2021版化学选修三物质结构与性质知识总结(精华背诵版)
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3．杂化轨道理论
杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。杂化轨道数等于参与杂化的原子轨道数之和。
杂化轨道的类型与分子立体构型
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
立体构型
实例
sp
2
180°
直线形
元素第一电离能的周期性变化
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。
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，同周期稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；氦的第一电离能最大。
逐级电离能：对同种元素来说，逐级电离能增大。如果某元素的In＋1≫In，则该元素位于第n主族，常见化合价为＋n。
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。氟的电负性最大。
分子中相邻共价键之间的夹角
键角决定了分子的空间构型
★共价键的键能与反应热的关系：反应热ΔH=所有反应物键能总和－所有生成物键能总和。
2．分子的立体结构
价层电子对互斥理论
价层电子对数=中心原子形成σ键的电子对数+中心原子的孤电子对数
对于ABx型分子：形成σ键的电子对数=x；中心原子上的孤电子对数= (a－xb)。
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轨道呈哑铃型形，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。同一能级上的电子，能量相同，所以原子核外有多少个能级，就有多少种能量不同的电子。
价层电子对互斥模型（VSEPR模型）与分子立体构型的关系
价层电子对数
成键电子对数
孤电子对数
VSEPR模型
Biblioteka Baidu分子立体构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
CO2
3
3
0
平面三角形
平面三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
说明：价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
选修三物质结构与性质知识总结（精华背诵版）
重要资料 注意保存 基础不牢 地动山摇
一、原子结构与性质
1．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。
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。
电负性的运用
确定元素类型：一般电负性>1.8为非金属元素；电负性<1.8为金属元素；
确定化学键类型：两元素电负性差值>1.7，形成离子键；两元素电负性差值<1.7，形成共价键；
判断元素价态正负：电负性大的显负价，电负性小的显正价。
二、分子结构与性质
1．共价键
共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）。单键全是σ键；双键一个σ键，一个π键；三键一个σ键，两个π键。
2．构造原理：
原子核外电子的运动特征可以用能层、能级、原子轨道和自旋状态来进行描述。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，原子有多少个核外电子，就有多少种运动状态。
原子核外电子排布原理。
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：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s……一般说来：ns<(n-2)f<(n-1)d<np。
★熟练书写1~36号元素的核外电子排布式
3．元素电离能和元素电负性
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。
★熟练书写1~36号元素的价层电子（特征电子、外围电子）排布式。
•a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；对于阳离子，a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数；对于阴离子，a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数（绝对值）；
•x为与中心原子结合的原子数；
•b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。
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。
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。
同主族元素从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明：同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。原子轨道结构为全满、半满时第一电离能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左右相邻元素。如I1：N>O>C。
元素第一电离能的运用：
电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。
用来比较元素的金属性的强弱，I1越小，金属性越强，基态原子失电子能力越强。
极性键和非极性键：同种元素的原子形成非极性键；不同元素的原子形成极性键。
共价键具有方向性和饱和性。
共价键的强弱影响所形成分子的稳定性。
共价键三参数：
概念
对分子的影响
键能
拆开1mol共价键所吸收的能量
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键长
成键的两个原子核间的平均距离
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定
键角
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。杂化轨道数等于参与杂化的原子轨道数之和。
杂化轨道的类型与分子立体构型
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
立体构型
实例
sp
2
180°
直线形
元素第一电离能的周期性变化
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。
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，同周期稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；氦的第一电离能最大。
逐级电离能：对同种元素来说，逐级电离能增大。如果某元素的In＋1≫In，则该元素位于第n主族，常见化合价为＋n。
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。氟的电负性最大。
分子中相邻共价键之间的夹角
键角决定了分子的空间构型
★共价键的键能与反应热的关系：反应热ΔH=所有反应物键能总和－所有生成物键能总和。
2．分子的立体结构
价层电子对互斥理论
价层电子对数=中心原子形成σ键的电子对数+中心原子的孤电子对数
对于ABx型分子：形成σ键的电子对数=x；中心原子上的孤电子对数= (a－xb)。
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轨道呈哑铃型形，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。同一能级上的电子，能量相同，所以原子核外有多少个能级，就有多少种能量不同的电子。
价层电子对互斥模型（VSEPR模型）与分子立体构型的关系
价层电子对数
成键电子对数
孤电子对数
VSEPR模型
Biblioteka Baidu分子立体构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
CO2
3
3
0
平面三角形
平面三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
说明：价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
选修三物质结构与性质知识总结（精华背诵版）
重要资料 注意保存 基础不牢 地动山摇
一、原子结构与性质
1．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。
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。
电负性的运用
确定元素类型：一般电负性>1.8为非金属元素；电负性<1.8为金属元素；
确定化学键类型：两元素电负性差值>1.7，形成离子键；两元素电负性差值<1.7，形成共价键；
判断元素价态正负：电负性大的显负价，电负性小的显正价。
二、分子结构与性质
1．共价键
共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）。单键全是σ键；双键一个σ键，一个π键；三键一个σ键，两个π键。
2．构造原理：
原子核外电子的运动特征可以用能层、能级、原子轨道和自旋状态来进行描述。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，原子有多少个核外电子，就有多少种运动状态。
原子核外电子排布原理。
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：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s……一般说来：ns<(n-2)f<(n-1)d<np。
★熟练书写1~36号元素的核外电子排布式
3．元素电离能和元素电负性
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。
★熟练书写1~36号元素的价层电子（特征电子、外围电子）排布式。
•a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；对于阳离子，a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数；对于阴离子，a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数（绝对值）；
•x为与中心原子结合的原子数；
•b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。
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。
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。
同主族元素从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明：同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。原子轨道结构为全满、半满时第一电离能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左右相邻元素。如I1：N>O>C。
元素第一电离能的运用：
电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。
用来比较元素的金属性的强弱，I1越小，金属性越强，基态原子失电子能力越强。
极性键和非极性键：同种元素的原子形成非极性键；不同元素的原子形成极性键。
共价键具有方向性和饱和性。
共价键的强弱影响所形成分子的稳定性。
共价键三参数：
概念
对分子的影响
键能
拆开1mol共价键所吸收的能量
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键长
成键的两个原子核间的平均距离
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定
键角
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′