化學(xué)選修三第一章知識點小結(jié)

選修三第一章知識點小結(jié)

一、核外電子排布：

1、能層：原子核外電子按______大小______排布，從內(nèi)到外分為____、____、____、____、____、____、

____七層，能量依次_____。各能層所能容納的電子個數(shù)為______。

2、能級：各能層電子的能量_______相同，不同能量的電子分別排布在____、____、____、____能級上，各

能層的能級個數(shù)與__________相等，各能級上所能容納的電子數(shù)分別為_____、____、____、____。3、電子云：電子云表示的是原子核外電子的出現(xiàn)在核外某空間的___________，將其中_____的區(qū)域圈出來

所繪制的圖形為______________。

s能級的電子云輪廓圖為_____形，_____方向性，因此各個能層的s能級均有____條軌道，最多能容納_____個電子；

p能級的電子云輪廓圖為_____形，_____方向性，有___個空間取向，因此各個能層的p能級均有____條軌道，最多能容納_____個電子；

d能級的電子云輪廓圖為_____形，_____方向性，有____個空間取向，因此各個能層的d能級均有____條軌道，最多能容納_____個電子；

f能級的電子云輪廓圖有____個空間取向，因此各個能級的f能級均有____條軌道。同一能層的同一能級中，幾個軌道之間能量_______。

4、能級組：各一個能級組從____開始，按照________________________順序排列，以____結(jié)束。二、核外電子排布的規(guī)律：

1、構(gòu)造原理：原子核外的電子排布遵循能量最低原理，電子的排布先后順序為：

1s_______________________________________________________________。2、泡利不相容原理和洪特規(guī)則：

（1）____________：在一個原子軌道里，最多容納_____個電子，且自旋______。表示為：（2）____________：基態(tài)原子中的電子優(yōu)先_______占據(jù)一個軌道，且自旋_______。如np3應(yīng)表示為：

3、原子光譜：

（1）基態(tài)：處于____________的原子叫做基態(tài)原子，基態(tài)原子的排布符合______________。（2）激發(fā)態(tài)：基態(tài)原子的電子______能量躍遷到高能層或者高能級，成為激發(fā)態(tài)原子。（3）基態(tài)原子的電子躍遷到高能層或者高能級時，_____能量，得到______光譜；當(dāng)電子躍遷回

基態(tài)時_____能量，得到______光譜。

【練習(xí)】

下列基態(tài)原子核外各電子排布中，違反了哪些原子或規(guī)則？正確的排布如何？

A.硼：1s22s3B.氮：1s22s22px22py1C.鈹：1s22p2D.銅：【Ar】3d94s2

3、幾個重要的電子排布式以及電子排布圖：元素CO－FPCa＋Al3VCr電子排布式簡化電子排布式外圍電子排布式外圍電子排布圖原子結(jié)構(gòu)示意圖＋CuAgGe＋Fe＋Ni2Pb

三、核外電子排布與周期、族的關(guān)系：1、與周期的關(guān)系：

（1）周期數(shù)＝________________。外圍電子排布為3d104s2的原子位于周期表的_______周期。（2）每周期元素核外電子排布，以_______開始，_______結(jié)束，每周期的元素個數(shù)＝______________，

依次為_____、_____、______、______、______、______、______；每周期結(jié)束的稀有元素的原子序數(shù)分別為______、______、______、______、______、______、______。

2、與族的關(guān)系：

（1）主族、0族元素外圍電子排布：________________，外圍電子總數(shù)＝_____________（2）過渡元素外圍電子排布：_________________

其中，ⅢB~ⅦB族：外圍電子總數(shù)＝_____________

Ⅷ族、ⅠB、ⅡB族：外圍電子總數(shù)＝_____________。

3、元素周期表的分區(qū)：

除_____區(qū)外，元素最后一個電子填入哪個能級，元素便位于周期表的哪個區(qū)，按此原則共分為____個區(qū)請將各自區(qū)的對應(yīng)的族的位置填入下列空格內(nèi)：s區(qū)：____________________________p區(qū)：____________________________

d區(qū)：____________________________f區(qū)：____________________________ds區(qū)：____________________________

以上5個區(qū)中，全部為金屬元素的區(qū)是_________________________________

【練習(xí)】

1、不查表，請寫出下列元素的價電子排布式，原子序數(shù)，以及位于周期表哪個區(qū)。

第三周期ⅦA族：____________________________________________________第四周期ⅢB族：____________________________________________________第五周期ⅠB族：____________________________________________________2、不查表，迅速寫出下列元素的價電子排布式，以及在周期表中的位置。

24號元素：__________________________________________________28號元素：__________________________________________________47號元素：__________________________________________________35號元素：__________________________________________________四、元素周期律1、原子半徑：

原子半徑的大小取決于兩個因素：_________________________和____________________________。同周期原子半徑從左到右依次_____________；同主族原子半徑從上到下依次____________。2、電離能：

_______________原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為___________正離子所需要的________能量叫做___________。電離能的變化規(guī)律：

（1）（2）（3）（4）

3、電負(fù)性：

電負(fù)性是用來描述不同元素對___________的_____力的大小，電負(fù)性越大，______力越______。電負(fù)性的變化規(guī)律：

（1）同一周期的電離能從左到右________________；（2）同一主族的電離能從上到下________________；

（3）電負(fù)性的大小可以用作判斷a._________________________________________________b._________________________________________________c._________________________________________________

4、對角線規(guī)則：

周期表中第二和第三周期處于______和______位置的三組元素（_____和_____、_____和_____、_____和_____、），由于__________相似，單質(zhì)以及化合物的性質(zhì)是相似的，請寫出下列物質(zhì)反應(yīng)的方程式：（1）Li和Mg：

a.與水反應(yīng)：________________________________、__________________________________b.在空氣中點燃：_______________________________、_______________________________c.碳酸鹽分解：________________________________、________________________________（2）Be和Al：

a.與酸反應(yīng)：________________________________、__________________________________b.與堿反應(yīng)：_______________________________、_______________________________

c.氫氧化物與酸：________________________________、________________________________d.氫氧化物與堿：________________________________、________________________________e．AlCl3和BeCl2都是___________化合物（3）B和Si：

a.B和Si都是常見的___________；

b.與NaOH反應(yīng)：_______________________________、_______________________________c.二者的最高價氧化物的水化物_______和_________都是_____酸。

同一周期的電離能從左到右________________，在________________________出現(xiàn)反常；同一主族的電離能從上到下________________；同一原子的逐級電離能依次___________；

同一原子的電離能出現(xiàn)劇烈變化時說明出現(xiàn)_____________。

擴(kuò)展閱讀：【人教版】高中化學(xué)選修3知識點總結(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動軌道（能級），叫做構(gòu)造原理。

能級交錯：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)象叫能級交錯。

說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低（實際上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機(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，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。

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，而不局限于某個能級。

（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。

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

↑↑

或

↓↓↓

，而↑↓↑

。

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，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。

前36號元素中，全空狀態(tài)的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充滿狀態(tài)的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。

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

②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，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外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

(2)電子排布圖(軌道表示式)

每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。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個電子，只有1個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)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

2.元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布

①分區(qū)

②各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點

③若已知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個電子時所需要的最低能量，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。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)性用來描述不同元素的原子對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

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱

②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”(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。

③金屬元素的電負(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.了解共價鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)

2.了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3），能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。3.了解簡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.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含氫鍵的物質(zhì)。要點精講一.共價鍵

1.共價鍵的本質(zhì)及特征

共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。2.共價鍵的類型

①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。

③按原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稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。3.鍵參數(shù)

①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．

4.等電子原理[來源:學(xué) 科 網(wǎng)]

原子總數(shù)相同、價電子總數(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

當(dāng)原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，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)型與價層電子對互斥模型

價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤對電子。

(1)當(dāng)中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致；(2)當(dāng)中心原子有孤對電子時，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

（2）配位化合物

①定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。②組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數(shù)為2。三.分子的性質(zhì)1.分子間作用力的比較2．分子的極性

(1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。(2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。3．溶解性

(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，

極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑．若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。(2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減�。�4．手性

具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。5．無機(jī)含氧酸分子的酸性

無機(jī)含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強(qiáng)，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4

第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

一.晶體常識1.晶體與非晶體比較

2.獲得晶體的三條途徑

①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）。③溶質(zhì)從溶液中析出。3.晶胞

晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。4.晶胞中微粒數(shù)的計算方法均攤法

如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個晶胞。中學(xué)中常見的晶胞為立方晶胞

立方晶胞中微粒數(shù)的計算方法如下：

注意：在使用“均攤法”計算晶胞中粒子個數(shù)時要注意晶胞的形狀

二.四種晶體的比較

2．晶體熔、沸點高低的比較方法

（1）不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。

金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低。（2）原子晶體

由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高．如熔點：金剛石＞碳化硅＞硅

（3）離子晶體

一般地說，陰陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強(qiáng)，相應(yīng)的晶格能大，其晶體的熔、沸點就越高。

（4）分子晶體

①分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常的高。②組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高。

③組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)（相對分子質(zhì)量接近），分子的極性越大，其熔、沸點越高。④同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點越低。（5）金屬晶體

金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強(qiáng)，金屬熔、沸點就越高。三.幾種典型的晶體模型

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