昨天有同學問有沒有選修三的，你說有就會有哦~今天給同學們匯總的知識就是有關(guān)高中化學選修三知識詳細匯總，趕緊來看看吧！想要知識的同學一定要在文末留言給化學姐哦~

一.原子結(jié)構(gòu)

1.能級與能層

2.原子軌道

3.原子核外電子排布規(guī)律

（1）能量最低原理

現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。

構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。

（2）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。

（3）洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為或，而不是。

洪特規(guī)則特例：當p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。

前36號元素中

全空狀態(tài)的有4Be  2s22p0、12Mg  3s23p0、20Ca  4s23d0；

半充滿狀態(tài)的有：7N  2s22p3、15P  3s23p3、24Cr  3d54s1、25Mn  3d54s2、33As  4s24p3；

全充滿狀態(tài)的有10Ne  2s22p6、18Ar  3s23p6、29Cu  3d104s1、30Zn  3d104s2、36Kr  4s24p6。

4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

(1)電子排布式

①用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

(2)電子排布圖(軌道表示式)

每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。

如基態(tài)硫原子的軌道表示式為

二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系

(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。

(2)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

2.元素周期表的分區(qū)

(1)根據(jù)核外電子排布

①分區(qū)    

②各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點

③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。

三.元素周期律

1.電離能、電負性

（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

（2）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

（3）電負性的應用

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱

②金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。

④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。

2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

3.對角線規(guī)則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如

一.共價鍵

1.共價鍵的本質(zhì)及特征

共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。

2.共價鍵的類型

①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。

②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。

③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。

3.鍵參數(shù)

①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。

②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。

③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。

④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．

4.等電子原理

原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。

二.分子的立體構(gòu)型

1．分子構(gòu)型與雜化軌道理論

雜化軌道的要點

當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。

2. 分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型

價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤對電子。

(1)當中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致；

(2)當中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致。

3.配位化合物

（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較

（2）配位化合物

①定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。

②組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數(shù)為2。

三.分子的性質(zhì)

1.分子間作用力的比較

2．分子的極性

(1)極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。

(2)非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。

3．溶解性

(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，

極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑．若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。

(2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互

溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小．

4．手性

具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。

5．無機含氧酸分子的酸性

無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO＜HClO₂＜HClO₃＜HClO₄

一.晶體常識

1.晶體與非晶體比較

2.獲得晶體的三條途徑

①熔融態(tài)物質(zhì)凝固。 ②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固（凝華）。③溶質(zhì)從溶液中析出。

3.晶胞

晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。

4.晶胞中微粒數(shù)的計算方法——均攤法

如：

某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個晶胞。中學中常見的晶胞為立方晶胞

立方晶胞中微粒數(shù)的計算方法如下：

注意：在使用“均攤法”計算晶胞中粒子個數(shù)時要注意晶胞的形狀

二.四種晶體的比較

2．晶體熔、沸點高低的比較方法

（1）不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律：原子晶體＞離子

晶體＞分子晶體。

金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低。

（2）原子晶體

由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高．如熔點：金剛石＞碳化硅＞硅

（3）離子晶體

一般地說，陰陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，相應的晶格能大，其晶體的熔、沸點就越高。

（4）分子晶體

①分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常的高。

②組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高。

③組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)（相對分子質(zhì)量接近），分子的極性越大，其熔、沸點越高。

④同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點越低。

（5）金屬晶體

金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高。

三.幾種典型的晶體模型

四、幾種典型晶體空間結(jié)構(gòu)

1.氯化鈉晶體中陰、陽離子的配位數(shù)是 6，即每個Na 緊鄰 6個Cl^-,這些Cl^-構(gòu)成的幾何圖形是 正八面體；每個Na 與12個Na 等距離相鄰。平均每個氯化鈉晶胞含有(4)個Na 和( 4 ) 個Cl-。

2.在氯化銫晶體中，每個Cl-(或Cs )周圍與之最接近且距離相等的Cs (或Cl-)共有 8個，這幾個Cs (或Cl-)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體；在每個Cs 周圍距離相等且最近的Cs 共有6個，這幾個Cs (或Cl-)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為 正八面體；一個氯化銫晶胞含有（1）個Cs 和（1）個Cl-。

3.干冰晶體

(1)二氧化碳分子的位置：

（2）每個晶胞含二氧化碳分子的個數(shù)

（3）與每個二氧化碳分子等距離且最近的二氧化碳分子有幾個？

4.金剛石屬于原子晶體,這種晶體的特點是 空間網(wǎng)狀，無單個分子.金剛石中每個C原子與      4個C原子緊鄰，由共價鍵構(gòu)成最小環(huán)狀結(jié)構(gòu)中有6個C原子.晶體中C原子個數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為： 1∶(4×1/2)=1∶2

5.二氧化硅中每個Si與 4個O原子形成共價鍵,每個O與2個Si原子形成共價鍵。在晶體中Si與O原子個數(shù)比為1︰2,.平均每n mol SiO₂晶體中含有Si-O鍵最接近_4nmol。

6.石墨屬于混合晶體,是層狀結(jié)構(gòu),C原子呈sp²雜化；晶體中每個C原子被3個六邊形共用,平均每個環(huán)占有2個碳原子。晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2:1:3。

晶體中存在的作用有：共價鍵、金屬鍵和范德華力

7.白磷的鍵角為多少？Wg白磷中磷磷單鍵的數(shù)目為多少？60°,(W/124)×6×NA

五、用均攤法確定晶胞所含粒子數(shù)和晶體的化學式

⑴處于頂點的粒子，同時為8個晶胞共有，每個粒子有(         )屬于晶胞；

⑵處于棱上的粒子，每個粒子有(         )屬于晶胞。

⑶處于面上的粒子，每個粒子有(       )屬于晶胞。

⑷處于內(nèi)部的粒子，(     )屬于晶胞。

2.幾種金屬晶體的晶胞

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