高二化学选修3考点分析

高二化学选修3考点分析

一1.了解原子核外电子的运动状态。

电子云理论、原子轨道理论。

（1） 机率：黑点代表电子出现的几率（2）轮廓：S轨道—球形、P轨道—哑铃形 （2） 杂化

一2.了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布。

能级的能层区别与联系； 构造原理： ns < (n-2)f <(n-1)d < np

应用: (1)第几周期元素才可能有d能级:

3

(2)最高能级为5p的原子序号为:

51101

（3）泡利原理和洪特规则应用：注意ds区中的(n-1)dns (n-1)dns （4）原子结构示意图、电子排布式、轨道式的区别 （5）微粒大小比较

一3．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 判断金属性非金属性强弱的依据； （1）第一电离能越大， 性越强 （2）电负性越大， 性越强 （3）电负性差>1.7 ，离子键

拓展应用：（1）最高价含氧酸酸性或最高价碱的碱性比较

同主族元素（如卤素，随原子序数增大酸性减小） 同周期元素。最高价含氧酸酸性逐渐加强

（2）解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明。

例：已知AlCl3是共价化合物，则BeCl2预测为何种化合物。为什么？

一4．知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 焰色反应是电子跃迁的一个重要应用

一5.讨论：元素周期表中各区、周期、 族元素的原子核外电子排布的规律

s区、p区、d区、ds区、f区 多少个元素

第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 第七周期

常考点拓展：元素周期表中的位置关系

一6.讨论：主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。 （1）总体规律：依次升高

（2）特别的：第IIA和IIIA主族元素的不同 NaAl C

例：MgCl2和NaCl、KCl 熔点比较

二3.知道共价键的主要类型，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 （1）键参数的应用：键能、键长、键角 （2）非极性键和极性键的比较

概念 原子吸引电子能力 共用电子对 成键原子电性 形成条件 非极性键 同种元素原子形成的共价键 相同 不偏向任何一方 电中性 由同种非金属元素组成 极性键 不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 不同 偏向吸引电子能力强的原子 显电性 由不同种非金属元素组成 （3）配位键的判断：

二4.分子的极性 非极性分子和极性分子的比较

形成原因 存在的共价键 分子内原子排列 非极性分子 整个分子的电荷分布均匀，对称 非极性键或极性键 对称 极性分子 整个分子的电荷分布不均匀、不对称 极性键 不对称 1． 认识共价分子结构的多样性和复杂性，能根据有关理论判断简单分子或离子的构

型，能说明简单配合物 的成键情况。

2．常见分子的类型与形状（考虑杂化的影响）

（1）杂化轨道数的判断： 中心原子所连原子数+孤对电子数 （2）SP直线型 SP2 正三角型 SP3正四面体型

表4-5常见分子的类型与形状比较 分子类型 A A2 AB ABA ABA A4 AB3 AB3 AB4 分子形状 球形 直线形 直线形 直线形 角形 正四面体形 平面三角形 三角锥形 正四面体形 键角 180° ≠180° 60° 120° ≠120° 109°28′ 键的极性 非极性 极性 极性 极性 非极性 极性 极性 极性 分子极性 非极性 非极性 极性 非极性 极性 非极性 非极性 极性 非极性 代表物 He、Ne H2、O2 HCl、NO CO2、CS2 H2O、SO2 P4 BF3、SO3 NH3、NCl3 CH4、CCl4 AB3C AB2C2 四面体形 四面体形 ≠109°28′ ≠109°28′ 极性 极性 极性 极性 CH3Cl、CHCl3 CH2Cl2 3 分子极性判断：正负电中心是否重合

1只含有非极性键的单质分子是非极性分子。 ○

2含有极性键的双原子化合物分子都是极性分子。 ○

3含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的为○

极性分子。

注意：判断ABn型分子可参考使用以下经验规律：①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；②若中心原子有孤对电子（未参与成键的电子对）则为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。 ★二5．手性C原子的判断

(1)标准:连接的四个原子或原子团都不相同，则其为手性C原子

(2)例题:如在葡萄糖分子中有几个手性碳原子，与氢气加成后还有几个手性碳原子？ 二6．结合实例说明“等电子原理”的应用。

查阅N2 、CO的有关数据并进行比较（等电子体）。

三1、化学键与分子间作用力 表4-1化学键与分子间作用力的比较

概念 作用范围 化学键 相邻的原子间强烈的相互作用叫化学键 分子或晶体内 分子间作用力 把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力 分子之间 与化学键相比弱得多 主要影响物理性质（如熔沸点） 作用力强弱 较强 影响的性质 主要影响化学性质 三2．举例说明分子间作用力对物质的状态等方面的影响。

(1)分子间作用力与化学键: (2)氢键与分子间作用力: (3)极性的影响: 拓展：

（1）列举含有氢键的物质，知道氢键的存在对物质性质的影响。 （2）讨论：卤素单质和卤化氢熔、沸点变化有什么规律？

（3）讨论：邻羟基苯甲酸、对羟基苯甲酸的沸点和溶解度差异的原因 （4）讨论：水的特殊性。 三3．知道分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

各种晶体类型的比较 存在微粒 微粒间作用 离子晶体 阴阳离子 离子键 硬而脆，易溶于极性溶剂，熔化时能够导电，溶沸点高 食盐晶体 原子晶体 原子 共价键 质地硬，不溶于大多数溶剂，导电性差，熔沸点很高 金刚石 分子晶体 分子 范德华力 金属晶体 金属离子、自由电子 金属键 主要性质 金属光泽，是硬度小，水溶电和热的良液能够导电，导体，熔沸点溶沸点低 高或低 氨、氯化氢 镁、铝 实例 2．物质溶沸点的比较 （1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体

（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 ②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。 ③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。 （3）常温常压下状态

①熔点：固态物质>液态物质 ②沸点：液态物质>气态物质

三4．“相似相溶”规律

极性分子组成的溶质易溶于由极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于由非极性分子组成的溶剂。

(1) SiO2是否溶于CS2溶剂 (2) 离子晶体是否都溶于水中 (3) 洗涤剂的原理

三5．了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。

(1)存在微粒:

(2)晶体结构的描述： (3)晶体性质 拓展：

（1）利用模型等分析金刚石晶体与石墨晶体的结构特点，讨论两者性质的差异。 （2） 比较二氧化碳与二氧化硅晶体的特点和性质的差异. 三6.比较氯化钠、氯化铯等离子晶体的结构特征。

(1)晶胞的不同特点 (2)晶胞的描述

拓展：③实验探究：熔融盐的导电性。 思考(1)为何离子晶体不导电?

(2)溶于水能导电的晶体一定是离子晶体?

三7．知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。

讨论：为什么金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性？ 三8．能列举金属晶体的基本堆积模型。

(1)Po (2)K型 (3)Cu型 (4)Mg型

三9.运用模型研究：P4、P4O6、P4O10等共价分子的结构及相互联系，并预测其化学性质。

1、不完全燃烧产物P4O6，完全燃烧是P4O10 2、都具有强吸水性、易溶于非极性溶剂 3、与水反应 P4O6+H20→H3PO3

P4O10+H2O→HPO3和H3PO4 （水的多少决定了产物）