发布时间 : 星期五 文章(完整word版)高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结,推荐文档更新完毕开始阅读
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3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子的先后） 4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 5. 若xn++yx+ym+ 则y比x金属性强 6. 原电池反应中负极的金属性强 7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强 8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强 （4）非金属性强弱的判断方法 本质 原子越易得电子，非金属性越强 1. 与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后） 判断 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 方法 4. An-+BBm-+A 则B比A非金属性强 5. 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强 6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强 （三）共价键 1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。
2、共价键类型： （1）σ键和π键 成键方向 电子云形状 牢固程度 成键判断规律 σ键 沿键轴方向“头碰头” 轴对称 强度大，不易断裂 π键 平行或“肩并肩” 镜像对称 强度小，易断裂 单键是σ键；双键有一个是σ键，另一个是π键；三键中一个是σ键，另两个为π键。 （2）极性键和非极性键 定义 非 极 性 键 极 性 键 由同种元素的原子形成的共价由不同种元素的原子形成的键，共用电子对不发生偏移 共价键，共用电子对发生偏移 不同 原子吸引电子能力 相同 —
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共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的一方 成键原子的电性判不显电性 显电性 断依据 单质分子（如H2、Cl2）和某气态氢化物，非金属氧化物、举例 些化合物（如Na2O2、H2O2） 酸根和氢氧根等 （3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成的共价键。
①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：Cu(H2O)4SO4、Cu(NH3)4(OH)2、Ag(NH3)2OH 、Fe(SCN) 3等。
②配位化合物的组成：
3、共价键的三个键参数
键长 概念 对分子的影响 键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定 键能越大，化学键越强，越牢固，形成的分子越稳定 键角决定分子空间构型 分子中两个成键原子核间距离（米） 对于气态双原子分子AB，拆键能 开1molA-B键所需的能量 键角 键与键之间的夹角 （1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的极性。
（2）键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和 （四）分子的空间构型 1、等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。
（1）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。
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（等电子的推断常用转换法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+NSO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—）
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=N3
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或
（2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分子空间的构型和性质。
2、价电子互斥理论
（1）价电子互斥理论的基本要点：ABn型分子（离子）中中心原子A周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数（n），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。
（2）ABn型分子价层电子对的计算方法：
①对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，如：PCl5中
②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6； ③离子的价电子对数计算 如：NH4+：3、杂化轨道理论
（1）杂化轨道理论的基本要点： ①能量相近的原子轨道才能参与杂化。
②杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成σ键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。
③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。 ④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
；SO42- ：
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（2）s、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系
杂化类型 轨道夹角 中心原子位置 中心原子孤对电子数 sp 180 o ⅡA，ⅡB 0 直线形 BeCl2、HgCl2 sp 2 120 o ⅢA 0 三角形 BF3 sp 3 109o28′ ⅣA 0 正四面体 CH4、SiCl4 sp 3不等性杂化 ⅤA 1 三角锥形 NH3、PH3 ⅥA 2 V字形 H2O、H2S ⅦA 3 直线形 HCl 分子几何构型 实例 （3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。
（4）中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是sp2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp3杂化。
4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系 分子（离子） 中心原子杂化价电子对 类型 CO2 SO2 H2O、OF2 HCN NH3 BF3、SO3 H3O+ CH4、CCl4 NH4+ HCHO、COCl2 （五）分子的性质 1、分子间作用力（范德华力和氢键） （1）分子间作用力和化学键的比较
概念 范围 能量 性质影响 —
化学键 相邻原子间强烈的相互作用 分子内或某些晶体内 键能一般为120～800kJ·mol1 －VSEPR模型 直线 平面三角 平面三角 直线 正四面体 平面三角 正四面体 正四面体 正四面体 平面三角 分子空间构型 直线形 V字形 V字形 直线形 三角锥形 平面三角形 三角锥形 正四面体形 正四面体形 平面三角形 键角 180 o —— 180 o 107 o18′ 120 o 107 o18′ 109o28′ 109o28′ —— 分子极性 非 极 极 极 极 非 —— 非 非 极 2 3 3 2 4 3 4 4 4 3 sp sp2 sp3 sp sp3 sp2 sp3 sp3 sp3 sp2 分子间作用力 分子间微弱的相互作用 分子间 约几到几十 kJ·mol1 －主要影响物质的化学性质（稳定性） 主要影响物质的物理性质（熔沸点）