人教版高中化学选修三知识点

1、人教版高中化学选修三知识点人教版高中化学选修三知识点故有知识的人，道义上有为后者代言的义务。人最容易丧失的是同情心，而杜甫就是一个正面例子。下面我给大家共享一些人教版高中化学选修三知识，希望能够帮助大家，欢迎浏览!人教版高中化学选修三知识1原子构造与性质1、电子云：用小黑点的疏密来描绘电子在原子核外空间出现的时机大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的时机大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的时机小，电子云密度越小。2、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、.3、原子轨道(能级即亚

2、层)：处于同一电子层的原子核外电子，可以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轨道呈纺锤形，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。4、原子核外电子的运动特征能够用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描绘.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全一样的两个电子。5、原子核外电子排布原理：(1)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;(2)泡利不相容原理:每个轨道最多包容两个自旋状态不同的电子;(3)洪特规则:在能量一样的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态一样。洪特规则的特例:

3、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24CrAr3d54s1、29CuAr3d104s16、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的顺序。根据构造原理，能够将各能级按能量的差异分成能级组如图所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。7、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。(1)原子核外电子排布的周

4、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.(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:同周期从左到右，第一电离能有逐步增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小;同主族从上到下，第一电离能有逐步减小的趋势。讲明：同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层构造为全满、半满时较相邻元素要大即第A族、第A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P元素第一电离能的运用：a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证b.

5、用来比拟元素的金属性的强弱。I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱。(3)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，主族元素电负性逐步增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。电负性的运用:a.确定元素类型(一般1.8，非金属元素;1.8，金属元素)。b.确定化学键类型(两元素电负性差值1.7，离子键;1.7，共价键)。c.判定元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。d.电负性是判定金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱)。8、化学键：相邻原子之间强

6、烈的互相作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。9、离子键：阴、阳离子通过静电作用构成的化学键离子键强弱的判定:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。离子键的强弱能够用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之构成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大。离子晶体:通过离子键作用构成的晶体。典型的离子晶体构造：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子;氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化

7、铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.人教版高中化学选修三知识2原子核外电子排布原理1.能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，根据电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N表示，能量依次升高。(2)能级：同一能层里电子的能量可以能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)e(p)e(d)e(f)。p=(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。【十分提示】(1)任一能层的能级总是从s能级开场，而且能级数等于该能层序数。(

8、2)以s、p、d、f排序的各能级可包容的最多电子数依次为1、3、5、7的二倍。(3)构造原理中存在着能级交织现象。由于能级交织，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能层(K)，只要s能级;第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有一样的能量;第三能层(M)，有s、p、d三种能级。(5)当出现d轨道时，固然电子按ns，(n-1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前。(6)在书写简化

9、的电子排布式时，并不是所有的都是X+价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。2.基态原子的核外电子排布(1)能量最低原理电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。注意：所有电子排布规则都需要知足能量最低原理。(2)泡利原理每个原子轨道里最多只能包容2个电子，且自旋状态相反。(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态一样。洪特规则特例：当能量一样的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p

10、0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。3.基态、激发态及光谱示意图(1)电子的跃迁基态激发态当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。激发态基态激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。(2)原子光谱不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，能够用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。人教版高中化学选修三知识3原子构造与元素性质1.原子构造与元素周期表(1)原子构造与元素周期表(2)每族元素的价层电子排布特点主族0族：He：1s2;其他ns2np6。过渡元素(副族和第族)：(n-1)d110ns12。(3)元素周期表的分区根据核

11、外电子排布a.分区b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下列图)，处于金属与非金属交界限(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。【十分提示】“外围电子排布即“价电子层，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。2.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是类似的。3.元素周期律(1)原子半径影响因素能层数：能层数越多，原子半径越大。核电荷数：能层数一样，核电荷数越大，原子半径

12、越小。变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐步减小;同主族元素从上到下，原子半径逐步增大。(2)电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ/mol。规律a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐步增大的变化趋势。b.同族元素：从上至下第一电离能逐步减小。c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1i2i3)。p=(3)电负性含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4

13、.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。变化规律金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐步增大，同主族从上至下，元素的电负性逐步减小。4.电离能、电负性的应用(1)电离能的应用判定元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强;反之越弱。判定元素的化合价(I1、I2表示各级电离能)假如某元素的In+1?In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为+1。判定核外电子的分层排布情况多电子原子中，元

14、素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐步增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。人教版高中化学选修三知识4共价键1.本质在原子之间构成共用电子对(电子云的重叠)。2.特征具有饱和性和方向性。3.分类【十分提示】(1)只要两原子的电负性相差不大时，才能构成共用电子对，构成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会构成共用电子对，而构成离子键。(2)同种元素原子间构成的共价键为非极性键，不同种元素原子间构成的共价键为极性

15、键。(3)在分子中，有的只存在极性键，如HCl、NH3等，有的只存在非极性键，如N2、H2等，有的既存在极性键又存在非极性键，如H2O2、C2H4等;有的不存在化学键，如稀有气体分子。(4)在离子化合物中，一定存在离子键，有的存在极性共价键，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非极性键，如Na2O2、CaC2等。(5)通过物质的构造式，能够快速有效地判定键的种类及数目;判定成键方式时，需把握：共价单键全为键，双键中有一个键和一个键，三键中有一个键和两个键。4.键参数(1)概念(2)键参数对分子性质的影响键能越大，键长越短，分子越稳定。5.等电子原理原子总数一样，价电子总数一样的分子具有类似的化学键特征，物理性质相近，但化学性质不同。常见的等电子体人教版高中化学选修三知识5分子的立体构造1.价层电子对互斥理论(1)价层电子对在球面上相互相距最远时，排挤力最小，体系的能量最低。(2)孤电子对的排挤力较大，孤电子对越多，排挤力越强，键角越小。(3)用价层电子对互斥理论揣测分子的立体构型的关键是判定分子中中心原子上的价层电子对数。其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是1个与中心原子结合的原子提供的价电子数，x是与中心原子结合的原子数。(4)价层电子对互斥理论与分子构型2.杂化轨道理论当原子成