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1、精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全高中化学选修 3 学问点总结二、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（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 到高依次为 s、p、 d、f ；s、p、d、f ,能量由低任一能层,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
2、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；名师归纳总结 - - - - - - -第 1 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全（3）不同能层的能级有交叉现象,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
3、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
4、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；（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、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
5、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：电子排布在满时,即 p 0、d 0、f 0、p 3、d 5、f 7、p 6、dp、d、f 等能级时,当其处于全空、半布满或全充10、f 14,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
6、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、元素周期表的结构原子核外的能层数打算元素所在的周期,原子元素在周期表中的位置由原子结构打算：的价电子总数打算元素所在的族；（1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层 （电子层） 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
7、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最终填入电子的能级的符号；2、元素周期律名师归纳总结 - - - - - - -第 2 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全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
8、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原核电荷数同周期（左右）同主族（上下）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化合价最高正价由+1+7 负价最高正价和负价数均相同,最高元数 =（ 8族序数）正价数 =族序数素元素的金属性和非金属性逐步减弱, 非金属性金属性逐步增强, 非金属性逐步性金属性逐步增强减弱质第一电离能呈增大趋势（留意反常点：逐步减小 A 族和 A 族、A 族和 A 族）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
9、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；1. 在金属活动次序表中越靠前,金属性越强随核电荷数增大,微粒半径依2. 单质与水或非氧化性酸反应越猛烈,金属性越强金判3. 单质仍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属子的先后 ）4. 最高价
10、氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强性断比依5. 如 xn+yx+ym+ 就 y 比 x 金属性强较据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名师归纳总结 非本质原子越易得电子,非金属性越强第 3 页,共 9 页1. 与 H 2化合越易,气态氢化物越稳固,非金属性越强金判2. 单质氧化性越强,阴离子仍原性越弱,非金属性越强（电解中在阳极属断上得电子的先后）性方3. 最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强比法4. An-+BBm-+A 就 B 比 A 非金属性强- - - - - -
11、-精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全较 5. 与同种仍原剂反应,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：（1） 键和 键成键方向 键 键 键,沿键轴方向“ 头碰头”平行或“ 肩并肩”电子云外形轴对称镜像对称坚固程度强度大,不易断裂强度小,易断裂成键判定规律单键是 键；双键有一个是 键,另一个是 键；三键中一个是另两个为 键；（2）极性键和非极性键定义非 极 性 键极 性 键
12、由同种元素的原子形成的共由不同种元素的原子形成的共价原子吸引电子才能价键,共用电子对不发生偏移键,共用电子对发生偏移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成键原子的电性判不显电性显电性断依据举例单质分子（如H 2、Cl 2）和某气态氢化物,非金属氧化物、酸根些化合物（如Na2O2、H 2O2）和氢氧根中都含有极性键中含有非极性键（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（NH 3）4（ OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（ S
13、CN） 3等；配位化合物的组成：3、共价键的三个键参数键长概念对分子的影响分子中两个成键原子核间距离（米）键长越短,化学键越强,形成的分子越稳定键能对 于 气 态 双 原 子 分 子AB , 拆 开键能越大,化学键越强,越坚固,形成的键角1molA-B 键所需的能量分子越稳固键与键之间的夹角键角打算分子空间构型（1）键长、键能打算共价键的强弱和分子的稳固性,键角打算分子空间构型和分子的 极性；名师归纳总结 - - - - - - -第 4 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全（2）键能与反应热：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
14、子原理很多性质是相像的,此原子总数相同、 价电子总数相同的分子具有相像的化学键特点,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=N 2+O= N 2O= N 2+ N= N 3 或 SO 2=O+O 2=O 3=N+O 2= NO 2 ）（ 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,可运用来猜测分 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本要点：的几何构型,主要取决于价电子对
15、数（AB n型分子（离子）中中心原子 A 四周的价电子对n）,价电子对尽量远离,使它们之间斥力最小；（2）AB n 型分子价层电子对的运算方法：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如： NH 4 +：；SO42- ：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,价键稳固；形成的共价键比原有原
16、子轨道形成的共3 杂化轨道占有1 个 s 轨道、 3 个 p 轨道；杂化轨道能量相同,成分相同,如：每个sp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 2 3 spsp 3 不等性杂化 A轨道夹角180 o120 o109o28 AA中心原子位置 A, B A A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 面三角锥形V 字形直线形体形名师归纳总结 - - - - - - -第 5 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全实例BeCl 2、Hg Cl 2BF3CH 4、SiCl
17、4NH 3、 PH3H2O、H2SHCl（3）杂化轨道的应用范畴：杂化轨道只应用于形成 对电子； 键或者用来容纳未参与成键的孤（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）中心原子价杂化类型VSEPR 模型分子空间构型键角分子的极性CO2电子对sp 2 sp直线直线形180 o非2SO23平面三角V 字形极H 2O、 O
18、F2、3sp 3平面三角V 字形极HCN2sp直线直线形180 o极NH 34 3 sp正四周体三角锥形107 o18极BF 3、 SO33 2 sp平面三角平面三角形120 o非H 3O+4 3 sp正四周体三角锥形107 o18CH4、 CCl44 3 sp正四周体正四周体形109o28非+ NH 44 3 sp正四周体正四周体形109o28非HCHO、COCl 23 2 sp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较概念化学键分子间作用力相邻原子间猛烈的相互作用分子间柔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120
19、 800kJ mol1约几到几十kJ mol1性质影响主要影响物质的化学性质（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概念范德华力氢键H物质分子间存在的柔弱相互分子间（内）电负性较大的成键原子通过存在范畴作用原子而形成的静电作用分子间分子中含有与H 原子相结合的原子半径小、强度比较比化学键弱得多电负性大、有孤对电子的F、 O、N 原子比化学键弱得多,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,物质的熔分子间氢键使物质熔沸点上升硬度增大、水沸点上升、溶解度增大中溶解度增大；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
20、子（1）极性分子和非极性分子名师归纳总结 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；第 6 页,共 9 页成的同种元素的双原子分子：H 2、 Cl 2、N2 等；只由极性键构成,空间构型对称的多原子分子：CO 2、CS2、BF 3、CH 4、CCl 4 等；极性键非极性键都有的：CH2=CH 2、CHCH 、- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全极性分子：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、H2S 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
21、系：两者讨论对象不同,键的极性讨论的是原子,而分子的极性讨论的是分子本身；两者讨论的方向不同, 键的极性讨论的是共用电子对的偏离与偏向,而分子的极性讨论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、 三氟化硼等只含有极性键,非金属单质 F2、N2、P4、S8 等只含有非极性键,C2H 6、C2H 4、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 、H 2S、H2 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
22、原子分子：如含极性键,就是极性分子,如 极性分子,如 O2、I2 等；HCl 、HBr 等；如含非极性键,就是非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打算分子的极性；如分子中的电荷分布匀称,即排列位置对称,就为非极性分子,如 BF3、 CH4 等；如分子中的电荷分布不匀称,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畴：“ 相像相溶” 中“ 相像” 指的是分
23、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,互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小；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,溶解性越好； 相反, 无氢键相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 须是饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必需不同；（2）无机
24、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） mRO 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名师归纳总结 比较离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体第 7 页,共 9 页构成晶体微粒阴、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（熔融或水溶绝缘、半导不良良导体物液中导电）体不良良传热性不良不良- -
25、- - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全理延展性不良不良不良良性溶解性易溶于极性溶剂,不 溶 于 任极 性 分子 易溶 于一般不溶于溶剂, 钠等可难溶于有机溶剂何溶剂极性溶剂； 非极性与水、醇类、酸类反应质分 子 易溶 于非 极性溶剂中典型实例NaOH、NaCl金刚石P4、干冰、硫钠、铝、铁1、四大晶体的比较2、典型晶体的结构特点（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 1：1,每个 Na +与 12 个 Na +等距离相邻
26、,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 +）四周与之最接近且距离相等的 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 +四周距离相等且最近的 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
27、 12 个最小环所共用；每个最小环含有1/2 个 C 原子；（4）SiO 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 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 分子四周最近且等距离的 CO2 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
28、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、物质熔沸点高低的判定（1）不
29、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、I 2 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；名师归纳总结 - - - - - - -第 8 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 学问点大全金属晶体： 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；名师归纳总结 - - - - - - -第 9 页,共 9 页