『壹』 化學選修三物質結構與性質上各章知識點及考點。
第一章
原子結構與性質.一、認識原子核外電子運動狀態，了解電子雲、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.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.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.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、7.2.(構造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.(1).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.(2).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.(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.①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。②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。3.元素電離能和元素電負性第一電離能：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、P②.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；1.7，離子鍵；
『貳』 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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★ 高中化學選修三基礎知識點
★ 高二化學選修3第一章知識點
★ 高二化學選修3知識點總結
★ 高二化學選修3知識點
★ 高二化學選修3目錄
『叄』 高中化學選修3知識點全部歸納（物質的結構與性質）
第一章 原子結構與性質.一、認識原子核外電子運動狀態，了解電子雲、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.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.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.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、7.2.(構造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.(1).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.(2).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.(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.①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。②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。3.元素電離能和元素電負性第一電離能：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、P②.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）.例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是 A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且電負性X＞Y，下列說法錯誤的是A．X與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價B．第一電離能可能Y小於XC．最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱於Y對應的酸性D．氣態氫化物的穩定性：HmY小於HmX 二.化學鍵與物質的性質.內容：離子鍵――離子晶體1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結構特徵，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質.(1).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.(2).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. NaCl型晶體CsCl型晶體每個Na+離子周圍被6個C1—離子所包圍，同樣每個C1—也被6個Na+所包圍。每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍。(3).晶胞中粒子數的計算方法--均攤法. 位置頂點棱邊面心體心貢獻1/81/41/212.了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數據說明簡單分子的某些性質（對σ鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求）.(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵（「頭碰頭」重疊）和π鍵（「肩碰肩」重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.(2).共價鍵三參數. 概念對分子的影響鍵能拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10米）鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）鍵角決定了分子的空間構型共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱= 所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質的差異.(1)共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.(2)鍵的極性：極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移.非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移.(3)分子的極性：①極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.②分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定. 非極性分子和極性分子的比較 非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內原子排列對稱不對稱4.分子的空間立體結構（記住）常見分子的類型與形狀比較分子類型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物A球形 非極性He、NeA2直線形 非極性非極性H2、O2AB直線形 極性極性HCl、NOABA直線形180°極性非極性CO2、CS2ABAV形≠180°極性極性H2O、SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平面三角形120°極性非極性BF3、SO3AB3三角錐形≠120°極性極性NH3、NCl3AB4正四面體形109°28′極性非極性CH4、CCl4AB3C四面體形≠109°28′極性極性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面體形≠109°28′極性極性CH2Cl2 直 線三角形V形四面體三角錐V形 H2O 5.了解原子晶體的特徵，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系.(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體.(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.金剛石是正四面體的空間網狀結構，最小的碳環中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質.知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結構（晶體內部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結構參數相關的計算不作要求）.(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用.請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性.晶體中的微粒導電性導熱性延展性金屬離子和自由電子自由電子在外加電場的作用下發生定向移動自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用(2)①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高.如熔點：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金屬鍵的強弱可以用金屬的原子7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求）.概念表示條件共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。 A B電子對給予體 電子對接受體 其中一個原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。 (1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.(2)①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物.②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道. b.配位體具有提供孤電子對的原子.③配合物的組成.④配合物的性質：配合物具有一定的穩定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩定性與配體的性質有關. 三.分子間作用力與物質的性質.1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區別.分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.(1).分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、乾冰.(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高. 3.了解氫鍵的存在對物質性質的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.NH3、H2O、HF中由於存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性 表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在.4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區別. 四、幾種比較1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵原子間通過共用電子對所形成的化學鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質靜電作用共用電子對電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內部實例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、非極性鍵和極性鍵的比較 非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子成鍵原子電性電中性顯電性形成條件由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成 3．物質溶沸點的比較（重點）（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體（2）同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。①離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。②分子晶體：對於同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。（3）常溫常壓下狀態①熔點：固態物質>液態物質②沸點：液態物質>氣態物質
『肆』 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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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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『陸』 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
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
『柒』 高中化學原子結構是哪本書
高中化學原子結構是高中化學選修三這本書。
高中化學第一冊主要學習-氧化還原反應、鹼金屬、物質的量、物質的量的濃度、鹵素、元素周期律、氧族元素、碳族元素。
高中第二冊主要學習-氮族元素、化學平衡、溶液的電離平衡、pH、幾種重要的金屬（鋁、鎂）、鹽類的水解、有機物、糖、蛋白質。
高中第三冊主要學習-晶體的分類、膠體、化學反應的本質、熱化學能量變化、電解、化學實驗方案設計、化學計算。
(7)化學選修三原子是怎麼構成的擴展閱讀：
高中化學必考知識點歸納
1、相對分子質量最小的氧化物是水
2、單質與水反應最劇烈的非金屬元素是F
3、其最高價氧化物的水化物酸性最強的元素是Cl
4、其單質是最易液化的氣體的元素是Cl
5、其氫化物沸點最高的非金屬元素是O
6、其單質是最輕的金屬元素是Li
7、常溫下其單質呈液態的非金屬元素是Br
8、熔點最小的金屬是Hg
9、其氣態氫化物最易溶於水的元素是N
10、導電性最強的金屬是Ag
高中化學必考知識點歸納
1、相對原子質量最小的原子是H
2、人體中含量最多的元素是O
3、日常生活中應用最廣泛的金屬是Fe
4、組成化合物種類最多的元素是C
5、天然存在最硬的物質是金剛石
6、金屬活動順序表中活動性最強的金屬是K
7、地殼中含量最多的金屬元素是Al
8、地殼中含量最多的非金屬元素是O
9、空氣中含量最多的物質是氮氣
10、最簡單的有機物是甲烷
11、相同條件下密度最小的氣體是氫氣