《选修3》知识整理
第一章原子结构与性质
第1节原子结构
一、原子的诞生
1、氢是宇宙中最丰富的元素，约占宇宙原子总数的88.6%。
2、地球上的元素绝大多数是金属，非金属（包括稀有气体）仅22种。
二、能层与能级
1、多电子原子的核外电子的能量是不同的。按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能
层，由内向外，分别是K、L、M、N、O、P、Q……能层。每个能层最多容纳的电子数为22
? ?
个。
2、多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，用符号s、p、
d、f……表示。任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。
三、构造原理与电子排布式
1、绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循图1-2的排布顺序，人们把它称为构造原理。要求记住：ls-*2s-*2p-*3s^3p-*4s-*3d-*4p-*
2、要求能写出1-36号元素的电子排布式（重点：N、0、Al、Cr、Fe、Cu等）。注意区分电子排布式与电子排布图、外围电子（也即价电子）排布式与外围电子排布图。
四、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1、原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于能疑最低状态的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较髙能级，变成激发态原子。相反，电子从较髙能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能疑。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。
2、不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光。可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。电子由激发态跃迁到基态，产生发射光谱：电子由基态跃迁到激发态，产生吸收光谱。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴左元素，称为光谱分析。
五、电子云与原子轨道
1、量子力学指岀，不可能像描述宏观物体运动那样，确左具有一左空间运动状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它出现在原子核外空间各处的概率。
2、电子云是处于一立空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。在电子云图中，一个小黑点表示电子在核外空间某处岀现的一次槪率，并非表示一个电子。小黑点越密，表明槪率密度越大。要记住氢原子的电子云图。
3、量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。s、p、d、f……排序的各能级含有的原子轨道数依次为1、3、5、7……o s电子的电子云轮廓图为球形，p电子的电子云轮廓图是哑铃形的，有禺、p,、p/三个相互垂直的电子云。
六、泡利原理和洪特规则
1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反。
2、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。
3、基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。
第2节原子结构与元素的性质
一、原子结构与元素周期表
1、元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。元素的原子结构与英在周期表中的位置关系如下：能层数=周期序数主族的族序数=最外层电子数。
二、元素周期律
1、原子半径。
同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
2、电离能
（1）气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
（2）原子的第一电离能随核电荷数递增的规律，如下图所示：
（1）电负性描述的是不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（2）一般来说，周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大：周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
（3）电负性的大小也可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的'‘类金属”的电负性则在1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。
第二章分子结构与性质
第1节共价键
一、共价键
1、。键是两个原子的电子云沿键轴方向“头碰头”重叠形成的，。键电子云形状呈轴对称：H 键
是两个原子的电子云沿键轴平行方向''肩并肩”重叠形成的，电子云形状呈镜而对称。刃键不
如。键牢固，比较容易断裂。
2、判断共价键成分的一般规律：共价单键是c键：共价双键中有一个c键，另一个是X键：共
价三键由一个0键和两个H键组成。
二、键参数
1、键能：气态基态原子形成lmol化学键释放的最低能量。（或拆开lmol化学键所吸收的最低能虽:）。键能越大，意味着这个化学键越稳定，越不容易被打断。
2、键长：是形成共价键的两个原子之间的核间距。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。
3、键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。键角是描述分子立体结构的重要
参数。
三、等电子原理
1、等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子（或离子），如CO和N
2、CO?和20。
2、等电子原理的应用：互为等电子体的两个分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质是相
近的。
第2节分子的立体构型
一、形形色色的分子
1、大多数分子是由两个以上原子构成的，于是就有了分子中的原子的空间关系问题，这就是所谓"分子的立体构型”。
（1）三原子分子的立体构型有直线形和V形两种。如CO2分子呈直线形，而H2O分子呈V 形。
（2）大多数四原子分子采取平面三角形和三角锥形两种立体构型。如甲醛（CH』。）分子呈平面三角形，氨分子呈三角锥形。
（3）五原子分子的可能立体构型更多，最常见的是正四面体形，如甲烷分子的立体构型为正四而体形。
二、价层电子对互斥理论
1、理论核心：分子的立体构型是“价层电子对”相互排斥的结果。
貝基本要点有二：
（1）分子或离子的空间构型取决于中心原子上的价层电子对数，价层电子对包抵o键电子对和
孤对电子C
（2）价层电子对间尽可能远离以使斥力最小。
对ABn型分子，中心原子上的孤对电子数=（a—xb）/2
2、理论模型：价电子互斥模型又称VSEPR模型，可用来预测分子的立体结构。
典型应用:
三、杂化轨道理论
1、基本要点：在形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道。这种轨道重新组合的过程叫做杂化，所形成的新轨道就称为杂化轨道。（1）杂化前后轨道数目不变"（2）杂化后轨逍伸展方向、形状发生改变。电子云一头大, 一头小，成键时重叠程度更大。
2、各种杂化轨道特点：
（1）2个sp杂化轨道在一条直线上，轨道间夹角180°。
（2）3个sp?杂化轨道在一个平而内均匀分布，轨道间夹角120°。
（3）4个sp?轨道在空间均匀分布，轨道间夹角109° 28’。
注意：①sp 杂化和sp2杂化形式中还有未参与杂化的P 轨道，这些P 轨道可用于形成H 键。② 杂化轨道只用于形成0键或者用来容纳未参与成键的孤对电子。
3衆化类型
SP
sp 2 sp 3 参加杂化的 轨道 1个s 枕道和 1个P 轨道 1个s 轨道和 2个D 轨道
1个s 轨道和 3个D 轨道
杂化轨道数 2
3
4
杂化轨道间 的夬角 180° 120°
109。28 ?
分子空间构型
直线形
丿\ 7
平面三角形V 形
IF 四面体形三角镣形V 形
实例 BeCh ■ co
BF 3 SOi
CH 4 NH 3 H 2O
价展电子对数
2
3
4
四、配合物理论简介
1、配合物：通常把接受孤电子对的金属离子（或原子）与某些提供孤电子对的分子或离子以配
位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。
2、配合物的组成:
3、几种含配位键的离子的结构式:
配位教
配体
中
心离子
H-O-Hp H-NHI
H
、+ ? H 2O
J H 2O
- 聲【3 ]2+
H3N+ Cu —NII 3
J f
NH 3
第3节分子的性质
一、键的极性和分子的极性
1、共价键有两种：极性共价键和非极性共价键。由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键，如H-C1键；电子对不发生偏移的共价键是非极性键（一般由相同原子形成），如H
2、分子有极性分子和非极性分子之分。在极性分子中，正电中心与负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性（§+）,另一部分呈负电性（?-）;非极性分子的正电中心和负电中心重合。
3、分子的极性是分子中化学键极性的向量和。只含非极性键的分子一左是非极性分子：含极性键的分子，当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子，否则是极性分子。
二、范德华力及其对物质性质的影响
1、范徳华力是分子之间普遍存在的作用力。范徳华力很弱，约比化学键的键能小1?2数量级。
2、大小比较：相对分子质量越大，范徳华力越大：分子的极性越大，范徳华力也越大。
3、由分子组成的物质，范徳华力越大，熔沸点越髙。
三、氢键及其对物质性质的影响
1、氢键是除范徳华力外的另一种分子间作用力，比范徳华力
明显要强一些，但相对于化学键而言，仍属于一种较弱的作用
力，比化学键的键能小1?2数虽:级，不属于化学键。
2、氢键的形成条件：tt n
连接在N、0、F原A—H…B—
子上的H原子与其他的A、E为II、0、F, “一"表示共价擾，心
0、F原子之间可形成“???”表示形成的氢犍氢键。
3、氢键对物质性质的影响：氢键的形成对相关物质的熔、沸点
和溶解性等性质有影响。
四、溶解性
1、物质相互溶解的性质十分复杂，有许多制约因素：
（1）温度：多数固体溶质的溶解度随温度的升高而增大：而气体的溶解度一般随温度的升髙而减小。
（2）压强：一般而言，气体的溶解度随压强的增大而增大。
（3）“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。
常见的极性分子和非极性分子:
水是极性溶剂，极性溶质比非极性溶质在水中的溶解度大。
（4）如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则能增大溶质的溶解度。
（5）如果溶质与溶剂能发生化学反应，也能增大溶质的溶解度。
五、手性
1、手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，却在三维空间里不能重叠，这样的一对分子，互称手性异构体。如图所示：
2、手性分子：有手性异构体的分子。
3、手性碳原子：人们将连有四个不同基团的碳原子形象地称为手性碳原子（常以*标记手性碳原子）。如乳酸分子中有一个手性碳原子：*
CH^—C—COOH
判断方法：,1
①手性碳原子一定是饱和碳原子；
②手性碳原子所连接的四个基团各不相同。
六、无机含氧酸分子的酸性
1、对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越髙，其含氧酸的酸性越强。如酸性强弱: HC10 < HC10： < HClOo< HC1O<
2、一个经验规律：含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非疑基氧的个数增大而增大, 即（HO） xRO.中n值越大，酸性越强。
第三章晶体结构与性质
自然界中绝大多数物质是固体。固体分晶体和非晶体两大类。晶体具有周期性的微观结构, 晶体的微观基本单元称为晶胞。晶体可简单地分为分子晶体、原子晶体、金属晶体和离子晶体四大类型。另外，还存在许多混合晶体或过渡型晶体。
第1节晶体的常识
一、晶体与非晶体
1、晶体与非晶体的本质区別在于构成固体的粒子在微观空间里是否呈现周期性的有序排列。
2、晶体的性质：①有自范性：②有固定的熔点：③有各向异性。
3、得到晶体一般有三条途径：（1）熔融态物质凝固：（2）气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）；（3）溶质从溶液中析出。
4、区分晶体与非晶体最可靠的科学方法是对固体进行X-射线衍射实验。
二、晶胞
1、描述晶体结构的基本单元叫做晶胞。习惯采用的晶胞都是平行六而体。整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置"而成；所谓“无隙S是指相邻晶胞之间没有任何间隙：所谓“并置S是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。
2、晶胞中原子（或离子）数的确定：Na、Zn. I2. CO”金刚石、NaCl、CsCl等
钠锌碘金刚石氯化钠氯化絶