(完整版)高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点归纳总结
高中化学选修3知识点归纳总结高中化学有很多需要记忆的知识点,高中化学分为选修和必修,下面小编给大家整理了关于高中化学选修3知识点归纳总结的内容，欢迎阅读，内容仅供参考!高中化学选修3知识点归纳总结(1)极性分子和非极性分子<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。
如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等;②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;③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH。
<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。
如：①不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。
②折线型分子，如H2O、H2S等。
③三角锥形分子如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，键的极性研究的什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①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。
②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。
③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。
④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。
高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结
高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）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）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＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（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①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。
②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。
③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）。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识一、化学平衡弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。
化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例(水溶液中的化学平衡)，因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。
1.弱电解质的电离(以CH3COOH的电离为例)(1)弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。
(2)电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。
注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。
K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。
通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。
多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的.电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1>K2>K3，一般都要相差104～105倍。
(3)弱电解质电离的特点：①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(电离的速率等于离子结合成分子的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。
②个性特点：电离过程吸热;电离程度较小。
(4)外界条件对电离平衡的影响：①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小;增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大;降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。
2.相变的概念及其条件。
3.气体的压力、体积和温度的关系（气体状态方程）。
4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。
二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。
2.分子的极性与非极性。
3.分子的键型及其特点。
4.共价键的键能和键长的关系。
三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。
2.键能的概念及其在化学反应中的表现。
3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。
4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。
四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。
2.物质的热分解与热合成的条件和特点。
3.确定物质的热分解和热合成的方法。
五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。
2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。
3.强电解质和弱电解质的区别和举例。
六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。
2.确定分子和离子的产生与存在的条件。
七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。
2.氢键的性质和应用。
3.离子键的特点和举例。
4.离子键的性质和应用。
八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。
2.确定离子晶体的特性和存在的条件。
3.共价晶体的特点和举例。
4.确定共价晶体的特性和存在的条件。
九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。
2.方向性杂化的概念和应用。
3.确定方向性杂化的条件和特点。
十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。
2.确定分子结构的仪器。
3.确定分子结构的实验步骤和原理。
综上所述，以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。
通过对这些知识点的学习，我们可以了解物质的分子结构和性质的关系，从而深入理解化学反应的本质和原理。
希望对你的学习有所帮助！。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）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）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＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（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①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。
②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。
③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。
(完整版)高中化学选修3知识点全部归纳
3高中化学选修知识点全部归纳（物质的结构与性质）(2011-01-09 17:59:01)转载▼化学学习标签：分类：洪特共价键电离能原子电子对杂谈.原子结构第一章与性质外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含一、认识原子核.义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电子云：1.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，电子图..云密度越小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电子层（能层）：Q.PN、O、、L子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、、M、也可以在不同类型的原子轨道处于同一电子层的原子核外电子，原子轨道（能级即亚层）：轨道ds轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，7. 3、5、和、f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1 2.(构造原理）号元素原子～36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1核外电子的排布.在含有(亚层)和自旋方向来进行描述.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道. 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.. ①.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②. 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:③.057146103、）、全空时、f:洪特规则的特例在等价轨道的全充满（p、df、(p）、半充满（p、d5110001. Cr [Ar]3d.如4s4s、Cu [Ar]3dfd、)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性2924(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
化学选修3知识点整理
化学选修3知识点整理
化学选修3知识点整理:
1. 化学平衡：平衡定律、JNC效应、酸碱电解质的酸碱性、溶液的中和反应、溶液的电离程度、酸碱平衡等
2. 化学热力学：反应焓、热力学第一、第二定律、温度和熵的变化、热力学量的计算等
3. 化学动力学：速率定律、反应机理、反应速率与温度的关系、催化剂的作用等
4. 化学分析：氧化还原滴定、络合滴定、酸碱滴定、光度法、荧光法、红外光谱法等
5. 化学工业：氨的制备、烯烃的制备、丙烯酸的生产、聚合反应、有机合成、材料的制备等
6. 有机化学：烃、芳香族化合物、醇、醛、酮、羧酸、酯、胺等有机化学基础知识
7. 高分子化学：高分子合成、高分子的物理性质、高分子的应用等
8. 生物化学：生物大分子、生物催化作用、生物化学反应、生物能量转化等
9. 分子生物学：DNA的复制、转录、翻译、基因表达控制、生物技术应用及社会伦理等
10. 化学与环境：大气污染、水污染、土壤污染及其防治、绿色化学等。
以上是化学选修3中的重点知识点。
高中化学选修三知识点
⾼中化学选修三知识点⾼中化学有很多需要记忆的知识点，⾼中化学分为选修和必修，为了⽅便⼤家学习，下⾯⼩编给⼤家分享⼀些⾼中化学选修三知识点，希望能够帮助⼤家，欢迎阅读!⾼中化学选修三知识1(1)极性分⼦和⾮极性分⼦<1>⾮极性分⼦：从整个分⼦看，分⼦⾥电荷的分布是对称的。
如：①只由⾮极性键构成的同种元素的双原⼦分⼦：H2、Cl2、N2等;②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;③极性键⾮极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH。
<2>极性分⼦：整个分⼦电荷分布不对称。
如：①不同元素的双原⼦分⼦如：HCl，HF等。
②折线型分⼦，如H2O、H2S等。
③三⾓锥形分⼦如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①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。
②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。
③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。
④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。
高中化学选修3重要知识点总结
高中化学选修3重要知识点总结高中化学选修三基础知识(一)原子结构1、能层和能级(1)能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
(2)能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)。
2、构造原理(1)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)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<(n-2)f < (n-1)d(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①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。
②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。
③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。
3、电子云与原子轨道(1)电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。
高中化学选修3知识点总结归纳
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，大多数元素的电中性基态原子的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。
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），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，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，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，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的不同轨道（能量相同）时，总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的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。
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第一章原子结构与性质•原子结构原子轨道加：也瓦子的总十轨ift 呈哦讳醪mW L1+ wpFfe 詆上各隐级上的廉「孰直養Elhm 睡緘丄宇牛佩址」一-牛⑴相同题上㈱子執坦能量的高低;MS 畀卩«d 曲『② 形状相R 的尙子報说能卡的髙低: lh 2令加靭……③ 同橋层内用状相同而伸屛方向 不同的廉了蜿ifi 的昶章和专'如 即“ 2i 如即勘道仰能楚4A 零3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基 轨道（能级），叫做构造原理。
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），而是指这样顺 序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的 能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量 最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，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，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之,态原子的电子按右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的不同轨道(能量相同)时，总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，洪特规则特例：当 p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即 p0、dO 、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14 时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有 4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充满状态的有：7N 2s22p3、 15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充满状态的有 10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
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完整版)化学选修三知识点总结化学选修三知识点总结第一章：原子结构与性质一、电子云、电子层、原子轨道的含义电子云是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。
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）是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）是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依次为1、3、5、7.二、构造原理和能级交错图多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理可以用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
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。
原子核外电子排布原理包括能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
能量最低原理是指电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道。
泡利不相容原理是指每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。
洪特规则是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。
洪特规则的特例是在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p、d、f)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。
能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式可以用来掌握能级的分布和元素的核外电子排布顺序。
三、元素电离能和元素电负性第一电离能是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。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
原子核外电子排布的周期性可以用元素周期表来表示。
元素电离能和元素电负性都具有周期性，具体可以参考元素周期表。
高中化学选修三的知识点总结
高中化学选修三知识点总结一、原子结构与性质1.能层和能级：（1）能层：离核越近的能层能量越低，能级数等于能层序数。
例如，第一能层只有 1 个能级（1s），第二能层有 2 个能级（2s、2p）等。
（2）能级：能量由低到高依次为 s、p、d、f 等，各能级可容纳的电子数为其轨道数的两倍，即 s 能级可容纳 2 个电子，p 能级 6 个电子，d 能级 10 个电子，f 能级 14 个电子。
2.构造原理：电子排入轨道的顺序，是书写基态原子电子排布式的依据。
比如，按照构造原理，电子会先填充能量较低的轨道，再填充能量较高的轨道。
存在能级交错现象，E(3d）如＞E（4s) 、E(4f）＞E(5p)等。
3.电子云与原子轨道：（1）电子云：是核外电子运动状态的形象化描述，电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道，电子云描述了电子在原子核外出现的概率密度分布。
（2）原子轨道：不同能级上电子出现概率约为 90% 的电子云空间轮廓图。
s 电子的原子轨道呈球形对称，p 电子的原子轨道呈纺锤形，且 np 能级各有 3 个相互垂直的原子轨道（用、、表示），nd 能级有 5 个轨道，nf 能级有 7 个轨道。
4.核外电子排布规律：（1）能量最低原理：电子优先排布在能量最低的能级里，然后再排布在能量逐渐升高的能级里。
（2）泡利原理：1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，且自旋方向相反。
（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同；当电子排布在 p、d、f 等能级时，处于全空、半充满或全充满状态时，整个原子的能量最低，最稳定。
5.原子结构与元素周期表：（1）周期：原子核外的能层数决定元素所在的周期，周期表共有七个周期，同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）族：原子的价电子总数决定元素所在的族（除Ⅷ族外），共有十六个族。
同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
高中化学选修三知识点归纳
高中化学选修三知识点归纳一、原子结构。
1. 能层与能级。
- 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能层，能层用符号K、L、M、N、O、P、Q表示，能量依次升高。
- 能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，如s、p、d、f等能级，各能级的能量顺序为ns < np < nd < nf（n为能层序数）。
2. 构造原理与电子排布式。
- 构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按顺序填入核外电子运动轨道，这个顺序被称为构造原理。
- 电子排布式：如铁（Fe）的电子排布式为1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2。
为了简化，还可以写成[Ar]3d^64s^2（其中[Ar]表示氩原子的核外电子排布结构）。
3. 基态与激发态、光谱。
- 基态原子：处于最低能量的原子。
- 激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
- 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同频率的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
原子光谱是线状光谱，可用于元素的定性分析。
二、分子结构与性质。
1. 共价键。
- 共价键的类型。
- σ键：原子轨道以“头碰头”方式重叠形成的共价键，如H - H键，s - s 重叠；H - Cl键，s - p重叠等。
- π键：原子轨道以“肩并肩”方式重叠形成的共价键，如N≡ N中，除了一个σ键外，还有两个π键。
- 共价键的参数。
- 键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。
键能越大，化学键越稳定。
- 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距。
键长越短，键能越大，共价键越稳定。
- 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
键角是描述分子立体结构的重要参数，如CO_2分子中键角为180^∘，为直线形分子；H_2O分子中键角为104.5^∘，为V形分子。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结一、化学反应原理1. 化学反应的类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应2. 化学方程式的书写与平衡- 书写化学方程式的原则- 平衡化学方程式的方法- 利用质量守恒定律进行方程式平衡3. 反应热与焓变- 反应热的定义- 焓变的计算- 热化学方程式4. 化学动力学- 反应速率的定义- 影响反应速率的因素- 速率定律与速率常数二、溶液与化学平衡1. 溶液的基本概念- 溶液的定义与分类- 浓度的表示方法- 溶液的物理性质2. 化学平衡- 可逆反应的特征- 化学平衡常数- Le Chatelier原理3. 酸碱平衡- 酸与碱的定义- pH与pOH的概念- 酸碱中和反应4. 沉淀-溶解平衡- 溶解度积（Ksp）- 沉淀的形成与溶解三、电化学1. 氧化还原反应- 氧化数的确定- 氧化还原反应的特征 - 电子守恒原理2. 伏打电堆与电池- 伏打电堆的原理- 电池的工作原理- 标准电极电势3. 电化学系列- 金属的电化学活性- 电化学系列表4. 电化学腐蚀与防护- 腐蚀的类型与机理- 防护措施四、有机化学基础1. 有机化合物的特征与分类- 有机化合物的定义- 基本有机化合物类型（烃、醇、酮、酸、酯等）2. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应- 氧化与还原反应3. 有机分子的结构与性质- 碳的杂化轨道- 分子的几何形状- 同分异构体4. 有机化学在生活中的应用- 有机合成材料- 生物体内的有机反应- 有机污染物的处理五、实验技能与安全1. 基本实验操作- 实验器材的使用- 常见化学实验操作2. 实验安全与事故处理- 实验室安全规则- 化学品的妥善处理- 紧急情况的应对措施3. 实验数据的处理与分析- 数据记录- 误差分析- 实验报告的撰写请根据实际教学内容和要求，对上述框架进行调整和补充。
每个部分都应详细列出相关的知识点，确保内容的完整性和准确性。
此外，为了便于学生复习和教师教学，建议在每个章节后附上相应的习题和案例分析。
高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)
高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质）第一章原子结构与性质。
一、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)：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1～36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。
①。
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。
②。
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.③.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（p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性。
如24Cr ［Ar］3d54s1、29Cu [Ar］3d104s1.(3)。
掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式。
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周期性。
化学选修三知识点总结
化学选修三知识点总结化学选修三是高中化学课程中的重要组成部分，主要涉及原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质等方面的知识。
下面让我们来详细梳理一下这些知识点。
一、原子结构与性质1、能层与能级能层即电子层，按能量由低到高依次为 K、L、M、N、O、P、Q 等。
能级则是在同一能层中，能量不同的电子亚层，例如 s、p、d、f 等。
能级的能量顺序为：ns ＜（n 2)f ＜（n 1)d ＜ np。
2、构造原理与电子排布式构造原理揭示了原子的核外电子排布规律。
电子排布式能准确表示出原子核外电子的排布情况，例如钠原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s¹。
3、原子轨道s 轨道呈球形，p 轨道呈哑铃形。
每个能级中的原子轨道数分别为：s 能级 1 个，p 能级 3 个，d 能级 5 个，f 能级 7 个。
4、泡利原理和洪特规则泡利原理指出一个原子轨道最多容纳 2 个电子，且自旋方向相反。
洪特规则则表明电子在能量相同的轨道上排布时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。
5、元素的性质包括原子半径、电离能、电负性等。
同周期从左到右，原子半径逐渐减小，电离能逐渐增大，电负性逐渐增大；同主族从上到下，原子半径逐渐增大，电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。
二、分子结构与性质1、共价键共价键具有饱和性和方向性。
根据原子轨道的重叠方式，分为σ 键和π 键。
σ 键头碰头重叠，稳定性较高；π 键肩并肩重叠，稳定性相对较低。
2、键参数键能、键长和键角是描述共价键的重要参数。
键能越大，键越稳定；键长越短，键越稳定；键角决定了分子的空间构型。
3、价层电子对互斥理论用于预测分子的空间构型。
中心原子的价层电子对数等于σ 键电子对数与孤电子对数之和。
4、杂化轨道理论常见的杂化类型有 sp、sp²、sp³等。
杂化轨道的形成使得原子的成键能力增强，分子的空间构型更加稳定。
5、分子的极性分子的极性取决于分子的空间构型和键的极性。
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高中化学选修3知识点总结
二、复习要点
1、原子结构
2、元素周期表和元素周期律
3、共价键
4、分子的空间构型
5、分子的性质
6、晶体的结构和性质
（一）原子结构
1、能层和能级
（1）能层和能级的划分
①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系
每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理
（1）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）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＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np
（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
①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。
②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。
③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。
3、电子云与原子轨道
（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。
因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。
“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。
（2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。
s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。
4、核外电子排布规律
（1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。
（2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。
（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。
（4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。
能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。
电子数
（5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数
（二）元素周期表和元素周期律
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Ⅷ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、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。
2、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。
（1）同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期（左右）同主族（上下）
原子结构核电荷数逐渐增大增大
能层（电子层）数相同增多
原子半径逐渐减小逐渐增大
元素性质化合价最高正价由+1+7负价
数=（8—族序数）
最高正价和负价数均相同，最高
正价数=族序数
元素的金属性和非
金属性
金属性逐渐减弱，非金属性
逐渐增强
金属性逐渐增强，非金属性逐渐
减弱
第一电离能呈增大趋势（注意反常点：
ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和
ⅥA族）
逐渐减小
电负性逐渐增大逐渐减小
（2）微粒半径的比较方法
①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。
②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。
如：Li<Na<K<Rb<Cs，F-<Cl-<Br-<I-
④同电子层结构（阳离子的电子层结构与上一周期0族元素原子具有相同的电子层结构，阴离子与同周期0族元素原子具有相同的电子层结构）：随核电荷数增大，微粒半径依次减小。
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
（3）元素金属性强弱的判断方法
金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强。
判
断
依
据
1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强
2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电
子的先后）
4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
5. 若x n++y x+y m+则y比x金属性强
6. 原电池反应中负极的金属性强
7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强
8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强
（4）非金属性强弱的判断方法
非金属性比本质原子越易得电子，非金属性越强
判
断
方
法
1. 与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极
上得电子的先后）
3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强
4. A n-+B B m-+A 则B比A非金属性强。