高考化学选修三知识点总结1.docx

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1、高中化学选修3学问点全部归纳（物质的构造与性质）第一章 原子构造与性质.一、相识原子核外电子运动状态，理解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描绘电子在原子核外空间出现的时机大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的时机大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的时机小，电子云密度越小.电子层（能层）：依据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形态的轨

2、道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较困难.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）理解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示136号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方一直进展描绘.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全一样的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.泡利不相容原理:每个轨道最多包容两个自旋状态不同的电子.洪特规则:在能量一样的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态一样.洪特规则的特例:在等价

3、轨道的全充溢（p6、d10、f14）、半充溢（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1.(3).驾驭能级交织图和1-36号元素的核外电子排布式.依据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的依次。依据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次上升；在同一能级组内，从左到右能量依次上升。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的依次依次排布。3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所须要的能量叫做第

4、一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。(1).原子核外电子排布的周期性.随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的改变:每隔肯定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性改变.(2).元素第一电离能的周期性改变.随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性改变:同周期从左到右，第一电离能有渐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有渐渐减小的趋势.说明：同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层构造为全满、半满时较相邻元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元

5、素。Be、N、Mg、P.元素第一电离能的运用：a.电离能是原子核外电子分层排布的试验验证.b.用来比拟元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子实力强弱.(3).元素电负性的周期性改变.元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的实力叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性改变：同周期从左到右，主族元素电负性渐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.电负性的运用:a.确定元素类型(一般1.8，非金属元素；1.7，离子键；碳化硅晶体硅.6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论说明金属的一些物理性质.知道金属晶体的根本积累方式，理解常见金属晶体

6、的晶胞构造（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体构造参数相关的计算不作要求）.(1).金属键:金属离子和自由电子之间剧烈的互相作用.请运用自由电子理论说明金属晶体的导电性、导热性和延展性.晶体中的微粒导电性导热性延展性金属离子和自由电子自由电子在外加电场的作用下发生定向挪动自由电子与金属离子碰撞传递热量晶体中各原子层相对滑动仍保持互相作用(2)金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.金属键的强弱和金属晶体熔沸点的改变规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：NaMgNaKRbCs金属键的强弱可以用金属的原子7.理解简洁协作物的成键状况（协作物的空间构型和中心原子的杂化类

7、型不作要求）.概念表示条件共用电子对由一个原子单方向供应应另一原子共用所形成的共价键。 A B电子对赐予体 电子对承受体其中一个原子必需供应孤对电子，另一原子必需能承受孤对电子的轨道。(1)配位键：一个原子供应一对电子与另一个承受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方供应孤对电子，一方供应空轨道而形成的共价键.(2).协作物：由供应孤电子对的配位体与承受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称协作物,又称络合物.形成条件：a.中心原子(或离子)必需存在空轨道. b.配位体具有供应孤电子对的原子.协作物的组成.协作物的性质：协作物具有肯定的稳定性.协作物中配位键越强，协作物越稳定

8、.当作为中心原子的金属离子一样时，协作物的稳定性与配体的性质有关.三.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义，理解化学键和分子间作用力的区分.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.2.知道分子晶体的含义，理解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的推断：组成和构造相像的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克制分子间引

9、力使物质熔化和气化就须要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.3.理解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比拟不作要求）.NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性表示方法：XHY(N O F) 一般都是氢化物中存在.4.理解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的构造微粒、微粒间作用力的区分.四、几种比拟1、离子键、共价键和金属键的比拟化学键类型离子键共价键金属键概念阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键金属阳离子与自由电子通过互相作用

10、而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非金属元素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、非极性键和极性键的比拟非极性键极性键概念同种元素原子形成的共价键不同种元素原子形成的共价键，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不偏向任何一方偏向吸引电子实力强的原子成键原子电性电中性显电性形成条件由同种非金属元素组成由不同种非金属元素组成3物质溶沸点的比拟（重点）（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大，则熔沸点高，反之则小。离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。（3）常温常压下状态熔点：固态物质液态物质沸点：液态物质气态物质