化學選修3哪些是送分題

㈠ 化學選修三的內容

選修3
第一章 原子結構與性質
本章說明
第一節 原子結構
第二節 原子結構與元素的性質
教學資源1
教學資源2
第二章 分子結構與性質單元
本章說明
第一節 共價鍵
第二節 分子的立體結構
第三節 分子的性質
教學資源1
教學資源2
教學資源3
第三章 晶體結構與性質
本章說明
第一節 晶體的常識
第二節 分子晶體與原子晶體
第三節 金屬晶體
第四節 離子晶體
教學資源1
教學資源2
第一章 原子結構與性質
本章說明
第一節 原子結構
第二節 原子結構與元素的性質
教學資源1
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第二章 分子結構與性質單元
本章說明
第一節 共價鍵
第二節 分子的立體結構
第三節 分子的性質
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教學資源3
第三章 晶體結構與性質
本章說明
第一節 晶體的常識
第二節 分子晶體與原子晶體
第三節 金屬晶體
第四節 離子晶體

㈡ 高三化學選修三的必背必掌握知識點

高三化學 是一個新的起點，新高三一輪復習從零開始，完整涵蓋高中所有的知識點，第一輪復習是高考復習的關鍵，是基礎復習階段。以下是我給大家整理的高三化學選修三的必背必掌握知識點，希望能助你一臂之力!

高三化學選修三的必背必掌握知識點1

1、最簡式相同的有機物

1.CH：C2H2和C6H6

2.CH2：烯烴和環烷烴

3.CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯

4.CnH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍於其碳原子數的飽和一元羧酸或酯;

5.炔烴(或二烯烴)與三倍於其碳原子數的苯及苯的同系物;舉一例：丙炔(C3H4)與丙苯(C9H12)

2、有機物之間的類別異構關系

1.分子組成符合CnH2n(n≥3)的類別異構體：烯烴和環烷烴;

2.分子組成符合CnH2n-2(n≥4)的類別異構體：炔烴和二烯烴;

3.分子組成符合CnH2n+2O(n≥3)的類別異構體：飽和一元醇和醚;

4.分子組成符合CnH2nO(n≥3)的類別異構體：飽和一元醛和酮;

5.分子組成符合CnH2nO2(n≥2)的類別異構體：飽和一元羧酸和酯;

6.分子組成符合CnH2n-6O(n≥7)的類別異構體：苯酚的同系物、芳香醇及芳香。

3、能發生取代反應的物質及反應條件

1.烷烴與鹵素單質：鹵素蒸汽、光照;

2.苯及苯的同系物:與①鹵素單質：Fe作催化劑;②濃硝酸：50～60℃水浴;濃硫酸作催化劑③濃硫酸：70～80℃水浴;共熱

3.鹵代烴水解：NaOH的水溶液;

4.醇與氫鹵酸的反應：新制的氫鹵酸、濃硫酸共熱

5.酯化反應:濃硫酸共熱

6.酯類的水解：無機酸或鹼催化;

7.酚與濃溴水或濃硝酸

8.油酯皂化反應

9.(乙醇與濃硫酸在140℃時的脫水反應，事實上也是取代反應。)

4、能發生加成反應的物質

烯烴的加成：鹵素、H2、鹵化氫、水

炔烴的加成：鹵素、H2、鹵化氫、水

二烯烴的加成：鹵素、H2、鹵化氫、水

苯及苯的同系物的加成：H2、Cl2

苯乙烯的加成：H2、鹵化氫、水、鹵素單質

不飽和烴的衍生物的加成：(包括鹵代烯烴、鹵代炔烴、烯醇、烯醛、烯酸、烯酸酯、烯酸鹽等)

含醛基的化合物的加成：H2、HCN等酮類物質的加成：H2

油酸、油酸鹽、油酸某酯、油(不飽和高級脂肪酸甘油酯)的加成。

5、能發生加聚反應的物質

烯烴、二烯烴、乙炔、苯乙烯、烯烴和二烯烴的衍生物。

6、能發生縮聚反應的物質

苯酚和甲醛：濃鹽酸作催化劑、水浴加熱

二元醇和二元羧酸等

7、能發生銀鏡反應的物質

凡是分子中有醛基(-CHO)的物質均能發生銀鏡反應。

1.所有的醛(R-CHO);

2.甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯;

註：能和新制Cu(OH)2反應的--除以上物質外，還有酸性較強的酸(如甲酸、乙酸、丙酸、鹽酸、硫酸、氫氟酸等)，發生中和反應。

8、能跟鈉反應放出H2的物質

(一)有機

1.醇(+K、Mg、Al);

2.有機羧酸;

3.酚(苯酚及同系物);

4.苯磺酸;

(二)無機

1.水及水溶液;

2.無機酸(弱氧化性酸);

3.NaHSO4

注:其中酚、羧酸能與NaOH反應;也能與Na2CO3反應;羧酸能與NaHCO3反應;醇鈉、酚鈉、羧酸鈉水溶液都因水解呈鹼性。

高三化學選修三的必背必掌握知識點2

1.Na、K：隔絕空氣;防氧化，保存在煤油中(或液態烷烴中)，(Li用石蠟密封保存)。用鑷子取，玻片上切，濾紙吸煤油，剩餘部分隨即放人煤油中。

2.白磷：保存在水中，防氧化，放冷暗處。鑷子取，並立即放入水中用長柄小刀切取，濾紙吸干水分。

3.液Br2：有毒易揮發，盛於磨口的細口瓶中，並用水封。瓶蓋嚴密。

4.I2：易升華，且具有強烈刺激性氣味，應保存在用蠟封好的瓶中，放置低溫處。

5.濃HNO3，AgNO3：見光易分解，應保存在棕色瓶中，放在低溫避光處。

6.固體燒鹼：易潮解，應用易於密封的乾燥大口瓶保存。瓶口用橡膠塞塞嚴或用塑料蓋蓋緊。

7.NH3oH2O：易揮發，應密封放低溫處。

8.C6H6、、C6H5-CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3：易揮發、易燃，應密封存放低溫處，並遠離火源。

9.Fe2+鹽溶液、H2SO3及其鹽溶液、氫硫酸及其鹽溶液：因易被空氣氧化，不宜長期放置，應現用現配。

10.鹵水、石灰水、銀氨溶液、Cu(OH)2懸濁液等，都要隨配隨用，不能長時間放置。

高三化學選修三的必背必掌握知識點3

1.同位素具有相同質子數和不同中子數的同一元素的不同原子.如氫有3種同位素：H、D、T。

2.同素異形體(又稱同素異性體)由同種元素組成性質不同的單質，互稱同素異形體.如金剛石與石墨、C60，白磷與紅磷，O2與O3，正交硫與單斜硫。

3.同分異構體具有相同的分子組成而結構不同的一系列化合物互稱同分異構體.同分異構體的種類通常有碳鏈異構、位置異構、跨類異構(又稱官能團異構)、幾何異構(又稱順反異構)。

※你能說出中學階段的幾種跨類異構嗎?

4.同系物結構相似分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的一系列化合物互稱同系物。

※請 總結 出兩種化合物互稱同系物應具備的最基本條件。

5.同量物通常是指分子量相同的不同物質。

如CO2與HCHOH2SO4與H3PO4，NO與C2H6。

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㈢ 高中生在高考時，有哪些題型是一定的送分題

高考是我們人生當中做重要的一場考試。我們在高考復習的時候常常會發現有很多很容易得分的點。這些比較容易的問題是我們在高考的時候必須得分的點。在這里我就給大家列舉一些我們在考試當中 必須要拿到的一些分數。

對於綜合來講，每一科都會有一些很容易拿分的題目，基本上每一門科目的前幾道題都會是比較容易的。我們只要牢記書本上的知識點就會取得不錯的成績。在高考的道路上，我們始終任重道遠，但是只要努力去備考，考出自己的最好水平就不會給自己的高中生活留下遺憾。也會在將來的大學生活中得到一個比較高的平台。高考只要認真的去對待就會發現自己其實有很大的潛力去拿一個好成績。

㈣ 高中化學選修3知識點總結

高中化學有很多需要記憶的知識點，高中化學分為選修和必修，為了方便大家學習，接下來我為大家整理了高中化學選修3知識點，希望能幫助到大家。

高中化學選修3知識點 總結 (一)

(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

(2)原子構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪制基態原子軌道表示式的主要依據之一。

(3)不同能層的能級有交錯現象

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。

原子軌道的能量關系是：ns<(n-2)f<(n-1)d

(4)能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。

根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數第三層不超過32個電子。

(5)基態和激發態

①基態：最低能量狀態。處於最低能量狀態的原子稱為基態原子。

②激發態：較高能量狀態(相對基態而言)。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱為激發態原子。

③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收(基態→激發態)和放出(激發態→較低激發態或基態)不同的能量(主要殊能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發射光譜)。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑒定元素。

高中化學選修3知識點總結(二)

1、元素周期表的結構

元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。

(1)原子的電子層構型和周期的劃分

周期是指能層(電子層)相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

(2)原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

(3)原子的電子構型和元素的分區

按電子排布可把周期表裡的元素劃分成5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。

(4)元素周期律

元素的性質隨著核電荷數的遞增發生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源於原子外電子層構型的周期性。

高中化學選修3知識點總結(三)

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。

如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等;

②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;

③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。

<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。

如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。

②折線型分子，如H2O、H2S等。

③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價鍵的極性和分子極性的關系：

兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的什用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。

3)分子極性的判斷 方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。

④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用范圍：「相似相溶」中「相似」指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

元素推斷題大題解題策略

元素或物質推斷類試題

該類題主要以元素周期律、元素周期表知識或物質之間的轉化關系為命題點，採用提供周期表、文字描述元素性質或框圖轉化的形式來展現題干，然後設計一系列書寫化學用語、離子半徑大小比較、金屬性或非金屬性強弱判斷、溶液中離子濃度大小判斷及相關簡單計算等問題。此類推斷題的完整形式是：推斷元素或物質、寫用語、判性質。

化學元素推斷題大題解題策略

元素推斷題，一般可先在草稿紙上畫出只含短周期元素的周期表，然後對照此表進行推斷。

(1)對有突破口的元素推斷題，可利用題目暗示的突破口，聯系其他條件，順藤摸瓜，各個擊破，推出結論;

(2)對無明顯突破口的元素推斷題，可利用題示條件的限定，逐漸縮小推求范圍，並充分考慮各元素的相互關系予以推斷;

(3)有時限定條件不足，則可進行討論，得出合理結論，有時答案不止一組，只要能合理解釋都可以。若題目只要求一組結論，則選擇自己最熟悉、最有把握的。有時需要運用直覺，大膽嘗試、假設，再根據題給條件進行驗證也可。

化學元素推斷題的一般思路

化學元素推斷題解題的一般思路和方法：讀圖審題→找准"突破口"→邏輯推理→檢驗驗證→規范答題。解答的關鍵是迅速找到突破口，一般從物質特殊的顏色、特殊性質或結構、特殊反應、特殊轉化關系、特殊反應條件等角度思考。突破口不易尋找時，也可從常見的物質中進行大膽猜測，然後代入驗證即可，盡量避免從不太熟悉的物質或教材上沒有出現過的物質角度考慮，盲目驗證。

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㈤ 高三化學選修三的知識點分析

、天生我才必有用，千金散盡還復來。失敗，怕什麼，有信心撐腰，下次可以做得更好;失落，怕什麼，有努力相伴，陽光依舊燦爛;以下是我給大家整理的 高三化學 選修三的知識點分析，希望能助你一臂之力!

高三化學選修三的知識點分析1

1、守恆規律

守恆是氧化還原反應最重要的規律。在氧化還原反應中，元素的化合價有升必有降，電子有得必有失。從整個氧化還原反應看，化合價升高總數與降低總數相等，失電子總數與得電子總數相等。此外，反應前後的原子個數、物質質量也都守恆。守恆規律應用非常廣泛，通常用於氧化還原反應中的計算問題以及方程式的配平問題。

2、價態規律

元素處於價，只有氧化性，如濃硫酸中的硫是+6價，只有氧化性，沒有還原性;元素處於，只有還原性，如硫化鈉的硫是-2價，只有還原性，沒有氧化性;元素處於中間價態，既有氧化性又有還原性，但主要呈現一種性質，如二氧化硫的硫是+4價，介於-2與+6之間，氧化性和還原性同時存在，但還原性佔主要地位。物質大多含有多種元素，其性質體現出各種元素的綜合，如H2S，既有氧化性(由+1價氫元素表現出的性質)，又有還原性(由-2價硫元素表現出的性質)。

3、難易規律

還原性強的物質越易失去電子，但失去電子後就越難得到電子;氧化性強的物質越易得到電子，但得到電子後就越難失去電子。這一規律可以判斷離子的氧化性與還原性。例如Na還原性很強，容易失去電子成為Na+，Na+氧化性則很弱，很難得到電子。

4、強弱規律

較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應，生成弱還原性的還原產物和弱氧化性的氧化產物。用這一性質可以判斷物質氧化性或還原性的強弱。如2HI+Br2=2HBr+I2，氧化物Br2的氧化性大於氧化產物I2的.氧化性。還原劑HI的還原性大於還原產物HBr的還原性。

5、歧化規律

同一種物質分子內同一種元素同一價態的原子(或離子)發生電子轉移的氧化還原反應叫歧化反應，歧化反應的特點：某元素的中間價態在適宜條件下同時向較高和較低的價態轉化。歧化反應是自身氧化還原反應的一種。如Cl2+H2O=HCl+HClO，氯氣中氯元素化合價為0，歧化為-1價和+1價的氯。

6、歸中規律

(1)同種元素間不同價態的氧化還原反應發生的時候，其產物的價態既不相互交換，也不交錯。

(2)同種元素相鄰價態間不發生氧化還原反應;當存在中間價態時，同種元素的高價態物質和低價態物質才有可能發生反應，若無中間價態則不能反應。如濃硫酸和SO2不能反應。

(3)同種元素的高價態氧化低價態的時候，遵循的規律可簡單概括為：高到高，低到低，可以歸中，不能跨越。

高三化學選修三的知識點分析2

一、高中化學實驗操作中的七原則

掌握下列七個有關操作順序的原則，就可以正確解答"實驗程序判斷題"。

1."從下往上"原則。以Cl2實驗室製法為例，裝配發生裝置順序是：放好鐵架台→擺好酒精燈→根據酒精燈位置固定好鐵圈→石棉網→固定好圓底燒瓶。

2."從左到右"原則。裝配復雜裝置應遵循從左到右順序。如上裝置裝配順序為：發生裝置→集氣瓶→燒杯。

3.先"塞"後"定"原則。帶導管的塞子在燒瓶固定前塞好，以免燒瓶固定後因不宜用力而塞不緊或因用力過猛而損壞儀器。

4."固體先放"原則。上例中，燒瓶內試劑MnO2應在燒瓶固定前裝入，以免固體放入時損壞燒瓶。總之固體試劑應在固定前加入相應容器中。

5."液體後加"原則。液體葯品在燒瓶固定後加入。如上例中濃鹽酸應在燒瓶固定後在分液漏斗中緩慢加入。

6.先驗氣密性(裝入葯口前進行)原則。

7.後點酒精燈(所有裝置裝完後再點酒精燈)原則。

二、高中化學實驗中溫度計的使用分哪三種情況?哪些實驗需要溫度計?

1.測反應混合物的溫度：這種類型的實驗需要測出反應混合物的准確溫度，因此，應將溫度計插入混合物中間。

①測物質溶解度。②實驗室制乙烯。

2.測蒸氣的溫度：這種類型的實驗，多用於測量物質的沸點，由於液體在沸騰時，液體和蒸氣的溫度相同，所以只要測蒸氣的溫度。①實驗室蒸餾石油。②測定乙醇的沸點。

3.測水浴溫度：這種類型的實驗，往往只要使反應物的溫度保持相對穩定，所以利用水浴加熱，溫度計則插入水浴中。①溫度對反應速率影響的反應。②苯的硝化反應。

三、常見的需要塞入棉花的實驗有哪些

需要塞入少量棉花的實驗：

熱KMnO4制氧氣

制乙炔和收集NH3

其作用分別是：防止KMnO4粉末進入導管;防止實驗中產生的泡沫湧入導管;防止氨氣與空氣對流，以縮短收集NH3的時間。

四、常見物質分離提純的10種 方法

1.結晶和重結晶：利用物質在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。

2.蒸餾冷卻法：在沸點上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾。

3.過濾法：溶與不溶。

4.升華法：SiO2(I2)。

5.萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的I2。

6.溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。

7.增加法：把雜質轉化成所需要的物質：CO2(CO)：通過熱的CuO;CO2(SO2)：通過NaHCO3溶液。

8.吸收法：用做除去混合氣體中的氣體雜質，氣體雜質必須被葯品吸收：N2(O2)：將混合氣體通過銅網吸收O2。

9.轉化法：兩種物質難以直接分離，加葯品變得容易分離，然後再還原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，過濾，除去Fe(OH)3，再加酸讓NaAlO2轉化成A1(OH)3。

10.紙上層析(不作要求)

高三化學選修三的知識點分析3

甲烷的製取和性質

1.反應方程式CH3COONa+NaOH→加熱--Na2CO3+CH4

2.為什麼必須用無水醋酸鈉?

水分危害此反應!若有水,電解質CH3COONa和NaOH將電離,使鍵的斷裂位置發生改變而不生成CH4.

3.必須用鹼石灰而不能用純NaOH固體,這是為何?鹼石灰中的CaO的作用如何?高溫時,NaOH固體腐蝕玻璃;

CaO作用:1)能稀釋反應混合物的濃度,減少NaOH跟試管的接觸,防止腐蝕玻璃.2)CaO能吸水,保持NaOH的乾燥.

4.製取甲烷採取哪套裝置?反應裝置中,大試管略微向下傾斜的原因何在?此裝置還可以製取哪些氣體?

採用加熱略微向下傾斜的大試管的裝置,原因是便於固體葯品的鋪開,同時防止產生的濕存水倒流而使試管炸裂;

還可製取O2、NH3等.

5.實驗中先將CH4氣通入到KMnO4(H+)溶液、溴水中,最後點燃,這樣操作有何目的?

排凈試管內空氣,保證甲烷純凈,以防甲烷中混有空氣,點燃爆炸.

6.點燃甲烷時的火焰為何會略帶黃色?點燃純凈的甲烷呈什麼色?

1)玻璃中鈉元素的影響;反應中副產物丙酮蒸汽燃燒使火焰略帶黃色.

2)點燃純凈的甲烷火焰呈淡藍色.

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㈥ 江蘇省數學選修理科生學那幾本化學，物理選修學那幾本（我今年高一）我想先預習

我是2010江蘇高考物化生
數學 必修1-5，選修2-1至2-3 另外還要從4-1等4本中選2本，一般學校都選矩陣和極坐標這兩本，不等式不會有學校選的，幾何也基本沒學校選
物理 選修共三本，我學的是3-4和3-5，但這個不好說，有學校學的是3-3和3-5，各個搭配都有一定可能性
化學 選修共兩本 必定是選物質結構與性質，因為這類題就是送分題。。相反，實驗化學太難拿高分了。當然，也有格外強悍的學校會學這一本的一些內容，但是物質結構與性質是每個學校必選的

㈦ 高考時化學選修3主要嗎

如果你是新課標卷的話，我有幾個建議。
如果你想考重點，選修必須慎重慎重。選修不可以丟一分，必須滿分，因為對於高水平的學生們來講，選修統統是送分，如果你不想落後於其他人，就必須像其他人一樣，把送分的題都拿到手。我們學校的重點班，高考理綜，三門選修全滿有一大半，因為選修這種很輕松就能拿滿的問題，丟一分就是巨大的差距。所以准備高考的時候應該專門做一些選修題，統計一下，自己選哪個題用的時間最少且全滿的幾率最高就在高考的時候選哪個，不一定非得選三。
如果你水平一般想保一本，那選修題也是拿分的一大步，三道選修45分，相對比其它題來說好拿得多，舍棄難題，多拿選修的題也是一種選擇。
有機變化比較少，主要靠背，平常花時間就有成效，但是內容太多有遺忘的可能。
結構變化多端，主要靠理解，如果學結構的時候學得扎實，那麼不需要花很多時間去背，但考場上有可能會遇到很坑爹的新問題。
兩者各有利弊，必須自己慎重權衡。
比起選修三，化學高考的時候最應該注意的還是選四，四個化學平衡 和化學電池那一塊，高考化學總分的25到30分都是它，高考時最難的且分最多的題一定會涉及它，如果一個概念理解錯，那就是十幾分的問題。所以如果想考好化學，應該花大量時間去好好復習這一塊。
祝高考順利，好好准備吧，親。

㈧ 人教版高中化學選修三知識點

故有知識的人，道義上有為後者代言的義務。人最容易喪失的是同情心，而杜甫就是一個正面例子。下面我給大家分享一些人教版高中化學選修三知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

人教版高中化學選修三知識1

原子結構與性質

1、電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖。離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小。

2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

3、原子軌道(能級即亞層)：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。

4、原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子。

5、原子核外電子排布原理：

(1)能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;

(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;

(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1

6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

7、第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。

(1)原子核外電子排布的周期性

隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化.

(2)元素第一電離能的周期性變化

隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小;

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。

說明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證

b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱。

(3)元素電負性的周期性變化

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。

電負性的運用:

a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。

b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。

c.判斷元素價態正負(電負性大的為負價，小的為正價)。

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(表徵原子得電子能力強弱)。

8、化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用。化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

9、離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵

離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。

離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大。

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體。

典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.

人教版高中化學選修三知識2

原子核外電子排布原理

1.能層、能級與原子軌道

(1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能級：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)<e(p)<e(d)<e(f)。< p="">

(3)原子軌道：電子雲輪廓圖給出了電子在核外經常出現的區域。這種電子雲輪廓圖稱為原子軌道。

【特別提示】

(1)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數等於該能層序數。

(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構造原理中存在著能級交錯現象。由於能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。

(4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只有s能級;第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道px、py、pz，它們具有相同的能量;第三能層(M)，有s、p、d三種能級。

(5)當出現d軌道時，雖然電子按ns，(n-1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n-1)d放在ns前。

(6)在書寫簡化的電子排布式時，並不是所有的都是[X]+價電子排布式(註：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。

2.基態原子的核外電子排布

(1)能量最低原理

電子盡可能地先佔有能量低的軌道，然後進入能量高的軌道，使整個原子的能量處於最低狀態。如圖為構造原理示意圖，即基態原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。

注意：所有電子排布規則都需要滿足能量最低原理。

(2)泡利原理

每個原子軌道里最多隻能容納2個電子，且自旋狀態相反。

(3)洪特規則

當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態原子中的電子總是優先單獨占據一個軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態時，體系的能量最低。

3.基態、激發態及光譜示意圖

(1)電子的躍遷

①基態→激發態

當基態原子的電子吸收能量後，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發態原子。

②激發態→基態

激發態原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。

(2)原子光譜

不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。

人教版高中化學選修三知識3

原子結構與元素性質

1 . 原子結構與元素周期表

(1)原子結構與元素周期表

(2)每族元素的價層電子排布特點

①主族

②0族：He：1s2;其他ns2np6。

③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。

(3)元素周期表的分區

①根據核外電子排布

a.分區

b.各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

②根據元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區和非金屬元素區(如下圖)，處於金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或准金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特別提示】

「外圍電子排布」即「價電子層」，對於主族元素，價電子層就是最外電子層，而對於過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d64s2。

2 . 對角線規則

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是相似的。

3 . 元素周期律

(1)原子半徑

①影響因素

能層數：能層數越多，原子半徑越大。

核電荷數：能層數相同，核電荷數越大，原子半徑越小。

②變化規律

元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。

(2)電離能

①第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ/mol。

②規律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最後一種元素的第一電離能最大，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I1<i2<i3…)。< p="">

(3)電負性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。

②標准：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標准，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

③變化規律

金屬元素的電負性一般小於1.8，非金屬元素的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。

4 . 電離能、電負性的應用

(1)電離能的應用

①判斷元素金屬性的強弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強;反之越弱。

②判斷元素的化合價(I1、I2……表示各級電離能)

如果某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為+n。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1。

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就可能發生變化。

④反映元素原子的核外電子排布特點

同周期元素從左向右，元素的第一電離能並不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常的大。

人教版高中化學選修三知識4

共價鍵

1.本質

在原子之間形成共用電子對(電子雲的重疊)。

2.特徵

具有飽和性和方向性。

3.分類

【特別提示】

(1)只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大於1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

(2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

(3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH3等，有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等;有的不存在化學鍵，如稀有氣體分子。

(4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非極性鍵，如Na2O2、CaC2等。

(5)通過物質的結構式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數目;判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。

4.鍵參數

(1)概念

(2)鍵參數對分子性質的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩定。

5.等電子原理

原子總數相同，價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特徵，物理性質相近，但化學性質不同。

常見的等電子體

人教版高中化學選修三知識5

分子的立體結構

1.價層電子對互斥理論

(1)價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。

(2)孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。

(3)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型的關鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數。

其中：a是中心原子的價電子數(陽離子要減去電荷數、陰離子要加上電荷數)，b是1個與中心原子結合的原子提供的價電子數，x是與中心原子結合的原子數。

(4)價層電子對互斥理論與分子構型

2 . 雜化軌道理論

當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結構不同。

3.配位鍵

(1)孤電子對

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。

(2)配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。

②配位鍵的表示：常用「―→」來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之後，4個共價鍵就完全相同。

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㈨ 高二化學選修三知識點總結

高中化學有很多需要記憶的知識點，高中化學分為選修和必修，為了方便大家學習，下面我給大家分享一些 高二化學 選修三知識點 總結 ，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

高二化學選修三知識點1

(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

(2)原子構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪制基態原子軌道表示式的主要依據之一。

(3)不同能層的能級有交錯現象，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。原子軌道的能量關系是：ns<(n-2)f<(n-1)d

(4)能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。

根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數第三層不超過32個電子。

(5)基態和激發態

①基態：最低能量狀態。處於最低能量狀態的原子稱為基態原子。

②激發態：較高能量狀態(相對基態而言)。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱為激發態原子。

③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收(基態→激發態)和放出(激發態→較低激發態或基態)不同的能量(主要是光能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發射光譜)。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑒定元素。

高二化學選修三知識點2

1、元素周期表的結構

元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。

(1)原子的電子層構型和周期的劃分

周期是指能層(電子層)相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

(2)原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

(3)原子的電子構型和元素的分區

按電子排布可把周期表裡的元素劃分成5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。

2、元素周期律

元素的性質隨著核電荷數的遞增發生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源於原子外電子層構型的周期性。

高二化學選修三知識點3

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。

<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。②折線型分子，如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價鍵的極性和分子極性的關系：

兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。

(3)分子極性的判斷 方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。

④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用范圍：「相似相溶」中「相似」指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

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㈩ 化學選修三哪塊知識最難

選修三分為三章，分別是原子結構，分子結構和晶體，在高考題中原子結構和分子結構基本都是送分題，就是最後一問晶胞計算不好拿分！