化学选修三,人教版知识点总结.pdf

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1、-选修三知识点 第一章原子构造与性质 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。能级交织：由构造原理可知，电子先进入 4s 轨道，后进入 3d 轨道，这种现象叫能级交织。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构造理论证实，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 子的能量上下，而不局限于某个能级。3泡利不相

2、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洪特规那么：当电子排布在同一能级的不同轨道能量一样时，总是优先单独占据一 个轨道，而且自旋方向一样，这个规那么叫洪特Hund规那么 1-洪特规那么特例：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说明该能级上排布的电子数，这就是电子排 布式，例如 K：1s22s22p63s23p64s1。为了防止电子排布式书写过于繁琐，把内层电子到达稀有气体元素原子构造的局部以相 应

3、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局部原子实或主族元素、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.原子构造与元素周期表 2。但一个能级组不一 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 2n 定全部是能量一样的能级，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 假设元素序数 Z，找出与之相近

4、上一周期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，依照周期表的构造数出所在列对应的族序数。假设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。即最大能层为其 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)的最大能层为其周期 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

5、点 1-2p区ns2np1-6 S区ns 1-9ns1-2、ds区n-1d10ns1-2、d区n-1d 三.元素周期律 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，2-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)第一电离能最大，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能比第一电离能要大 2元素的电负性用来描述不同

6、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)的电负性那么在 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.原子构造与元素性质的递变规律 3.对角线规那么 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族

7、元素的有些性质是相似的，如 第二章分子构造与性质 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 3-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。键参数对分子性质的影响键长越

8、短，键能越大，分子越稳定 4.等电子原理：原子总数一样、价电子总数一样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 一样的杂化轨道。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。3.配位化合

9、物1配位键与极性键、非极性键的比拟：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。4-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响，外界电离后参加反响 三.分子的性质 1.分子间作用力的比拟 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 剂假设存在氢键，那么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构造的相

10、似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明 显减小 4手性 5-具有完全一样的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里 不能重叠的现象 5无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素 R 一样，那么 n 值越大，R 的正电性越高，使 R OH 中 O 的电子向 R 偏移，在水分子的作用下越易电离出 H，酸性越强，如 HClO HClO2HClO3HClO4 第三章晶体构造与性质 一.晶体常识 1.晶体与非晶体比拟 2.获得晶体的三条途径 熔融态物质凝固。气态物质冷却不经液态直接凝固凝华。溶质从溶液中析出。3.晶胞 晶胞是描述晶体构造的根本单元。

11、晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置。4.晶胞中微粒数的计算方法均摊法如某个粒子为 n 个晶胞所共有，那么该粒子有 1/n 属 于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方晶胞 6-(1/8)(1/4)(1/2)(1)注意：在使用“均摊法计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状 二.四种晶体的比拟 2晶体熔、沸点上下的比拟方法 1不同类型晶体的熔、沸点上下一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶 体的熔、沸点差异很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。2原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高如熔点：金刚石碳化硅硅 3离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子

12、半径越小，那么离子间的作用力就 越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。4分子晶体 分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。组成和构造相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。7-组成和构造不相似的物质相对分子质量接近，分子的极性越大，其熔、沸点越高。同分异构体，支链越多，熔、沸点越低 5金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高 三.几种典型的晶体模型.氯化钠晶体中阴、阳离子的配位数是 6，即每个 Na+紧邻 6 个 Cl-,这些 Cl-构成的几何 图形是正八面体；每个 Na+与 12 个 Na+等距离相邻。平均每个氯化钠晶胞含有(4)个 Na+和(4)个 Cl-。8