1、高中化學(xué)選修三知識匯總高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)(一)(1)原子構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。(2)原子構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。(3)不同能層的能級有交錯現(xiàn)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。原子軌道的能量關(guān)系是:ns(4)能級組序數(shù)對應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)目對應(yīng)著每個周期的元素數(shù)目。根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中:各能層最多容納的電子數(shù)為2n2;最外層不超過8個

2、電子;次外層不超過18個電子;倒數(shù)第三層不超過32個電子。(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)基態(tài):最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。激發(fā)態(tài):較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。原子光譜:不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收(基態(tài)激發(fā)態(tài))和放出(激發(fā)態(tài)較低激發(fā)態(tài)或基態(tài))不同的能量(主要是光能)，產(chǎn)生不同的光譜-原子光譜(吸收光譜和發(fā)射光譜)。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)(二)1、元素周期表的結(jié)構(gòu)元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定:原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價

3、電子總數(shù)決定元素所在的族。(1)原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分周期是指能層(電子層)相同，按照最高能級組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。(2)原子的電子構(gòu)型和族的劃分族是指價電子數(shù)相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。(3)原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為s區(qū)、

4、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。(4)元素周期律元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)(三)(1)極性分子和非極性分子非極性分子:從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如:只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子:H2、Cl2、N2等;只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對稱的多原子分子:CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;極性鍵非極性鍵都有的

5、:CH2=CH2、CHCH。極性分子:整個分子電荷分布不對稱。如:不同元素的雙原子分子如:HCl，HF等。折線型分子，如H2O、H2S等。三角錐形分子如NH3等。(2)共價鍵的極性和分子極性的關(guān)系:兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含

6、有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。3)分子極性的判斷方法單原子分子:分子中不存在化學(xué)鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。雙原子分子:若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)(4)相似相溶原理相

7、似相溶原理:極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。相似相溶原理的適用范圍:“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。第一章精講版一 共價鍵：原子間通過共享電子所形成的化學(xué)鍵【共價鍵（covalent bond）是化學(xué)鍵的一種，兩個或多個原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達到電子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定的化學(xué)結(jié)構(gòu)叫做共價鍵。其本質(zhì)是原子軌道重疊后，高概率地出現(xiàn)在兩個原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用。需要指出：氫鍵雖然存在軌道重疊，但通常不算作共

8、價鍵，而屬于分子間力。共價鍵與離子鍵之間沒有嚴格的界限，通常認為，兩元素電負性差值遠大于1.7時，成離子鍵；遠小于1.7時，成共價鍵；在1.7附近時，它們的成鍵具有離子鍵和共價鍵的雙重特性，離子極化理論可以很好的解釋這種現(xiàn)象?！慷?分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì)考點1 鍵的極性與分子的極性鍵的極性是由于成鍵原子的電負性不同而引起的。當成鍵原子的電負性相同時，核間的電子云密集區(qū)域在兩核的中間位置，兩個原子核正電荷所形成的正電荷重心和成鍵電子對的負電荷重心恰好重合，這樣的共價鍵稱為非極性共價鍵（nonpolar covalent bond）。如H2、O2分子中的共價鍵就是非極性共價鍵。當成鍵原子的電負性

9、不同時，核間的電子云密集區(qū)域偏向電負性較大的原子一端，使之帶部分負電荷，而電負性較小的原子一端則帶部分正電荷，鍵的正電荷重心與負電荷重心不重合，這樣的共價鍵稱為極性共價鍵（polar covalent bond）。如HCl分子中的H-Cl鍵就是極性共價鍵。如果分子中的鍵都是非極性的，共用電子對不偏向任何一個原子，整個分子的電荷分布是對稱的，這樣的分子叫做非極性分子。以非極性鍵結(jié)合成的雙原子分子都是非極性分子，如H2、O2、Cl2、N2等。 在以極性鍵結(jié)合的雙原子分子如HCl的分子里，共用電子對偏向Cl原子，因此Cl原子一端相對地顯負電性，H原子一端相對地顯正電性，整個分子的電荷分布是不對稱的，

10、這樣的分子叫做極性分子。以極性鍵結(jié)合成的雙原子分子都是極性分子。 以極性鍵結(jié)合成的多原子分子，可能是極性分子，也可能是非極性分子，這決定于分子中各鍵的空間排列。 例如，CO2是直線型分子，兩個O原子對稱地位于C原子的兩側(cè)。 O=C=O 在CO2分子中，因為O原子吸引電子的能力比C原子強，共用電子對偏向于O原子，使得O原子一端相對地顯負電性，因此C=O鍵是極性鍵。但從CO2分子總體來看，兩個C=O鍵是對稱排列的，兩鍵的極性互相抵消，整個分子沒有極性（見圖15）。所以，CO2是非極性分子。 H2O分子的情況不同，它的兩個OH鍵之間有一個夾角，約為104.5（見圖16）。OH鍵是極性鍵，O原子吸引電

11、子的能力大于H原子，共用電子對偏向于O原子，使得O原子一端相對地顯負電性，H原子一端相對地顯正電性。由于O原子在分子的一端，整個分子電荷分布不對稱，因此，H2O分子是極性分子。 考點2 分子間作用力分子間作用力又被稱為范德華力，按其實質(zhì)來說是一種電性的吸引力，因此考察分子間作用力的起源就得研究物質(zhì)分子的電性及分子結(jié)構(gòu)。影響分子間作用力大小的因素氫鍵、鍵的極性、相對分子量。分子間作用力的大小與物理性質(zhì)組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)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.選三精講第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).一、

12、認識原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.1.電子云：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云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小.電子層（能層）：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個數(shù)

13、依次為1、3、5、7.2.(構(gòu)造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示136號元素原子核外電子的排布.(1).原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.(2).原子核外電子排布原理.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.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p

14、0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1.(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖箭頭所示的順序。根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內(nèi)，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順序依次排布。3.元素電離能和元素電負性第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)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表示，單位為kJ/mol。 (1).原子核外電子排布的

15、周期性.隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(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重復(fù)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.隨著原子序數(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.說明：同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P.元素第一電離能的運用：a.電離能是原子核外電子分層

16、排布的實驗驗證. 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。隨著原子序數(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，元素電負性呈現(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；1.7，離子鍵；碳化硅晶體硅.6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì).知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)（晶體內(nèi)部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計算不

17、作要求）.(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用.請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性.晶體中的微粒導(dǎo)電性導(dǎo)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相互作用(2)金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.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：NaMgNaKRbCs金屬鍵的強弱可以用金屬的原子7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求）.概念表示條件共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用

18、所形成的共價鍵。 A B電子對給予體 電子對接受體 其中一個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：一個原子提供一對電子與另一個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).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(luò)合物.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.配合物的組成.配合物的性質(zhì)：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同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).三

19、.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別.分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)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.2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.(1).分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰.(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)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.3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求