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1、高中化学选修3 物质结构与性质 全册知识点总结高中化学选修3知识点总结 主要知识要点：、原子结构、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()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,还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、7的两倍。能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。（）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（n:能层的序数)。2、构造原理（1)构
2、造原理是电子排入轨道的顺序,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。（）不同能层的能级有交错现象,如(d)E(4s)、E（4d）(5s)、E（5d)E(6s)、E(6d)E()、E（4f）E（5p）、E(4f）E(6s)等。原子轨道的能量关系是:(n） （n-1)gASiPSCl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：LiNaRbs,-Mg+A3（3)元素金属性强弱的判断方法本质原子越易失电子,金属性越强。判断依据 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强. 单质与水或非氧
3、化性酸反应越剧烈，金属性越强3单质还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）. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强. 若xn+x+ym+ 则y比x金属性强.原电池反应中负极的金属性强7. 与同种氧化剂反应,先反应的金属性强 失去相同数目的电子,吸收能量少的金属性强(4）非金属性强弱的判断方法本质原子越易得电子,非金属性越强判断方法1. 与2化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性越强2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱,非金属性越强(电解中在阳极上得电子的先后)3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强4. n-+BB-A 则B比A非金属性强5. 与同种还
4、原剂反应,先反应的非金属性强.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”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度强度大,不易断裂强度小,易断裂成键判断规律单键是键；双键有一个是键，另一个是键;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 键定义由同种元素的原子形成的共价键，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
5、子能力相同不同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的一方成键原子的电性判断依据不显电性显电性举例单质分子(如H2、Cl2)和某些化合物(如Na2O、HO2)气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根等（3)配位键：一类特殊的共价键,一个原子提供空轨道，另一个原子提供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（H2O)4SO4、C（N3)(H）2、A()OH、Fe(SC) 3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键长分子中两个成键原子核间距离（米)键长越短,化学键越强,形成的分子越稳定键能对于气态双原子分子AB，拆开1mA
6、-B键所需的能量键能越大,化学键越强,越牢固，形成的分子越稳定键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型（1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定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、等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的,此原理称为等电子原理。(1）等电子体的判断方法：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。（等电子的推断常用转换法，如CO=CO+=N+ONO=2+N3或O2O+2O3NO2
7、= NO2)（2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预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要点:ABn型分子(离子)中中心原子A周围的价电子对的几何构型,主要取决于价电子对数(n）,价电子对尽量远离,使它们之间斥力最小。（2)AB型分子价层电子对的计算方法：对于主族元素，中心原子价电子数最外层电子数,配位原子按提供的价电子数计算，如:PCl中O、S作为配位原子时按不提供价电子计算,作中心原子时价电子数为6；离子的价电子对数计算如:NH+:;S42- :、杂化轨道理论()杂化轨道理论的基本要点：能量相近的原子轨道才能参与杂化。杂化后的
8、轨道一头大,一头小,电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠,形成键；由于杂化后原子轨道重叠更大,形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。（)s、杂化轨道和简单分子几何构型的关系杂化类型spsp 2p 3sp 3不等性杂化轨道夹角8 o1210928中心原子位置A,AAAA中心原子孤对电子数123分子几何构型直线形三角形正四面体三角锥形V字形直线形实例BeCl2、HgCl2BF3CH4、SiCl4NH3、HH2O、HHC（）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。(4)中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键,如果有1个叁键，则其中有2个键,用去了个p轨道，形成的是sp杂化;如果有个双键则其中
