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1、精品学习资源2021 新课标高考化学选修 3 考点总结选修三复习要点1、原子结构2 、元素周期表和元素周期律3 、共价键4 、分子的空间构型5 、分子的性质6 、晶体的结构和性质目录一原子结构.21、能层和能级 .22、构造原理 .23、电子云与原子轨道.34、核外电子排布规律.3二元素周期表和元素周期律. .31、元素周期表的结构.32、元素周期律 .4三共价键 .51、共价键的成键本质：. .52、共价键类型：.53、共价键的三个键参数. .6四分子的空间构型.61、等电子原理 .62、价电子互斥理论：.63、杂化轨道理论.7五分子的性质.81、分子间作用力范德华力和氢键.82、极性分子和
2、非极性分子. .83、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性.9六晶体的结构和性质.91、四大晶体的比较.92、典型晶体的结构特点. .9欢迎下载精品学习资源一原子结构1、能层和能级1能层和能级的划分在同一个原子中，离核越近能层能量越低；同一个能层的电子，能量也可能不同，仍可以把它们分成能级s、p 、d 、f，能量由低到高依次为 s、p 、d 、f；任一能层，能级数等于能层序数； s、p 、d 、f可容纳的电子数依次是1、3、 5、7 的两倍；能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同；2能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n 2 n：能层的序数；2、构造原理1构造原理是电子
3、排入轨道的次序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布；2构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一；3不同能层的能级有交叉现象，如E 3d E4s、 E4d E5s、 E5d E6s、E6d E7s、E4f E5p 、E4f E6s等；原子轨道的能量关系是： ns n-2 f n-1d np欢迎下载精品学习资源4能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目；依据构造原理， 在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n 2 ；最外层不超过 8 个电子；次外层不超过18 个电子；倒数第三层不超过32 个电
4、子；5基态和激发态基态：最低能量状态；处于最低能量状态的原子称为基态原子 ；激发态：较高能量状态相对基态而言；基态原子的电子吸取能量后，电子跃迁至较高能级时的状态；处于激发态的原子称为激发态原子；原子光谱： 不同元素的原子发生电子跃迁时会吸取基态激发态 和放出 激发态较低激发态或基态不同的能量主要是光能，产生不同的光谱原子光谱吸取光谱和发射光谱；利用光谱分析可以发觉新元素或利用特点谱线鉴定元素；3、电子云与原子轨道1电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道；因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动；“电子云”描述了电子在原子核外显现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述；
5、2原子轨道：不同能级上的电子显现概率 约为 90% 的电子云空间轮廓图称为原子轨道；s 电子的原子轨道呈球形对称， ns 能级各有 1 个原子轨道； p 电子的原子轨道呈纺锤形，np 能级各有 3 个原子轨道，相互垂直用px、p y、pz 表示； nd 能级各有 5 个原子轨道； nf 能级各有 7 个原子轨道；4、核外电子排布规律1能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐步上升的能级里；2泡利原理： 1 个原子轨道里最多只能容纳2 个电子，且自旋方向相反；3洪特规章：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同；4洪特规章的特例：电子
6、排布在p 、d、 f 等能级时，当其处于全空、半布满或全布满时，即 p0、d 0、f0、p 3、d 5、f7、p6、d 10、f14，整个原子的能量最低，最稳固；能量最低原理表述的是 “整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规章都使“整个原子处于能量最低状态”；电子数5 n -1 d 能级上电子数等于10 时，副族元素的族序数= ns 能级电子数二元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构准备：原子核外的能层数准备元素所在的周期，原子的价电子总数准备元素所在的族；1原子的电子层构型和周期的划分欢迎下载精品学习资源周期是指能
7、层 电子层 相同， 依据最高能级组电子数依次增多的次序排列的一行元素；即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期；同周期元素从左到右 除稀有气体外，元素的金属性逐步减弱，非金属性逐步增强；2原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同 外围电子排布相同 ，依据电子层数依次增加的次序排列的一列元素；即元素周期表中的一个列为一个族第族除外；共有十八个列，十六个族；同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐步增强，非金属性逐步减弱；3原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成5 个区，分别为s 区、 p 区、 d 区、 f 区和 ds 区，除ds 区外，区的名称来自按构造原理
8、最终填入电子的能级的符号；2、元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律； 元素周期律主要表达在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化；元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性；1同周期、同主族元素性质的递变规律同周期左右同主族上下原核电荷数逐步增大增大子能层电子层数相同增多结构原子半径逐步减小逐步增大欢迎下载精品学习资源化合价最高正价由 +1+7 负价数 =元8族序数最高正价和负价数均相同，最高正价数= 族序数欢迎下载精品学习资源素元素的金属性和非金性属性金属性逐步减弱，非金属性逐步增强金属性逐步增强，非金属性
9、逐步减弱欢迎下载精品学习资源质第一电离能呈增大趋势留意反常点： A族和 A 族、 A 族和 A 族逐步减小欢迎下载精品学习资源电负性逐步增大逐步减小2微粒半径的比较方法同一元素： 一般情形下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径；同周期元素只能比较原子半径：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小；如：NaMgAlSiPSCl同主族元素 比较原子和离子半径 ：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大；如：LiNaKRbCs， F-Cl -Br - Na +Mg 2+ Al 3+3元素金属性强弱的判定方法本质原子越易失电子，金属性越强；金1. 在金属活
10、动次序表中越靠前，金属性越强属判2. 单质与水或非氧化性酸反应越猛烈，金属性越强性断3. 单质复原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强电解中在阴极上得电子的先比依后较据4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强欢迎下载精品学习资源5. 假设 xn+ +yx+y m+ 就 y 比 x 金属性强6. 原电池反应中负极的金属性强7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强8. 失去相同数目的电子，吸取能量少的金属性强4非金属性强弱的判定方法本质原子越易得电子，非金属性越强非1. 与 H2 化合越易，气态氢化物越稳固，非金属性越强金2. 单质氧化性越强，阴离子复原性越弱，非金属性越强电解中在阳极上得
11、电子属判的先后 性断3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强比方4. A n-+BBm-+A 就 B 比 A 非金属性强较法5. 与同种复原剂反应，先反应的非金属性强6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强三共价键1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠， 自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低；2、共价键类型：欢迎下载精品学习资源1键和键键键欢迎下载精品学习资源成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂成键判定规律单键是键；双键有一个是键，另一个是键；三键
12、中一个是键，另两个为键；2极性键和非极性键非 极 性 键极 性 键欢迎下载精品学习资源定义由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移由不同种元素的原子形成的共价键， 共用电子对发生偏移欢迎下载精品学习资源原子吸引电子才能相同不同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子才能强的原子一方欢迎下载精品学习资源成键原子的电性判定依据不显电性显电性欢迎下载精品学习资源举例单质分子如 H 2、Cl2和某些化合物如 Na 2O 2、H 2O 2中含有非极性键气态氢化物， 非金属氧化物、 酸根和氢氧根中都含有极性键欢迎下载精品学习资源3配位键：一类特殊的共价键，一个原子供应空轨道，另一个原子供应一对电
13、子所形成的共价键；欢迎下载精品学习资源配位化合物： 金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物；如： CuH 2O 4SO4、CuNH 3 4OH 2、Ag NH 32OH、FeSCN 3 等；配位化合物的组成：3、共价键的三个键参数概念对分子的影响键长分子中两个成键原子核间距离米键长越短，化学键越强，形成的分子越稳固欢迎下载精品学习资源键能对于气态双原子分子AB，拆开 1molA-B键所需的能量键能越大，化学键越强，越牢固，形成的分子越稳固欢迎下载精品学习资源键角键与键之间的夹角键角准备分子空间构型1键长、键能准备共价键的强弱和分子的稳固性，键角准备分子空间构型和分子的极性；2键能与反应热：
14、反应热生成物键能总和反应物键能总和四分子的空间构型1、等电子原理原子总数相同、 价电子总数相同的分子具有相像的化学键特点，许多性质是相像的， 此原理称为等电子原理；1等电子体的判定方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同；等电子的推断常用转换法，如CO 2 =CO+O=N2 +O=N 2O=N 2+N =N 3 或 SO 2 =O+O2 =O 3=N +O 2= NO2 2 等电子原理的应用： 利用等电子体的性质相像，空间构型相同， 可运用来推测分子空间的构型和性质；2、价电子互斥理论：1价电子互斥理论的基
15、本要点：ABn 型分子离子中中心原子A 四周的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数n，价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小；2 ABn 型分子价层电子对的运算方法：欢迎下载精品学习资源对于主族元素， 中心原子价电子数 = 最外层电子数， 配位原子按供应的价电子数运算，如：PCl5 中 O 、S作为配位原子时按不供应价电子运算，作中心原子时价电子数为6；离子的价电子对数运算44如： NH+ ：； SO 2- ：3、杂化轨道理论1杂化轨道理论的基本要点：能量相近的原子轨道才能参加杂化；杂化后的轨道一头大，一头小， 电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成键； 由于杂化后原子轨
16、道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳固；杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3 杂化轨道占有 1 个 s 轨道、 3 个 p 轨道；杂化轨道总数等于参加杂化的原子轨道数目之和；2 s、p 杂化轨道和简洁分子几何构型的关系杂化类型spsp 2sp3sp 3 不等性杂化轨道夹角180 o120 o109o28 中心原子位置A ，BAA AAA中心原子孤对电子数000123分子几何构型直线形平面三角形正四周体形三角锥形V 字形直线形实例BeCl 2、 Hg Cl 2BF3CH 4 、SiCl4NH 3 、PH 3H2 O 、 H2 SHCl3杂化轨道的应用范畴：杂化轨道只应用于形
17、成键或者用来容纳未参加成键的孤对电子；4中心原子杂化方式的判定方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，假如有 1 个叁键，就其中有 2 个键， 用去了 2 个 p 轨道， 形成的是 sp 杂化； 假如有 1 个双键就其中有1 个键， 形成的是 sp 2 杂化；假如全部是单键，就形成的是sp 3 杂化；4 、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系分子离子中 心 原 子 价电子对杂化类型VSEPR模型分子空间构型键角分子的极性CO22sp直线直线形180 o非SO23sp 2平面三角V 字形极H 2O 、OF2 、3sp 3平面三角V 字形极HCN2sp直线直线形180 o极NH 34sp
18、3正四周体三角锥形107 o18极BF3 、SO33sp 2平面三角平面三角形120 o非H 3O +4sp 3正四周体三角锥形107 o18CH 4 、CCl44sp 3正四周体正四周体形109o28 非NH 4 +4sp 3正四周体正四周体形109o28 非HCHO 、 COCl 23sp 2平面三角平面三角形极欢迎下载精品学习资源五分子的性质1、分子间作用力范德华力和氢键1分子间作用力和化学键的比较化学键分子间作用力概念相邻原子间猛烈的相互作用分子间脆弱的相互作用范畴分子内或某些晶体内分子间能量键能一般为 120800kJ mol 1约几到几十 kJmol 1性质影响主要影响物质的化学性
19、质稳固性主要影响物质的物理性质熔沸点2范德华力与氢键的比较范德华力氢键概念物质分子间存在的脆弱相互作用分子间内电负性较大的成键原子通过H 原子而形成的静电作用存在范畴分子间分子中含有与 H 原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的 F、O 、N 原子强度比较比化学键弱得多比化学键弱得多，比范德华力稍强影响因素随分子极性和相对分子质量的增大而增大欢迎下载精品学习资源性质影响随范德华力的增大， 物质的熔沸点上升、溶解度增大分子间氢键使物质熔沸点上升硬度增大、水中溶 解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、 硬度减小欢迎下载精品学习资源2、极性分子和非极性分子1极性分子和非极性分子 非极性分子：
20、 从整个分子看， 分子里电荷的分布是对称的；如：只由非极性键构成的 同种元素的双原子分子： H 2、Cl2、N 2 等；只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO 2 、CS2、BF3、CH 4 、CCl4 等；极性键非极性键都有的：CH 2=CH 2、CH CH 、；极性分子： 整个分子电荷分布不对称；如：不同元素的双原子分子如：HCl ，HF 等；折线型分子，如H 2O 、 H 2S等；三角锥形分子如NH 3 等；2共价键的极性和分子极性的关系：两者争论对象不同， 键的极性争论的是原子，而分子的极性争论的是分子本身；两者争论的方向不同， 键的极性争论的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的
21、极性争论的是分子中电荷分布是否 均匀；非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N 2、 P4、 S8 等只含有非极性键， C2H 6、 C2H 4、C2H 2 等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，确定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl 、H 2S、H 2 2 等；3分子极性的判定方法单原子分子： 分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如 He 、Ne 等；双原子分子：假设含极性键，就是极性分子，如HCl 、HBr 等；假设含非极性键，就是非极性分子，如 O 2、 I2 等；以极性键结合的多原子
22、分子，主要由分子中各键在空间的排列位置准备分子的极性；假设分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，就为非极性分子，如BF3、CH 4 等；假设分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，就为极性分子，如NH 3、SO2 等；依据 AB n 的中心原子 A 的最外层价电子是否全部参加形成了同样的共价键；或A 是否达最高价4相像相溶原理相像相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂；欢迎下载精品学习资源相像相溶原理的适用范畴：“相像相溶”中“相像”指的是分子的极性相像；假如存在氢键，就溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好； 相反， 无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比
23、较小；3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性1手性分子手性分子： 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像， 却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体又称对映异构体、光学异构体；含有手性异构体的分子叫做手性分子；手性分子的判定方法： 判定一种有机物是否具有手性异构体， 可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团， 符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子； 手性碳原子必需是饱和碳原子，饱和碳原子所连有的原子和原子团必需不同；2无机含氧酸分子的酸性酸的元数 = 酸中羟基上的氢原子数， 不愿定等于酸中的氢原子数 有的酸中有些氢原子不是连在氧原子上含氧酸可表示为： HO m
24、RO n, 酸的强度与酸中的非羟基氧原子数 n 有关， n 越大， 酸性越强；n=0弱酸n=1中强酸n=2强酸n=3超强酸六晶体的结构和性质类型1、四大晶体的比较比较离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体构成晶体微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子形成晶体作用力离子键共价键范德华力微粒间的静电作用熔沸点较高很高低有高、有低硬度硬而脆大小有高、有低导电性不良熔融或水溶液绝缘、半导不良良导体中导电体物传热性不良不良不良良理延展性溶解性不良易溶于极性溶剂，难不良不溶于任何不良极性分子易溶于极良一般不溶于溶剂，钠等可性质溶于有机溶剂溶剂性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂中与水、醇类、酸类反应典型实例N
25、aOH 、NaCl金刚石P4、干冰、硫钠、铝、铁2、典型晶体的结构特点1NaCl属于离子晶体；晶胞中每个 Na + 四周吸引着 6 个 Cl ，这些 Cl 构成的几何图形是正八面体， 每个 Cl 四周吸引着 6 个 Na +， Na +、Cl 个数比为 1： 1，每个 Na + 与 12 个 Na +等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有 4 个 Na +和 4 个 Cl；2CsCl欢迎下载精品学习资源或属于离子晶体；晶胞中每个Cl或 Cs+四周与之最接近且距离相等的Cs+Cl 共有8 个，这几个 Cs+或 Cl 在空间构成的几何构型为立方体，在每个Cs+ 四周距离相等且最近的Cs+ 共有 6 个，这
26、几个 Cs+ 在空间构成的几何构型为正八面体，一个氯化铯晶胞含有1 个 Cs+ 和 1 个 Cl ；3金刚石空间网状结构属于原子晶体；晶体中每个C 原子和 4 个 C 原子形成 4 个共价键 ,成为正四周体结构，C 原子与碳碳键个数比为1： 2，最小环由 6 个 C 原子组成，每个C 原子被 12 个最小环所共用；每个最小环含有 1/2 个 C 原子；4SiO 2属于原子晶体；晶体中每个Si 原子四周吸引着4 个 O 原子，每个O 原子四周吸引着2 个Si 原子， Si、O 原子个数比为 1： 2 ， Si 原子与 Si O 键个数比为1： 4， O 原子与 Si O 键个数比为 1： 2 ，
27、最小环由12 个原子组成；5干冰属于分子晶体；晶胞中每个CO 2 分子四周最近且等距离的CO 2 有 12 个； 1 个晶胞中含有 4个 CO 2；6石墨属于过渡性晶体； 是分层的平面网状结构，层内 C 原子以共价键与四周的3 个 C 原子结合， 层间为范德华力；晶体中每个C 原子被 3 个六边形共用,平均每个环占有2 个碳原子；晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2 ： 3；7金属晶体金属 Po钋中金属原子积存方式是简洁立方积存，原子的配位数为6，一个晶胞中含有1个原子；金属 Na 、K、Cr 、Mo 钼、 W 等中金属原子积存方式是体心立方积存，原子的配位数为 8，一个晶胞中含有2 个
28、原子；金属 Mg 、Zn、Ti 等中金属原子积存方式是六方积存，原子的配位数为 12，一个晶胞中含有2 个原子；金属 Au 、Ag 、Cu、Al 等中金属原子积存方式是面心立方积存，原子的配位数为12，一个晶胞中含有4 个原子；3 、物质熔沸点高低的判定1不同类晶体：一般情形下，原子晶体 离子晶体 分子晶体2同种类型晶体：构成晶体质点间的作用力大，就熔沸点高，反之就小；离子晶体： 结构相像且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小 或阴、 阳离子半径之和越小的，键能越强的，熔、沸点就越高；如 NaCl 、NaBr 、Nal ；NaCl 、KCl、RbCl 等的熔、沸点依次降低；离子所带电
29、荷大的熔点较高；如： MgO 熔点高于 NaCl ；分子晶体： 在组成结构均相像的分子晶体中， 式量大的， 分子间作用力就大， 熔点也高；如： F2、Cl 2、Br 2、 I2 和 HCl 、HBr 、HI 等均随式量增大；熔、沸点上升；但结构相像的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高；原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高；如金刚石、金刚砂碳化硅、晶体硅的熔、沸点逐步降低；金属晶体：在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越高；如A 的 Al ， A 的 Mg ， IA 的 Na ，熔、沸点就依次降低；而在同一主族中，金属原子半径越小的，其熔沸点越高；欢迎下载