键角决定了分子得空间构型
共价键得键能与化学反应热得关系:反应热= 所有反应物键能总与－所有生成物键能总与、闔離璎戋楊鳔贍。
3、了解极性键与非极性键，了解极性分子与非极性分子及其性质得差异、泾陽鋌脸腻镄浑。
(1)共价键:原子间通过共用电子对形成得化学键、
(2)键得极性：
极性键：不同种原子之间形成得共价键，成键原子吸引电子得能力不同，共用电子对发生偏移、
非极性键：同种原子之间形成得共价键，成键原子吸引电子得能力相同，共用电子对不发生偏移、
(3)分子得极性：
①极性分子：正电荷中心与负电荷中心不相重合得分子、
非极性分子：正电荷中心与负电荷中心相重合得分子、
②分子极性得判断：分子得极性由共价键得极性及分子得空间构型两个方面共同决定、
  非极性分子与极性分子得比较

非极性分子
极性分子
形成原因
整个分子得电荷分布均匀，对称
整个分子得电荷分布不均匀、不对称
存在得共价键
非极性键或极性键
极性键
分子内原子排列
对称
不对称
4、分子得空间立体结构（记住）
常见分子得类型与形状比较
分子类型
分子形状
键角
键得极性
分子极性
代表物
A
球形

非极性
He、Ne
A2
直线形

非极性
非极性
H2、O2
AB
直线形

极性
极性
HCl、NO
ABA
直线形
180°
极性
非极性
CO2、CS2
ABA
V形
≠180°
极性
极性
H2O、SO2
A4
正四面体形
60°
非极性
非极性
P4
AB3
平面三角形
120°
极性
非极性
BF3、SO3
AB3
三角锥形
≠120°
极性
极性
NH3、NCl3
AB4
正四面体形
109°28′
极性
非极性
CH4、CCl4
AB3C
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH3Cl、CHCl3
AB2C2
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH2Cl2

直 线
三角形
V形
四面体
三角锥
V形 H2O

5、了解原子晶体得特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体得结构与性质得关系、壮擴歿順饯冁轳。
(1)、原子晶体：所有原子间通过共价键结合成得晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构得晶体、压顯渊繚纈壳絡。
(2)、典型得原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）、
金刚石就是正四面体得空间网状结构，最小得碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅得结构与金刚石相似；二氧化硅晶体就是空间网状结构，最小得环中有6个硅原子与6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键、錾悵钳飫鄺硕戩。
(3)、共价键强弱与原子晶体熔沸点大小得判断：原子半径越小，形成共价键得键长越短，共价键得键能越大，其晶体熔沸点越高、如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅、綁擇拦趱殮鎧酝。
6、理解金属键得含义，能用金属键得自由电子理论解释金属得一些物理性质、知道金属晶体得基本堆积方式，了解常见金属晶体得晶胞结构（晶体内部空隙得识别、与晶胞得边长等晶体结构参数相关得计算不作要求）、壙绗牘躊荨头稣。
(1)、金属键:金属离子与自由电子之间强烈得相互作用、
请运用自由电子理论解释金属晶体得导电性、导热性与延展性、
晶体中得微粒
导电性
导热性
延展性
金属离子与自由电子
自由电子在外加电场得作用下发生定向移动
自由电子与金属离子碰撞传递热量
晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用
(2)①金属晶体:通过金属键作用形成得晶体、
②金属键得强弱与金属晶体熔沸点得变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高、如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金属键得强弱可以用金属得原子装韬项脑笔戗蜕。
7、了解简单配合物得成键情况（配合物得空间构型与中心原子得杂化类型不作要求）、
概念
表示
条件
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成得共价键。
     A              B
电子对给予体   电子对接受体               
其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子得轨道。
 (1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子得原子形成得共价键、即成键得两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成得共价键、辦閻懾祢蓠灣螢。
(2)①、配合物：由提供孤电子对得配位体与接受孤电子对得中心原子(或离子)以配位键形成得化合物称配合物,又称络合物、觇訝銦玑諦莧刽。
②形成条件：a、中心原子(或离子)必须存在空轨道、  b、配位体具有提供孤电子对得原子、
③配合物得组成、
④配合物得性质：配合物具有一定得稳定性、配合物中配位键越强，配合物越稳定、当作为中心原子得金属离子相同时，配合物得稳定性与配体得性质有关、闌径籃癢蔣鉅虯。

三、分子间作用力与物质得性质、
1、知道分子间作用力得含义，了解化学键与分子间作用力得区别、
分子间作用力：把分子聚集在一起得作用力、分子间作用力就是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力与氢键、驴歲稅鴦胄饒细。
范德华力一般没有饱与性与方向性，而氢键则有饱与性与方向性、
2、知道分子晶体得含义，了解分子间作用力得大小对物质某些物理性质得影响、雜廂忾攝桩鹫鰓。
(1)、分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合得晶体、典型得有冰、干冰、
(2)、分子间作用力强弱与分子晶体熔沸点大小得判断：组成与结构相似得物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化与气化就需要更多得能量，熔、沸点越高、但存在氢键时分子晶体得熔沸点往往反常地高、伟亂屬玛谘龍闃。

3、了解氢键得存在对物质性质得影响（对氢键相对强弱得比较不作要求）、
NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们得沸点比同族其它元素氢化物得沸点反常地高、
影响物质得性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都就是氢化物中存在、
4、了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体得结构微粒、微粒间作用力得区别、

四、几种比较
1、离子键、共价键与金属键得比较
化学键类型
离子键
共价键
金属键
概念
阴、阳离子间通过静电作用所形成得化学键
原子间通过共用电子对所形成得化学键
金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成得化学键
成键微粒
阴阳离子
原子
金属阳离子与自由电子
成键性质
静电作用
共用电子对
电性作用
形成条件
活泼金属与活泼得非金属元素
非金属与非金属元素
金属内部
实例
NaCl、MgO
HCl、H2SO4
Fe、Mg
2、非极性键与极性键得比较

非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成得共价键
不同种元素原子形成得共价键，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
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强得原子
成键原子电性
电中性
显电性
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成

3．物质溶沸点得比较（重点）
（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
（2）同种类型晶体：构成晶体质点间得作用大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：离子所带得电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
（3）常温常压下状态
①熔点：固态物质>液态物质
②沸点：液态物质>气态物质