【知識(shí)點(diǎn)】高中化學(xué)選修三知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、【知識(shí)點(diǎn)】高中化學(xué)選修三知識(shí)點(diǎn)總結(jié)第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的 圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)， 電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小。2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分 別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、 P、Q.3、原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同 類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球 形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次

2、為1、 3、5、7。4、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進(jìn)行 描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子。5、原子核外電子排布原理：(1)能量最低原理：電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道；(2)泡利不相容原理：每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子；(3)洪特規(guī)則：在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且 自旋狀態(tài)相同。洪特規(guī)則的特例：在等價(jià)軌道的全充滿（p6、d10、f14 ）、半充滿（p3、d5、f7 ）、全空時(shí)（p0、d0、f0）的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24CrAr3d54s1、29Cu A

3、r3d104s16、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖所示，由下而上表 示七個(gè)能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；?態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol 。原子核外電子排布的周期性隨著原子序數(shù)的增力口，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：每隔一定數(shù) 目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6 的周期性變化. （2）元素第一電

4、離能的周期性變化隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化：同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大， 堿金屬的第一電離能最小；同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。說明：同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí) 較相鄰元素要大即第HA族、第VA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰 元素。Be、N、Mg、P元素第一電離能的運(yùn)用：第4頁a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱。I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力 強(qiáng)弱。元素電負(fù)性的周期性變化元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做

5、該元素的電負(fù)性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素 電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢。電負(fù)性的運(yùn)用：a.確定元素類型（一般1.8 ,非金屬元素；1.8 ,金屬元素）。b.確定化學(xué)鍵類型（兩元素電負(fù)性差值1.7 ,離子鍵；1.7 ,共價(jià)鍵）。c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）。d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）。 8、化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用。化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬 鍵。9、離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵離子鍵強(qiáng)弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷越

6、多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體 的熔沸點(diǎn)越高。離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之 形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬 度越大。離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體。典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周圍有6 個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有6個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子 和4個(gè)氯離子；氯化葩晶體中，每個(gè)葩離子周圍有8個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周 圍有8個(gè)葩離子，每個(gè)氯化葩晶胞中含有1個(gè)葩離子和1個(gè)氯離子.NaCl型晶體CsCl型晶體每個(gè)Na+離子周圍被 6個(gè)C1一離子所包圍，同樣每個(gè)C1也被6個(gè)

7、Na+所包圍。每個(gè)正離子被 8個(gè)負(fù)離子包圍著，同時(shí)每個(gè)負(fù)離 子也被8個(gè)正離子所包圍。10、晶胞中，位子多（的計(jì)算方法均攤法位置仗點(diǎn)棱邊面心體心貢獻(xiàn)1/81/41/2111、共價(jià)鍵的分類和判斷：鍵（“頭碰頭”重疊）和冗鍵（“肩碰肩”重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價(jià)鍵-配位鍵。共價(jià)鍵三參數(shù)：1概念斥開1mol共價(jià)鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol ）成鍵的兩個(gè)原子核間的平均距離（單位：10-10米）分子中相鄰鍵之間的夾角（單位：度）對分子的影響鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定卜長鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定卜角鍵角決定了分子的空間構(gòu)型_|共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系：反應(yīng)熱=

8、所有反應(yīng)物鍵能總和所有生成物鍵能總和12、共價(jià)鍵：原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵13、鍵的極性：極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移14、分子的極性：(1 )極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子(2)非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子分子極性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決士7E非極性分子和極性分子的比較：小極性分子極性分子“成原因，個(gè)分子的電荷分布均勻，對稱整個(gè)分子的電荷分布不均勻、不對 稱(在的共價(jià)鍵$極性鍵

9、或極性鍵極性鍵A子內(nèi)原子排列I寸稱不對稱15、分子的空間立體結(jié)構(gòu)常見分子的類型與形狀比較：分子類型分子形狀獨(dú)角鍵的極性分子極性代表物AE求形非極性He、NeA2直線形非極性非極性H2、02AB直線形極性極性HCl、NOABA直線形180°極性非極性C02、CS2ABAV形*180°極性極性H2O SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平卸二角形120°極性非極性BF3、SO3AB3三角錐形*120°極性極性NH3、NCl3AB4正四面體形109° 28'極性非極性CH4、CCl4AB3C見面體形*109°

10、28'極性極性CH3Cl、CHCl3AB2C2見面體形*109° 28'極性極性CH2Cl2直線三角形V形四面體三角錐V 形 H2O16、原子晶體：所有原子間通過共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體17、典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO 2 )第5頁金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與 周圍四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵；晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；二氧化硅晶體是 空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧 原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵。18、

11、共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的 鍵長越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高。如熔點(diǎn)：金剛石碳化硅> 晶體硅。19、金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性：晶體中的微粒導(dǎo)電性導(dǎo)熱性延展性金屬離子和自由電子自由電子在外加電場的作用下發(fā)匣向移動(dòng)自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量晶體中各原子層相對滑動(dòng)仍保持相互作用20、金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。21、金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律：陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高，如 熔點(diǎn)：Na<Mg<Al,Li>N

12、a>K>Rb>Cs。金 屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子22、簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要 求）概念求小條件共用電子對由一個(gè)原子單方向提供給 另一原子共用所形成的共價(jià)鍵。A:電了對給了體B：電子對接受體其中一個(gè)原子必須提供孤對電子，另一原子 必須能接受孤對電子的軌道。配位鍵：一個(gè)原子提供一對電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵，即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵。（2）配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子（或離子） 以配位鍵形成的化合物稱配合物，又稱絡(luò)合物形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌

13、道b.配位體具有提供孤電子對的原子配合物的組成配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性。配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn) 定。當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)。23、分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作 用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。24、分子晶體：分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型 的有冰、干冰。25、分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)， 相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需 要更多的能量

14、，熔、沸點(diǎn)越高，但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高。 26、NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化 物的沸點(diǎn)反常地高。影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，增大溶解性表示方法：X-HY(N O F) 一般都是氫化物中存在。27、幾種比較：(1 )離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較化學(xué)鍵1 卜型離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵概念羽、陽離子間通過靜電作用所形式的化學(xué)鍵原子間通過共用電子對所形 成的化學(xué)鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用 而形成的化學(xué)鍵成鍵微粒羽陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質(zhì)鄲電作用共用電子對電性作用形成條件百潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內(nèi)部實(shí)例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg(2)非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性鍵既念同種元素原子形成的共價(jià)鍵不同種兀素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對發(fā)生 偏移向子吸引電子能力相同小同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原