（高中精品资料）高中化学选修3知识点总结.pdf

1、高高中中化化学学选选修修 33知知识识点点总总结结 二、复习要点 1 、原子结构 2 、元素周期表和元素周期律 3 、共价键 4 、分子的空间构型 5 、分子的性质 6 、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1 、能层和能级 （1 ）能层和能级的划分 在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级 s 、p 、d 、f ，能量由低 到高依次为 s 、p 、d 、f 。 任一能层，能级数等于能层序数。 s 、p 、d 、f 可容纳的电子数依次是 1 、3 、5 、7 的两倍。 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2 ）能层、能级、原子轨道之

2、间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2 n 2 （n ：能层的序数）。 2 、构造原理 （1 ）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 （2 ）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主 要依据之一。 （3 ）不同能层的能级有交错现象，如E（3 d ）E（4 s ）、E（4 d ）E（5 s ）、E（5 d ） E（6 s ）、E（6 d ）E（7 s ）、E（4 f ）E（5 p ）、E（4 f ）E（6 s ）等。原子轨道的 能量关系是：n s （n - 2 ）f （n - 1 ）dn p （4 ）能级组序数对应着元素周期表的周期

3、序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应 着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为 2n 2；最外层 不超过 8个电子；次外层不超过 1 8个电子；倒数第三层不超过 3 2个电子。 （5 ）基态和激发态 基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至 较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态激发态）和放出（激发态 较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱原子光谱（吸收光 谱和

4、发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3 、电子云与原子轨道 （1 ）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云” 模型来描述核外电子的运动。 “电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核 外电子运动状态的形象化描述。 （2 ）原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为 9 0 % 的电子云空间轮廓图 称为原 子轨道。s 电子的原子轨道呈 球形对称，n s能级各有 1个原子轨道；p电子的原子轨道呈 纺锤形，np能级各有 3个原子轨道，相互垂直（用 px、py、pz表示）；nd能级各有 5个原 子轨道；nf 能级各有 7个原子轨道。

5、 4 、核外电子排布规律 （1 ）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在 能量逐渐升高的能级里。 （2 ）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳 2个电子，且自旋方向相反。 （3 ）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方 向相同。 （4 ）洪特规则的特例：电子排布在 p 、d 、f 等能级时，当其处于全空 、半充满或全充 满时，即 p 0 、d 0 、f 0 、p 3 、d 5 、f 7 、p 6 、d 1 0 、f 1 4 ，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最

6、低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5 ）（n- 1 ）d能级上电子数等于 1 0时，副族元素的族序数=ns 能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1 、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定： 原子核外的能层数决定元素所在的周期， 原子 的价电子总数决定元素所在的族。 （1 ）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层 （电子层） 相同， 按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。 即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀 有气体外），元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。 （2

7、）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列 元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第族除外）。共有十八个列，十六个族。同主 族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3 ）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个区，分别为 s 区、p区、d区、f 区和 d s 区，除 d s 区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2 、元素周期律 元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变， 叫做元素周期律。 元素周期律主要 体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金

8、属性、第一电离能、电负性等 的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。 （1 ）同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期（左右）同主族（上下） 原 子 结 构 核电荷数逐渐增大增大 能层（电子层）数相同增多 原子半径逐渐减小逐渐增大 元 素 性 质 化合价最高正价由+ 1+ 7负价 数= （8 族序数） 最高正价和负价数均相同， 最高 正价数= 族序数 元素的金属性和非 金属性 金属性逐渐减弱， 非金属性 逐渐增强 金属性逐渐增强， 非金属性逐渐 减弱 第一电离能呈增大趋势（注意反常点： A族和A族、A族和 A族） 逐渐减小 电负性逐渐增大逐渐减小 （2 ）微粒半径的比较方

9、法 同一元素： 一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径， 阳离子的离 子半径小于相应原子的原子半径。 同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。 如：N a Mg A l S i P S C l 同主族元素 （比较原子和离子半径） ： 随原子序数的增大， 原子的原子半径依次增大。 如：L i N a K R b C s ，F - C l - B r - N a + Mg 2 + A l 3 + （3 ）元素金属性强弱的判断方法 金 属 性 比 较 本质原子越易失电子，金属性越强。 判 断 依 据 1 . 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强 2 .

10、 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 3 . 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得 电子的先后） 4 . 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 5 . 若 x n + + yx + y m+ 则 y 比 x 金属性强 6 . 原电池反应中负极的金属性强 7 . 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强 8 . 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强 （4 ）非金属性强弱的判断方法 非 本质原子越易得电子，非金属性越强 判1 . 与 H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 金 属 性 比 较 断 方 法 2 . 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性

11、越强（电解中在阳极 上得电子的先后） 3 . 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 4 . A n - + BB m- + A则 B比 A非金属性强 5 . 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强 6 . 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强 （三）共价键 1 、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成 对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。 2 、共价键类型： （1 ）键和键 键键键键 成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩” 电子云形状轴对称镜像对称 牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂 成键判断规律单键是键；双键有

12、一个是键，另一个是键；三键中一个是键， 另两个为键。 （2 ）极性键和非极性键 非 极 性 键极 性 键 定义由同种元素的原子形成的共 价键， 共用电子对不发生偏移 由不同种元素的原子形成的共价 键，共用电子对发生偏移 原子吸引电子能力相同不同 共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方 成键原子的电性判 断依据 不显电性显电性 举例单质分子（如 H2、C l2）和某 些化合物（如 N a2O2、H2O2） 中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、酸根 和氢氧根中都含有极性键 （3 ）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所 形成的共价键。 配位化

13、合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：C u （H2O ）4S O4、 C u （N H3）4（O H ）2、A g （N H3）2O H 、F e （S C N ）3等。 配位化合物的组成： 3 、共价键的三个键参数 概概念念对对分分子子的的影影响响 键长分子中两个成键原子核间距离（米）键长越短，化学键越强，形成的分子越稳 定 键能对于气态双原子分子 A B ，拆开 1 mo l A - B键所需的能量 键能越大，化学键越强，越牢固，形成的 分子越稳定 键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型 （1 ）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的 极

14、性。 （2 ）键能与反应热：反应热生成物键能总和反应物键能总和 （四）分子的空间构型 1 、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，许多性质是相似的，此 原理称为等电子原理。 （1 ）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成 上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。（等 电子的推断常用转换法，如 C O2= C O + O = N2+ O =N2O =N2+N =N 3 或 S O 2= O + O2= O3= N + O 2=N O2 ） （2 ）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同

15、，可运用来预测分 子空间的构型和性质。 2 、价电子互斥理论： （1 ）价电子互斥理论的基本要点：AA Bn型分子（离子）中中心原子 A周围的价电子对 的几何构型，主要取决于价电子对数（n ），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。 （2 ）A Bn型分子价层电子对的计算方法： 对于主族元素， 中心原子价电子数= 最外层电子数， 配位原子按提供的价电子数计算， 如：P C l5中 O 、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为 6 ； 离子的价电子对数计算 如：N H4 + ：；S O4 2 -： 3 、杂化轨道理论 （1 ）杂化轨道理论的基本要点： 能量相近的原子轨道才能参

16、与杂化。 杂化后的轨道一头大， 一头小， 电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方 向重叠，形成键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共 价键稳定。 杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个 s p 3杂化轨道占有 1个 s 轨道、3个 p轨道。 杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。 （2 ）s 、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系 杂化类型s ps p 2 s p 3 s p 3不等性杂化 轨道夹角1 8 0 o 1 2 0 o 1 0 9 o 2 8 中心原子位置A ，BAAAAA 中心原子孤对电子数000123 分子几何构型直线形平面三角形正 四 面

17、体形 三角锥形V字形直线形 实例B e C l2、 H gC l2 B F3C H4、S i C l4N H3、P H3H2O 、 H2SH C l （3 ）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成键或者用来容纳未参加成键的孤 对电子。 （4 ）中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有 1个 叁键，则其中有 2个键，用去了 2个 p轨道，形成的是s p杂化；如果有 1个双键则其中 有 1个键，形成的是s p 2杂化；如果全部是单键，则形成的是 s p 3杂化。 4 、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系 分子（离子）中心原子价 电子对 杂化类型V S E P

18、 R模型分子空间构型键角分子的极性 C O22s p直线直线形1 8 0 o 非 S O23s p 2 平面三角V字形 极 H2O 、O F2、3s p 3 平面三角V字形极 H C N2s p直线直线形1 8 0 o 极 N H34s p 3 正四面体三角锥形1 0 7 o 1 8 极 B F3、S O33s p 2 平面三角平面三角形1 2 0 o 非 H3O + 4s p 3 正四面体三角锥形1 0 7 o 1 8 C H4、C C l44s p 3 正四面体正四面体形1 0 9 o 2 8 非 N H4 + 4s p 3 正四面体正四面体形1 0 9 o 2 8 非 H C H O 、

19、C O C l23s p 2 平面三角平面三角形极 （五）分子的性质 1 、分子间作用力（范德华力和氢键） （1 ）分子间作用力和化学键的比较 化化学学键键分分子子间间作作用用力力 概念相邻原子间强烈的相互作用分子间微弱的相互作用 范围分子内或某些晶体内分子间 能量键能一般为 1 2 0 8 0 0 k J mo l 1 约几到几十 k J mo l 1 性质影响主要影响物质的化学性质（稳定性）主要影响物质的物理性质（熔沸点） （2 ）范德华力与氢键的比较 范范德德华华力力氢氢键键 概念物质分子间存在的微弱相互 作用 分子间（内）电负性较大的成键原子通过 H 原子而形成的静电作用 存在范围分子

20、间分子中含有与 H原子相结合的原子半径小、 电负性大、有孤对电子的 F 、O 、N原子 强度比较比化学键弱得多比化学键弱得多，比范德华力稍强 影响因素随分子极性和相对分子质量 的增大而增大 性质影响随范德华力的增大，物质的熔 沸点升高、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水 中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降 低、硬度减小 2 、极性分子和非极性分子 （1 ）极性分子和非极性分子 非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：只由非极性键构 成的同种元素的双原子分子：H2、C l2、N2等；只由极性键构成，空间构型对称的多原子 分子： C O2、 C S2、 B F3

21、、 C H4、 C C l4等； 极性键非极性键都有的： C H2= C H2、 C H C H 、。 极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：不同元素的双原子分子如：H C l ，H F 等。折线型分子，如 H2O 、H2S等。三角锥形分子如 N H3等。 （2 ）共价键的极性和分子极性的关系： 两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两者研究的 方向不同， 键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向， 而分子的极性研究的是分子中电荷 分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、 四氯化碳、 三氟化硼等只含有极性键， 非金属单质

22、F2、 N2、 P4、 S8等只含有非极性键， C2H6、 C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，一定含有极性键，可能含有非 极性键，如 H C l 、H2S 、H22等。 （3 ）分子极性的判断方法 单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如 H e 、N e 等。 双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如 H C l 、H B r 等；若含非极性键，就是非 极性分子，如 O2、I2等。 以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。 若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如 B F3、C H4等。若

23、分子中 的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如 N H3、S O2等。 根据 A Bn的中心原子 A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。（或 A 是否达最高价） （4 ）相似相溶原理 相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。 如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相 互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。 3 、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性 （1 ）手性分子 手性分子： 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子， 如同左手与右手一样

24、互为镜 像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。含有手 性异构体的分子叫做手性分子。 手性分子的判断方法： 判断一种有机物是否具有手性异构体， 可以看其含有的碳原子 是否连有四个不同的原子或原子团， 符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。 手性碳原子必 须是饱和碳原子，饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。 （2 ）无机含氧酸分子的酸性 酸的元数= 酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原 子不是连在氧原子上） 含氧酸可表示为：（H O ）mR On, 酸的强度与酸中的非羟基氧原子数 n 有关，n越大， 酸性越强。 n = 0弱酸 n

25、= 1中强酸 n = 2强酸 n = 3超强酸 （六）晶体的结构和性质 类型 1 、四大晶体的比较 2 、典型晶体的结构特征 （1 ）N a C l 属于离子晶体。晶胞中每个 N a + 周围吸引着 6个 C l ，这些 C l构成的几何图形是正八面 体，每个 C l 周围吸引着 6个 N a+ ，N a + 、C l 个数比为 1 ：1 ，每个 N a+ 与 1 2个 N a + 等距离 相邻，每个氯化钠晶胞含有 4个 N a + 和 4个 C l 。 （2 ）C s C l 属于离子晶体。晶胞中每个 C l （或 C s+ ）周围与之最接近且距离相等的 C s + （或 C l ） 共有

26、8个，这几个 C s + （或 C l ）在空间构成的几何构型为立方体，在每个 C s+ 周围距离相 等且最近的 C s + 共有 6个，这几个 C s + 在空间构成的几何构型为正八面体，一个氯化铯晶胞 含有 1个 C s + 和 1个 C l 。 （3 ）金刚石（空间网状结构） 属于原子晶体。晶体中每个 C原子和 4个 C原子形成 4个共价键,成为正四面体结构， C原子与碳碳键个数比为 1 ：2 ，最小环由 6个 C原子组成，每个 C原子被 1 2个最小环所 共用；每个最小环含有 1 / 2个 C原子。 （4 ）S i O2 属于原子晶体。晶体中每个 S i 原子周围吸引着 4个 O原子，

27、每个 O原子周围吸引着 2 个 S i 原子，S i 、O原子个数比为 1 ：2 ，S i 原子与 S i O键个数比为 1 ：4 ，O原子与 S i O 键个数比为 1 ：2 ，最小环由 1 2个原子组成。 （5 ）干冰 属于分子晶体。晶胞中每个 C O2分子周围最近且等距离的 C O2有 1 2个。1个晶胞中含 有 4个 C O2。 （6 ）石墨 属于过渡性晶体。是分层的平面网状结构，层内 C原子以共价键与周围的 3个 C原子 结合，层间为范德华力。 晶体中每个 C原子被 3个六边形共用,平均每个环占有 2个碳原子。 晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为 2 ：3 。 （7 ）金属晶体

28、 金属 P o （钋）中金属原子堆积方式是简单立方堆积，原子的配位数为 6 ，一个晶胞中 含有 1个原子。金属 N a 、K 、C r 、Mo （钼）、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积， 原子的配位数为 8 ，一个晶胞中含有 2个原子。金属 Mg 、Z n 、T i 等中金属原子堆积方式是 六方堆积，原子的配位数为 1 2 ，一个晶胞中含有 2个原子。金属 AA uu 、AA gg 、CC uu 、AA ll 等中金 属原子堆积方式是面心立方堆积，原子的配位数为 1 2 ，一个晶胞中含有 4个原子。 3 、物质熔沸点高低的判断 （1 ）不同类晶体：一般情况下，原子晶体 离子晶体 分子晶体

29、比较离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体 构成晶体微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子 形成晶体作用力离子键共价键范德华力微粒间的静电作用 物 理 性 质 熔沸点较高很高低有高、有低 硬度硬而脆大小有高、有低 导电性不良（熔融或水溶 液中导电） 绝缘、 半导 体 不良良导体 传热性不良不良不良良 延展性不良不良不良良 溶解性易溶于极性溶剂， 难溶于有机溶剂 不 溶 于 任 何溶剂 极性分子易溶于 极性溶剂； 非极性 分子易溶于非极 性溶剂中 一般不溶于溶剂，钠等可 与水、醇类、酸类反应 典型实例N a O H 、N a C l金刚石P4、干冰、硫钠、铝、铁 （2 ）同种类型晶体：构成晶体质点

30、间的作用力大，则熔沸点高，反之则小。 离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小（或阴、 阳离子半径之和越小的），键能越强的，熔、沸点就越高。如 N a C l 、N a B r 、N a l ；N a C l 、 K C l 、R b C l 等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如：Mg O熔点高于 N a C l 。 分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的，分子间作用力就大，熔点也 高。如：F2、C l2、B r2、I2和 H C l 、H B r 、H I 等均随式量增大。熔、沸点升高。但结构相似的 分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。 原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、 金刚砂（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。 金属晶体：在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越高。 如A的 A l ，A的 Mg ，I A的 N a ，熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半 径越小的，其熔沸点越高。