2022年高一化学必修三知识点归纳 .pdf

《2022年高一化学必修三知识点归纳 .pdf》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2022年高一化学必修三知识点归纳 .pdf（3页珍藏版）》请在淘文阁 - 分享文档赚钱的网站上搜索。

1、高一化学必修三知识点归纳【原子结构与性质】1 能级与能层构造原理：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。说明：构造原理并不是说4s 能级比 3d 能级能量低(实际上 4s 能级比 3d 能级能量高)，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。(2)能量最低原理现代物质结构理论证实，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。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。(3)泡利

2、(不相容)原理：基态多电子原子中，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(Pauli)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(Hund)规则洪特规则特例：当p、d、f 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。4.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：1s22s22p63s23p64s1。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

3、相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：Ar4s1。外围电子排布式(价电子排布式)(2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分(原子实)或主族元素、0 族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。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二.原子结构与元素周期表1.一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2n2。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(1)根据核外电子排布确定元素在周期表中位置的方法?若已知元素序数Z，找出与之相近上一周期

4、的惰性气体的原子序数R，先确定其周期数。再根究 ZR 的值，确定元素所在的列，依照周期表的结构数出所在列对应的族序数。若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p 区，为第四周期 A族元素。即能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第族)的能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。(2)主族元素价电子数=族序数，副族元素IIIB-VIII 族价电子数=族序数 IB，IIB 价电子的最外层数=族序数(3)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点S区 ns1-2p 区

5、 ns2np1-6、d 区(n-1)d1-9ns1-2、ds 区(n-1)d10ns1-2 三.元素周期律名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 1 页，共 3 页 -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的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1 个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第 A 族)第一电离能最小，稀有气体(或 0 族)第一电离能，同周期，从左到右总体呈现增大趋势。(Be，N,P,Mg 除外)同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离

6、能比第一电离能要大(2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。(3)电负性的应用 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1.8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。(4)电离能的应用 根据电离能数据确定元素核外电子的排布如：确定元素在化合物中的化合价 判断元素金属性强弱2.原子结构与元素性质的递变规律3.对角线规则在元素

7、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。【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。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。按原子轨道的重叠方式分为键和 键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。3.键参数 键能：气态基态原子形成1mol 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，两个共价键之间的夹角。键参数对分子性质

8、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具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。常见的等电子体：CO和 N2 二.分子的立体构型1.分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同2 分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致;(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。名师资料总结-

9、精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 2 页，共 3 页 -3.配位化合物(1)配位键与极性键、非极性键的比较：都属共价键(2)配位化合物 定义：金属离子(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。电离方程式：Zn(NH3)4SO4=Zn(NH3)42+SO42-配合物内界稳定不电离参加化学反应，外界电离后参加反应三.分子的性质1.分子间作用力的比较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)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。3.溶解性(1)“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.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)“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.名师资料总结-精品资料欢迎下载-名师精心整理-第 3 页，共 3 页 -