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1、高中化学选修3 学问点总结主要学问要点：1 、原子结构2 、元素周期表和元素周期律3 、共价键4 、分子的空间构型5 、分子的性质6 、晶体的结构和性质（一）原子结构1 、能层和能级（ 1）能层和能级的划分 在同一个原子中，离核越近能层能量越低； 同一个能层的电子，能量也可能不同，仍可以把它们分成能级s、 p 、 d 、 f ，能量由低到高依次为s、 p、 d、 f ； 任一能层，能级数等于能层序数； s、 p、 d、 f,可容纳的电子数依次是1 、 3、 5 、7,的两倍； 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同；（ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（
2、n ：能层的序数）；2 、构造原理（ 1）构造原理是电子排入轨道的次序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布；（ 2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一；（ 3）不同能层的能级有交叉现象，如E （ 3d） E（ 4s ）、 E （ 4d） E （ 5s）、 E（ 5d ） E（ 6s）、 E（ 6d ） E （ 7s）、 E（ 4f） E（ 5p ）、 E（ 4f ） E （ 6s）等；原子轨道的能量关系是：ns（ n-2 ） f （ n-1 ） d np（ 4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素
3、数目；依据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n 2 ；最外层不超过8 个电子；次外层不超过18 个电子；倒数第三层不超过32 个电子；（ 5）基态和激发态 基态：最低能量状态；处于最低能量状态的原子称为基态原子； 激发态：较高能量状态（相对基态而言）；基态原子的电子吸取能量后，电子跃迁至较高能级时的状态；处于激发态的原子称为激发态原子； 原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸取（基态 激发态）和放出（激发态 较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱 原子光谱（吸取光谱和发射光谱）；利用光谱分析可以发觉新元素或利用特点谱线鉴定元素；3 、电子云与
4、原子轨道（ 1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道；因此，人们用 “ 电子云 ” 模型来描述核外电子的运动； “ 电子云 ” 描述了电子在原子核外显现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述；（ 2）原子轨道：不同能级上的电子显现概率约为90% 的电子云空间轮廓图称为 原子轨道；s 电子的原子轨道呈球形对称，ns 能级各有1 个原子轨道；p 电子的原子轨道呈纺锤形，np 能级各有3 个原子轨道，相互垂直（用px、py 、p z表示）； nd 能级各有 5 个原子轨道；nf 能级各有7 个原子轨道；4 、核外电子排布规律（ 1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最
5、低的能级里，然后排布在能量逐步上升的能级里；（ 2）泡利原理：1 个原子轨道里最多只能容纳2 个电子，且自旋方向相反；（ 3）洪特规章：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同；（ 4）洪特规章的特例：电子排布在p、 d、 f 等能级时，当其处于全空、半布满或 全布满时，即p0 、 d0、 f 0、 p 3、 d 5、 f 7、 p 6、 d10 、 f 14 ，整个原子的能量最低，最稳固；能量最低原理表述的是“ 整个原子处于能量最低状态” ，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规章都使“ 整个原子处于能量最低状态” ；（ 5）（ n -1） d 能级
6、上电子数等于10 时，副族元素的族序数=ns 能级电子数（二）元素周期表和元素周期律1 、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构打算：原子核外的能层数打算元素所在的周期， 原子的价电子总数打算元素所在的族；（ 1）原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层（电子层）相同，依据最高能级组电子数依次增多的次序排列的一行元素；即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期；同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐步减弱，非金属性逐步增强；（ 2）原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同（外围电子排布相同），依据电子层数依次增加的次序排列的一列元素；即元素周期表中的一个列为一
7、个族（第族除外）；共有十八个列，十六个 族；同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐步增强，非金属性逐步减弱；（ 3）原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成5 个区，分别为s 区、 p 区、 d 区、 f 区和ds 区，除ds 区外，区的名称来自按构造原理最终填入电子的能级的符号；2、元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律；元素周期律 主要表达在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化；元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性；（ 1）同周期、同主族元素性质的递变规律同周期（左右）同主族（上
8、下）逐步增大增大相同增多逐步减小最高正价由+1+7负价数=（ 8逐步增大最高正价和负价数均相核电荷数原子能层（电子层）数结构原子半径化合价 族序数）同，最高正价数=族序数元素的金属性和非金属性逐步减弱，非金属性逐步金属性逐步增强，非金属 元素金属性增强性逐步减弱性质第一电离能呈增大趋势（留意反常点：A族和 A 族、 A 族和 A 族）逐步减小电负性逐步增大逐步减小（ 2）微粒半径的比较方法 同一元素：一般情形下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子 的离子半径小于相应原子的原子半径； 同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小；如：NaMgAlSiPS
9、Cl 同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大；如：LiNaKRbCs， F -Cl -Br - Na + Mg 2+ Al 3+ 半径依次减小；如：F（ 3）元素金属性强弱的判定方法本质原子越易失电子，金属性越强；1. 在金属活动次序表中越靠前，金属性越强判定依据2. 单质与水或非氧化性酸反应越猛烈，金属性越强3. 单质仍原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子的先后）4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强5. 如 x n+yx+y m+就 y 比 x 金属性强6. 原电池反应中负极的金属性强7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属
10、性强8. 失去相同数目的电子，吸取能量少的金属性强（ 4）非金属性强弱的判定方法本质原子越易得电子，非金属性越强1. 与 H 2 化合越易，气态氢化物越稳固，非金属性越强2. 单质氧化性越强，阴离子仍原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）判定3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 方法4. A n-+BB m-+A就 B 比 A 非金属性强5. 与同种仍原剂反应，先反应的非金属性强6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强（三）共价键1 、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能
11、量降低；2 、共价键类型：（ 1） 键和 键 键 键成键方向沿键轴方向 “ 头碰头 ”平行或 “ 肩并肩 ”电子云外形轴对称镜像对称坚固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂单键是 键； 双键有一个是 键， 另一个是 键；成键判定规律三键中一个是 键，另两个为 键；（ 2）极性键和非极性键非极性键极性键由同种元素的原子形成的共价定义键，共用电子对不发生偏移由不同种元素的原子形成的 共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子才能相同不同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子才能强的一方成键原子的电性判定依据不显电性显电性举例单质分子（如H 2、 Cl 2）和某些化合物（如Na2O 2、 H 2O 2）
12、气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根等（ 3）配位键：一类特别的共价键，一个原子供应空轨道，另一个原子供应一对电子所形成的共价键； 配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物；如： Cu H 2O 4SO 4、Cu NH 3 4 OH 2 、 Ag NH 3 2 OH、 Fe SCN3 等； 配位化合物的组成：3 、共价键的三个键参数概念对分子的影响分子中两个成键原子核间距键长离（米）对于气态双原子分子AB ，拆键能开 1molA-B键所需的能量键长越短，化学键越强，形成的分 子越稳固键能越大，化学键越强，越坚固， 形成的分子越稳固键角键与键之间的夹角键角打算分子空间构型（ 1）
13、键长、键能打算共价键的强弱和分子的稳固性，键角打算分子空间构型和分子的极性；（ 2）键能与反应热：反应热生成物键能总和反应物键能总和（四）分子的空间构型1 、等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相像的化学键特点，很多性质是相像的， 此原理称为等电子原理；（ 1）等电子体的判定方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同； =N 3 或（ 等 电 子 的 推 断 常 用 转 换 法 ， 如CO 2 =CO+O=N2+O=N2 O=N 2 +NSO 2 =O+O2=O 3 =N+O 2 = NO2）（ 2 ）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相像，空间构型相同，可运用来猜测分子空间的构型和性质；2 、价电子互斥理论（ 1）价电子互斥理论的基本
