高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质
第一章 原子结构与性质.
一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理）
了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.
(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理.
①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.
③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.
①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 ②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 3.元素电离能和元素电负性 第一电离能：气态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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性.
随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化. (2).元素第一电离能的周期性变化.
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:
★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势. 说明：
①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、
P
②.元素第一电离能的运用：
a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.
b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱. (3).元素电负性的周期性变化.
元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势. 电负性的运用:
a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).
b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键). c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）. 例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是 A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na 例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是 A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性 D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
二.化学键与物质的性质. 内容：离子键――离子晶体
1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.
(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键. (2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.
离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大. 离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.
典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子. NaCl型晶体 CsCl型晶体 每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负同样每个C1—也被6个Na+所包围。 离子也被8个正离子所包围。 (3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法. 位置 贡献 顶点 1/8 棱边 1/4 面心 1/2 体心 1 2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.
(1).共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键. (2).共价键三参数. 键能 键长 键角 概念 对分子的影响 拆开1mol共价键所吸收的能量（单位：键能越大，键越牢固，分子越稳定 kJ/mol） 成键的两个原子核间的平均距离（单位：键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定 10-10米） 分子中相邻键之间的夹角(单位：度） 键角决定了分子的空间构型 共价键的键能与化学反应热的关系:反应热= 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和. 3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异. (1)共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键. (2)键的极性：
极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.
(3)分子的极性：
①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子. 非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.
②分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定. 非极性分子和极性分子的比较 形成原因 存在的共价键 分子内原子排列 非极性分子 非极性键或极性键 对称 极性分子 极性键 不对称 整个分子的电荷分布均匀，对称 整个分子的电荷分布不均匀、不对称 4.分子的空间立体结构（记住） 常见分子的类型与形状比较 分子类型 分子形状 键角 A A2 AB ABA ABA A4 AB3 AB3 AB4 球形 直线形 直线形 直线形 V形 180° ≠180° 键的极性 分子极性 代表物 极性 极性 极性 极性 极性 非极性 He、Ne 极性 极性 HCl、NO H2O、SO2 非极性 非极性 H2、O2 非极性 CO2、CS2 正四面体形 60° 平面三角形 120°三角锥形 ≠120° 非极性 非极性 P4 非极性 BF3、SO3 极性 NH3、NCl3 非极性 CH4、CCl4 正四面体形 109°28′ 极性
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