化学选修3知识整理(原创)

《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