化学选修三 人教版知识点总结
人教版高中化学选修三知识点
人教版高中化学选修三知识点人教版高中化学选修三知识点第1篇(3)电负性①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律金属元素的电负性一般小于，非金属元素的电负性一般大于，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在左右。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
4 . 电离能、电负性的应用(1)电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强;反之越弱。
②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)如果某元素的In+1?In，则该元素的常见化合价为+n。
如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为+1。
③判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。
当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
④反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。
人教版高中化学选修三知识点第2篇原子结构与性质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。
2、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、3、原子轨道(能级即亚层)：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。
【人教版】高中化学选修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。
高中化学选修三(人教版)知识要点
高中化学选修三(人教版)知识要点第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点】开天辟地现代大爆炸宇宙学理论宇宙大爆炸之初，产生了氢、氦、锂三种元素；元素不断演变出新的元素，至今氢仍为88.6%，是宇宙中含量最高的元素。
氢与氦共占宇宙元素总量的99.7%。
【知识点】能层和能级一、能层：按电子能量差异，将核外电子分为不同能层。
说明：能层也就是我们常规意义上的电子层，用K、L、M…等表示。
二、能级：同一能层电子（会互相影响），能量不同；同一能层中的电子可以分为能级。
1、每一能层的能级都从s开始；依次为s，p，d，f；说明：①同一能层中能级的能量一次升高，E(ns)＜E(np)……；但是在不同的能层中这个规律不一定成立，比如E(3s)＞E(2p)；②不同能层的同一能级的能量从内到外依次升高，比如E(1s)＞E(2s)…；③同一能层中的同一能级的不同轨道的能量是相等的；④不同能层的能级的能量大小，可以根据构造原理进行比较。
2、每一层的能级数目就是能层序数；比如第一层只有1个s能级。
3、能层不同的各能级容纳电子数目为s －2，p－6，d－10，f－14。
各能级所能容纳的最多电子数和能层数目无关。
4、每一能层最多容纳电子数目为2n2。
【知识点】构造原理、电子排布式、电子排布图（上海称为“电子排布的轨道表示式”）一、构造原理电子排布并不是简单的按照能层能量的大小顺序进行排布。
而是按照一定的能级顺序，先填满低能量的能级再排满高能量的能级。
这个规三、原子轨道电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
不同能级电子有不同的电子云轮廓图：s-球形；p-哑铃型。
说明：p电子轨道中的三个轨道是相互垂直的。
【知识点】自旋、泡利原理、洪特规则一、自旋自旋是电子除了空间运动状态之外的一种运动状态。
每个轨道可以容纳两个电子，常称之为电子对，一般用相反的两个箭头表示。
这两个的电子的运动状态是相反的，一个顺时针一个是逆时针。
二、泡利原理在一个原子轨道中，最多可以容纳2个电子，而且其自旋状态相反。
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主要涉及到有机化学的基本原理和有机化合物的合成方法，下面对这些知识点进行总结：1. 有机化学的基本概念：有机化学研究有机物的组成、结构、性质和变化规律。
有机物是由碳和氢构成的化合物，可分为烃、醇、酮、醚、酯、醚、醛、胺、酸等。
2. 共价键与配位键：有机物中的碳原子一般通过共价键与其他原子连接，共用电子对形成共价键。
配位键是由金属离子与配位子之间的电子共享形成的。
3. 有机物的软硬酸碱性：有机物中的碳原子带有正电荷，可被视为软酸；氧、硫等元素带有负电荷，可被视为软碱。
氮、磷等带有正电荷的原子可被视为硬酸，氧、氯等带有负电荷的原子可被视为硬碱。
4. 有机反应机理：有机反应机理是指有机化合物参与反应过程中的化学键的形成、断裂和移动等变化过程。
常见的有机反应机理有加合反应、消除反应、取代反应、重排反应等。
5. 醇和酚的合成和性质：醇是含有羟基（-OH）的有机化合物，通过醇的脱水反应可以合成酚。
醇和酚具有一定的酸碱性，可以发生酸碱反应和取代反应。
酚还具有酚醛试剂试验的特异性。
6. 醛和酮的合成和性质：醛和酮是由羰基（C=O）连接的有机化合物，通过酸催化的氧化反应可以合成醛。
醛和酮具有亲电性，可以发生加合反应、加氢反应、亲电取代反应等。
7. 脂肪酸和脂肪族酯的合成和性质：脂肪酸是通过醇和酸的酯化反应合成的，是长链碳酸的一种。
脂肪族酯是由醇和脂肪酸酯化合成的，常用作食品添加剂和工业原料。
8. 胺的合成和性质：胺是由氨基（-NH2）取代或连接到有机骨架上的化合物。
胺可以通过氨的取代反应或胺的加成反应合成，具有碱性和亲电性。
9. 芳香化合物及其衍生物的合成和性质：芳香化合物是由苯环及其衍生物组成的。
芳香化合物具有独特的稳定性和反应性，可以通过芳香取代反应和芳香合成反应进行合成。
10. 有机化合物的质谱分析：质谱分析是一种通过对化合物分子进行碎裂和质荷比分析，确定化合物的分子结构和相对分子质量的方法。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第一篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。
2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
要点精讲一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径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.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——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。
中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2．晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、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的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，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。
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。
本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。
下面是关于该教材的知识归纳。
第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。
2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。
3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。
第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。
2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。
3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。
4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。
第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。
2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。
第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。
2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。
4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。
第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。
2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。
化学选修三主要知识点总结
化学选修三主要知识点总结化学选修三是高中化学课程中的一部分，主要包括溶液、电化学和化学动力学等内容。
这一部分内容在高中化学课程中具有较高的难度，涉及的知识点较为复杂，需要认真学习和理解。
本文将对化学选修三的主要知识点进行总结，帮助学生更好地掌握这一部分内容。
一、溶液1. 溶解度和溶解度曲线溶解度是指单位温度下溶液中能溶解的物质的最大量。
在一定温度下，不同物质的溶解度是不同的，可以用溶解度曲线来表示。
溶解度曲线是指以溶解度为纵坐标，温度为横坐标所作的曲线图。
通过溶解度曲线，可以分析出在不同温度下物质的溶解度变化规律。
2. 饱和溶液、过饱和溶液和不饱和溶液饱和溶液是指在一定温度下，溶液中已经溶解了最大量的溶质的溶液。
过饱和溶液是指在一定温度下，溶液中含有比其溶解度更多的溶质的溶液。
不饱和溶液是指在一定温度下，溶液中还可以溶解更多的溶质的溶液。
3. 影响溶解度的因素影响溶解度的因素有温度、压力和溶剂种类等。
温度越高，溶解度越大；压力对溶解度的影响较小；不同溶质在不同溶剂中的溶解度也会有所差异。
4. 致密度和溶解度当溶质的离子半径与溶剂中的溶剂分子的半径相近时，致密度现象会发生。
致密度现象会导致溶质在溶剂中溶解度增加，使溶解度曲线呈现出不同于一般情况的特殊形状。
5. 离子产生溶解度一些化合物在溶液中会产生离子，而溶质的溶解度与其产生的离子有关。
离子产生溶解度会影响溶质的溶解度和溶解度曲线的形状。
6. 固体溶液的结构和性质固体溶液是指固体溶质溶解在固体溶剂中所形成的溶液。
固体溶液的结构和性质与其组成物质的种类、数量和相互间的相互作用有关。
7. 气体溶液的性质气体溶液是指气体溶质溶解在液体溶剂中所形成的溶液。
气体溶液的性质与溶质的种类、数量、温度和压力等有关，可以用亨利定律和亨利定律方程式来描述。
8. 溶解度规律溶解度规律是指物质在溶剂中的溶解度与溶质的性质、溶剂的性质以及温度等因素之间的关系。
溶解度规律可以用来预测溶质在溶剂中的溶解度，并对化学实验和工业生产中的溶解过程提供理论依据。
选修三化学知识点总结大全
选修三化学知识点总结大全本文主要包括选修三化学的知识点，主要内容包括化学平衡、电化学、化学热力学、化学动力学四个部分，由浅入深，循序渐进地进行介绍。
一、化学平衡1. 化学平衡的概念化学平衡是指当化学反应达到一定条件时，反应物和生成物的浓度或物质的化学性质不再发生明显变化，达到一种动态平衡状态。
2. 平衡常数平衡常数K是一个表示在特定温度下反应达到平衡时，生成物和反应物浓度的比例的量，它是反应物浓度和生成物浓度的乘积的比值。
3. 影响平衡位置的因素影响平衡位置的因素主要包括温度、浓度或压力、表面积等。
4. 平衡常数与温度的关系平衡常数与温度之间的关系可以通过热力学公式推导得出。
5. 反应物的浓度对平衡位置的影响反应物浓度对平衡位置的影响主要取决于反应物的化学式以及反应物的浓度。
6. 压力对平衡位置的影响平衡位置还可以通过压力来控制，通过改变压力可以改变平衡位置。
7. 平衡常数的改变平衡常数可以通过改变温度、浓度或压力等来改变。
二、电化学1. 电解质与非电解质电解质是指在水溶液中能够导电的化合物，非电解质则是指在水溶液中不能导电的化合物。
2. 电解电解是指在外加电场作用下，使电解质中的离子发生移动而产生化学变化的过程。
3. 电化学电池电化学电池是利用化学能、光能等能量转换为电能的设备，常见的电化学电池有原电池、干电池、蓄电池等。
4. 水解水解是指化合物与水发生反应，将化合物分解为离子的过程。
5. 电导率电导率是指单位长度内，单位截面积的溶液中任意两点之间导通单位电流所需的电压，通常用于表示电解质的导电性。
6. 电解质导电性的影响因素电解质导电性的影响因素主要包括浓度、温度、电场强度等。
7. 原电池的构成原电池主要由正极、负极和电解液三部分组成。
8. 电解质的输运过程电解质的输运过程主要包括扩散、迁移、传递等过程。
9. 基本电化学方程式基本电化学方程式主要包括氢氧离子在水中的电离、金属在电解质中的溶出和析出等。
高中化学选修三知识点总结
高中化学选修三知识点总结化学是一门探索物质性质与变化规律的科学，也是高中学习中不可或缺的一门科目。
高中化学选修三作为进阶学习的分支，涵盖了许多重要的知识点。
本文将对高中化学选修三的知识点进行总结，以帮助同学们更好地复习和理解。
一、氧化还原反应氧化还原反应是高中化学中的重要内容之一，也是许多其他化学反应的基础。
它描述了原子、离子或分子的电子转移过程。
化学方程式中产生电子的被称为还原剂，接受电子的被称为氧化剂。
氧化还原反应可以分为有机氧化还原反应和无机氧化还原反应。
其中，无机氧化还原反应比较常见，具有如下特点：1. 氧化态变化：在反应中，某些物质的氧化态发生变化。
氧化态是描述原子或离子中电荷情况的表示法，通过氧化态的变化可以追踪电子转移。
2. 氧化剂与还原剂：氧化剂能够接受电子，因此它的氧化态会减小。
还原剂能够提供电子，因此它的氧化态会增加。
3. 电子转移和离子交换：氧化还原反应中，电子的转移导致离子的交换，使得反应物形成新的物质。
二、化学平衡化学平衡是指在封闭系统中，反应物转化为生成物的速率相等时达到的状态。
化学平衡反应通常伴随着正向反应和反向反应的同时进行，而且浓度不再发生变化。
化学平衡的特点包括：1. 定态和动态：尽管反应物和生成物的浓度不再发生变化，但是反应仍然持续进行。
这是因为正向反应和反向反应仍在进行，只是速率相等而已。
2. 平衡常数：反应的平衡可以通过化学平衡常数（Kc）来描述。
Kc 是反应物浓度与生成物浓度的比值的乘积，它的数值表征了反应的平衡位置。
3. 影响平衡的因素：温度、浓度和压力的变化都可能对化学平衡产生影响。
例如，增加反应物的浓度会促进反向反应，从而使平衡位置向反应物一侧移动。
三、化学反应动力学化学反应动力学研究的是反应速率与反应条件之间的关系。
它关注的问题包括：反应速率、反应机理以及影响反应速率的因素等。
化学反应动力学的要点如下：1. 反应速率：反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物出现的量。
化学选修三知识点总结
化学选修三知识点总结第一章：化学反应速率与化学平衡化学反应速率是指化学反应中物质转化的快慢程度。
影响化学反应速率的因素有温度、浓度、催化剂等。
其中，温度的升高会加快反应速率，浓度的增加也会提高反应速率。
催化剂可以降低反应活化能，从而加快反应速率。
化学平衡是指反应物与生成物浓度之间达到一定比例时，反应速率前后保持不变的状态。
在化学平衡中，正向反应和逆向反应速率相等，但反应物和生成物浓度并不相等。
化学平衡可以通过改变温度、压力和浓度等条件来调节。
第二章：溶液的性质与溶解平衡溶液是由溶剂和溶质组成的一种混合物。
溶液的性质包括浓度、溶解度和溶液的物理性质等。
浓度是指单位体积溶液中溶质的质量或摩尔数。
溶解度是指在一定温度下溶质在溶剂中的最大溶解量。
溶解平衡是指溶质在溶剂中溶解和析出之间达到动态平衡的状态。
溶解平衡可以通过溶解度积来描述。
溶解度积是溶解度与溶剂浓度的乘积，当溶解度积大于溶解度时，溶液呈饱和状态；当溶解度积小于溶解度时，溶液呈不饱和状态；当溶解度积等于溶解度时，溶液呈临界饱和状态。
第三章：酸碱平衡与溶液的pH值酸碱平衡是指酸和碱在溶液中发生反应生成盐和水的化学反应。
酸的特征是能够释放出H+离子，碱的特征是能够释放出OH-离子。
酸碱反应的平衡可以通过酸碱中和反应来描述。
溶液的pH值是衡量溶液酸碱性强弱的指标。
pH值的计算公式为pH=-log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
pH值越低，溶液越酸；pH值越高，溶液越碱；pH值为7时，溶液为中性。
总结：化学选修三涵盖了化学反应速率与化学平衡、溶液的性质与溶解平衡、酸碱平衡与溶液的pH值等知识点。
理解这些知识对于深入了解化学反应和溶液的性质具有重要意义。
通过掌握化学反应速率与化学平衡的关系、溶液的浓度和溶解度的计算、酸碱反应和溶液的pH值的计算等内容，可以更好地理解和解释化学现象，为实验设计和控制提供指导。
在学习过程中，需要注意理论与实践的结合，通过实验验证理论，加深对化学知识的理解。
人教版高中化学选修三第一章知识点汇总
人教版高中化学选修三第一章知识点汇总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。
洪特规则（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 。
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。
高中化学选修三知识点总结
高中化学选修三知识点总结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。
(或A是否达最高价)(4)相似相溶原理①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
选修三化学知识点总结
选修三化学主要涉及以下几个知识点的总结：化学反应动力学：反应速率：描述反应物浓度随时间的变化率。
反应速率常数：表示反应速率与反应物浓度之间的关系。
反应级数：描述反应速率与反应物浓度的关系。
反应速率与温度：高温下反应速率较快，温度对反应速率的影响可由活化能和碰撞理论解释。
催化剂：增加反应速率但不参与反应本身。
化学平衡与化学反应的平衡常数：平衡态：反应物与生成物浓度之间的比例不再变化。
平衡常数：描述平衡态下反应物浓度之间的比例关系。
平衡常数与温度：温度升高时，平衡常数可能会发生变化。
平衡常数与反应方程式：通过平衡常数可推断反应方程式的平衡位置。
酸碱与溶液：酸碱性：根据氢离子（H⁺）或氢氧根离子（OH⁻）的生成与否判断溶液的酸碱性。
酸碱指示剂：根据颜色的变化来检测溶液的酸碱性。
pH值：用于描述溶液酸碱强度的指标，pH值小于7为酸性，大于7为碱性。
酸碱中和反应：酸与碱反应生成盐和水。
强酸强碱与弱酸弱碱：强酸强碱离子化程度高，弱酸弱碱离子化程度低。
电化学与电解：电解质与非电解质：电解质在水溶液中能够导电，非电解质不能导电。
电解：通过电流在电解质溶液中产生化学变化。
电解质溶液中的电解过程：阴极反应和阳极反应，电子转移和离子迁移。
氧化还原反应与电池：氧化还原反应产生电子流，电池利用氧化还原反应产生电能。
以上是选修三化学的主要知识点总结，涵盖了化学反应动力学、化学平衡与化学反应的平衡常数、酸碱与溶液以及电化学与电解等内容。
在学习过程中，建议结合教材的具体章节和实验案例进行深入学习和实践操作，以更好地理解和掌握这些知识点。
人教版高中化学选修三知识点汇总
化学选修3知识点总结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。
2.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。
3.原子轨道(能级即亚层)：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)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(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。
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]3d104s13.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循的顺序：1s2s2p 3s3p4s3d4p5s4d5p基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
三、元素周期律1.周期表中的5个区：s、p、d、ds、f2.外围电子-——价电子s与p区-——最外层上的电子d与ds区——最高能级组上的电子S区：ns1～2P区：n s2n p1～6d区：(n－1)d1～10n s1～2ds区：(n－1)d10n s1～2 3.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。
高中化学选修三知识点总结
高中化学选修三知识点总结高中化学选修三是高中化学课程的一部分，主要包括有机化学、生物化学和实验化学三个方面的内容。
以下是对这三个知识点进行详细介绍。
1. 有机化学：有机化学是一个研究有机物的科学，有机物是指含碳的化合物。
在高中化学选修三中，我们将学习有机化合物的命名、结构和性质。
(1) 有机化合物的命名：有机化合物的命名是有机化学的基础，是通过命名规则和命名方法来为化合物指定一个唯一的名称。
有机化合物的命名按照碳原子的数目、主要官能团和辅助官能团等进行分类和命名。
(2) 有机化合物的结构：有机化合物的结构包括分子式、结构式、立体结构等。
通过结构表示法，我们可以清晰地描述有机化合物的分子结构和原子之间的连接方式。
(3) 有机化合物的性质：有机化合物的性质包括物理性质和化学性质。
物理性质如熔点、沸点、溶解度等，可以用来描述化合物的物理特性；化学性质如燃烧、氧化还原等，可以用来描述化合物与其他物质发生反应的能力。
有机化学在日常生活中有着广泛的应用，它涉及到医药、食品、染料、塑料等领域，深入了解有机化学可以帮助我们更好地理解和应用这些化学知识。
2. 生物化学：生物化学是研究生物体内化学成分和化学反应的科学。
高中化学选修三中的生物化学主要包括生物大分子、生物能量转化和生物信息传递三个方面的内容。
(1) 生物大分子：生物大分子是生命体系中的重要组成部分，包括蛋白质、核酸、多糖和脂质等。
我们将学习这些生物大分子的结构、性质和功能，了解它们在生命过程中的重要作用。
(2) 生物能量转化：生物能量转化是生物体利用能量进行代谢和生命活动的过程。
我们将学习光合作用和呼吸作用等生物能量转化的机制，并了解能量在生物体内的转化和利用。
(3) 生物信息传递：生物信息传递是指生物体内信息的传递和转化。
我们将学习DNA和RNA等核酸的结构和功能，了解基因的表达和遗传信息的传递。
生物化学为我们理解生命的本质和生物体内化学反应的机制提供了重要的基础，它对于医学、生物工程和农业等领域有着重要的应用价值。
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通常指的是高中化学课程中的有机化学部分，它包含了有机化合物的结构、性质、反应机制以及合成方法等内容。
以下是对化学选修三知识点的总结。
一、有机化合物的基本概念有机化合物是指含有碳元素的化合物，它们是生命活动的基础。
有机化学是研究有机化合物的结构、性质、反应及其合成的科学。
二、有机化合物的命名有机化合物的命名遵循国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）的规则。
命名时需要考虑化合物的母体、取代基、位置编号等因素。
三、有机化合物的结构有机化合物的结构包括碳链、环状结构和立体化学。
碳原子通常以sp3、sp2和sp杂化形式存在，形成不同的化学键。
四、有机化合物的物理性质有机化合物的物理性质如熔点、沸点、溶解性等，与其分子结构和分子间作用力密切相关。
例如，分子间存在氢键的化合物通常具有较高的沸点。
五、有机反应的类型有机反应类型包括加成反应、取代反应、消除反应和重排反应等。
这些反应类型是理解有机化学合成和转化的基础。
六、有机反应的机理了解有机反应的机理对于预测反应的进程和结果至关重要。
反应机理涉及到反应物分子中化学键的断裂和形成，以及中间体的生成。
七、有机合成的策略有机合成是有机化学中的一个重要领域，它涉及到从简单原料出发，通过一系列反应合成目标分子。
合成策略包括逆合成分析、保护基团的使用等。
八、有机化合物的光谱分析有机化合物的光谱分析是鉴定其结构的重要手段。
常用的光谱方法有红外光谱（IR）、核磁共振（NMR）、紫外-可见光谱（UV-Vis）和质谱（MS）等。
九、有机化合物的生物合成生物合成是指生物体内通过酶催化的有机反应合成有机化合物的过程。
例如，植物通过光合作用合成葡萄糖，动物通过代谢途径合成氨基酸和脂肪酸。
十、有机化合物在医药中的应用许多有机化合物具有生物活性，被广泛用于医药领域。
例如，抗生素、止痛药、抗抑郁药等都是有机化合物。
十一、有机化合物在材料科学中的应用有机化合物在材料科学中也有重要应用，如塑料、橡胶、纤维和涂料等。
人教版高中化学选修三第三章第三节
2 6 2r 3
二、金属晶体的原子堆积模型
二、金属晶体的原子堆积模型
④面心立方最密堆积（铜型） Cu、Ag、Au A
C B A
C B A
二、金属晶体的原子堆积模型
12
6
3
54
二、金属晶体的原子堆积模型
二、金属晶体的原子堆积模型
立方面心最密堆积的配位数 =12
二、金属晶体的原子堆积模型
二、金属晶体的原子堆积模型
体心立方堆积的空间占有率 =68%
体对角线长为c 面对角线长为b 棱线长为a 球半径为r c2=b2+a2
b2=a2+a2 c=4r (4r)2=3a2
二、金属晶体的原子堆积模型
二、金属晶体的原子堆积模型
③六方最密堆积（镁型）Mg、Zn、Ti
12
6
3
54
二、金属晶体的原子堆积模型
二、金属晶体的原子堆积模型
1、几个概念
配位数：在晶体中与每个微粒紧密相邻 且距离相等的微粒个数
空间利用率： 晶体的空间被微粒占满的体积百分数 用来表示紧密堆积程度
二、金属晶体的原子堆积模型
金属的二维堆积方式
非密置层 配位数为4
密置层 配位数为6
二、金属晶体的原子堆积模型
2、金属的三维堆积方式
①简单立方堆积 唯一金属——钋
构成金属晶体的粒子：金属离子、自由电子 粒子间的作用力：金属键
常见金属晶体 ：金属、合金
一、金属键
3、金属性质与电子气理论①金 Nhomakorabea导电性 电子气的运动是没有一定方向的，但在外 加电场的条件下，自由电子定向运动形成 电流，所以金属容易导电
一、金属键
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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选修三知识点
第一章原子结构与性质
1能级与能层
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。
（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，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
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。
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。
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的部分以相应稀有气体的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)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。
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。
如基态硫原子的轨道表示式为
二.原子结构与元素周期表
1.一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类2n2。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
确定元素在周期表中位置的方法
若已知元素序数Z，找出与之相近上一周期的惰性气体的原子序数R，先确定其周期数。
再根究Z—R的值，确定元素所在的列，依照周期表的结构数出所在列对应的族序数。
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。
如：某元素的外围电子排布为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)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
（2）主族元素价电子数=族序数，副族元素III B--VIII族价电子数=族序数I B，II B价电子的最外层数=族序数
（3）各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
S区ns1-2 p区ns2np1-6、d区（n-1）d1-9 ns1-2、ds区（n-1）d10ns1-2
三.元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能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的最低能量。
第一电离能数值越小，
原子越容易失去1个电子。
在同一周期的元素中，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，同周期，从左到右总体呈现增大趋势。
（Be，N,P,Mg除外）同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，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）电离能的应用
①根据电离能数据确定元素核外电子的排布如：②确定元素在化合物中的化合价③判断元素金属性强弱
2.原子结构与元素性质的递变规律
3.对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如
第二章分子结构与性质
一.共价键
1.共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2.共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的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化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．
4.等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
常见的等电子体：CO和N2
二.分子的立体构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同
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的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的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，两者的构型一致；
(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3.配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较：都属共价键
（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)以配位键结合形成的化合物。
电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++ SO42-
配合物内界稳定不电离参加化学反应，外界电离后参加反应
三.分子的性质
1.分子间作用力的比较
2．分子的极性
(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
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，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．
4．手性
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象
5．无机含氧酸分子的酸性
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的正电性越高，使R —O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出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.获得晶体的三条途径
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
晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——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。
中学中常见的晶胞为立方晶胞
(1/8) (1/4) (1/2) (1 )
注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状
二.四种晶体的比较
2．晶体熔、沸点高低的比较方法
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、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的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅
（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，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.几种典型的晶体模型
.氯化钠晶体中阴、阳离子的配位数是 6 ，即每个Na+紧邻 6 个Cl-,这些Cl-构成的几何图形是正八面体；每个Na+与12个Na+等距离相邻。
平均每个氯化钠晶胞含有(4)个Na+和( 4 ) 个Cl-。