高中化學(xué)選知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

　　化學(xué)選修3篇一：【人教版】高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

　　第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

　　一.原子結(jié)構(gòu)

　　1.能級(jí)與能層

　　2.原子軌道

　　3.原子核外電子排布規(guī)律 ⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道（能級(jí)），叫做構(gòu)造原理。

　　能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。

　　說(shuō)明：構(gòu)造原理并不是說(shuō)4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低（實(shí)際上4s能級(jí)比3d能級(jí)能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低。也就是說(shuō)，整個(gè)原子的能量不能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。

　　（2）能量最低原理

　　現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱能量最低原理。

　　構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級(jí)。

　�。�3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，

　　一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個(gè)原理稱為泡利（Pauli）原理。

　　（4）洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道（能量相同）時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式

　　為↑ ↑ ↑ 或↓ ↓ ↓ ↑↓ ↑

　　洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。

　　前36號(hào)元素中，全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充滿狀態(tài)的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

　　4. 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

　　(1)電子排布式

　　①用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

　�、跒榱吮苊怆娮优挪际綍�(shū)寫(xiě)過(guò)于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)表示，例如K：[Ar]4s1。

　　(2)電子排布圖(軌道表示式)

　　每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。

　　如基態(tài)硫原子的軌道表示式為

　　二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

　　1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系

　　(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。

　　(2)一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量相同的能級(jí)，而是能量相近的能級(jí)。

　　2.元素周期表的分區(qū)

　　(1)根據(jù)核外電子排布

　　①分區(qū)

　�、诟鲄^(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)

　�、廴粢阎�元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過(guò)渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。

　　三.元素周期律

　　1.電離能、電負(fù)性

　　（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

　�。�2）元素的電負(fù)性用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

　�。�3）電負(fù)性的應(yīng)用

　�、倥袛嘣�素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱

　�、诮饘俚碾娯�(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

　�、劢饘僭�素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。 ④同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。

　　2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

　　3.對(duì)角線規(guī)則

　　在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如

　　第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

　　課標(biāo)要求

　　1.了解共價(jià)鍵的主要類型?鍵和?鍵，能用鍵長(zhǎng)、鍵能和鍵角等說(shuō)明簡(jiǎn)單分子的某些性質(zhì)

　　2.了解雜化軌道理論及常見(jiàn)的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3），能用價(jià)層電子對(duì)互斥理論或者雜化軌道理論推測(cè)常見(jiàn)的簡(jiǎn)單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。

　　3.了解簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況。

　　4.了解化學(xué)鍵合分子間作用力的區(qū)別。

　　5.了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。

　　要點(diǎn)精講

　　一.共價(jià)鍵

　　1.共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征

　　共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，其特征是具有飽和性和方向性。

　　2.共價(jià)鍵的類型

　�、侔闯涉I原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。

　　②按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。

　�、郯丛�子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對(duì)稱性，后者的電子云具有鏡像對(duì)稱性。

　　3.鍵參數(shù)

　�、冁I能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。

　�、阪I長(zhǎng)：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。

　�、坻I角：在原子數(shù)超過(guò)2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。

　�、苕I參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響

　　鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．

　　4.等電子原理[來(lái)源:學(xué)科網(wǎng)]

　　原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。

　　二.分子的立體構(gòu)型

　　1．分子構(gòu)型與雜化軌道理論

　　雜化軌道的要點(diǎn)

　　當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。

　　2分子構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)互斥模型

　　價(jià)層電子對(duì)互斥模型說(shuō)明的是價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空間構(gòu)型，不包括孤對(duì)電子。

　　(1)當(dāng)中心原子無(wú)孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；

　　(2)當(dāng)中心原子有孤對(duì)電子時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。

　　3.配位化合物

　�。�1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較

　　化學(xué)選修3篇二：高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)全部歸納

　　高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)全部歸納（物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)）

　　第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).

　　一、認(rèn)識(shí)原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級(jí)）的含義.

　　1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大；離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)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(yùn)動(dòng)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(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q.

　　原子軌道（能級(jí)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(yùn)動(dòng)，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(gè)數(shù)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1～36號(hào)元素原子核外電子的排布.

　　(1).原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)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(jìn)入能量高的軌道. ②.泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)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(shí)，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(jià)軌道的全充滿（p、d、f）、半充滿（p、d、f）、全空時(shí)(p、0051101d、f)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d4s、29Cu [Ar]3d4s. (3).掌握能級(jí)交錯(cuò)圖和1-36號(hào)元素的核外電子排布式.

　�、俑鶕�(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

　　②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高；在同一能級(jí)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(fù)性

　　第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)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(hào)I1表示，單位為kJ/mol。 (1).原子核外電子排布的周期性.

　　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

　　126

　　素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns到nsnp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(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最��；

　　6

　　10

　　14

　　3

　　5

　　7

　　★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì). 說(shuō)明：

　�、偻�周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)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于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P ②.元素第一電離能的運(yùn)用：

　　a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.

　　b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱. (3).元素電負(fù)性的周期性變化.

　　元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。

　　隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì). 電負(fù)性的運(yùn)用:

　　a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).>1.7，離子鍵；<1.7，共價(jià)鍵). c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）.

　　d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）. 例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是A．K、Na、LiB．N、O、C C．Cl、S、PD．Al、Mg、Na 例9.已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性X＞Y，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是 A．X與Y形成化合物時(shí)，X顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià) B．第一電離能可能Y小于X

　　C．最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于Y對(duì)應(yīng)的酸性 D．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX

　　二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì). 內(nèi)容：離子鍵――離子晶體

　　1.理解離子鍵的含義，能說(shuō)明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).

　　(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵. (2).離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵.

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

　　離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來(lái)衡量，晶格能是指拆開(kāi)1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大. 離子晶體:通過(guò)離子鍵作用形成的晶體.

　　典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周?chē)��?個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周?chē)��?個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子；氯化銫晶

　　體中，每個(gè)銫離子周?chē)��?個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周?chē)��?個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子.

　　(3).晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算方法--均攤法.

　　2.了解共價(jià)鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角等數(shù)據(jù)說(shuō)明簡(jiǎn)單分子的某些性質(zhì)（對(duì)σ鍵和π鍵之間相對(duì)強(qiáng)弱的比較不作要求）.

　　(1).共價(jià)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(jià)鍵-配位鍵. (2).共價(jià)鍵三參數(shù).

　　共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱= 所有反應(yīng)物鍵能總和－所有生成物鍵能總和. 3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異. (1)共價(jià)鍵:原子間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵. (2)鍵的極性：

　　極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對(duì)發(fā)生偏移.

　　非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移.

　　(3)分子的極性：

　�、贅O性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子. 非極性分子：正電荷中心和負(fù)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(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決定.非極性分子和極性分子的比較

　　4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)（記�。�

　　常見(jiàn)分子的類型與形狀比較

　　5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系. (1).原子晶體：所有原子間通過(guò)共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)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(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周?chē)�四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵；晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵.

　　(3).共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：金剛石>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(jiàn)金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)（晶體內(nèi)部空隙的識(shí)別、與晶胞的邊長(zhǎng)等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計(jì)算不作要求）.

　　(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用. 請(qǐng)運(yùn)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.

　　(2)①金屬晶體:通過(guò)金屬鍵作用形成的晶體.

　　②金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律:陽(yáng)離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：NaK>Rb>Cs．金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子 7.了解簡(jiǎn)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）.

　　(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵.即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對(duì)電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵.

　　(2)①.配合物：由提供孤電子對(duì)的配位體與接受孤電子對(duì)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.

　　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(duì)的原子. ③配合物的組成.

　�、芘浜衔锏男再|(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定.當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).

　　三.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(méi)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(duì)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(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)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(diǎn)越高.但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高.

　　3.了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響（對(duì)氫鍵相對(duì)強(qiáng)弱的比較不作要求）.

　　NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高. 影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，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.

　　化學(xué)選修3篇三：化學(xué)選修三知識(shí)點(diǎn)~~

　　高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)全部歸納（物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)）

　　▼第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).

　　一、認(rèn)識(shí)原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級(jí)）的含義.

　　1

　　(1).原子核外電子排布的周期性.

　　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(shì)，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(shì). 說(shuō)明：

　�、偻�周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)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于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P ②.元素第一電離能的運(yùn)用：

　　a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.

　　b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱. (3).元素電負(fù)性的周期性變化.

　　元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。

　　隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì). 電負(fù)性的運(yùn)用:

　　a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).>1.7，離子鍵；<1.7，共價(jià)鍵). c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）.

　　d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）. 例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是A．K、Na、LiB．N、O、C C．Cl、S、PD．Al、Mg、Na 例9.已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性X＞Y，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是 A．X與Y形成化合物時(shí)，X顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià) B．第一電離能可能Y小于X

　　C．最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于Y對(duì)應(yīng)的酸性 D．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX

　　二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì). 內(nèi)容：離子鍵――離子晶體

　　1.理解離子鍵的含義，能說(shuō)明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).

　　(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵. (2).離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵.

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

　　離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來(lái)衡量，晶格能是指拆開(kāi)1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大. 離子晶體:通過(guò)離子鍵作用形成的晶體.

　　典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周?chē)��?個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周?chē)��?個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子；氯化銫晶體中，每個(gè)銫離子周?chē)��?個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周?chē)��?個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子.

　　(3).晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算方法--均攤法.

　　2.了解共價(jià)鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角等數(shù)據(jù)說(shuō)明簡(jiǎn)單分子的某些性質(zhì)（對(duì)σ鍵和π鍵之間相對(duì)強(qiáng)弱的比較不作要求）.

　　(1).共價(jià)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(jià)鍵-配位鍵.

　　(2).共價(jià)鍵三參數(shù).

　　共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱= 所有反應(yīng)物鍵能總和－所有生成物鍵能總和. 3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異. (1)共價(jià)鍵:原子間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵.

　　(2)鍵的極性：

　　極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對(duì)發(fā)生偏移. 非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移. (3)分子的極性：

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

　�、诜肿訕O性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決定.非極性分子和極性分子的比較

　　4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)（記住） 常見(jiàn)分子的類型與形狀比較

　　5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系.

　　(1).原子晶體：所有原子間通過(guò)共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)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(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周?chē)�四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵；晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵.

　　(3).共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：金剛石>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(jiàn)金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)（晶體內(nèi)部空隙的識(shí)別、與晶胞的邊長(zhǎng)等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計(jì)算不作要求）. (1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用.

　　請(qǐng)運(yùn)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.

　　(2)①金屬晶體:通過(guò)金屬鍵作用形成的晶體.

　�、诮饘冁I的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律:陽(yáng)離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高.如熔點(diǎn)：NaK>Rb>Cs．金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子

　　7.了解簡(jiǎn)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）. (1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵.即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對(duì)電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵.

　　(2)①.配合物：由提供孤電子對(duì)的配位體與接受孤電子對(duì)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.

　�、谛纬蓷l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(duì)的原子. ③配合物的組成.

　�、芘浜衔锏男再|(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定.當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).

　　三.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(méi)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(duì)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(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)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(diǎn)越高.但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高.

　　3.了解氫鍵的存在對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響（對(duì)氫鍵相對(duì)強(qiáng)弱的比較不作要求）.

　　NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高. 影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，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.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別.

　　四、幾種比較

　　1、離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較

　　2、非極性鍵和極性鍵的比較

　　3．物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較（重點(diǎn)）

　�。�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(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。 ①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點(diǎn)就越高。 ②分子晶體：對(duì)于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點(diǎn)越高。 ③原子晶體：鍵長(zhǎng)越小、鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。 （3）常溫常壓下?tīng)顟B(tài) ①熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì) ②沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)

　　高考化學(xué)中的120個(gè)關(guān)鍵知識(shí)點(diǎn)

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