高中化學(xué)選修3知識點(diǎn)總結(jié)(1)word版本

1、精品文檔高中化學(xué)選修3 知識點(diǎn)總結(jié)、原子結(jié)構(gòu)1、能層和能級(1) 能層和能級的劃分 在同一個原子中，離核越近能層能量越低。同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、 d、f, 能量由低到高依次為s、p、 d、f。 任一能層，能級數(shù)等于能層序數(shù)。s、 p、 d、 f可容納的電子數(shù)依次是1、 3、 5、7的兩倍。 能層不同能級相同，所容納的最多電子數(shù)相同。(2 ) 能層、能級、原子軌道之間的關(guān)系IfcJt 且!234# +r KLMN%$PPdsPdf11313s13s722626IG2 '6toM28*832加 i每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n 2 ( n：能層的序

2、數(shù) ) 。2、構(gòu)造原理(1) 構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。(2)構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。(3)不同能層的能級有交錯現(xiàn)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。原子軌道的能量關(guān)系是： ns v( n-2) f <( n-1 )d < np(4)能級組序數(shù)

3、對應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)目對應(yīng)著每個周期的元素數(shù)目。根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2n2; 最外層不超過 8 個電子；次外層不超過18 個電子；倒數(shù)第三層不超過32 個電子。( 5 ) 基態(tài)和激發(fā)態(tài)基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。激發(fā)態(tài)：較咼能量狀態(tài)( 相對基態(tài)而言 ) 。基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。原子光譜：不同元素精品文檔精品文檔的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收（基態(tài)T 激發(fā)態(tài)）和放出（激發(fā)態(tài)T 較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產(chǎn)生不同的光

4、譜一一原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。3、 電子云與原子軌道（1）電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動，沒有確定的軌道。因此,人們用“電子云”模型來描述核外電子的運(yùn)動。“電子云”描述了電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運(yùn)動狀態(tài)的形象化描述。（ 2）原子軌道：不同能級上的電子出現(xiàn)概率 約為 90% 勺電子云空間輪廓圖稱為原子軌道。 s 電子的原子軌道呈球形對稱， ns 能級各有 1 個原子軌道； p 電子的原子軌道呈紡錘形， np 能級各有 3 個原子軌道，相互垂直（用px、py、 pz 表示）； nd 能級各有 5 個原子 軌道； nf

5、能級各有 7 個原子軌道。4、 核外電子排布規(guī)律（ 1） 能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排布在能量逐漸升高的能級里。（2） 泡利原理： 1 個原子軌道里最多只能容納2 個電子，且自旋方向相反。（3） 洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。（4） 洪特規(guī)則的特例：電子排布在pdf等能級時，當(dāng)其處于全空、半充滿或全充滿、 、時，即 p0、d0、f0、 p3、 d5、f7、 p6、 d10 、f14，整個原子的能量最低，最穩(wěn)定。能量最低原理表述的是“整個原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪

6、特規(guī)則都使“整個原子處于能量最低狀態(tài)”。（ 5） （ n-1 ） d 能級上電子數(shù)等于10 時，副族元素的族序數(shù)=ns 能級電子數(shù)二、元素周期表和元素周期律1、元素周期表的結(jié)構(gòu)元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。（ 1） 原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。（ 2） 原子的電子構(gòu)型和族的劃分族是指價電子數(shù)相同（外圍電子排布相同

7、），按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族（第忸族除外）。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。（ 3） 原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)精品文檔精品文檔按電子排布可把周期表里的元素劃分成5 個區(qū)，分別為s 區(qū)、 p 區(qū)、 d 區(qū)、 f 區(qū)和 ds區(qū)，除 ds 區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。2、元素周期律元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于

8、原子外電子層構(gòu)型的周期性。（ 1）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律同周期（左 T 右）同主族（上 一> 下）原核電荷數(shù)逐漸增大增大子能層（電子層）數(shù)相同增多結(jié)原子半徑逐漸減小逐漸增大構(gòu)化合價最咼正價由 +1 T+7 負(fù)最咼正價和負(fù)價數(shù)均相同，元價數(shù) =（8族序數(shù)）最咼正價數(shù) =族序數(shù)素兀素的金屬性和金屬性逐漸減弱，非金金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減性非金屬性屬性逐漸增強(qiáng)弱質(zhì)第一電離能呈增大趨勢（注意反常點(diǎn)： n逐漸減小A族和川 A族、V A族和 WA 族）電負(fù)性逐漸增大逐漸減小（ 2）微粒半徑的比較方法同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小于相

9、應(yīng)原子的原子半徑。同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。如： Na>Mg>AI>Si>P>S>CI同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs F<CI-<Br-<l-同電子層結(jié)構(gòu)邙日離子的電子層結(jié)構(gòu)與上一周期0 族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，陰離子與同周期0 族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)）：隨核電荷數(shù)增大，微粒半徑依次減小。如： F->Na +>Mc 2+>Al 3+（ 3）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷方

10、法金 本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。屬判1. 在金屬活動順序表中越靠前，金屬性越強(qiáng)精品文檔精品文檔2. 單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng)精品文檔精品文檔性斷3. 單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng) ( 電解中在比依陰極上得電子的先后)較據(jù)4. 最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)5. 若 xn+ +yTx+y m+則 y 比 x 金屬性強(qiáng)6. 原電池反應(yīng)中負(fù)極的金屬性強(qiáng)7. 與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強(qiáng)8. 失去相同數(shù)目的電子，吸收能量少的金屬性強(qiáng)(4) 非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)非1.與 H2 化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性

11、越強(qiáng)金2.單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng) ( 電解 中在陽極上得電子屬的先后 )判 斷方性3.最高價氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)法比4. A n+B->B m+A 則 B 比 A 非金屬性強(qiáng)較5.與同種還原劑反應(yīng)，先反應(yīng)的非金屬性強(qiáng)6.得到相同數(shù)目的電子，放出能量多的非金屬性強(qiáng)三、共價鍵1、 共價鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。2、 共價鍵類型：(1) ( T 鍵和 n 鍵異建n 鍵成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”電子云形狀軸對稱鏡像對稱牢固程度強(qiáng)度大，

12、不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂成鍵判斷規(guī)律單鍵是 b 鍵；雙鍵有一個是b 鍵，另一個是 n 鍵；三鍵中一個是 b 鍵，另兩個為 n 鍵。(2) 極性鍵和非極性鍵精品文檔精品文檔非極性鍵極性鍵定義由冋種兀素的原子形成的共價由不冋種兀素的原子形成的鍵，共用電子對不 發(fā)生偏移共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移不同原子吸引電子能相同力共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子一方成鍵原子的電性不顯電性顯電性判斷依據(jù)舉例單質(zhì)分子 ( 如 H2、Cl2)和某些化合物(如Q 、氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和N QH2Q) 中含有非極性鍵氫氧根中都含有極性 鍵(3) 配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，

13、另一個原子提供一對電子所形成的共價鍵。配位原于 提供寵對電千 ) 配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：皿NH4?2、)Cu（ fO） 4SQ 、A 誣羸 rmsc 'msth配位化合物的組成：內(nèi)界外界配位數(shù)3、共價鍵的三個鍵參數(shù)概念對分子的影響鍵長分子中兩個成鍵原子核間距離( 米 )鍵長越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分子越穩(wěn)定鍵能對于氣態(tài)雙原子分子AB 拆開鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固，形成的分1molA-B 鍵所需的能量子越穩(wěn)定鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型(1)鍵長、鍵能決定共價鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分子的極性。(2) 鍵能與反應(yīng)

14、熱：反應(yīng)熱=生成物鍵能總和反應(yīng)物鍵能總和四、分子的空間構(gòu)型精品文檔精品文檔1、等電子原理精品文檔精品文檔原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具r 12a4有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)是相似的，此原itpqwm理稱為等 電子原理。<AM iao °（1）等電子體的判斷方法：在微粒的VtM- J<IT組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成上，微粒所含價電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如CQ=C0+0=N+0= N20= N 2+ N = N 3 或SQ=0+O=O 3=N +0 2= NO 2 ）（2）等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相同，可運(yùn)用來預(yù)測分價層電子對數(shù)耳中心原子月的價電子數(shù)+配位原子 B 提供的析電孑數(shù) xnXI 二2性質(zhì)。2、價電子互斥理論 :（1）價匚 U電子互斥理論的基本要點(diǎn)：AB n 型分子（離子）中中心原子A 周圍的價電子對的幾何構(gòu)型，主要取決于價電子對數(shù)（n） , 價電子對盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。（2） AB 型分子、一價層-II.'電子對的計算方n -= 4 - n= 4法 :2 2對于主族元素 ,