高中化學選修三知識點彙總

選修三總複習

一.原子結構與性質.

一.認識原子核外電子運動狀態，瞭解電子雲、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.

1.電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖.離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大；離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小.

電子層（能層）：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由裡向外對應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）：處於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

2.(構造原理）

瞭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1～36號元素原子核外電子的排布.

(1).原子核外電子的運動特徵可以用電子層、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，不存在運動狀態完全相同的兩個電子.

(2).原子核外電子排布原理.

①.能量最低原理:電子先佔據能量低

②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子.

③.洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子儘可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同.

洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.

(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.

①根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

②根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵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，從左到右能量依次升高。基態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：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態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週期性.

隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現週期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重複出現從ns1到ns2np6的週期性變化.

(2).元素第一電離能的週期性變化.

隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈週期性變化:

★同週期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.

說明：

①同週期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同週期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.

b.用來比較元素的金屬性的強弱. I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱.

(3).元素電負性的週期性變化.

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。

隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈週期性變化：同週期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢.

二.化學鍵與物質的性質.

內容：離子鍵――離子晶體

1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.瞭解NaCl型和CsCl型離子晶體的結構特徵，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質.

(1).化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵.

離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.

離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.

典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有

NaCl型晶體

CsCl型晶體

每個Na+離子周圍被6個C1—離子所包圍，同樣每個C1—也被6個Na+所包圍。

每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍。

(3).晶胞中粒子數的計算方法--均攤法.

位置

頂點

稜邊

面心

體心

貢獻

1/8

1/4

1/2

1

內容：共價鍵－分子晶體――原子晶體

2.瞭解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數據說明簡單分子的某些性質（對σ鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求）.

(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵（“頭碰頭”重疊）和π鍵（“肩碰肩”重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.

(2).共價鍵三參數.

概念

對分子的影響

鍵能

拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）

鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定

鍵長

成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10米）

鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定

鍵角

分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）

鍵角決定了分子的空間構型

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關係:反應熱= 所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.

3.瞭解極性鍵和非極性鍵，瞭解極性分子和非極性分子及其性質的差異.

(1).共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.

(2).鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移.

(3).分子的極性：

①.極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子. 非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.

②.分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定.

非極性分子和極性分子的比較

非極性分子

極性分子

形成原因

整個分子的電荷分佈均勻，對稱

整個分子的電荷分佈不均勻、不對稱

存在的共價鍵

非極性鍵或極性鍵

極性鍵

分子內原子排列

對稱

不對稱

舉例說明：

分子

共價鍵的極性

分子中正負

電荷中心

結論

舉例

同核雙原子分子

非極性鍵

重合

非極性分子

H2、N2、O2

異核雙原子分子

極性鍵

不重合

極性分子

CO、HF、HCl

異核多原子分子

分子中各鍵的向量和為零

重合

非極性分子

CO2、BF3、CH4

分子中各鍵的向量和不為零

不重合

極性分子

H2O、NH3、CH3Cl

③.相似相溶原理:極性分子易溶於極性分子溶劑中（如HCl易溶於水中），非極性分子易溶於非極性分子溶劑中（如CO2易溶於CS2中）.

4.分子的空間立體結構（記住）

常見分子的類型與形狀比較

分子類型

分子形狀

鍵角

鍵的極性

分子極性

代表物

A

球形

非極性

He、Ne

A2

直線形

非極性

非極性

H2、O2

AB

直線形

極性

極性

HCl、NO

ABA

直線形

180°

極性

非極性

CO2、CS2

ABA

V形

≠180°

極性

極性

H2O、SO2

A4

正四面體形

60°

非極性

非極性

P4

AB3

平面三角形

120°

極性

非極性

BF3、SO3

AB3

三角錐形

≠120°

極性

極性

NH3、NCl3

AB4

正四面體形

109°28′

極性

非極性

CH4、CCl4

AB3C

四面體形

≠109°28′

極性

極性

CH3Cl、CHCl3

AB2C2

四面體形

≠109°28′

極性

極性

CH2Cl2

直 線

三角形

V形

四面體

三角錐

V形 H2O

5.瞭解原子晶體的特徵，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關係.

(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體.

(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.

金剛石是正四面體的空間網狀結構，最小的碳環中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.

(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越

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.知道金屬晶體的基本堆積方式，瞭解常見金屬晶體的晶胞結構（晶體內部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結構參數相關的計算不作要求）.

(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電性、導熱性和延展性.

晶體中的微粒

導電性

導熱性

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).①.金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.

②.金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律: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：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金屬鍵的強弱可以用金屬的原子化熱來衡量.

7.瞭解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構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).①.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,又稱絡合物.

②.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.

③.配合物的組成.

④.配合物的性質：配合物具有一定的穩定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩定性與配體的性質有關.

三.分子間作用力與物質的性質.

1.知道分子間作用力的含義，瞭解化學鍵和分子間作用力的區別.

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，比化學鍵弱得多，包括範德華力和氫鍵.

範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，瞭解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.

(1).分子晶體:分子間以分子間作用力（範德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、乾冰.

(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質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.瞭解氫鍵的存在對物質性質的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.

NH3、H2O、HF中由於存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.

影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性

表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在

4.瞭解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區別.

晶體類型

原子晶體

分子晶體

金屬晶體

離子晶體

粒子

原子

分子

金屬陽離子、自由電子

陰、陽離子

粒子間作用（力）

共價鍵

分子間作用力

複雜的靜電作用

離子鍵

熔沸點

很高

很低

一般較高，少部分低

較高

硬度

很硬

一般較軟

一般較硬，少部分軟

較硬

溶解性

難溶解

相似相溶

難溶（Na等與水反應）

易溶於極性溶劑

導電情況

不導電

（除硅）

一般不導電

良導體

固體不導電，熔

化或溶於水後導電

實例

金剛石、水晶、碳化硅等

乾冰、冰、純硫酸、H2(S)

Na、Mg、Al等

NaCl、CaCO3

NaOH等

四、幾種比較

1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較

化學鍵類型

離子鍵

共價鍵

金屬鍵

概念

陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵

原子間通過共用電子對所形成的化學鍵

金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵

成鍵微粒

陰陽離子

原子

金屬陽離子和自由電子

成鍵性質

靜電作用

共用電子對

電性作用

形成條件

活潑金屬與活潑的非金屬元素

非金屬與非金屬元素

金屬內部

實例

NaCl、MgO

HCl、H2SO4

Fe、Mg

2、非極性鍵和極性鍵的比較

非極性鍵

極性鍵

概念

同種元素原子形成的共價鍵

不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發生偏移

原子吸引電子能力

相同

不同

共用電子對

不偏向任何一方

偏向吸引電子能力強的原子

成鍵原子電性

電中性

顯電性

形成條件

由同種非金屬元素組成

由不同種非金屬元素組成

3．物質溶沸點的比較（重點）

（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

（2）同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。

①離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。

②分子晶體：對於同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。 ③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。

（3）常溫常壓下狀態 ①熔點：固態物質>液態物質 ②沸點：液態物質>氣態物質

1．[化學-物質結構與性質] （13分）

（1）中國古代四大發明之一——黑火藥，它的爆炸反應為

（已配平）

①除S外，上列元素的電負性從大到小依次為 。

②在生成物中，A的晶體類型為 ，含極性共價鍵的分子的中心原子軌道雜化類型為 。

③已知與結構相似，推算HCN分子中鍵與鍵數目之比為

（2）原子序數小於36的元素Q和T，在週期表中既處於同一週期又位於同一族，且原子序數T比Q多2。T的基態原子外圍電子（價電子）排布為 ，的未成對電子數是 。

2. [化學——物質結構與性質]（13分）

Q、R、X、Y、Z五種元素的原子序數依次遞增。已知：

①Z的原子序數為29，其餘的均為短週期主族元素； ②Y原子價電子（外圍電子）排布msnmpn

③R原子核外L層電子數為奇數； ④Q、X原子p軌道的電子數分別為2和4。

請回答下列問題：w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

（1）Z2+ 的核外電子排布式是 。

（2）在[Z(NH3)4]2+離子中，Z2+的空間軌道受NH3分子提供的 形成配位鍵。

（3）Q與Y形成的最簡單氣態氫化物分別為甲、乙，下列判斷正確的是 。

a.穩定性：甲>乙，沸點：甲>乙 b.穩定性：甲>乙，沸點：甲

c.穩定性：甲乙

(4) Q、R、Y三種元素的第一電離能數值由小到大的順序為

（5）Q的一種氫化物相對分子質量為26，其中分子中的σ鍵與π鍵的鍵數之比為 。

（6）五種元素中，電負性最大與最小的兩種非金屬元素形成的晶體屬於 。

3．[化學——物質結構與性質](13分)

研究物質的微觀結構，有助於人們理解物質變化的本質。請回答下列問題。

(1)C、Si、N元素的電負性由大到小的順序是________________________________。

C。和金剛石都是碳的同素異形體，金剛石熔點高於cm的熔點，原因是_______

__________________________________________________________________。

(2)A、B均為短週期金屬元素。依據下表數據，寫出B原子的電子排布式：_______

電離能

A

932

1821

15390

21771

B

738

1451

7733

10540

(3)過渡金屬離子與水分子形成的配合物是否有顏色，與其d軌道電子排布有關。一般地。為d或d排布時，無顏色；為d一d排布時，有顏色，如[Co(HO)]顯粉紅色。據此判斷，[Mn(HO)] _______顏色(填“無”或“有”)。

(4)利用CO可以合成化工原料COCl：、配合物Fe(CO)5等。 ①

A．4個鍵 B．2個鍵、2個鍵

C．2個鍵、1個鍵 D．3個鍵、1個鍵

②Fe(CO)在一定條件下發生分解反應：Fe(CO)===Fe(s)+5CO，反應過程中，斷裂的化學鍵只有配位鍵。形成的化學鍵是___________。

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關鍵字: 知識點 高中化學 沃爾夫岡·泡利