化学选修三(后修改)

化学选修三第一章原子的结构与性质第一节原子结构1、原子的认识过程2、能层与能级（1）能层（电子层）能层名称一二三四五六七能层符号K L M N O P Q从K至Q ，能层离核越远，能层能量越大；每层最多容纳电子的数量：2n2（2）能级同一个能层中电子的能量相同的电子亚层能级名称：s、p、d、f、g、h……能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层最多容纳电子的数量s:2 p:6 d:10 f:14（3）、注意问题①能层与能级的关系每一能层的能级从s开始，s,p,d,f…… ，能层中能级的数量不超过能层的序数。

②能量关系E K﹤E L﹤E M﹤E N E ns﹤E np﹤E nd﹤E nfE ns﹤E(n+1) s﹤E(n+2) s﹤E(n+3) s E np﹤E(n+1)p﹤E(n+2)p﹤E(n+3)p3、构造原理与电子排布式（1）、构造原理多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布电子排布顺序：1s→2s →2p→3s →3p→4s →3d →4p →→5s →4d →5p →→6s →4f →5d →6p……记忆公式： ns (n-2)f (n-1)d np (n 为电子层) （2）、电子排布式①电子排布式 例：写出Zn 的电子排布式②简化电子排布式 ：[稀有气体]+价层电子排布式价层电子：主族、0族元素最外层， 副族、Ⅷ族最外层和次外层③特殊规则 例：写出Cr 和Cu 的电子排布式全满规则 半满规则 4、电子云与原子轨道 （1）、电子云①电子云：处于一定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。

②电子云轮廓图：即精简版电子云 （2）、原子轨道①定义 ：电子在原子核外的一个空间运动状态。

②原子轨道与能级ns 能级 →ns 轨道同一能级中的轨道能量相等 5、泡利原理和洪特规则（1）泡利原理 （填多少？） 每个轨道最多只能容纳2个电子 ，且它们的自旋方向相反。

（2）洪特规则 （怎么填？）电子总是优先单独地占据一个轨道，且它们的自旋方向相同。

（Cr 、Cu 例外） （3）电子排布图 依据构造原理 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d10书写时： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2原子结构示意图电子排布式 O 原子：1s 2 2s 2 2p 4 电子排布图1s 2s2pO 原子Zn ：[Ar] 3d 10 4s 2 np 能级np x 轨道 np y 轨道 np z 轨道6、能量最低原理、基态与激发态、光谱（1）能量最低原理：原子电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低。

（2）基态原子：按照构造原理排列，遵循泡利原理、洪特规则，处于能量最低的原子。

激发态原子：基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激发态原子。

（3）光谱①吸收光谱：光亮普带上的孤立暗线，电子吸收能量跃迁时产生。

②发射光谱：暗背景下的孤立亮线，电子释放能量跃迁时产生。

同种原子的两种光谱是可以互补的第二节原子结构与元素性质元素：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。

核素：含有一定数目质子和中子的一种原子。

同位素：质子数相同中子数不同的同一种元素的不同原子。

核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数质量数A= 质子数Z+ 中子数N1、原子结构与元素周期表（1）周期①特点：同周期元素电子层数相同，同周期元素从左至右原子序数依次递增。

②周期的组成：七个横行，共七个周期，第一、二、三周期为短周期；第四、五、六周期为长周期，第七周期为不完全周期。

（2）族十八个纵行共十六个族，七个主族（ⅠA～ⅦA ），七个副族（ⅢB～ⅦB，ⅠB，ⅡB ），第Ⅷ族族（包括8、9、10三个纵行），0族。

副族、Ⅷ族通称过渡元素，过渡金属。

主族元素族序数＝原子最外层电子数（3）分区按最后填入电子所属能级符号分区s区：第ⅠA、ⅡA族（第1、2 两列）d区：第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族（第3 ～7、8 ～10 八列）ds区：第ⅠB、ⅡB族（第11、12两列）p区：第ⅢA～ⅦA、O族（第13 ～17、18 六列）f区：镧系、锕系2、元素周期律元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。

（1）原子半径决定因素：电子层数和核电荷数。

层数多半径大，核电荷数大半径小。

递变规律：同周期主族元素，从左至右原子半径递减。

同主族元素，从上至下原子半径递增。

（2）电离能①第一电离能定义：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最低能量。

递变规律：同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高。

（ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高）②逐级电离能：利用逐级电离能判断元素化合价。

（3）电负性键合电子对：参与化学键形成的电子对原子的价电子对孤电子对：未参与化学键形成的电子对①定义：描述不同元素的原子对键合电子吸引能力大小。

电负性越大，对键合电子吸引能力越大。

②变化规律：同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大；同主族元素从上至下电负性逐渐变小。

③电负性应用判断元素金属性和非金属性：一般来说，金属电负性<1.8，非金属电负性>1.8，1.8左右的既有金属性，又有非金属性。

判断化合物类型：化合物中两种元素电负性差值>1.7的一般为离子化合物，<1.7的一般为共价化合物。

④对角线规则：元素周期表中的某些主族元素其某些性质与右下角元素相似，如Be和Al，B和Si 。

（4）金属性与非金属性①变化规律：同主族元素从上至下，金属性增强，非金属性减弱；同周期的主族元素从左至右，金属性减弱，非金属性增强。

②金属性强弱的判断依据a.跟水（酸）反应置换出氢的难易程度：越容易发生，金属性越强。

b.最高价氧化物对应水化物——最高价氢氧化物碱性强弱：最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强。

c.金属活动性顺序——单质与盐溶液的置换反应：以强制弱。

d.普通原电池正负极——负极比正极活泼。

③非金属性强弱的判断依据a.跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度：越易反应，非金属性越强。

b.气态氢化物的稳定性：越稳定，非金属性越强。

c.最高价氧化物对应水化物——最高价含氧酸酸性强弱：酸性越强，非金属性越强。

(5)化合价主族元素族序数＝最高正价＝价电子数F、O 无正价。

非金属最低负化合价＝主族元素族序数—8第二章 分子的结构与性质第一节 共价键一、共价键1、化学键（1）定义：分子内、晶体间，相邻两个或多个原子或离子之间强烈的相互作用。

（2）分类：2、共价键（1）定义：原子间通过共用电子对形成的化学键。

（2）本质：共用电子对在两个核之间的电性作用。

（3）组成微粒：非金属原子（AlCl 3和BeCl 2除外） （4）电负性：原子间电负性相同或者相差很小。

（5）特征 ①饱和性：每个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的未成对电子成键后一般不再与其他原子的未成对电子成键。

共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的数量关系，每个原子所能形成的共价键的总数或单一键连接的原子数目是一定的。

②方向性：形成共价键时，两原子的原子轨道重叠越多，电子在核间出现概率越大，形成共价键越牢固。

共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，即形成共价键时，两原子的原子轨道将按照最大重叠方式进行重叠。

（最大重叠原理） （6）共价键分类（7）共价键的存在：①非金属单质（稀有气体除外）②共价化合物③复杂离子化合物 3、σ键（1）定义：两个原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠形成的共价键。

②据共用电子对的偏移否极性共价键 非极性共价键 （不同原子成键） （同种原子成键）③按成键时电子云 重叠方式方式σ键π键按成键方式分为： 共价键离子键分子晶体 离子晶体金属键金属晶体 共价单键 共价双键 共价三键（2）类型： s-s σ键 s-p σ键 p-p σ键（3）特征：轨道重叠程度大，稳定性好，轨道重叠部分沿键轴呈轴对称，可绕键轴旋转。

4、π键（1）定义：原子轨道以“肩并肩”方式相互重叠形成的共价键。

（2）特征：轨道重叠程度小，稳定性差，轨道重叠部分呈镜面对称，不可旋转。

1、键能（1）定义：气态基态原子形成1mol 化学键释放的最低能量。

单位：kJ·mol -1 ，取正值。

（2）意义：键能越大，键越牢固，分子越稳定。

（3）结论： 同种元素形成的共价键的键能： 单键<双键<叁键 σ键键能> π键键能 2、键长（1）定义：形成共价键的两个原子间的核间距。

共价半径：同种原子的共价键键长的一半，稀有气体为单原子分子，无共价半径。

（2）意义：键长越短，键能越大，分子越稳定。

3、键角（1）定义：两个共价键之间的夹角。

（2）常见键角：共价键的方向性。

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。

吸引电子 成键 释放能量 失去电子断键吸收能量键能键长 键角 衡量共价键的稳定性描述分子的立体结构2、特点：具有相似的化学键特征，许多性质是相近的。

3、常见等电子微粒：10e—、18e—第二节分子的立体结构一、形形色色的分子1、三原子分子的空间结构（1）直线型：CO2、HCN （2）V型：H2O、SO22、四原子分子的空间结构（1）平面三角型：SO3、HCHO （2）三角锥型：NH33、五原子分子的空间结构四面体：CCl4、CH4二、价层电子对互斥（VSEPR）理论1、理论要点共价分子中，中心原子周围电子对排布的几何构型主要取决于中心原子的价层电子对的数目。

价层电子对各自占据的位置倾向于彼此分离得尽可能的远，此时电子对之间的斥力最小，整个分子最稳定。

价层电子对：包括成键的σ电子对和孤电子对，不包括成键的π电子对。

2、价层电子对数计算（1）确定中心原子价层电子对数目价层电子对数=σ键电子对数＋孤电子对数（2）确定价层电子对构型(VSEPR模型)注意：孤对电子的存在会改变成键电子对的分布方向，从而改变化合物的键角。

电子间斥力大小：孤电子对间＞孤电子对与成键电子对间＞成键电子间3、确定分子构型在价层电子对构型的基础上，去掉孤电子对由真实原子形成的构型。

三、杂化轨道理论1、理论要点（1）同一原子中能量相近的不同种原子轨道在成键过程中重新组合，形成一系列能量相等的新轨道的过程叫杂化。

形成的新轨道叫杂化轨道,用于形成σ键或容纳孤对电子。

（2）杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道数目之和。

（3）杂化轨道成键能力强，有利于成键。

（4）杂化轨道成键时，满足化学键间最小排斥原理，不同的杂化方式，键角大小不同四、配合物理论简介1、配位键（1）定义：共用电子对由一个原子单方向提供给另一个原子共用所形成的共价键称配位键。

（2）表示方法：A →B（3）形成条件：一个原子有孤对电子，另一个原子有空轨道。