2025年高中化学选修三知识点总结.doc

【知识點】高中化學选修三知识點總結
第一章 原子构造与性质
1、電子雲：用小黑點的疏密来描述電子在原子核外空间出現的机會大小所得的图形叫電子雲图。离核越近，電子出現的机會大，電子雲密度越大；离核越遠，電子出現的机會小，電子雲密度越小。
2、電子层（能层）：根据電子的能量差异和重要运動区域的不一样，核外電子分别处在不一样的電子层.原子由裏向外對应的電子层符号分别為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子轨道（能级即亚层）：处在同一電子层的原子核外電子，也可以在不一样类型的原子轨道上运動，分别用s、p、d、f表达不一样形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向個数依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的运動特性可以用電子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来進行描述.在具有多种核外電子的原子中，不存在运動状态完全相似的两個電子。
5、原子核外電子排布原理：
（1）能量最低原理：電子先占据能量低的轨道，再依次進入能量高的轨道；
（2）泡利不相容原理：每個轨道最多容纳两個自旋状态不一样的電子；
（3）洪特规则：在能量相似的轨道上排布時，電子尽量分占不一样的轨道，且自旋状态相似。
洪特规则的特例:在等价轨道的全充斥（p6、d10、f14）、半充斥（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根据构造原理，基态原子核外電子的排布遵照图⑴箭頭所示的次序。
根据构造原理，可以将各能级按能量的差异提成能级组如图⑵所示，由下而上表达七個能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，從左到右能量依次升高。基态原子核外電子的排布按能量由低到高的次序依次排布。
7、第一電离能：气态電中性基态原子失去1個電子，转化為气态基态正离子所需要的能量叫做第一電离能。常用符号I1表达，單位為kJ/mol。 
(1)原子核外電子排布的周期性
伴随原子序数的增長,元素原子的外围電子排布展現周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围電子排布反复出現從ns1到ns2np6的周期性变化.
(2)元素第一電离能的周期性变化
伴随原子序数的递增，元素的第一電离能呈周期性变化:
★同周期從左到右，第一電离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一電离能最大，碱金属的第一電离能最小；
★同主族從上到下，第一電离能有逐渐減小的趋势。
阐明：
①同周期元素，從左往右第一電离能呈增大趋势。電子亚层构造為全满、半满時较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電离能分别不小于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

②元素第一電离能的运用：
a.電离能是原子核外電子分层排布的试验验证
b.用来比较元素的金属性的强弱。I1越小，金属性越强，表征原子失電子能力强弱。
(3)元素電负性的周期性变化
元素的電负性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做该元素的電负性。
伴随原子序数的递增，元素的電负性呈周期性变化：同周期從左到右，主族元素電负性逐渐增大；同一主族從上到下，元素電负性展現減小的趋势。
電负性的运用：
a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素)。
b.确定化學键类型(两元素電负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键)。
c.判断元素价态正负（電负性大的為负价，小的為正价）。
d.電负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得電子能力强弱）。
8、化學键：相邻原子之间强烈的互相作用。化學键包括离子键、共价键和金属键。
9、离子键：阴、阳离子通過静電作用形成的化學键
离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带電荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸點越高。
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆開1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸取的能量。晶格能越大，离子晶体的熔點越高、硬度越大。
离子晶体：通過离子键作用形成的晶体。
經典的离子晶体构造：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每個钠离子周围有6個氯离子，每個氯离子周围有6個钠离子，每個氯化钠晶胞中具有4個钠离子和4個氯离子；氯化铯晶体中，每個铯离子周围有8個氯离子，每個氯离子周围有8個铯离子，每個氯化铯晶胞中具有1個铯离子和1個氯离子.
NaCl型晶体
CsCl型晶体
每個Na+离子周围被6個C1—离子所包围，同样每個C1—也被6個Na+所包围。
每個正离子被8個负离子包围著，同步每個负离子也被8個正离子所包围。

10、晶胞中粒子数的计算措施——均摊法
位置
顶點
棱边
面心
体心
奉献
1/8
1/4
1/2
1

11、共价键的分类和判断：σ键（“頭碰頭”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，尚有一类特殊的共价键-配位键。
共价键三参数：

概念
對分子的影响
键能
拆開1mol共价键所吸取的能量（單位：kJ/mol）
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键長
成键的两個原子核间的平均距离（單位：10-10米）
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定
键角
分子中相邻键之间的夹角(單位：度）
键角决定了分子的空间构型

共价键的键能与化學反应热的关系:反应热=所有反应物键能總和－所有生成物键能總和
12、共价键:原子间通過共用電子對形成的化學键

13、键的极性：
极性键：不一样种原子之间形成的共价键，成键原子吸引電子的能力不一样，共用電子對发生偏移
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引電子的能力相似，共用電子對不发生偏移
14、分子的极性：
（1）极性分子：正電荷中心和负電荷中心不相重叠的分子
（2）非极性分子：正電荷中心和负電荷中心相重叠的分子
分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两個方面共同决定
非极性分子和极性分子的比较：

非极性分子
极性分子
形成原因
整個分子的電荷分布均匀，對称
整個分子的電荷分布不均匀、不對称
存在的共价键
非极性键或极性键
极性键
分子内原子排列
對称
不對称
15、分子的空间立体构造

常見分子的类型与形状比较：
分子类型
分子形状
键角
键的极性
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

16、原子晶体：所有原子间通過共价键結合成的晶体或相邻原子间以共价键相結合而形成空间立体网状构造的晶体
17、經典的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）
金刚石是正四面体的空间网状构造，最小的碳环中有6個碳原子，每個碳原子与周围四個碳原子形成四個共价键；晶体硅的构造与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状构造，最小的环中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子与4個氧原子成键，每個氧原子与2個硅原子成键。
18、共价键强弱和原子晶体熔沸點大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键長越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸點越高。如熔點：金刚石>碳化硅>晶体硅。
19、金属键：金属离子和自由電子之间强烈的互相作用

运用自由電子理论解释金属晶体的导電性、导热性和延展性：
晶体中的微粒
导電性
导热性
延展性
金属离子和自由電子
自由電子在外加電場的作用下发生定向移動
自由電子与金属离子碰撞传递热量
晶体中各原子层相對滑動仍保持互相作用

20、金属晶体：通過金属键作用形成的晶体。
21、金属键的强弱和金属晶体熔沸點的变化规律:阳离子所带電荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸點越高，如熔點：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子
22、简朴配合物的成键状况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作规定）
概念
表达
条件
共用電子對由一种原子單方向提供应另一原子共用所形成的共价键。
A：電子對予以体 
B：電子對接受体
其中一种原子必须提供孤對電子，另一原子必须能接受孤對電子的轨道。

(1)配位键：一种原子提供一對電子与另一种接受電子的原子形成的共价键，即成键的两個原子一方提供孤對電子，一方提供空轨道而形成的共价键。
（2）①配合物：由提供孤電子對的配位体与接受孤電子對的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物
②形成条件：
a.中心原子(或离子)必须存在空轨道 
b.配位体具有提供孤電子對的原子
③配合物的构成
④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。配合物中配位键越强，配合物越稳定。當作為中心原子的金属离子相似時，配合物的稳定性与配体的性质有关。
23、分子间作用力：把分子汇集在一起的作用力。分子间作用力是一种静電作用，比化學键弱得多，包括范德华力和氢键。
范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
24、分子晶体：分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相結合的晶体.經典的有冰、干冰。
25、分子间作用力强弱和分子晶体熔沸點大小的判断：构成和构造相似的物质，相對分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸點越高，但存在氢键時分子晶体的熔沸點往往反常地高。
26、NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它們的沸點比同族其他元素氢化物的沸點反常地高。
影响物质的性质方面：增大溶沸點，增大溶解性
表达措施：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在。
27、几种比较：
（1）离子键、共价键和金属键的比较
化學键类型
离子键
共价键
金属键
概念
阴、阳离子间通過静電作用所形成的化學键
原子间通過共用電子對所形成的化學键
金属阳离子与自由電子通過互相作用而形成的化學键
成键微粒
阴阳离子
原子
金属阳离子和自由電子
成键性质
静電作用
共用電子對
電性作用
形成条件
活泼金属与活泼的非金属元素
非金属与非金属元素
金属内部
实例
NaCl、MgO
HCl、H2SO4
Fe、Mg

（2）非极性键和极性键的比较

非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键
不一样种元素原子形成的共价键，共用電子對发生偏移
原子吸引電子能力
相似
不一样
共用電子對
不偏向任何一方
偏向吸引電子能力强的原子
成键原子電性
電中性
显電性
形成条件
由同种非金属元素构成
由不一样种非金属元素构成

（3）物质溶沸點的比较
①不一样类晶体：一般状况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
②同种类型晶体：构成晶体质點间的作用大，则熔沸點高，反之则小。
a.离子晶体：离子所带的電荷数越高，离子半径越小，则其熔沸點就越高。
b.分子晶体：對于同类分子晶体，式量越大，则熔沸點越高。
c.原子晶体：键長越小、键能越大，则熔沸點越高。
③常温常压下状态
a.熔點：固态物质>液态物质
b.沸點：液态物质>气态物质