高中化学选修三知识汇总

1、高中化学选修三知识汇总高中化学选修3知识点总结(一)(1)原子构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。(2)原子构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。(3)不同能层的能级有交错现象如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。原子轨道的能量关系是:ns(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。根据构造原理，在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为2n2;最外层不超过8个

2、电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。(5)基态和激发态基态:最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。激发态:较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态激发态)和放出(激发态较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱-原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。高中化学选修3知识点总结(二)1、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构决定:原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价

3、电子总数决定元素所在的族。(1)原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层(电子层)相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(2)原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。(3)原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、

4、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。(4)元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。高中化学选修3知识点总结(三)(1)极性分子和非极性分子非极性分子:从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如:只由非极性键构成的同种元素的双原子分子:H2、Cl2、N2等;只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子:CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;极性键非极性键都有的

5、:CH2=CH2、CHCH。极性分子:整个分子电荷分布不对称。如:不同元素的双原子分子如:HCl，HF等。折线型分子，如H2O、H2S等。三角锥形分子如NH3等。(2)共价键的极性和分子极性的关系:两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，一定含

6、有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H2S、H2O2等。3)分子极性的判断方法单原子分子:分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne等。双原子分子:若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等;若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等。以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。根据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。(或A是否达最高价)(4)相似相溶原理相

7、似相溶原理:极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。相似相溶原理的适用范围:“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。第一章精讲版一 共价键：原子间通过共享电子所形成的化学键【共价键（covalent bond）是化学键的一种，两个或多个原子共同使用它们的外层电子，在理想情况下达到电子饱和的状态，由此组成比较稳定的化学结构叫做共价键。其本质是原子轨道重叠后，高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用。需要指出：氢键虽然存在轨道重叠，但通常不算作共

8、价键，而属于分子间力。共价键与离子键之间没有严格的界限，通常认为，两元素电负性差值远大于1.7时，成离子键；远小于1.7时，成共价键；在1.7附近时，它们的成键具有离子键和共价键的双重特性，离子极化理论可以很好的解释这种现象。】二 分子间作用力与物质的性质考点1 键的极性与分子的极性键的极性是由于成键原子的电负性不同而引起的。当成键原子的电负性相同时，核间的电子云密集区域在两核的中间位置，两个原子核正电荷所形成的正电荷重心和成键电子对的负电荷重心恰好重合，这样的共价键称为非极性共价键（nonpolar covalent bond）。如H2、O2分子中的共价键就是非极性共价键。当成键原子的电负性

9、不同时，核间的电子云密集区域偏向电负性较大的原子一端，使之带部分负电荷，而电负性较小的原子一端则带部分正电荷，键的正电荷重心与负电荷重心不重合，这样的共价键称为极性共价键（polar covalent bond）。如HCl分子中的H-Cl键就是极性共价键。如果分子中的键都是非极性的，共用电子对不偏向任何一个原子，整个分子的电荷分布是对称的，这样的分子叫做非极性分子。以非极性键结合成的双原子分子都是非极性分子，如H2、O2、Cl2、N2等。 在以极性键结合的双原子分子如HCl的分子里，共用电子对偏向Cl原子，因此Cl原子一端相对地显负电性，H原子一端相对地显正电性，整个分子的电荷分布是不对称的，

10、这样的分子叫做极性分子。以极性键结合成的双原子分子都是极性分子。 以极性键结合成的多原子分子，可能是极性分子，也可能是非极性分子，这决定于分子中各键的空间排列。 例如，CO2是直线型分子，两个O原子对称地位于C原子的两侧。 O=C=O 在CO2分子中，因为O原子吸引电子的能力比C原子强，共用电子对偏向于O原子，使得O原子一端相对地显负电性，因此C=O键是极性键。但从CO2分子总体来看，两个C=O键是对称排列的，两键的极性互相抵消，整个分子没有极性（见图15）。所以，CO2是非极性分子。 H2O分子的情况不同，它的两个OH键之间有一个夹角，约为104.5（见图16）。OH键是极性键，O原子吸引电

11、子的能力大于H原子，共用电子对偏向于O原子，使得O原子一端相对地显负电性，H原子一端相对地显正电性。由于O原子在分子的一端，整个分子电荷分布不对称，因此，H2O分子是极性分子。 考点2 分子间作用力分子间作用力又被称为范德华力，按其实质来说是一种电性的吸引力，因此考察分子间作用力的起源就得研究物质分子的电性及分子结构。影响分子间作用力大小的因素氢键、键的极性、相对分子量。分子间作用力的大小与物理性质组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.选三精讲第一章 原子结构与性质.一、

12、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.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、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可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

13、依次为1、3、5、7.2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示136号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.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.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p

14、0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.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，可以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。3.元素电离能和元素电负性第一电离能：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

15、周期性.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，第一电离能有逐渐增大的趋势，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，第一电离能有逐渐减小的趋势.说明：同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、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

16、排布的实验验证. b.用来比较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，主族元素电负性逐渐增大；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；1.7，离子键；碳化硅晶体硅.6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不

17、作要求）.(1).金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.晶体中的微粒导电性导热性延展性金属离子和自由电子自由电子在外加电场的作用下发生定向移动自由电子与金属离子碰撞传递热量晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用(2)金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：NaMgNaKRbCs金属键的强弱可以用金属的原子7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）.概念表示条件共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用

18、所形成的共价键。 A B电子对给予体 电子对接受体 其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。(1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.(2).配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物.形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子.配合物的组成.配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关.三

19、.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求