高中化学选修3知识点总结.doc
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高中化学选修3知识点总结 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 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低 ②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 ③任一能层，能级数等于能层序数④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（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（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，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2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子5）基态和激发态①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 ②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 ③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90%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，ns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。
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p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，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10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）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Ⅷ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ds区，除ds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：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小（2）微粒半径的比较方法①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。
②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：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl③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：Li
2、共价键类型：（1）σ键和π键 σ键π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σ键；双键有一个是σ键，另一个是π键；三键中一个是σ键，另两个为π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、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、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①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物如：Cu（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等②配位化合物的组成：3、共价键的三个键参数 概念对分子的影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AB，拆开1molA-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CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N—= N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—）（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，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：ABn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）ABn型分子价层电子对的计算方法：①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：PCl5中②O、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；③离子的价电子对数计算 如：NH4+：；SO42- ：3、杂化轨道理论（1）杂化轨道理论的基本要点：①能量相近的原子轨道才能参与杂化。
②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σ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③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道④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spsp 2sp 3sp 3不等性杂化轨道夹角180 o120 o109o28′ 中心原子位置ⅡA，ⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA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体形三角锥形V字形直线形实例BeCl2、Hg Cl2BF3CH4、SiCl4NH3、PH3H2O、H2SHCl（3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的。
