1. 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
2. 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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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；
4. 高中化學選修三目錄人教版
人教版高中化學選修三知識點有原子結構與性質、分子結構與性質、晶體結構與性質、原子結構與元素的性質、分子晶體與原子晶體、分子的立體結構等。
第一章 原子結構與性質
第一節 原子結構
第二節 原子結構與元素的性質
第二章 分子結構與性質
第一節 共價鍵
第二節 分子的立體結構
第三節 分子的性質
第三章 晶體結構與性質
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
離子共存、離子排序離子共存其實挺好辦的，沉澱、氣體、雙水解、弱電解質、配合物、氧化還原、有沒有顏色、pH，這幾個篩一圈基本就選得出來了，如果不熟練只能說明題刷的不夠（沒辦法這塊就是多刷刷題就熟了），這塊真的挺簡單的...離子共存簡單，但是離子排序是個大問題，可以說是整個高中最不好理解的知識點之一。
這塊我自認講不明白，至少肯定沒有學校老師講得好。我只能說大家一定要利用好三個守恆，這三個守恆練明白了幾乎可以解決所有離子濃度排序的問題。還有就是大家一定要模糊地有一個大概濃度的概念。什麼意思？假設有0.1mol/L的氨水，pH大概是11，現在讓你給溶液中粒子排序，你首先大概要想一想每個物質的濃度。
NH3·H2O弱電解質，所以濃度略小於0.1，pH為11，所以OH-是0.001，兩者差了100倍，再利用電荷守恆就能寫出NH3·H2O>OH->NH4+>H+。為什麼要建立起一個大概濃度的概念呢？因為當有一些校不準的順序時，你可以通過這個大致判斷。
5. 高二化學課本目錄
課本目錄使了解教材主要內容的重要途徑。下面是我為您帶來的 高二化學 課本目錄，希望對大家有所幫助。
高二化學課本目錄：選修1
第一章 關注營養平衡
第一節 生命的基礎能源---糖類
第二節 重要的體內能源---油脂
第三節 生命的基礎---蛋白質
第四節 維生素和微量元素
歸納與整理
第二章 促進身心健康
第一節 合理選擇飲食
第二節 正確使用葯物
歸納與整理
第三章 探索生活材料
第一節 合金
第二節 金屬的腐蝕和防護
第三節 玻璃、陶瓷和水泥
第四節 塑料、纖維和橡膠
歸納與整理
第四章 保護生存環境
第一節 改善大氣質量
第二節 愛護水資源
第三節 垃圾資源化
歸納與整理
附錄
後記
高二化學課本目錄：選修2
第一單元 走進化學工業
課題1 化學生產過程中的基本問題
課題2 人工固氮技術──合成氨
課題3 純鹼的生產
歸納與整理 練習與實踐
第二單元 化學與資源開發利用
課題1 獲取潔凈的水
課題2 海水的綜合利用
課題3 石油、煤和天然氣的綜合利用
歸納與整理 練習與實踐
第三單元 化學與材料的發展
課題1 無機非金屬材料
課題2 金屬材料
課題3 高分子化合物與材料
歸納與整理 練習與實踐
第四單元 化學與技術的發展
課題1 化肥和農葯
課題2 表面活性劑 精細化學品
歸納與整理 練習與實踐
結束語 迎接化學的黃金時代
高二化學課本目錄：選修3
第一章 原子結構與性質
第一節 原子結構
第二節 原子結構與元素的性質
歸納與整理 復習題
第二章 分子結構與性質
第一節 共價鍵
第二節 分子的立體結構
第三節 分子的性質
歸納與整理 復習題
第三章 晶體結構與性質
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
歸納與整理 復習題
開放性作業——元素周期表
後記
高二化學課本目錄：選修4
第一章 化學反應與能量
第一節 化學反應與能量的變化
第二節 燃燒熱 能源
第三節 化學反應熱的計算
歸納與整理
第二章 化學反應速率和化學平衡
第一節 化學反應速率
第二節 影響化學反應速率的因素第二節 影響化學反應速率的因素
第三節 化學平衡
第四節 化學反應進行的方向
歸納與整理
第三章 水溶液中的離子平衡
第一節 弱電解質的電離
第二節 水的電離和溶液的酸鹼性
第三節 鹽類的水解
第四節 難溶電解質的溶解平衡
歸納與整理
第四章 電化學基礎
第一節 原電池
第二節 化學電源
第三節 電解池
第四節 金屬的電化學腐蝕與防護
歸納與整理
附錄
後記
高二化學課本目錄：選修5
第一章 認識有機化合物
第一節 有機化合物的分類
第二節 有機化合物的結構特點
第三節 有機化合物的命名
第四節 研究有機化合物的一般步驟和 方法
歸納與整理 復習題
第二章 烴和鹵代烴
第一節 脂肪烴
第二節 芳香烴
第三節 鹵代烴
歸納與整理 復習題
第三章 烴的含氧衍生物
第一節 醇酚
第二節 醛
第三節 羧酸 酯
第四節 有機合成
歸納與整理 復習題
第四章 生命中的基礎有機化學物質
第一節 油脂
第二節 糖類
第三節 蛋白質和核酸
歸納與整理 復習題
第五章 進入合成有機高分子化合物的時代
第一節 合成高分子化合物的基本方法
第二節 應用廣泛的高分子材料
第三節 功能高分子材料
歸納與整理 復習題
結束語——有機化學與可持續發展
高二化學課本目錄：選修6
第一單元 從實驗走進化學
課題一實驗化學起步
課題二 化學實驗的綠色追求
第二單元 物質的獲取
課題一 物質的分離和提純
課題二 物質的制備
第三單元物質的檢測
課題一 物質的檢驗
課題二 物質含量的測定
第四單元 研究型實驗
課題一 物質性質的研究
課題二 身邊化學問題的探究
課題三 綜合實驗設計
附錄I 化學實驗規則
附錄II 化學實驗種的一些常用儀器
附錄III 部分鹽、氧化物、鹼融解性表
附錄IV 常見離子和化合物的顏色
附錄V 實驗室常用酸、鹼溶液的配製方法
附錄VI 一些酸、鹼溶液中溶質的質量分數和溶液的密度 附錄VII 幾種儀器分析方法簡介
後記
6. 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