高中化学选修三(人教版)知识要点.pdf

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1、 高中化学选修三(人教版)知识要点 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 【知识点】开天辟地 现代大爆炸宇宙学理论 宇宙大爆炸之初，产生了氢、氦、锂三种元素；元素不断演变出新的元素，至今氢仍为88.6%，是宇宙中含量最高的元素。氢与氦共占宇宙元素总量的 99.7%。【知识点】能层和能级 一、能层：按电子能量差异，将核外电子分为不同能层。说明：能层也就是我们常规意义上的电子层，用 K、L、M等表示。二、能级：同一能层电子（会互相影响），能量不同；同一能层中的电子可以分为能级。1、每一能层的能级都从 s 开始；依次为s，p，d，f；说明：同一能层中能级的能量一次 升高，E(ns)E(np)；但

2、是在不同的能层中这个规律不一定成立，比如 E(3s)E(2p)；不同能层的同一能级的能量从内到外依次升高，比如 E(1s)E(2s)；同一能层中的同一能级的不同轨道的能量是相等的；不同能层的能级的能量大小，可以根据构造原理进行比较。2、每一层的能级数目就是能层序数；比如第一层只有 1 个 s 能级。3、能层不同的各能级容纳电子数目为 s2，p6，d10，f14。各能级所能容纳的最多电子数和能层数目无关。4、每一能层最多容纳电子数目为 2n2。【知识点】构造原理、电子排布式、电子排布图（上海称为“电子排布的轨道表示式”）一、构造原理 电子排布并不是简单的按照能层能量的大小顺序进行排布。而是按照一

3、定的能级顺序，先填满低能量的能级再排满高能量的能级。这个规 三、原子轨道 电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。不同能级电子有不同的电子云轮廓图：s-球形；p-哑铃型。说明：p电子轨道中的三个轨道是相互垂直的。【知识点】自旋、泡利原理、洪特规则 一、自旋 自旋是电子除了空间运动状态之外的一种运动状态。每个轨道可以容纳两个电子，常称之为电子对，一般用相反的两个箭头表示。这两个的电子的运动状态是相反的，一个顺时针一个是逆时针。二、泡利原理 在一个原子轨道中，最多可以容纳 2 个电子，而且其自旋状态相反。三、洪特规则 电子在同一个能级中的不同轨道中，基态原子中的电子总是有限单独占据一个轨

4、道，而且自选方向是相同的。电子的排布图的制作要注意考虑电子的排布问题。半充满状态的电子排布能量最低，更稳定。比如 24 号元素 Cr 的电子排布式为Ar3d54s1，类似的排布与构造原理有 1 个电子的偏差。第二节 原子结构与元素的性质（重点）【知识点】元素周期表 一、价电子层 这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。纵列上的价电子数相等 二、元素周期表的分区（了解）根据电子排布，元素周期表中的元素可以分为5 个区；除了 ds 区以外，区的名称来自于按构造原理最后填入电子的能级的符号。s 区（第 1，2 纵列）、d 区（8 个纵列，310纵列）、p 区（6 个纵列，1318 纵列）、f 区（

5、镧系和锕系元素）、ds 区（11 和 12 纵列）。ds 区有 2 列（11 列 Cu 和 12 列 Zn）。【知识点】元素周期律 一、原子半径 原子的电子层数越多，电子之间的负电排斥越大，会使原子的半径越大；原子的核电荷数越大，对核外电子吸引力越强，原子的半径越小。规律总结：比较两个原子或者离子的半径大小：1、首先看电子层数，电子层数大的半径达；2、相同的电子层数，那么核电荷数大的半径小；3、核电荷数和电子层数都相同的情况下，比较最外层电子数，电子数目大的半径大。二、电离能 定义：气态电中性的基态原子，失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做 第一电离能。说明：1、对于这个概念中

6、的关键词：气态、电中性、基态原子，都是保证最低能量的前提；2、第一电离能越大，失去电子的趋势越小，元素的非金属性越强；3、同周期元素从左到右元素的第一电离能总体是变大，非金属在变强；4、同主族元素从上到下，第一电离能减小，元素的金属性变强，失电子的趋势变大。5、失去一个电子后的原子变为阳离子，带正电，再去夺取电子就会更加困难。所以第二电离能一般要远大于第一电离能。注意：特殊的第一电离能大小比较。上面提到了一般情况下同一周期元素从左到右元素的第一电离能会变大，但是要注意一些常见的反例和分析方法：反例：BeB；NO；MgAl；PS；反例分析：根据 hunt 规则，同一能级中电子排布时，总是有限单独

7、占据一个轨道，而且自旋方向相同。这个状态我们习惯称为半充满状态，能量比较低。N 的电子排布式为 1s22s22p3，是一 个半充满的结构，这个结构比较稳定，打破这个稳定态失去 1 个电子需要的能量就会比较高，表现为第一电离能比 O 要略高。总结：通常同周期A 族元素第一电离能A 族元素；同周期A 族元素电离能A 族元素。三、电负性 1、原子之间形成的相互作用称为化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键和电子。电负性用于描述不同元素原子对于键和电子的吸引力。2、规律：电负性大的原子，对键和电子的吸引力大；同周期元素从左到右，原子的电负性变大；同主族元素从上到下，原子的电负性变小。3、标准：电负性

8、的计算标准：F 的电负性为 4，Li 的电负性为 1；4、应用：一般来说，成键的两个原子的电负性的差值1.7，那么两个原子之间的键是共价键；否则，一般是离子键。从这一点出发来看，离子键是极性更强的共价键。成键的两个原子中电负性大 的，也就是吸引电子能力强的，通常是显负价。金属元素的电负性一般1.8，非金属元素的电负性一般大禹 1.8，金属和非金属分界线附近的元素的电负性在 1.8 左右。对角线规则可以用电负性的理论去解释。根据电负性的大小判断成键的两个原子的价态正负。第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 【知识点】共价键 一、定义 原子和原子之间同构共用电子对形成的相互作用，称为共价键。二、

9、性质 共价键具有饱和性，饱和性决定了 1 个原子可以形成共价键的最多数目；共价键还有方向性，参与成键的原子轨道，总是尽可能的沿着电子出现概率最大的方向重叠，原子轨道重叠越多，形成的化学键越牢固。三、分类 共价键可以分为键和键。1、键 形成：两个原子的 s 电子、两个原子的 p 电子头碰头、一个原子的 s 电子和另一个原子的 p 电子轨道重叠而成；特征：形成的化学键以成键的两个原子核连线为对称轴成轴对称，可以进行旋转操作且保持电子云形状不变；强度比较大，相对稳定。2、键 形成：两个原子的 p 电子肩并肩形成 特征：键的电子云有两部分，以成键的两个原子所在平面为镜面，成镜面对称。比较容易断裂，强度

10、小。四、存在 共价的单键一定是键；双键和三键中都只有1 个键，其余是键。五、总结 1、共价键包括键和键；2、不是任意两个原子都可以形成共价键，成键的两个原子的电负性的差别不能大于 1.7，否则形成的是离子键。【知识点】键的参数键能、键长、键角 一、键能 定义：气态基态原子形成 1mol 化学键释放的最低能量。说明：原子失去电子会吸收能量，得到电子会释放能量，因此两个原子成键时会放出能量。拓展：键能的定义可以拓展为：形成或者断开1mol 化学键所要释放或吸收的最低能量。注意：键能越大，断开化学键所要吸收的能量就越大，化学键就会越稳定。二、键长 定义：形成共价键的两个原子之间的核间距。规律：一般键

11、长越短，键能越大。这个规律只适用于同类化学键。三、键角 定义：原子数超过 2 的分子中，两个共价键之间的夹角。说明：键角决定了分子的空间构型。【知识点】等电子原理 一、定义：原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，化学性质也接近。二、说明：1、这个原理可以拓展到原子和离子、离子和离子之间；2、相同的是价电子数，而不是总的电子数，比如硫酸根和四氯化碳是等电子体，仅仅是价电子数相同。第二节 分子的空间构型 【知识点】价层电子互斥理论 一、定义：价层电子互斥理论认为，分子的立体构型是“价层电子对”相互排斥的结果。解释：“价层电子对”指的是中心原子的价电子对，包括键的电子对和孤电子对。

12、二、应用：根据价层电子对互斥理论来确定分子的空间构型。1、首先确定中心原子的价电子对数目 中心原子上的价电子对数目是键数+孤电子对数目 键数=中心原子的成键原子数 孤电子对数目=（a-xb）/2 a 是中心原子的价电子数，对于主族元素来说就是最外层电子数目；x 是与中心原子结合的原子数；b 是与中心原子结合的原子所最多能接受的电子数=8-价电子数 另外，对于阳离子和阴离子来说，a 的值需要加上或者减去电荷数。2、根据孤电子对数目和成键的电子的数目，根据价层电子对互斥理论，就可以知道分子或者离子的空间构型。说明：孤电子对占据一定的空间，而且排斥 作用更大。【知识点】杂化轨道理论 在以上分析的基础

13、上，根据分子的空间构型，就可以知道分子或者离子中的中心原子的杂化轨道类型。注意：杂化轨道是为了解释分子的空间构型，而提出的一套理论。该理论认为，有 s 和 p 轨相互混杂后，得到相同数目的混合轨道，这些轨道只用于形成键或者提供给孤电子对；且，这些混杂得到的轨道是等效的。【配合物理论】电子对给予接受键被称为配位键；通常把金属离子或者原子与某些分子或者离子以配位键结合成的化合物称为配位化合物，也就是配合物。其中提供电子的分子或者离子称为配体。第三节 分子的性质 【知识点】键的极性和分子的极性 一、极性键和非极性键 形成共价键的两个原子因为电负性的不同，共用电子对会发生一定的偏移，偏移的结果是成键的

14、两个原子一个呈正电性（表示为+），一个呈负电性（-），这样的共价键是非极性共价键。成键的两个原子是相同原子时，电子不发生偏移，形成非极性共价键。注意：极性共价键和非极性共价键是对共价键进行的分类。二、分子的极性 分子有极性分子和非极性分子之分。分子的正电荷中心和负电荷的中心如果可以重合，那么这个分子就是非极性分子；否则是极性分子。说明：分子的极性是分子中共价键的极性的向量和。1、如果分子中只含有非极性键，那么分子 一定是非极性分子；2、如果分子中含有非极性键，且分子结构对称，那么分子没有极性；否则分子有极性。【范德华力】一、范德华力即是分子间的作用力。二、影响因素：相对分子质量和分子的极性。分

15、子的极性越大，相对分子质量越大，则分子间作用力越大。三、范德华力的大小：范德华力比分子间作用力小 1-2 个数量级。注意：化学键氢键范德华力 四、应用：范德华力越大，该物质的熔沸点越高。【氢键】一、定义：是除了范德华力之外的另一种分子间的作用力，通常由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子形成。二、举例：氢键普遍存在于已经和 NOF 等电负性 很强的原子形成共价键的H与另外的NOF等电负性很强的原子之间。三、应用：可以解释冰的密度比水小、接近水的沸点的水蒸气的相对分子质量大于理论值、谁和液氨的沸点反常。溶剂和溶质之间如果形成氢键，那么溶质的溶解性会较大；四、分子

16、内氢键 了解即可；比如对羟基苯甲醛只能在分子间形成氢键，邻羟基苯甲醛可以在分子间形成氢键，所以前者的沸点要高。【相似相溶规律】内容：一般来说，非极性溶质在非极性溶剂中的溶解度较大，极性溶质在极性溶剂中的溶解度较大。说明：相似相溶又是可以延伸到分子结构上，分子结构相似的两种物质相互溶解能力强，比如水和乙醇，分子中都含有相似的羟基。举例：水是极性溶剂，所以非极性溶质在水中的溶解度小，极性溶质在水中的溶解度大。【无机含氧酸分子的酸性】略 第三章 晶体的结构和性质 第一节 晶体的常识 【知识点】晶体和非晶体 一、定义：晶体是具有明确衍射图案的固体，反之为非晶体 二、本质差异 1、微观结构上，晶体的原子

17、在三维空间里呈周期性有序排列；非晶体的排列相对无序。2、晶体有自范性，可以自发呈现多面体的外形；非晶体不能自发呈现多面体外形。说明：晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期型有序排列的宏观表象。同时，晶体的物理性质上表现出各向异性，也可以反应晶体内部粒子排列的有序性。三、晶体的形成途径 1、熔融态的物质凝固；2、气态物质冷却不经液态直接凝固，也就是凝华；3、溶质从溶液中析出。四、鉴别晶体和非晶体的方法 1、理论上可以根据固体物质是否具有物理性质上的各向异性来进行判断。2、X-射线衍射实验：晶体具有明确的衍射图案。【知识点】晶胞 一、定义：描述晶体结构的基本单元叫做晶胞；说明：1、晶体可以看

18、成是晶胞无隙并置而成。2、无隙，也就是晶胞之间没有任何空隙，并置，是所有晶胞都是平行排列的，取向相同。二、晶胞是 8 个顶角相同的最小平行六面体；晶胞的平行面、平行棱相同。三、已知晶胞的结构示意图，要求晶胞中含有的分子或者原子个数，那么需要注意顶点、棱、面的共用参数。第二节 分子晶体和原子晶体 【知识点】分子晶体 一、定义：只含有分子的晶体 二、构成：晶体中分子内部以共价键结合，分子之间以范德华力（可能有氢键）结合 三、性质：因为是以分子间作用力结合，所有分子晶体的熔沸点往往比较低 四、晶体结构：分子晶体中以一个分子为中心，往往会有 12 个紧邻的分子，我们成这种特征为分子密堆积。本质上是面心

19、立方的结构，每一个晶胞中有 4 个分子。五、常见的分子晶体举例：1、非金属的氢化物；2、部分非金属的单质；3、部分非金属的氧化物；4、大多数有机物的晶体；5、几乎所有的酸。六、特殊的例子：水的晶体冰中，水分子之间的主要作用力是氢键，每个水分子周围有 4 个紧邻的分子，空间利用率低，冰的密度较小。冰熔化成水后密度变大，4时密度最大；温度再高一些后，热运动加剧，密度变小。【知识点】原子晶体 一、定义：晶体的微观结构中没有分子存在，只有以共价键结合的原子，整个晶体是一个三维的共价键网状结构，是一个巨大的分子，可以成为共价晶体。二、构成：原子以共价键相互结合形成 三、性质：以共价键相互结合，晶体的硬度

20、大、熔沸点高。第三节 金属晶体 【知识点】金属键 一、定义：在金属晶体中，原子之间以金属键相互结合。二、电子气理论：一种解释金属键的理论，根据该理论，金属晶体中有阳离子和游离的电子。对于不同种类的金属而言，金属键有强弱，所以金属的熔沸点差别比较大。说明：电子气理论还可以解释金属的延展性，电子相当于润滑剂。【知识点】金属晶体的原子堆积模型 一、构造模型的前提：把金属晶体中的原子假设 为等径球体。二、把金属原子的球体在同一个平面内的排布可以有两种情况：一种是非密置层，一种是密置层。三、模型如下：1、简单立方堆积 堆积方式：非密置层直接堆积，相邻原子在同一条直线上。典型实例：Po 晶胞：一个立方体，

21、每个晶胞 1 个原子。特点：配位数为 6，空间利用率低。2、体心立方堆积 堆积方式：非密置层两层之间有错误，上一层金属原子填入下层金属原子形成的凹穴中，并且式各层的原子稍微分离。典型实例：碱金属 晶胞：每个晶胞有 2 个原子 特点：配位数为 8，空间利用率较高 3、六方最密堆积 堆积方式：密置层每两层一个循环进行堆积。典型实例：金属镁 晶胞：每个晶胞有 2 个原子 特点：配位数为 12，空间利用率高。4、面心立方堆积 堆积方式：密置层每 3 层一个循环进行堆积。典型实例：金属铜 晶胞：每个晶胞有 4 个原子 特点：配位数为 12，空间利用率高。四、混合型晶体 石墨晶体 第四节 离子晶体 【知识

22、点】离子晶体 一、定义：离子晶体是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。二、常见的晶型：体心的 CsCl 型；交替排列的NaCl 型。【知识点】配位数 一、定义：离子晶体中离子的配位数（C.N.）值的是一个离子周围最邻近的带相反电荷离子的数目。二、离子晶体的配位数大小影响因素：1、几何因素：正负离子的半径比；2、电荷因素：正负离子的电荷比；3、离子键的纯粹程度，离子极化。（了解）【知识点】晶格能 一、气态离子形成 1mol 离子晶体释放的能量，通常取正值。二、意义：反应了离子晶体的稳定性。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔沸点越高，硬度越大。三、晶格能大小的影响因素：1、形成晶体的离子的

23、半径大小。同类离子形成晶体，离子的半径越小，形成晶体的晶格能越大。比如 NaFNaClNaBrNaI；2、离子所带电荷越多，晶格能越大。【知识点】岩浆晶出规则 高晶格能的矿物，熔点比较高，会先析出。【本章总结】一、判断晶体类型的方法 1、根据构成晶体的粒子和粒子之间的作用力来进行判断；比如：分子晶体的构成粒子是分子，作用力是分子间的作用力。2、根据物质的分类来进行判断；比如：离子晶体一般包括金属氧化物、强碱、大多数的盐类；分子晶体一般包括非金属的单质、非金属的氧化物和氢化物、有机物；原子晶体有金刚石、晶体硅、石墨、二氧化硅、碳化硅；金属晶体就是金属单质。3、根据晶体的熔点判断 一般原子晶体的熔

24、点最高，金属晶体和离子晶体次之，最后是分子晶体。4、根据导电性判断 一般只有金属晶体导电。5、根据硬度和机械强度来判断 离子晶体硬度大、比较脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小；金属晶体多数硬度大，也有比较低的，而且具有延展性。二、物质熔沸点大小比较的规律 1、如果是不同类型的晶体，那么一般原子晶体离子晶体分子晶体 2、如果是相同类型的晶体来进行比较：原子晶体：比较共价键的强弱，一般键长越短，键能越大，比如金刚石碳化硅硅 离子晶体：比较离子键的强弱，已知晶格能的可以比较晶格能的大小；金属晶体：金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属键越强，熔沸点就会越高。比如 AlMgNa；分子晶体：同类晶体比较相对分子质量，相对分子质量大的一般熔沸点高；含有氢键的分子晶体熔沸点反常。