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【人教版】高中化学选修3知识点总结
选修3知识点总结
第一章 原子结构与性质
一、原子结构
1、能级与能层

2、原子轨道

3、原子核外电子排布规律
⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素得电中性基态原子得电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
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能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不就是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而就是指这样顺序填充电子可以使整个原子得能量最低。也就就是说，整个原子得能量不能机械地瞧做就是各电子所处轨道得能量之与。
（2）能量最低原理
现代物质结构理论证实，原子得电子排布遵循构造原理能使整个原子得能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理与能量最低原理就是从整体角度考虑原子得能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级得不同轨道（能量相同）时，总就是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3得轨道式为↑
↑
↑
或↓
↓
↓
，而不就是↑↓
↑

。
洪特规则特例：当p、d、f轨道填充得电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定得状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，就是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态得有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态得有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态得有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4、 基态原子核外电子排布得表示方法
(1)电子排布式
①用数字在能级符号得右上角表明该能级上排布得电子数，这就就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构得部分以相应稀有气体得元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
③外围电子排布式（价电子排布式）
(2)电子排布图(轨道表示式)就是指将过渡元素原子得电子排布式中符合上一周期稀有气体得原子得电子排布式得部分（原子实）或主族元素、0族元素得内层电子排布省略后剩下得式子。
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子得轨道表示式为

举例：
二、原子结构与元素周期表
1、原子得电子构型与周期得关系
(1)每周期第一种元素得最外层电子得排布式为ns1。每周期结尾元素得最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素得电子排布跟其她周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳得电子数等于一个周期所包含得元素种类。但一个能级组不一定全部就是能量相同得能级，而就是能量相近得能级。
2、元素周期表得分区
(1)根据核外电子排布
①分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

③若已知元素得外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中得位置。如：某元素得外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)得最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不就是其族序数(镧系、锕系除外)。
三、元素周期律
1、电离能、电负性
（1）电离能就是指气态原子或离子失去1个电子时所需要得最低能量，第一电离能就是指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得最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期得元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子得第二电离能比第一电离能要大
（2）元素得电负性用来描述不同元素得原子对键合电子吸引力得大小。以氟得电负性为4、0，锂得电负性为1、0作为相对标准,得出了各元素得电负性。电负性得大小也可以作为判断金属性与非金属性强弱得尺度，金属得电负性一般小于1、8，非金属得电负性一般大于1、8，而位于非金属三角区边界得“类金属”得电负性在1、8左右。它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性得应用
①判断元素得金属性与非金属性及其强弱
②金属得电负性一般小于1、8，非金属得电负性一般大于1、8，而位于非金属三角区边界得“类金属”(如锗、锑等)得电负性则在1、8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③金属元素得电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素得电负性越大，非金属元素越活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
（4）电离能得应用
①根据电离能数据确定元素核外电子得排布如：
②确定元素在化合物中得化合价
③判断元素金属性强弱
2、原子结构与元素性质得递变规律

3、对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方得主族元素得有些性质就是相似得，如

第二章 分子结构与性质
一、共价键
1、共价键得本质及特征
共价键得本质就是在原子之间形成共用电子对，其特征就是具有饱与性与方向性。
2、共价键得类型
①按成键原子间共用电子对得数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对就是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道得重叠方式分为σ键与π键，前者得电子云具有轴对称性，后者得电子云具有镜像对称性。
3、键参数
①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放得最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键得两个原子之间得核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2得分子中，两个共价键之间得夹角。
④键参数对分子性质得影响
键长越短，键能越大，分子越稳定．

4、等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同得分子具有相似得化学键特征，它们得许多性质相近。
常见得等电子体：
二、分子得立体构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道得要点
当原子成键时，原子得价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同得杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间得夹角不同，形成分子得空间形状不同。

2分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明得就是价层电子对得空间构型，而分子得空间构型指得就是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者得构型一致；
(2)当中心原子有孤对电子时，两者得构型不一致。

3、配位化合物
（1）配位键与极性键、非极性键得比较

（2）配位化合物
①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成得化合物。
②组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2。
三、分子得性质
1、分子间作用力得比较
2．分子得极性
(1)极性分子：正电中心与负电中心不重合得分子。
(2)非极性分子：正电中心与负电中心重合得分子。
3．溶解性
(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，
极性溶质一般能溶于极性溶剂．若存在氢键，则溶剂与溶质之间得氢键作用力越大，溶解性越好。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构得相似性，如乙醇与水互
溶，而戊醇在水中得溶解度明显减小．
4．手性
具有完全相同得组成与原子排列得一对分子，如左手与右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠得现象。
5．无机含氧酸分子得酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R得正电性越高，使R—O—H中O得电子向R偏移，在水分子得作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4

第三章 晶体结构与性质
一、晶体常识
1、晶体与非晶体比较

2、获得晶体得三条途径
①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。③溶质从溶液中析出。
3、晶胞
晶胞就是描述晶体结构得基本单元。晶胞在晶体中得排列呈“无隙并置”。
4、晶胞中微粒数得计算方法——均摊法
如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。中学中常见得晶胞为立方晶胞

立方晶胞中微粒数得计算方法如下：

注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞得形状
二、四种晶体得比较
2．晶体熔、沸点高低得比较方法
（1）不同类型晶体得熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体得熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体
由共价键形成得原子晶体中，原子半径小得键长短，键能大，晶体得熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅
（3）离子晶体
一般地说，阴阳离子得电荷数越多，离子半径越小，则离子间得作用力就越强，相应得晶格能大，其晶体得熔、沸点就越高。
（4）分子晶体
①分子间作用力越大，物质得熔、沸点越高；具有氢键得分子晶体熔、沸点反常得高。
②组成与结构相似得分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成与结构不相似得物质（相对分子质量接近），分子得极性越大，其熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
三、几种典型得晶体模型