人教版化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總復(fù)習(xí)

1、選修3 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一、原子結(jié)構(gòu)1.能級(jí)與能層2.原子軌道電子規(guī)律3. 基態(tài)與激發(fā)態(tài) 原子能量穩(wěn)定稱為基態(tài)，當(dāng)原子得失能量而誘發(fā)電子得失或躍遷時(shí)，稱為激發(fā)態(tài)，一般多指離子4.原子核外電子排布規(guī)律構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道能級(jí)，叫做構(gòu)造原理。能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。也可以記成：1223343、45456452能量最低原理原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱能量最低原理。3泡利不相容原理：基態(tài)多電子原子中，一個(gè)軌道里最多只能容納

2、兩個(gè)電子，且電旋方向相反用“表示，這個(gè)原理稱為泡利原理。4洪特規(guī)那么：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道能量相同時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)那么叫洪特規(guī)那么。比方，p3的軌道式為或，而不是。洪特規(guī)那么特例：當(dāng)軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。5. 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角說(shuō)明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。為了防止電子排布式書寫過(guò)于繁瑣，把內(nèi)層電子到達(dá)稀有氣體元素原子結(jié)

3、構(gòu)的局部以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K：Ar4s1。(2)電子排布圖(軌道表示式)每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為注意：1、考試的時(shí)候看清楚是問(wèn)排布式還是排布圖 2、看清問(wèn)的是外層還是價(jià)層主族元素價(jià)層是最外層，副族價(jià)層是3d4s層 3、看清問(wèn)的是原子還是離子離子得失電子順序是由外向里，逐漸得失二、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期

4、結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量相同的能級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。2.元素周期表的分區(qū)分區(qū)原子的價(jià)層落在哪里，就屬于哪個(gè)區(qū)域三、元素周期律1.電離能、電負(fù)性 1電離能 是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量，第一電離能是指失去第1個(gè)電子所需要的最低能量，第二電離能指失去第2個(gè)電子所需要的最低能量，依次類推。 隨著失去電子個(gè)數(shù)的增加，原子失電子能力減弱，電離能在增加，即第一電離能<第二電離能. 一個(gè)原子同一層電子的電離能是相近的，夸層的時(shí)候會(huì)突變第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。

5、所以一般來(lái)說(shuō)金屬的第一電離能比非金屬的小。實(shí)際上原子半徑越小，越難失電子，電離能就越大。在同一周期的元素中，堿金屬(或第A族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大電離能中存在特殊情況，半充滿更穩(wěn)定，例如N>O（2） 元素的電負(fù)性 用來(lái)描述不同原子電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的

6、“類金屬的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。（3） 電負(fù)性的應(yīng)用 跟電離能相似，原子半徑越小，對(duì)電子的吸引力就越大，電負(fù)性就越大，沒(méi)有特殊情況判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬(如鍺、銻等)的電負(fù)性那么在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律原子、離子半徑的判斷：1、先看電子層數(shù)，電子層越多，半徑越大； 2、如果

7、電子層相同，再看質(zhì)子數(shù)，質(zhì)子數(shù)越多，半徑越?。?3、如果電子層和質(zhì)子數(shù)都相等，那就看電子數(shù)，電子數(shù)越多，半徑越小。3.對(duì)角線規(guī)那么在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.共價(jià)鍵1.共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征 共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。一般存在于非金屬元素和非金屬元素間，如HO、HH，但也有特殊的，如AlCl3也是共價(jià)鍵。2.共價(jià)鍵的類型 按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。同種原子間形成的是非極性共價(jià)鍵，如HH；不同原子間形成的是極性共價(jià)鍵，如HO按

8、原子軌道的重疊方式分為鍵和鍵。單鍵都是鍵，雙鍵一個(gè)鍵一個(gè)鍵，三鍵一個(gè)鍵兩個(gè)鍵，配位鍵也是鍵3.鍵參數(shù) 鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 鍵長(zhǎng)：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。 鍵角：在原子數(shù)超過(guò)2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角，影響分子空間構(gòu)型。 鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響 鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定4.等電子原理 原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。 例如O3、SO2、ON2互為等電子體二.分子的立體構(gòu)型1分子構(gòu)型與雜化軌道理論雜化方式例如原子數(shù)分子構(gòu)型與所求原子中心原子相連

9、的原子個(gè)數(shù)加上所求原子的孤電子對(duì)數(shù)，等于雜化軌道數(shù)CO2SP理想型有孤電子修正后H2OSP3三原子直線型CO2V型H2OCH4SP3四原子平面三角形BCl3三角錐NH3BCl3SP2五原子正四面體CH4、SO42-不要求2.配位化合物定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。 形成條件：一個(gè)原子提供空軌道，一個(gè)原子提供孤電子對(duì)組成：如Ag(NH3)2OH，中心離子為Ag，配體為NH3，配位數(shù)為2。注意：外界的離子可以參加反響，內(nèi)界的不行三.分子的性質(zhì)1.分子間作用力的比擬分子間作用力有兩種：一種稱為分子間的作用力專有名詞又稱為范得華力，分子質(zhì)量越大，范德華力

10、越大，分子的沸點(diǎn)就越高 另外一種叫做氫鍵F、O、N三種元素和H元素之間形成的作用力，一般存在分子間，也可以存在大分子內(nèi)，氫鍵可以影響分子的溶解性和沸點(diǎn)。2分子的極性(1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。(2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。用途：相似相溶，極性分子易溶于極性分子，非極性分子易溶于非極性分子。3關(guān)于溶解性的比擬 1、先看有沒(méi)有氫鍵：假設(shè)存在氫鍵，那么溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。 2、再根據(jù)“相似相溶規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑 此外“相似相溶還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減

11、小4無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性無(wú)機(jī)含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，那么n值越大，R的正電性越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H，酸性越強(qiáng)，如HClOHClO2HClO3HClO4第三章 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.晶體常識(shí)1.晶體與非晶體比擬2.獲得晶體的三條途徑熔融態(tài)物質(zhì)凝固。 氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固凝華。溶質(zhì)從溶液中析出。3.晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的根本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無(wú)隙并置。4.晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法均攤法如某個(gè)粒子為n個(gè)晶胞所共有，那么該粒子有1/n屬于這個(gè)晶胞。中學(xué)中常見(jiàn)的晶胞為立方晶胞立方晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法如下：注意：在使用“均攤法計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)時(shí)要注意晶胞的形狀，不同形狀分的方法不同二.四種晶體的比擬2晶體熔、沸點(diǎn)上下的比擬方法1不同類型晶體的熔、沸點(diǎn)上下一般規(guī)律：原子晶體離子晶體分子晶體。金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差異很大，如鎢、鉑等熔、沸點(diǎn)很高，汞、銫等熔、沸點(diǎn)很低。 2原子晶體由共價(jià)鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長(zhǎng)短，鍵能大，晶體的熔、沸點(diǎn)高如熔點(diǎn)：金剛石碳化硅硅 3離子晶體一般地說(shuō)，陰陽(yáng)離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，那么離子間的作用力就越