人教版化学 选修三 知识点归纳整理

一、原子核外电子排布原理

(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。

能层 最多容纳电子数（2n2） 离核远近 能量 各能层所含能级 最多容纳电子数 s 2 sp 2 6 1 K 2 2 L 8 3 M 18 具有能量由低及高 spd 2 6 10 spdf 2 6 10 14 … 4 N 32 5 O 50

距离原子核由远及近 （2）原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图称为原子轨道。电子云中的小黑点就表示电子吗？_________ (3) 原子轨道 S P 轨道形状 轨道个数 (4)核外电子排布遵循的三个原理：

a．能量最低原理 b．泡利原理 c．洪特规则及洪特规则特例

a．能量最低原理：电子尽先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序又遵循______原理。其中存在的能级交错现象有______________________________________________ b．泡利原理:一个原子轨道最多容纳__个电子，并且_______相反。

c．洪特规则：当电子在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先___________,并且自旋方向________

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道再全满、半满、全空状态时体系能量最低。 练习：写出Cr和Cu的电子排布式___________________, ______________________ 写出Br简化的电子排布式__________,写出Mn的外围电子排布式_______________ 画出N的电子排布图________________________________________

（5）当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光是电子释放能量的主要形式之一。故利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为_________. 二、原子结构与元素性质

1.原子的电子构型与周期的关系

(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。 （3）主族元素，族序数=________________________

副族元素：价电子数（外围电子数）是（n-1）d+ns的电子数与列序数相同

2.元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布

①分区

②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。 三、元素周期律

核电荷数 电子层结构 原子核对外层 电子的吸引力 主要化合价 元素性质 同周期：从左到右 逐渐增多 电子层数相同，最外层电子数递增 逐渐增强 正价+1到+7 负价-4到-1 同主族：从上到下 逐渐增多 电子层数递增，最外层电子数相同 逐渐减弱 最高正价等于族序数（F、O除外） 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电离能增大， 第一电离能逐渐减小， 电负性增大 电负性逐渐减小 酸性增强 碱性减弱 气态氢化物形成由难到易， 稳定性逐渐增强 酸性减弱 碱性增强 气态氢化物形成由易到难， 稳定性逐渐减弱 最高价氧化物 对应水化物的 酸碱性 非金属气态氢化物的形成和 热稳定性 说明：①离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。其中第ⅡA和ⅤA第一电离能反常，其原因是_________________

②属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

比较C.N.O三种元素的第一电离能和电负性____________________________________ ③对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如

第二章 分子结构与性质知识点归纳

1．微粒间的相互作用

按成键电子云 σ键

π键 的重叠方式

离子键 化学键 按成键原子

共价键 的电子转移（1）微粒间的

金属键 方式 相互作用

范德华力

分子间作用力

氢键

一般共价键 配位键

极性键 非极性键

(2)共价键的知识结构（成键元素电负性相差小于1.7，成键原子有未成对电子）

本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠） 特征：具有方向性和饱和性

（如s—sσ键、 特征 电子云呈轴对称

σ键

s—pσ键、p—pσ键)

成键方式

电子云分布的界面对通过键轴的π键 特征 一个平面对称（如p—pπ键）

共价单键—σ键

规律 共价双键—1个σ键、1个π键

共价叁键—1个σ键、2个π键 键能：键能越大，共价键越稳定

用于衡量共价键的稳定性 键参数 键长：键长越短，共价键越稳定

键角：描述分子空间结构的重要参数

共 价 键

2．分子构型与物质性质

分 子 构 型

构型解释： 杂化理论

定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道

sp杂化 2

分类 sp杂化

sp3杂化 实验测定 sp杂化：直线型

2

构型判断 杂化轨道理论 sp杂化：平面三角形

理论推测 sp3杂化：四面体型

价电子理论 决定因素 分

子 极 性

极 性 判 断

共价键的极性 分子空间构型

由非极性键结合而成的分子是非极性分子（O3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。对于ABn型分子，若中心原子A化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，否则为非极性分子

分 子

相似相溶规则：极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，

非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂

手性分子：概念 手性原子：概念

①分子构型与杂化轨道理论 杂化轨道的要点

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。

②分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。

(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致； (2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。

思考：价层电子对数=孤电子对数+σ键电子对，孤电子对数如何计算？

ABn型分子： 价层电子对数 2 3 4 孤电子对数 0 0 1 0 1 2 5 6 0 0 VSEPR模型 分子构型 中心原子杂化方式 不填 不填 ③配合物理论 1. 配位键：一个原子提供孤电子对，一个原子提供空轨道而形成的共价键。

2. 配合物：由提供孤电子对的配体（分子或离子）与接受孤电子对的中心原子（金属离子

或原子）以配位键结合的化合物。

3. 组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2

注意：含配位键的不一定是配合物，配合物中一定含配位键。配合物在水溶液中外界和内界能完全电离，内界几乎不电离。叶绿素、血红素和维生素B12都是配合物 思考：画出Cu（NH3）42+中的配位键。

3．等电子原理

等电子原理是指原子数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，其性质相近。如CO和N2，都为二原子十价电子分子，二者的物理性质如熔点、沸点、水中溶解度等 方面都非常接近，但化学性质差异较大，如CO有还原性和可燃性，而N2还原性很弱，且不具有可燃性。等电子原理不只局限于无机物，在有机物中也存在，如苯(C6H6)和硼氮苯 (B3N3C6)，二者都为十二原子三十价电子分子，其性质相近。 4．氢键及其对物质性质的影响

定义：由与电负性很强的原子（N O F）形成共价键的氢原子与另一个 分子中电负性很强的原子（N O F）之间形成的作用力

分子内氢键：

分类 分子间氢键 氢 键 属性：氢键不属于化学键，属于一种较弱的作用力，其大小介于范

德华和化学键之间 对物质性质的影响： （1） 溶质分子和溶剂分子间形成氢键，则溶解度骤增 （2） 氢键的存在，使分子的熔沸点升高

5．无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4

第三章 晶体结构与性质知识点归纳

一、晶体的常识 1.晶体与非晶体比较 本质差别 自范性 晶 体 非 晶 体 有 无 微观结构 性质差别 固定熔点 各向异性 有 无 凝固、凝华、结晶 X-衍射 实验等 制法 鉴别方法 呈周期性有序 有 排列 无序排列 无 2.获得晶体的三条途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。③溶质从溶液中析出。 3.晶胞

晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。 4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法

⑴处于顶点的粒子，同时为8个晶胞共有，每个粒子有( )属于晶胞； ⑵处于棱上的粒子，每个粒子有( )属于晶胞。 ⑶处于面上的粒子，每个粒子有( )属于晶胞。

⑷处于内部的粒子，( )属于晶胞。 二、四类晶体的比较

晶体类型 构成微粒 微粒间作用力 离子晶体 阳阴离子 肯定有离子键可能有共价键 原子晶体 原子 共价键 分子晶体 分子 分子间：范德华力 分子内：共价键 稀有气体只含范德华力 有分子 破坏分子间作用力 金属晶体 金属离子 和自由电子 金属键 是否有分子存在 熔化时键的变化 物质种类 无 断开离子键 无分子、是巨大网状结构 断共价键 无 减弱 大多数盐、强碱 金刚石、Si、SiO2、气体、多数非金属单金属及合金 活泼金属 SiC、B、BN、AlN、 质、酸、多数有机物 Si3N4 氧化物 离子晶体 较大 较高 易溶于极性溶剂 熔化或溶于水能导电 分子晶体 较小 较低 相似相溶 不易导电 原子晶体 很大 很高 难溶 不易导电 金属晶体 一般较大，部分小 有高有低 难溶，有些可与水反应 良导体 （导电传热） 金属的导电导热性随温度升高而降低 三、四类晶体结构与性质的比较

硬 度 熔、沸点 溶解性 导电性 晶体熔沸点高低的判断

⑴不同晶体类型的熔沸点比较

一般：原子晶体>离子晶体>分子晶体（有例外） ⑵同种晶体类型物质的熔沸点比较

①离子晶体：阴、阳离子电荷数越大，半径越小，晶格能越大，熔沸点越高

②原子晶体：原子半径越小→键长越短→键能越大，熔沸点越高 如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅 ③分子晶体：组成和结构相似的分子晶体

相对分子质量越大，分子的极性越大（如N2和CO），范德华力越大，熔沸点越高 （含氢键时反常）

④金属晶体： 金属阳离子电荷数越高，半径越小，金属键越强，熔沸点越高 五、几种典型晶体空间结构

1.氯化钠晶体中阴、阳离子的配位数是 6 ，即每个Na+紧邻 6 个Cl-,这些Cl-构成的几何图形是 正八面体；每个Na+与12个Na+等距离相邻。平均每个氯化钠晶胞含有(4)个Na+和( 4 ) 个Cl-。Na+位于晶胞的棱心和体心。Cl-位于晶胞的顶点和面心。

2.在氯化铯晶体中，每个Cl-(或Cs+)周围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+周围距离相等且最近的Cs+共有 6

个，这几个Cs+(或Cl-)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- 。Cs+位于晶胞的顶点，Cl-位于晶胞的体心。 注意：决定离子晶体结构的重要因素有几何因素和电荷因素。 几何因素：正负离子的半径比。 正负离子半径比 0.2~0.4 0.4~0.7 0.7~1.0 配位数 4 6 8 晶胞类型 ZnS型 NaCl型 CsCl型 电荷因素：正负离子的电荷比 3.干冰晶体

(1)二氧化碳分子的位置：

（2）每个晶胞含二氧化碳分子的个数

（3）与每个二氧化碳分子等距离且最近的二氧化碳分子有几个？

注意：如果分子晶体中只存在范德华力，若以一个分子为中心，其周围通常有12个紧邻的分子。该特征称为分子密堆积。如C60、O2等

4.金刚石属于原子晶体,这种晶体的特点是 空间网状，无单个分子.金刚石中每个C原子与 4个C原子紧邻，由共价键构成最小环状结构中有6 个C原子.晶体中C原子个数与C-C键数之比为： 1∶(4×1/2)=1∶2 ，金刚石中C原子的位置顶点、面心、体心5个。

5.二氧化硅中每个Si与 4 个O原子形成共价键,每个O与2个Si原子形成共价键。不存在单个二氧化硅分子。在晶体中Si与O原子个数比为1︰2,.平均每1 mol SiO2晶体中含有Si-O键最接近_4mol。

6.石墨属于混合晶体,是层状结构, C原子呈sp2杂化； 晶体中每个C原子被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2:1:3。 晶体中存在的作用有：共价键、金属键和范德华力

7.白磷的键角为多少？Wg白磷中磷磷单键的数目为多少？60°,(W/124) ×6 ×NA

2.几种金属晶体的晶胞

简单立方(钋) 体心立方(钾型) 镁型 面心立方(铜型)

配位数 6 8 12 12 空间利用率 52% 68% 74% 74% 晶胞平均所 1 2 2 4 含的粒子数

注意：1.简单立方堆积构成的晶胞是简单立方，相邻的原子紧挨

2.体心立方堆积构成的晶胞是体心立方，位于体对角线的三个原子紧挨 3.六方最密堆积（ABABAB…）镁、锌、钛，晶胞为平行六面体

4.面心立方最密堆积（ABCABC…）铜、银、金，晶胞为面心立方，位于面对角线上的三个原子紧挨。