高中化学选修三终极整理

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第一部分原子结构

原子结构常见模型:实心球模型、卢瑟福模型、道尔顿模型、电子云模型

原子基本结构:原子核（中子、质子）核外电子

原子轨道（描述核外电子运动状态）:

主量子数（能层，即电子层，用n表示，各个电子层用字母表示为K、L、M、N、O、P、Q，思考为什么不存在R电子层？）。

角量子数（能级，即电子亚层，用l表示，l＜n；有s、p、d、f四个能级）；

磁量子数（用m表示,|m|≤l）；

自旋量子数（用mz表示，mz=0，±1/2）

能级交错现象:E（n-1）s＜End[n=4、5]

E（n-2）f＜E（n-1）d＜Ens[n=6、7]

轨道形状:s轨道球形p轨道:哑铃形d轨道:花瓣形

电子排布式（表达核外电子排布情况的式子）:

普通表示法:1s22s22p6……（所有电子排布情况全部表示出来）

如Mg 1s22s22p63s2[适用于短周期元素]

简单表示法:[稀有气体]最外层电子

如Na:[Ar]3s1[适用于长周期元素]

电子排布遵循的几个原则:

能量最低原则（能量最低结构越稳定）

泡利不相容原理（每个轨道只能容纳一对自旋相反的电子）

洪特规则（电子填充时优先填充一个自旋方向一致的电子在每个轨道上）

轨道稳定的情况:全满、全空、半满

每个轨道所能容纳的最大电子数:

s轨道:2 p轨道:6 d轨道:10 f轨道:14

元素周期表分类排布:按元素分类（金属区、非金属区）按族分类（主族、副族）按周期分类（短周期、长周期）按最外层轨道分类（s区、p区、d区、f区）

元素周期律:同周期元素从左至右元素非金属性增强，同主族元素从上至下元素金属性增强。

电负性:原子对共用电子对的吸引能力一般而言，用鲍林电负性数值去表示，元素非金属性越强电负性越强。

第一电离能:原子失去一个电子变成正一价阳离子所需能量称之。正一价阳离子继续失去一个电子变成正二价阳离子所需能量称之为第二电离能，以此类推，一般而言元素的金属性越强，其第一电离能越低，特例:对于周期元素而言IIA族＞IIIA族；V族＞VIA族

用途:（1）判断元素金属性强弱（2）判断元素化合价大小

第一电子亲和能:原子得到一个电子变成负一价阴离子所放出的能量，得到第二个电子变成负二价离子所需能量）称之为第二电子亲和能，以此类推，一般来说，非金属性越强，第一电子亲和能越强。例外:对于VI族和VIIA族而言第二周期元素＜第三周期元素

第二部分化学键与分子结构

一、化学键（化合物分子内部各原子之间的作用力）分类:离子键（阴阳离子静电引力）共价键（共用电子对）金属键（金属离子与核外电子）

1、离子键与共价键判断的一般规则:元素电负性之差是否小于等于1.7，小于等于则为离子键，大于则为共价键。特例:NaH（离子化合物，电负性之差为1.9）

2、共价键:（1）饱和性:原子轨道所能容纳的最大共用电子对的数目。一般与其最外层电子数相等

（2）共价键分类:σ键与π键；

σ键:原子之间沿键轴方向头碰头重叠，σ键一般在s轨道与px轨道上成键

π键:原子之间沿垂直于键轴方向肩并肩重叠，π键一般在py与pz轨道上成键

最大重叠原理:共价键成键满足轨道重叠程度最大，这样成键化学键稳定。

一般而言:化学键的稳定性σ键＞π键（特例N2）

配位键:一个原子提供空轨道另一个原子提供孤对电子形成的化学键。配位键是一种特殊的共价键（σ键）

二、分子结构

1、决定分子结构的三要素:键长、键角、键能[键长键角决定分子空间构型；键长和键能决定分子稳定性]一般规律:键长越短化学键越稳定；键能越高化学键越稳定。

2、杂化轨道理论:中心原子电子激发到高能态后，剩余能量相近的空轨道线性组合变成相等数目能量完全相同新的轨道。

3、价成电子对互斥理论（VSEPR）:分子内部各个共用电子对会收到彼此之间的相互排斥力，当彼此之间受力平衡时，分子到达稳定结构。

一般判断步骤:①、计算价电子对数目，

价电子对数目=（中心原子最外层电子数+配位原子的价电子数×配位原子数）/2[若为离子则还应减去(阳离子)或加上(阴离子)对应的电荷数]

②、判断价电子对数目以及中心原子杂化方式

③、得出空间构型

一般规律:价电子数目杂化方式空间构型

2 sp 直线型；

3 sp2 平面三角形；

4 sp3 四面体型；

5 sp3d 三角双锥；

6 sp3d2八面体；

7 sp3d3 五角双锥

3、现代价键理论

在价成电子对互斥理论基础上去掉孤对电子即可

4、等电子体:原子数目相同、价电子数目也相同的一类粒子，等电子体之间空间构型相同

5、极性分子与非极性分子判定:价成电子对数目等于配位原子数目，空间结构完全对称的分子为非极性分子；反之则为极性分子。

6、相似相溶原理:极性分子易溶于由极性分子之间组成的溶剂；非极性分子易溶于非极性分子之间组成的溶剂。

三、氢键:电负性较强的原子对氢原子的吸引力。形如:H—X···H（X为氮氧氟），氢键的强度数目在一定程度上影响物质的溶沸点、溶解度高低，一般而言氢键强度较强和数目较多的分子，其溶沸点更高。

四、配合物

以配位键形成的化合物称之为配位化合物

如[C（B）m]A或A[C（B）m]两种

命名方法:[A（B）m]C 命名为:A化mB合C

A[C（B）m] 命名为:mB合C酸A

配合物分为内界和外界两部分:内界即中括号里的部分，包括中心原子（C）与配位原子(B)，以σ键形式成键同时配体对配位原子形成反馈π键。外界(A)则为阴阳离子，内外界以离子键形式成键。

第三部分晶体计算

一、晶体的有关概

晶体:大量物质分（原子）子在空间有序排列组合成一个有规则的几何图形，这样的结构称之为晶体。如果是不规则的几何图形称之为非晶体，介于二者之间即成为准晶体。区别三者可以使用X射线衍射法。

点阵:这是说明晶体有关周期性的概念，空间里的可以找一个已知点作为原点，在这个空间里存在一系列的点与已知点所处环境相同，这一系列点便可在空间平移重复，这一系列环境相同的点组成一个最简单的结构单元即晶胞。

晶格能:晶体转变为气态原子，或者气态原子结合变成晶体所需的能量。它决定了晶体溶沸点高低、化学性质的稳定性。一般来说晶格能越高晶体越稳定。

晶体分类:按照化学键类型分为原子晶体、离子晶体、金属晶体、分子晶体

晶体溶沸点大小规律:

原子晶体＞离子晶体或金属晶体＞分子晶体

二、高中化学常见的晶体类型

1、立方最密堆积（一般为长方体或正方体）