2024年高中化學選修三知識點總結

【知識點】高中化學選修三知識點總結第一章

原子構造與性質1、電子雲(yún)：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子雲(yún)圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子雲(yún)密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子雲(yún)密度越小。2、電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和重要運動區(qū)域的不一樣，核外電子分別處在不一樣的電子層.原子由裏向外對應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）：處在同一電子層的原子核外電子，也可以在不一樣類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表達不一樣形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7。4、原子核外電子的運動特性可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在具有多種核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相似的兩個電子。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，再依次進入能量高的軌道；（2）泡利不相容原理：每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不一樣的電子；（3）洪特規(guī)則：在能量相似的軌道上排布時，電子盡量分占不一樣的軌道，且自旋狀態(tài)相似。洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充斥（p6、d10、f14）、半充斥（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s16、根據(jù)構造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵照圖⑴箭頭所示的次序。根據(jù)構造原理，可以將各能級按能量的差異提成能級組如圖⑵所示，由下而上表達七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的次序依次排布。7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉化為氣態(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表達，單位為kJ/mol。

(1)原子核外電子排布的周期性伴隨原子序數(shù)的增長,元素原子的外圍電子排布展現(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反復出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.(2)元素第一電離能的周期性變化伴隨原子序數(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??；★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。闡明：①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層構造為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第

ⅡA

族、第

ⅤA

族元素的第一電離能分別不小于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P②元素第一電離能的運用：a.電離能是原子核外電子分層排布的試驗驗證b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。(3)元素電負性的周期性變化元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。伴隨原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性展現(xiàn)減小的趨勢。電負性的運用：a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素)。b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵)。c.判斷元素價態(tài)正負（電負性大的為負價，小的為正價）。d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強弱）。8、化學鍵：相鄰原子之間強烈的互相作用?；瘜W鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

9、離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。離子鍵的強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取的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大。離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體。經(jīng)典的離子晶體構造：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中具有4個鈉離子和4個氯離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中具有1個銫離子和1個氯離子.NaCl型晶體CsCl型晶體每個Na+離子周圍被6個C1—離子所包圍，同樣每個C1—也被6個Na+所包圍。每個正離子被8個負離子包圍著，同步每個負離子也被8個正離子所包圍。10、晶胞中粒子數(shù)的計算措施——均攤法位置頂點棱邊面心體心奉獻1/81/41/2111、共價鍵的分類和判斷：σ鍵（“頭碰頭”重疊）和π鍵（“肩碰肩”重疊）、極性鍵和非極性鍵，尚有一類特殊的共價鍵-配位鍵。共價鍵三參數(shù)：概念對分子的影響鍵能拆開1mol共價鍵所吸取的能量（單位：kJ/mol）鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10米）鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）鍵角決定了分子的空間構型共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱=所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和12、共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵

13、鍵的極性：極性鍵：不一樣種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不一樣，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鍵，成鍵原子吸引電子的能力相似，共用電子對不發(fā)生偏移14、分子的極性：（1）極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重疊的分子（2）非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重疊的分子分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定非極性分子和極性分子的比較：非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內原子排列對稱不對稱15、分子的空間立體構造常見分子的類型與形狀比較：分子類型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物A球形非極性He、NeA2直線形非極性非極性H2、O2AB直線形極性極性HCl、NOABA直線形180°極性非極性CO2、CS2ABAV形≠180°極性極性H2O、SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平面三角形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四面體形≠109°28′極性極性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面體形≠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鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網(wǎng)狀構造的晶體17、經(jīng)典的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀構造，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的構造與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀構造，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵。18、共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高。如熔點：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烈的互相作用運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性：晶體中的微粒導電性導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)生定向移動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仍保持互相作用20、金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。21、金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子22、簡樸配合物的成鍵狀況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作規(guī)定）概念表達條件共用電子對由一種原子單方向提供應另一原子共用所形成的共價鍵。A：電子對予以體

B：電子對接受體其中一種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。(1)配位鍵：一種原子提供一對電子與另一種接受電子的原子形成的共價鍵，即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵。（2）①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,又稱絡合物②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道

b.配位體具有提供孤電子對的原子③配合物的構成④配合物的性質：配合物具有一定的穩(wěn)定性。配合物中配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定。當作為中心原子的金屬離子相似時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質有關。23、分子間作用力：把分子匯集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，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）相結合的晶體.經(jīng)典的有冰、干冰。25、分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：構成和構造相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高，但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。26、NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其他元素氫化物的沸點反常地高。影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性表達措施：X—H……Y(NOF)

一般都是氫化物中存在。27、幾種比較：（1）離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵原子間通過共用電子對所形成的化學鍵金屬陽離子與自由電子通過互相作用而形成的化學鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質靜電作用共用電子對電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內部實例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg（2）非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不一樣種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相似不一樣共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子成鍵原子電性電中性顯