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1、高中化学 选修3学问点总结 主要学问要点：1、原子构造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、晶体的构造和性质（一）原子构造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，还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可包容的电子数依次是1、3、5、7的两倍。能层不同能级一样，所包容的最多电子数一样。（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所包容的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的依次，
2、构造原理提醒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根据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要根据之一。（3）不同能层的能级有交织现象，如E（3d）E（4s）、E（4d）E（5s）、E（5d）E（6s）、E（6d）E（7s）、E（4f）E（5p）、E（4f）E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns（n-2）f （n-1）d np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所包容电子数目对应着每个周期的元素数目。根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多包容的电子数为2n2 ；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个电子。（
3、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）。基态原子的电子汲取能量后，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汲取（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（汲取光谱和放射光谱）。利用光谱分析可以发觉新元素或利用特征谱线鉴定元素。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”模型来描绘核外电子的运动。“电子云”描绘了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外
4、电子运动状态的形象化描绘。（2）原子轨道：不同能级上的电子出现 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，互相垂直（用px、py、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，然后排布在能量渐渐上升的能级里。（2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能包容2个电子，且自旋方向相反。（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向一样。（4）洪特规则的特例
5、：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空 、半充溢或全充溢时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。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，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。（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、元素周期表的构造元素在周期表中的位置由原子构造确定：原子核外的能层数确定元素所在的周期，原子的价电子总数确定元素所在的族。（1）原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层（电子层）一样，根据最高能级组电
6、子数依次增多的依次排列的一行元素。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），元素的金属性渐渐减弱， 非金属性渐渐增加。（2）原子的电子构型和族的划分族是指价电子数一样（外围电子排布一样），根据电子层数依次增加的依次排列的一列元素。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，元素的金属性渐渐增加，非金属性渐渐减弱。（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最终填入电子的能级的符号。2、元素周期律
7、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、电负性等的周期性改变。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）原子构造核电荷数渐渐增大增大能层（电子层）数一样增多原子半径渐渐减小渐渐增大元素性质化合价最高正价由+1+7负价数=（8族序数）最高正价和负价数均一样，最高正价数=族序数元素的金属性和非金属性金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加金属性渐渐增加，非金属性渐渐减弱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）渐
8、渐减小电负性渐渐增大渐渐减小（2）微粒半径的比拟方法同一元素：一般状况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（只能比拟原子半径）：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（比拟原子和离子半径）：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+Mg2+Al3+（3）元素金属性强弱的推断方法本质原子越易失电子，金属性越强。推断根据1. 在金属活动依次表中越靠前，金属性越强2. 单质与水或非氧化性酸反响越猛烈，金属性越强3. 单质复原性越强或离子氧化性越弱，金属
9、性越强（电解中在阴极上得电子的先后）4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强5. 若xn+yx+ym+ 则y比x金属性强6. 原电池反响中负极的金属性强7. 与同种氧化剂反响，先反响的金属性强8. 失去一样数目的电子，汲取能量少的金属性强（4）非金属性强弱的推断方法本质原子越易得电子，非金属性越强推断方法1. 与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强2. 单质氧化性越强，阴离子复原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强4. An-+BBm-+A 则B比A非金属性强5. 与同种复原剂反响，先反响的非金属性强6. 得到一样
10、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：成键原子互相接近时，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：（1）键和键键键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形态轴对称镜像对称坚固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂成键推断规律单键是键；双键有一个是键，另一个是键；三键中一个是键，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原子吸引电子实力一样不同共用电子对位置不偏向任何
11、一方偏向吸引电子实力强的一方成键原子的电性推断根据不显电性显电性举例单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根等（3）配位键：一类特别的共价键，一个原子供应空轨道，另一个原子供应一对电子所形成的共价键。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：Cu(H2O)4SO4、Cu(NH3)4(OH)2、Ag(NH3)2OH 、Fe(SCN) 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间隔 （米）键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定键能对于气态双原子分子AB，拆开1molA-B键
12、所需的能量键能越大，化学键越强，越坚固，形成的分子越稳定键角键与键之间的夹角键角确定分子空间构型（1）键长、键能确定共价键的强弱和分子的稳定性，键角确定分子空间构型和分子的极性。（2）键能与反响热：反响热生成物键能总和反响物键能总和（四）分子的空间构型1、等电子原理原子总数一样、价电子总数一样的分子具有相像的化学键特征，很多性质是相像的，此原理称为等电子原理。（1）等电子体的推断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目一样；在微粒的构成上，微粒所含价电子数目一样；在微粒的构造上，微粒中原子的空间排列方式一样。（等电子的推断常用转换法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N=N3或SO2=
13、O+O2=O3=N+O2= NO2）（2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相像，空间构型一样，可运用来预料分子空间的构型和性质。2、价电子互斥理论（1）价电子互斥理论的根本要点：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计算方法：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计算，如：PCl5中O、S作为配位原子时按不供应价电子计算，作中心原子时价电子数为6；离子的价电子对数计算 如：NH4+：；SO42- ：3、杂化轨道理论（1）杂化轨道理论的根本要点：
14、能量相近的原子轨道才能参与杂化。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定。杂化轨道能量一样，成分一样，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与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 2sp 3sp 3不等性杂化轨道夹角180 o120 o109o28中心原子位置A，BAAAAA中心原子孤对电子数000123分子几何构型直线形三角形正四面体三角锥形V字形直线形实例BeCl2、HgCl2BF3CH4、Si
15、Cl4NH3、PH3H2O、H2SHCl（3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成键或者用来包容未参与成键的孤对电子。（4）中心原子杂化方式的推断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，假如有1个叁键，则其中有2个键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；假如有1个双键则其中有1个键，形成的是sp2杂化；假如全部是单键，则形成的是sp3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极性CO22sp直线直线形180 o非SO23sp2平面三角V字形极H2O、OF23sp3平面三角V字形极HCN2sp直线直线形180
16、o极NH34sp3正四面体三角锥形107 o18极BF3、SO33sp2平面三角平面三角形120 o非H3O+4sp3正四面体三角锥形107 o18CH4、CCl44sp3正四面体正四面体形109o28非NH4+4sp3正四面体正四面体形109o28非HCHO、COCl23sp2平面三角平面三角形极（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拟化学键分子间作用力概念相邻原子间猛烈的互相作用分子间微弱的互相作用范围分子内或某些晶体内分子间能量键能一般为120800kJmol1约几到几十 kJmol1性质影响主要影响物质的化学性质（稳定性）主要影响物质的物理性质
17、（熔沸点）（2）范德华力与氢键的比拟范德华力氢键概念物质分子间存在的微弱互相作用分子间（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围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原子强度比拟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：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
18、原子分子：H2、Cl2、N2等；只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CHCH、。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H2O、H2S等。三角锥形分子如NH3等。（2）共价键的极性和分子极性的关系：两者探讨对象不同，键的极性探讨的是原子，而分子的极性探讨的是分子本身；两者探讨的方向不同，键的极性探讨的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性探讨的是分子中电荷分布是否匀称。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
19、只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，肯定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H2S、H22等。（3）分子极性的推断方法单原子分子：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：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等；若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等。以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置确定分子的极性。若分子中的电荷分布匀称，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。若分子中的电荷分布不匀称，即排列位置不对称，则
20、为极性分子，如NH3、SO2等。根据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与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。相像相溶原理的适用范围：“相像相溶”中“相像”指的是分子的极性相像。假如存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键互相作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比拟小。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：具有完全一样的组成和原子排列的一对分子，犹如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
21、构体的分子叫做手性分子。手性分子的推断方法：推断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，不肯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）mROn,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）晶体的构造和性质1、四大晶体的比拟晶体类型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
22、子原子分子金属阳离子、自由电子粒子间作用力离子键共价键范德华力微粒间的静电作用物理性质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（熔融或水溶液中导电）绝缘、半导体不良良导体传热性不良不良不良良延展性不良不良不良良溶解性易溶于极性溶剂，难溶于有机溶剂不溶于任何溶剂极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂一般不溶于溶剂，钠等可与水、醇类、酸类反响典型实例NaOH、NaCl金刚石P4、干冰、硫钠、铝、铁2、典型晶体的构造特征（1）NaCl 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
23、1：1，每个Na+与12个Na+等间隔 相邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个Cl。（2）CsCl属于离子晶体。晶胞中每个Cl（或Cs+）四周与之最接近且间隔 相等的Cs+（或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+四周间隔 相等且最近的Cs+共有6个，这几个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（空间网状构造）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,成为正四面体构造，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
24、。（4）SiO2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SiO键个数比为1：4，O原子与SiO键个数比为1：2，最小环由12个原子组成。（5）干冰属于分子晶体。晶胞中每个CO2分子四周最近且等间隔 的CO2有12个。1个晶胞中含有4个CO2。（6）石墨属于过渡性晶体。是分层的平面网状构造，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）中金属原子积累方式是简洁立方积
25、累，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等中金属原子积累方式是体心立方积累，原子的配位数为8，一个晶胞中含有2个原子。金属Mg、Zn、Ti等中金属原子积累方式是六方积累，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等中金属原子积累方式是面心立方积累，原子的配位数为12，一个晶胞中含有4个原子。3、物质熔沸点凹凸的推断（1）不同类晶体：一般状况下，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，则熔沸点高，反之则小。离子晶体：构造相像且化学式中各离子个数比一样的离子晶体中离子半径小（或阴、阳离子半径之和越小的
26、），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。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点高于NaCl。分子晶体：在组成构造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、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量增大。熔、沸点上升。但构造相像的分子晶体，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、沸点渐渐降低。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。