（人教版）高中化学选修3知识点总结.docx

1、选修 3 知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。记忆方法有哪些？1能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说4s 能级比 3d 能级能量低 （实际上4s 能级比 3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。 也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。（ 2）能量最低原理现代物质结构理论证实， 原子的电子排布遵循构造原

2、理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最 低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。（ 3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“”表示） ，这个原理称为泡利（ Pauli）原理。（ 4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p3 的轨道式为或 ，而不是 。洪特规则特例：当p、d、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、 d0 、 f0 、p3、 d5、 f 7、

3、 p6、 d10、 f14 时，是较稳定状态。前 36 号元素中，全空状态的有4Be 2s2 2p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d 0；半充满状态的有：2323515223；全充满状态的有26、7N 2s 2p、 15P 3s 3p、 24Cr 3d4s 、25Mn 3d 4s 、 33As 4s 4p10Ne 2s 2p18Ar 3s23p6、 29Cu 3d104s1、 30Zn 3d104s2、 36Kr 4s24p 6。4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式， 例如 K：1s22s22p63

4、s23p64s1。为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：Ar4s 1。外围电子排布式（价电子排布式）(2)电子排布图 (轨道表示式 )是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0 族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为举例：2二 .原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1 )每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1 。每周期结尾元素的最外层电子排布式除 He 为

5、 1s2 外，其余为 ns2np6。 He 核外只有 2 个电子，只有1 个 s 轨道，还未出现p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排布分区各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点3若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p 区，为第四周期A 族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第族)的最大能层

6、为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。三 .元素周期律1.电离能、电负性（ 1）电离能是指气态原子或离子失去 1 个电子时所需要的最低能量， 第一电离能是指电中性基态原子失去 1 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1 个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第 A 族)第一电离能最小，稀有气体 (或 0 族 )第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大（ 2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为 4.0，锂的电

7、负性为 1.0 作为相对标准 ,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属 ”的电负性在1.8 左右。它们既有金属性，又有非金属性。（ 3）电负性的应用判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属” (如锗、锑等 )的电负性则在 1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小， 金属元素越活泼； 非金属元素的电负性越大， 非金属元素越活泼。同周期自左到右，电负性逐渐增大，

8、同主族自上而下，电负性逐渐减小。（ 4）电离能的应用根据电离能数据确定元素核外电子的排布如：确定元素在化合物中的化合价判断元素金属性强弱2.原子结构与元素性质的递变规律43.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如第二章分子结构与性质一 .共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。2.共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。按原子轨道的重叠方式分为 键和 键，前者的电子云具有轴对称性， 后者的电子云具有镜像对称性。3.键参数键能：气态基态原

9、子形成1 mol 化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。键角：在原子数超过2 的分子中，两个共价键之间的夹角。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定54.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，它们的许多性质相近。常见的等电子体：二 .分子的立体构型1分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。2 分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价

10、层电子对的空间构型， 而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。(1) 当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2) 当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。3.配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较6（2）配位化合物定义：金属离子 (或原子 )与某些分子或离子(称为配体 )以配位键结合形成的化合物。组成：如 Ag(NH 3)2OH ，中心离子为Ag ，配体为 NH 3，配位数为 2。三 .分子的性质1.分子间作用力的比较2分子的极性(1) 极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。(2) 非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。3溶解性(1) “相似相溶”规律：

11、非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂 若存在氢键， 则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大， 溶解性越好。(2) “相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小4手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不7能重叠的现象。5无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn ，如果成酸元素 R 相同，则n 值越大， R 的正电性越高，使R O H 中 O 的电子向R 偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4第三章晶体结构与性质一 .晶体常识1.

12、晶体与非晶体比较8能重叠的现象。5无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn ，如果成酸元素 R 相同，则n 值越大， R 的正电性越高，使R O H 中 O 的电子向R 偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4第三章晶体结构与性质一 .晶体常识1.晶体与非晶体比较8能重叠的现象。5无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn ，如果成酸元素 R 相同，则n 值越大， R 的正电性越高，使R O H 中 O 的电子向R 偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4第三章晶体结构与性质一 .晶体常识1.晶体与非晶体比较8能重叠的现象。5无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn ，如果成酸元素 R 相同，则n 值越大， R 的正电性越高，使R O H 中 O 的电子向R 偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4第三章晶体结构与性质一 .晶体常识1.晶体与非晶体比较8