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136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、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、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、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 Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1、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。根据构造原理，基态原子核外电子得排布遵循图箭头所示得顺序。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：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 A 族、第 A 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。、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、7，离子键；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)金属晶体:通过金属键作用形成得晶体、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：NaMgNaKRbCs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)、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。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、配合物得组成、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：XHY(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、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、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。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。分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。（3）常温常压下状态熔点：固态物质液态物质沸点：液态物质气态物质